Trabajo de Uimica

Amoníaco

Amoníaco

Estructura química.

Estructura tridimensional.

Nombre (IUPAC) sistemático

Azano

General

Otros nombres Nitruro de Hidrógeno

Nitruro de Trihidrógeno

Espíritus de Hartshorn

Nitro-Sil

Vaporole

http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Modelo_de_compuesto_inorg%C3%A1nico

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ammonia-2D-dimensions.png

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ammonia-3D-balls-A.png

Gas de amonio

AM-FOL

Corna'e Sierbo

Fórmula estructural

Fórmula molecular NH3

Identificadores

Número CAS 7664-41-71

Número RTECS BO0875000 (anhidro)

BQ9625000 (soluciones)

PubChem 134988186

Propiedades físicas

Estado de agregación Gas

Apariencia Incoloro

Olor penetrante y desagradable

Densidad 0.73 kg/m 3 ; 0,00073 g/cm 3

Masa molar 17,03 g/mol

Punto de fusión 195,42 K (-78 °C)

Punto de ebullición 239,81 K (-33 °C)

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ammoniak.svg

Punto de descomposición 773 K (500 °C)

Temperatura crítica 405,5 K (132 °C)

Presión crítica 111,52 atm

Índice de refracción 1,355

Propiedades químicas

Acidez 9,24 pKa

Solubilidad en agua 89,9 g/100 ml (0 °C)

Momento dipolar 1,42 D

Termoquímica

ΔfH 0 gas -45,92 kJ/mol kJ/mol

ΔfH0líquido -40,2 kJ/mol kJ/mol

S 0 gas, 1 bar 192,77 J/mol·K J·mol-1·K

Calor específico 4,700 kJ/kg·K (liq)

80,08 kJ/mol·K cal/g

Peligrosidad

Punto de inflamabilidad 284 K (11 °C)

NFPA 704

130

Temperatura de

autoignición

924 K (651 °C)

Frases R R10, R23, R34, R50

Frases S (S1/2), S9, S16, S26, S36/37/39,

S45, S61

Límites de explosividad 15–28 %

Riesgos

Ingestión Es peligroso. Síntomas incluyen

náusea y vómitos; daño a los labios,

boca y esófago.

Inhalación Los vapores son extremadamente

irritantes y corrosivos.

Piel Disoluciones concentradas pueden

producir quemaduras severas

ynecrosis.

Ojos Puede causar daños permanentes,

incluso en cantidades pequeñas.

Más información Hazardous Chemical Database

Compuestos relacionados

Hidrurosrelacionados Arsina

Fosfina

Estibina

Bismutina

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:NFPA_704.svg

Hidruros de nitrógeno

relacionados

Hidrazina

Ácido azothídrico

Otros compuestos Hidróxido de amonio

Valores en el SI y en condiciones estándar

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

El amoníaco, amoniaco, azano, espíritu de Hartshorn o gas de amonio es un compuesto químico cuya moléculaconsiste en un átomo de nitrógeno (N) y tres átomos de hidrógeno (H) de acuerdo con la fórmula NH3.

Según la teoría de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia, los pares electrónicos de valencia del nitrógeno en la molécula se orientan hacia los vértices de un tetraedro, distribución característica cuando existe hibridación sp³. Existe un par solitario, por lo que la geometría de la molécula es piramidal trigonal (grupo puntual de simetría C3v). En disolución acuosa se puede comportar como una base y formarse el ion amonio, NH4

+, con un átomo de hidrógeno en cada vértice de un tetraedro.

El amoníaco, a temperatura ambiente, es un gas incoloro de olor muy penetrante y nauseabundo. Se produce naturalmente por descomposición de la materia orgánica y también se fabrica industrialmente. Es fácilmente soluble y se evapora rápidamente. Generalmente se vende en forma líquida.

La cantidad de amoníaco producido industrialmente cada año es casi igual a la producida por la naturaleza. El amoníaco es producido naturalmente en el suelo por bacterias, por plantas y animales en descomposición y por desechos animales. El amoníaco es esencial para muchos procesos biológicos.

La mayor parte (más del 80 %) del amoníaco producido en plantas químicas es usado para fabricar abonos y para su aplicación directa como abono. El resto es usado en textiles, plásticos, explosivos, en la producción de pulpa y papel, alimentos y bebidas, productos de limpieza domésticos, refrigerantes y otros productos. También se usa en sales aromáticas.

Su nombre fue dado por el químico sueco Torbern Bergman al gas obtenido en los depósitos de sal cerca del templo de Amón, enLibia y viene del griego, ammōniakón, que significa lo perteneciente a Amón. 2 3

Índice

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1 Usos y aplicaciones

2 Ambiente

3 Efectos nocivos en el organismo

o 3.1 Inhalación

o 3.2 Contacto con la piel

o 3.3 Ingestión

4 Tratamientos en los pacientes

5 Amoniaco líquido como disolvente

6 Síntesis industrial

7 Manejo del producto

8 Producto de limpieza

9 Fertilizante agrícola

10 Referencias

11 Enlaces externos

Usos y aplicaciones[editar]

Dependiendo de la concentración del amoníaco, éste puede usarse para fines distintos:4

El amoníaco concentrado al 15 % se usa para limpieza doméstica como desengrasante.

Concentrado al 25 % o más el amoníaco es usado para fines industriales.

Es importante no mezclar amoníaco con hipoclorito de sodio (lejía) ya que reaccionaría generando un gas irritante y muy tóxico.

Ambiente[editar]

El amoníaco es fácilmente biodegradable. Las plantas lo absorben con gran facilidad eliminándolo del medio, de hecho es un nutriente muy importante para su desarrollo.

Aunque concentraciones muy altas en el agua, como todo nutriente, puede causar graves daños en un río o estanque, ya que el amoníaco interfiere en el transporte de oxígeno por el agua. Es una fuente importante de nitrógeno que necesitan las plantas y los animales. Las bacterias que se encuentran en los intestinos pueden producir amoníaco. Una de ellas es la Helicobacter pylori, causante de gastritis y úlcera péptica.

Efectos nocivos en el organismo[editar]

Inhalación[editar]

En concentraciones elevadas irrita la garganta, inflama los pulmones, daña las vías respiratorias y los ojos. Según aumenta la concentración puede llegar a producir edema pulmonar ( El edema pulmonar a menudo es causado por insuficiencia cardíaca congestiva. Cuando el corazón no es capaz de bombear sangre al cuerpo de manera eficiente, ésta se puede represar en las venas que llevan sangre a través de los pulmones hasta el lado izquierdo del corazón.

A medida que la presión en estos vasos sanguíneos se incrementa, el líquido es empujado hacia los espacios de aire (alvéolos) en los pulmones. Este líquido reduce el movimiento normal del oxígeno a través de los pulmones. Esto y el aumento de la presión pueden llevar a dificultad para respirar) o la muerte cuando supera las 5000 ppm. Si la persona inhaló el tóxico, trasládela inmediatamente a un sitio donde pueda tomar aire fresco, e inmediatamente después acudir rápidamente al médico.

Contacto con la piel[editar]

El amoníaco puede producir irritación de la piel, sobre todo si la piel se encuentra húmeda. Además, puede llegar a quemar y ampollar la piel al cabo de unos pocos segundos de

exposición con concentraciones atmosféricas superiores a 300 ppm. Si el químico está en la piel o en los ojos, enjuague con agua abundante al menos por 15 minutos.

Ingestión[editar]

Este compuesto es gaseoso en condiciones atmosféricas normales siendo poco probable su ingestión. Sin embargo, en caso de producirse, puede destruir la mucosa gástrica, provocando severas patologías e incluso la muerte. Si la persona ingirió el químico, suminístrele agua o leche inmediatamente, a menos que el médico haya dado otras instrucciones. No suministre leche ni agua si el paciente presenta síntomas que dificulten la deglución ( problemas al tragar ), tales como vómitos, convulsiones o disminución de la lucidez mental.

Tratamientos en los pacientes[editar]

Broncoscopia: colocación de una cámara a través de la garganta para observar las

quemaduras en las vías respiratorias y en los pulmones.

Endoscopia: colocación de una cámara a través de la garganta para observar las

quemaduras en el esófago y el estómago.

Líquidos por vía intravenosa (IV).

Medicamentos para tratar los síntomas.

Medicamento para neutralizar el efecto del tóxico (un antídoto).

Oxígeno y soporte respiratorio.

Desbridamiento cutáneo (extirpación quirúrgica de la piel quemada).

Lavado de la piel (irrigación), quizá con intervalos de pocas horas durante varios días.

Amoniaco líquido como disolvente[editar]

El amoniaco líquido es el disolvente de ionización no acuoso más conocido y estudiado. Su propiedad más llamativa es su capacidad para disolver metales alcalinos formando disoluciones con mucho color y conductoras de la electricidad conteniendoelectrones solvatados. La constante de disociación iónica del amoniaco a −50 °C es de aproximadamente 10−33 mol²·l−2.

Síntesis industrial[editar]

El NH3 se obtiene por el método denominado proceso Haber-Bosch (Fritz Haber y Carl Bosch recibieron el Premio Nobel de Química en los años 1918 y 1931). El proceso consiste en la reacción directa entre el dinitrógeno y el dihidrógeno gaseosos

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ΔH° = -46,2 kJ/mol ΔS° < 0

25 °C K = 6,8.10¬5 atm 850 °C K = 7,8.10¬-2 atm

Estos valores se obtienen por medio de la ecuación de van't Hoff. Es una reacción muy

lenta, puesto que tiene una elevadaenergía de activación, consecuencia de la estabilidad

del N2. La solución al problema fue utilizar un catalizador (óxido de hierroque se reduce a

Fe0 en la atmósfera de H2) y aumentar la presión, ya que esto favorece la formación del

producto. Aunquetermodinámicamente la reacción transcurre mejor a bajas temperaturas,

esta síntesis se realiza a altas temperaturas para favorecer la energía cinética de las

moléculas y aumentar así la velocidad de reacción. Además se va retirando el amoníaco a

medida que se va produciendo para favorecer todavía más la síntesis de productos.

Manejo del producto[editar]

Límite inflamable inferior: 19 % en volumen.

Límite inflamable superior: 25 % en volumen.

Temperatura de autoignición: 651 °C.

Extinción del fuego: riego de agua o niebla de agua, dióxido de carbono, espuma de

alcohol, productos químicos secos.

Medidas de control: protección respiratoria adecuada como máscaras o equipos de

respiración asistida. Procedimientos de trabajo seguro. Fuentes para el lavado de los ojos

y duchas de seguridad en el lugar de trabajo.

Manipular con guantes.

No ingerir.

Producto de limpieza[editar]

El clorhidrato de amoníaco es un exitoso producto de limpieza. Su efectividad consiste en sus propiedades como desengrasante lo que lo hace útil para eliminar manchas difíciles. Se utiliza como limpiahogar diluido en agua. También es efectivo para la limpieza de manchas en ropa, telas, alfombras, etc. El amoníaco es capaz de quitar el brillo al barniz y la cera por lo que se utiliza en tareas de decapado de muebles.5 Durante su utilización debe evitarse la mezcla con lejía, porque contiene hipoclorito de sodio, que reacciona con el amoníaco produciendo cloramina, un gas irritante y muy tóxico.6

Fertilizante agrícola[editar]

Artículo principal: Amoníaco en la agricultura

En forma de amoníaco anhidro tiene un uso como fertilizante aumentando los niveles de nitrógeno del suelo.

Hidróxido de magnesio





General

Otros nombres Hidróxido magnésia, leche de

magnesia

Fórmula

semidesarrollada

Mg(OH)2

Fórmula molecular Mg O 2H2

Identificadores


Número RTECS MB9188000

ChEBI 6637

ChemSpider 14107

PubChem 14791


Estado de agregación Sólido

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_agregaci%C3%B3n_de_la_materia

http://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/summary/summary.cgi?cid=14791

http://es.wikipedia.org/wiki/PubChem

http://www.chemspider.com/14107

http://es.wikipedia.org/wiki/ChemSpider

http://www.ebi.ac.uk/chebi/searchId.do?chebiId=6637

http://es.wikipedia.org/wiki/ChEBI

http://es.wikipedia.org/wiki/RTECS

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_magnesio#cite_note-1

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_CAS

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno

http://es.wikipedia.org/wiki/Magnesio

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_molecular

http://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_hidroxilo


http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_semidesarrollada

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_semidesarrollada

http://es.wikipedia.org/wiki/Uni%C3%B3n_Internacional_de_Qu%C3%ADmica_Pura_y_Aplicada

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydroxid_ho%C5%99e%C4%8Dnat%C3%BD.PNG

Apariencia Blanco

Densidad 2344.6 kg/m 3 ; 2,3446g/cm 3


Punto de fusión 623 K (350 °C)

Estructura cristalina Sistema cristalino trigonal


Solubilidad en agua 12 mg en 1 L de agua

Termoquímica

ΔfH 0 gas -561 kJ/mol

ΔfH0sólido -925 kJ/mol

Riesgos

Ingestión Sin riesgo en bajas dosis, peligroso en

gran cantidad.

Inhalación Puede causar irritación.

Piel Puede causar irritación.

Ojos Puede causar irritación.



http://es.wikipedia.org/wiki/Atm%C3%B3sfera_(unidad)

http://es.wikipedia.org/wiki/Grado_Celsius

http://es.wikipedia.org/wiki/Condiciones_est%C3%A1ndar_(qu%C3%ADmica)

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Joule_(unidad)


http://es.wikipedia.org/wiki/Joule_(unidad)

http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa_de_formaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Agua

http://es.wikipedia.org/wiki/Miligramo

http://es.wikipedia.org/wiki/Solubilidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Redes_de_Bravais

http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_fusi%C3%B3n


http://es.wikipedia.org/wiki/Gramo

http://es.wikipedia.org/wiki/Masa_molar

http://es.wikipedia.org/wiki/Cent%C3%ADmetro_c%C3%BAbico

http://es.wikipedia.org/wiki/Gramo

http://es.wikipedia.org/wiki/Metro_c%C3%BAbico

http://es.wikipedia.org/wiki/Kilogramo

http://es.wikipedia.org/wiki/Densidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Blanco_(color)

El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2 es raramente utilizado como saborizante o como regulador. Se obtiene al mezclar hojuelas de magnesio con agua oxigenada:

Historia[editar]

En 1829, Sir James Murray uso una preparación fluida de magnesia de su propio diseño para tratar al Lord Teniente de Irlanda, el Marqués de Anglesey. Fue tan exitoso (y además pagado como tal en Australia siendo aprobado por el Royal College of Surgeonsen 1838)2 que Anglesey fue nombrado médico residente y a dos Lores tenientes posteriores, siendo nombrado caballero. Su producto de magnesia fluida fue patentado dos años después de su muerte en 1873.3

El término leche de magnesia fue primeramente usado para una suspensión alcalina de color blanco, acuosa, de hidróxido de magnesio formulada en alrededor de 8 %p/v por Charles Henry Phillips en 1880 que fue vendida bajo el nombre de (en inglés:Phillips' Milk of Magnesia, ‘Leche de Magnesia Phillips’)? para uso medicinal. Se utiliza tanto como laxante como para neutralizar el ácido gástrico (antiácido).

Sin embargo el nombre era de propiedad parcial de GlaxoSmithKline además el registro USPTO muestra que "Milk of Magnesia (Leche de Magnesia)" fue registrado por Bayer,4 y " tommson' Milk of Magnesia" (Leche de Magnesia Phillips) lo había registradoSterling Drug.5 En el Reino Unido, el nombre (no de marca o genérico) "Milk of Magnesia" y "Phillips' Milk of Magnesia" es "Cream of Magnesia" (Crema de Magnesia) Mezcla de Hidróxido de magnesio, BP).

Hidróxido de aluminio

Hidróxido de aluminio


http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Sterling_Drug&action=edit&redlink=1


http://es.wikipedia.org/wiki/Bayer

http://es.wikipedia.org/wiki/Oficina_de_Patentes_y_Marcas_de_Estados_Unidos

http://es.wikipedia.org/wiki/GlaxoSmithKline

http://es.wikipedia.org/wiki/Anti%C3%A1cido

http://es.wikipedia.org/wiki/Laxante

http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Etimolog%C3%ADas

http://es.wikipedia.org/wiki/Idioma_ingl%C3%A9s

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Charles_Henry_Phillips&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Soluci%C3%B3n_porcentual&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Base_(qu%C3%ADmica)

http://es.wikipedia.org/wiki/Suspensi%C3%B3n_(qu%C3%ADmica)



http://es.wikipedia.org/wiki/1838

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Royal_College_of_Surgeons&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Royal_College_of_Surgeons&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/James_Murray

http://es.wikipedia.org/wiki/1829

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Hidr%C3%B3xido_de_magnesio&action=edit&section=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Agua_oxigenada


http://es.wikipedia.org/wiki/Regulador

http://es.wikipedia.org/wiki/Saborizante

http://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_hidroxilo



http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Gibbsite-crystal-3D-balls.png


Aluminium(3+) trioxidanide

General

Otros nombres Aluminic acid

Aluminic hydroxide

Aluminium(III) hydroxide

Aluminium hydroxide

Hydrated alumina

Orthoaluminic acid


Identificadores


Número RTECS BD0940000

ChEBI 33130

ChemSpider 8351587

PubChem 10176082

UNII 5QB0T2IUN0


Apariencia blanco sólido

Densidad 2.42 kg/m 3 ; 0,00242g/cm 3

Masa molar 78.00 g/mol g/mol

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydroxid_hlinit%C3%BD.PNG

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Aluminium_hydroxide.svg



Acidez >7 pKa

Solubilidad en agua 0.0001 g/100 mL (20 °C)



El hidróxido de aluminio, Al(OH)3, es la forma más estable de aluminio en condiciones normales. En la naturaleza se encuentra como mineral de gibbsita. Están cercanamente relacionados el hidróxido de óxido de aluminio, AlO(OH), y el óxido de aluminio, Al2O3, solamente diferenciándose por la pérdida de agua. Juntos, estos compuestos son los componentes principales del mineral omena de aluminio, la bauxita.

El carácter de 'hidróxido de aluminio' ha sido polémico. Es seguro decir que un simple esquema de los iones de Al3+ y OH- están sobresimplificados. son muy comunes más y menos formas hidratadas. En lugar de ello, alguna gente escribe Al2O3.xH2O.

Índice

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1 Reacciones

2 Farmacología

3 Véase también

4 Referencias

5 Bibliografía

6 Enlaces externos

Reacciones[editar]

El hidróxido de aluminio es anfotérico. En condiciones fuertemente ácidas, se forma Al(OH)2+ y

en condiciones fuertemente básicas, se forma Al(OH)4-. Éstos son los principales iones en

soluciones diluidas; en soluciones concentradas, se forman los iones poliméricos que pueden ser bastante complejos.

Las sales del anión Al(OH)4- o similar, por ejemplo AlO2

-, a veces son llamadas aluminatos.

El Al(OH)3 tiene una masa molar de 78.01 y un pKs=33.

Cuando es usado, el hidróxido de aluminio neutraliza el exceso del ácido. Por ejemplo, el ácido del jugo gástrico reacciona con el hidróxido de aluminio para formar cloruro de aluminio (una sal) y agua: Al(OH)3 + 3HCl da como resultado AlCl3 + 3H2O.2

Farmacología[editar]

Farmacológicamente este compuesto, también conocido como Alu-Cap o Aludrox, es usado como un antiácido. Este se enlaza con el exceso de ácido en el estómago, por lo tanto reduciendo su acidez. También sirve para eliminar la sudoración. Esta disminución de la

acidez del contenido del estómago puede ayudar a aliviar los síntomas de úlceras, pirosis o dispepsia. A diferencia de otrosantiácidos, el hidróxido de aluminio no produce gases de CO2, no causa eructos y, por la efectividad de la reacción deneutralización, no es frecuente la aparición de una alcalosis metabólica. Sin embargo, las sales de aluminio, como el cloruro de aluminio, pueden producir estreñimiento, por lo que se acostumbra añadir otros medicamentos, como el carbonato de magnesio, para minimizar el impacto sobre la función intestinal.2

En pacientes con una insuficiencia renal, este compuesto también es usado como quelante de fosfato para controlar los niveles defosfato en la sangre. Sin embargo, hay evidencias de que el consumo excesivo de aluminio puede contribuir a la aparición deenfermedades neurodegenerativas como la enfermedad de Alzheimer.3 4

Aluminio agregado a las vacunas

El aluminio se utiliza como sustancia que ayuda (adyuvante) a tener una mayor respuesta inmunológica frente a la presentación del antígeno de la vacuna. Está presente en casi todas las vacunas que trabajan con sustancias muertas como hidróxido de aluminio o fosfato de aluminio (excepciones son la polio IPV y algunas vacunas contra la influenza donde se usan otras sustancias para este fin).

Según el esquema tradicional de vacunas, los lactantes reciben en los primeros meses de vida 2,4 mg de aluminio inyectado. Éste se disemina en el cuerpo y se acantona en diferentes órganos como la médula ósea, el sistema nervioso, los riñones y los músculos. La American Society for Clinical Nutrition da como valor límite la administración de 2 µg por kg de peso a través de infusiones (inyección a los vasos sanguíneos). En un bebé de 6 kg de peso con una sola vacuna séxtuple (de las que suele recibir 3 dosis hasta los 6 meses), se excede en 60 veces esa dosis. Una parte de los niños no se encuentra en condiciones de volver a excretar el aluminio.

El aluminio puede producir inflamaciones en los músculos y tejido circundante, como en las vías linfáticas cercanas, hasta incluso abscesos. En forma muy poco frecuente se producen nódulos que generan picazón por años. El aluminio también favorece la aparición de enfermedades alérgicas.

Los efectos indeseados del aluminio: puede producir efectos inmunológicos y tóxicos en el sistema nervioso. Después de vacunas en los lactantes, aumenta la concentración en el sistema nervioso central de manera suficiente para afectar los factores de crecimiento y genéticos de neuronas y de inhibir la generación de nuevas conexiones (sinapsis) entre ellas. El 10-15 % de los niños tienen una susceptibilidad especial frente a sustancias como el aluminio. En experimentos animales (investigación hecha en Canadá)* se pudo comprobar lo siguiente. Se inyectó a ratones dosis de aluminio proporcionales a las que recibe un lactante en relación al peso y se lo comparó con un grupo de ratones a los que se les inyectó un placebo. Los animales llamaron la atención en los meses que siguieron a la vacunación por presentar debilidad muscular, pérdida de la memoria y miedos. Además tuvieron un exceso de reacciones cutáneas alérgicas. En la autopsia los investigadores encontraron: células en muerte celular programada (apoptosis neuronal) y signos de degeneración (infiltrados astrocitarios) en la médula espinal. En la parte de la discusión de su trabajo escriben “…En tanto no se haya aclarado la seguridad de estas sustancias de la vacunación a través de estudios a largo plazo, en donde se evalúe su influjo sobre el sistema nervioso de manera sistemática, hay que pensar que muchos vacunados estarán expuestos al riesgo de complicaciones neurológicas tardías y que los vacunados hoy podrían desarrollar más adelante problemas como éstos.”

Hidróxido de calcio




General

Otros

nombres

Hidróxido cálcico

Dihidróxido de calcio

Cal apagada

Cal muerta

Fórmula

semidesarrol

lada

Ca (OH)2

Fórmula

molecular

Ca O 2H2

Identificadores

Número 1305-62-01


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Calcium_hydroxide.jpg

CAS

Número

RTECS

EW2800000

ChEBI 31341

ChemSpider 14094

PubChem 14777


Estado de

agregación

Sólido

Apariencia Polvo blanco

Densidad 2211 kg/m 3 ; 2,211 g/cm 3


Punto de

descomposici

ón

653 K (380 °C)

Estructura

cristalina

Hexagonal


Alcalinidad -2.37 pKb

Solubilidad e

n agua

0.185g/100 cm³

Producto de

solubilidad

7.9 x 10−6

Termoquímica

ΔfH0sólido -985.2 kJ/mol

Calor

específico

0.28342 cal/g

Peligrosidad

Frases R R37, R38, R41

Frases S S2, S25, S26, S37, S39

Frases H H315, H318, H335

Frases P P102, P280,P305+P351+P310,P302+P352, P26

1,P304+P340, P501



El hidróxido de calcio, dihidróxido de calcio o cal hidratada (otros sinónimos: hidrato de cal, cal apagada, cal muerta, cal aérea apagada, cal de construcción, cal química, cal fina, cal de albañilería, flor de cal, cal Viena) con fórmula Ca(OH)2, se obtiene, de manera natural, por hidratación del óxido de calcio (cal viva) en unos equipos denominados hidratadores.2

También se puede obtener, como subproducto procedente de residuos cálcicos de procesos de fabricación de diversas sustancias, por precipitación de la mezcla de una solución de cloruro de calcio con una de hidróxido de sodio o haciendo reaccionar carburo de calcio con agua. En este último caso, durante el proceso se libera acetileno, que se aprovecha para las lámparas o equipos desoldadura autógena u oxicorte que funcionan con dicho gas.

Si se calienta a 512 °C,3 el hidróxido de calcio se descompone en óxido de calcio y agua. La solución de hidróxido de calcio en agua es una base fuerte que reacciona violentamente con ácidos y ataca varios metales. Se enturbia en presencia de dióxido de carbono por la precipitación de carbonato de calcio.

Índice

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1 Proceso de fabricación

2 Aplicaciones de la cal hidratada

o 2.1 Industria

o 2.2 Construcción

o 2.3 Protección ambiental

o 2.4 Agricultura

3 Aspectos relacionados con la salud y la seguridad

4 Véase también

5 Referencias

6 Enlaces externos

Proceso de fabricación[editar]

El óxido de calcio (CaO) obtenido en la calcinación de la caliza reacciona inmediatamente con el agua, transformándose en hidróxido de calcio (Ca(OH)2). Este fenómeno se conoce como hidratación o apagado de la cal viva (CaO).

En el apagado se libera una gran cantidad de calor según la siguiente reacción:

CaO + H2O → Ca(OH)2 + calor

El apagado de la cal viva puede hacerse de tres formas:

Apagado con poca agua: se llama hidratación seca y se hace con la cantidad

estequiométrica de agua. El producto obtenido es un polvo seco.

Apagado con una cantidad media de agua: se hace con una inmersión o inundación de la

cal con el agua. El producto resultante es una pasta de cal.4

Apagado con abundante agua: Se obtiene la suspensión o lechada de cal.

El hidróxido de calcio ocupa un volumen, aproximadamente, un 20 % mayor que el correspondiente al óxido de calcio original, por lo que se produce un efecto expansivo, de tal modo que un terrón de cal viva se transforma en cal hidratada pulverulenta o en una pasta más o menos consistente de acuerdo con la cantidad de agua utilizada para el apagado.

Los procesos modernos de fabricación industrial de la cal apagada consiguen el apagado total de la cal viva.

Como información adicional, el hidróxido de calcio absorbe el dióxido de carbono del aire (recarbonatación) para formar carbonato de calcio (que es un material común en la naturaleza), cerrándose así el denominado Ciclo de la Cal.

Aplicaciones de la cal hidratada[editar]

La cal hidratada se emplea5 en:

Industria[editar]

Metalúrgica: En la producción de magnesio se pueden utilizar dos tipos de procesos de

fabricación: proceso electrolítico o proceso de reducción térmica, en el proceso

electrolítico se utiliza cal hidratada.

Química: En mezclas de pesticidas; en el proceso para la neutralización de ácido

sobrante, en la industria petrolera; en la manufactura de aditivos para el petróleo crudo; en

la industria petroquímica para la manufactura de aceite sólido; en la manufactura

de estereato de calcio; como rellenante y como materia prima para la obtención de

carbonato de calcio precipitado (CCP ó PCC).

Industrias alimentarias:

1. Industria azucarera (en concreto en el azúcar de caña)

2. Ostricultura

3. Piscicultura

4. Industria láctea

5. Fabricación de colas y gelatinas

6. Conservación de frutas y verduras: Para la eliminación del exceso de CO2 en las

cámaras de atmósfera controlada (AC) para la conservación de frutas y verduras

(también flores)

7. Tratamiento del trigo y del maíz: Componente para la nixtamalización del maíz para

producir tortillas.

8. Fabricación de la sal: Para librar una salmuera de carbonatos de calcio y magnesio en

la manufactura de sal de mesa.

9. Para el procesamiento de agua para bebídas alcohólicas y carbonatadas

Farmacopea

Cosmética

Industria papelera6

Manufactura de discos de freno

Manufactura de ebonita

Material odontológico y dental: Material de tratamiento de los conductos

radiculares Endodoncia ó protección pulpar directa o indirecta en caso de restauraciones

coronarias dentales [operatoria dental]

Construcción[editar]

Infraestructuras: En estabilización de suelos para mejorar las propiedades de los suelos

arcillosos y en mezclas bituminosas en caliente para aumentar su durabilidad.

Edificación: En morteros de cal,7 encalados, pinturas (para la preparación de mezclas

secas para pintura y decoración, y como pintura para muchas canchas de deportescomo

el fútbol y el tenis), estucos y prefabricados de cal (piedra artificial de cal y bloques de

tierra comprimida).

Protección ambiental[editar]

Tratamiento de aguas potables (potabilización): Se emplea para ablandar, purificar,

eliminar turbiedad, neutralizar la acidez y eliminar la sílice y otras impurezas con el fin de

mejorar la calidad del agua que consumen las personas.

Tratamiento de aguas residuales: La cal se utiliza, de manera muy habitual, en los

tratamientos convencionales químicos de aguas residuales industriales, básicamente, de

carácter inorgánico.

La cal es un álcali fácilmente disponible, que es utilizado ampliamente en el tratamiento o línea de lodos en las plantas de depuración de aguas residuales urbanas o en aguas industriales de carácter orgánico.

Remineralización de agua desalinizada: La adición de cal permite realizar un

acondicionamiento del agua desalinizada que puede ir desde un ajuste de pH y reducción

de la agresividad, hasta la remineralización de las aguas por el aporte de calcio. La cal es

imprescindible para el tratamiento final de las aguas procedentes de la desalinización del

agua del mar puesto que aporta uno de los compuestos nutricionales básicos - el calcio - y

es necesaria para el mantenimiento del equilibrio cal-carbónico, con el fin de evitar

incrustaciones o corrosiones.

Depuración de gases: La cal, dependiendo del proceso, es el desulfurante más rentable

y natural que elimina el anhídrido sulfuroso y otros gases ácidos (HCl, HF y NOx) de los

humos industriales de incineradoras de residuos sólidos urbanos, de centrales térmicas y

de la industria en general. La cal también se emplea para eliminar los compuestos

orgánicos persistentes (COP) como son dioxinas y furanos, y metales pesados de

incineradoras municipales e industriales.

Tratamiento de residuos: La cal se emplea, además de como integrante de diversos

tratamientos químicos, como agente para prevenir los malos olores y la contaminación de

las aguas por la lixiviación.

Tratamiento de suelos contaminados: Las técnicas empleadas en el tratamiento de

suelos contaminados se agrupan de la manera siguiente:

1. Fisicoquímicos

2. Estabilización - solidificación

3. Biológicos

4. Térmicos

En el tratamiento ó método físico-químico (que constituye un proceso de transformación del residuo mediante la adición de una serie de compuestos químicos para alcanzar el objetivo deseado), la cal se utiliza en las técnicas de neutralización, precipitación y decloración. Con respecto a la técnica de estabilización / solidificación (cuyo principal objetivo es reducir la movilidad y solubilidad de contaminantes presentes en el suelo, disminuyendo su toxicidad y eliminando su lixiviación), existe una variante denominada “Solidificación con cal y materiales puzolánicos”.

Agricultura[editar]

Los usos en la agricultura8 son:

Enmienda: Se utiliza para mejorar las características de los suelos agrícolas: acidez,

porosidad y actividad biológica del suelo.

Fertilizante: Aporta el calcio que es un nutriente para las plantas.

Compost: Se emplea en la obtención de compost a partir de residuos agrarios,

agroindustriales y urbanos.

Biocida: Se puede utilizar como biocida cuyo fin es destruir, contrarrestar, neutralizar,

impedir la acción o ejercer el control de otro tipo, sobre cualquier organismo nocivo por

medios químicos o biológicos.

Alimentación animal: La cal se utiliza como reactivo, por su alta velocidad de reacción,

para la elaboración de jabones cálcicos destinados a la fabricación de aditivos y derivados

de pienso animal.

Además, la cal se utiliza en suelos ácidos (subiendo su pH y aportando calcio como nutriente), modificando la composición de las praderas, permitiendo que se desarrollen especies leguminosas que presentan mejor digestibilidad para el ganado y mayor contenido proteico. Esta operación en suelos ácidos permitirá que en su composición florística aparezcan una serie de especies, entre ellas las alfalfa, reconocida por la mayor parte de los ganaderos como la reina de las forrajeras.

Aspectos relacionados con la salud y la seguridad[editar]

El hidróxido de calcio no presenta toxicidad aguda vía oral, cutánea, o por inhalación. La

sustancia se clasifica como irritante para la piel y para las vías respiratorias, e implica un

riesgo de grave daño ocular.

No es combustible.

Respecto a la reactividad, en medio acuoso se disocia formando cationes de calcio y

aniones hidroxilo.

Hidróxido de sodio

Hidróxido de sodio


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:SodiumHydroxide.jpg


Hidróxido de sodio

General

Otros nombres Hidróxido sódico,

Soda cáustica,

Sosa cáustica,

Sosa lejía,

Jabón de piedra,

E-524,

Hidrato de sodio.

Fórmula

molecular

Na OH

Identificadores


Número RTECS WB4900000

ChEBI 32145

ChemSpider 14114

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sodium-hydroxide-crystal-3D-vdW.png

PubChem 14798


Estado de

agregación

Sólido

Apariencia Blanco




Punto de

ebullición

1663 K (1390 °C)


Solubilidaden

agua

111 g/100 mL (20 °C) / 13.89 g/100 mL

(Alcohol Etilico 20 °C)

Termoquímica

ΔfH 0 gas –197,76 kJ/mol

ΔfH0líquido –416,88 kJ/mol

ΔfH0sólido –425,93 kJ/mol

S 0 gas, 1 bar 228,47 J·mol-1·K

S0sólido {{{S0S}}} J·mol-1·K-1

Peligrosidad

NFPA 704

031W

Riesgos

Ingestión Puede causar daños graves, permanentes

al sistema gastrointestinal o fatales para la

persona

Inhalación Irritación con pequeñas exposiciones, puede

ser dañino o mortal en altas dosis.

Piel Peligroso. Los síntomas van desde irritaciones

leves hastaúlceras graves.

Ojos Peligroso. Puede causar quemaduras, daños a

la córneao conjuntiva.



El hidróxido de sodio (Na OH ) o hidróxido sódico, también conocido como soda cáustica o sosa cáustica, es unhidróxido 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


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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) + Na

2CO

3 (aq) → 2 NaOH

(aq) + CaCO

3 (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−

→ Cl

2 (gas) + 2e-

Cátodo : 2H

2O + 2e- → H

2 + 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, unpretzel y también para elaborar el lutefisk, comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.

Hidróxido de potasio




General

Otros nombres Hidróxido De Oxigeno ,

potasa cáustica,


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Potassium_hydroxide.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Potassium-hydroxide-xtal-3D-vdW.png

potasia

potasa lejía

hidrato de potasio

E-525

Fórmula

semidesarrollada

K OH

Fórmula molecular K O H

Identificadores


Número RTECS TT2100000

ChEBI 32035

ChemSpider 14113

PubChem 14797



Apariencia Blanco



Punto de fusión 633,15 K (360 °C)

Punto de ebullición 1593,15 K (1320 °C)


Solubilidad en agua 119 g en 100 g de agua

Termoquímica

ΔfH 0 gas -232 kJ/mol

ΔfH0líquido -415,6 kJ/mol


Peligrosidad

NFPA 704

031

COR

Riesgos

Ingestión Muy peligroso, puede causar daños

permanentes, incluso la muerte.

Inhalación Muy peligroso, altas dosis pueden causar

daños permanentes. Efectos debido a la

exposición a largo plazo desconocidos.

Piel Causa quemaduras de diversos grados.

Ojos Causa quemaduras de diversos grados.


Dosis semiletal(LD50) 273 mg/kg



El hidróxido de potasio (también conocido como potasa cáustica) es un compuesto químico inorgánico de fórmula K OH , tanto él como el hidróxido de sodio (NaOH), son bases fuertes de uso común. Tiene muchos usos tanto industriales como comerciales. La mayoría de las aplicaciones explotan su reactividad con ácidos y su corrosividad natural. Se estiman en 700 000 a 800 000 toneladas la producción de hidróxido de potasio en 2005 (del NaOH se producen unas cien veces más).2 3 4

Índice

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1 Propiedades y estructura

o 1.1 Jabón

2 Enlaces externos

3 Referencias

Propiedades y estructura[editar]

El KOH es higroscópico absorbiendo agua de la atmósfera, por lo que termina en el aire libre. Por ello, el hidróxido de potasio contiene cantidades variables de agua (así como carbonatos, ver debajo). Su disolución en agua es altamente exotérmica, con lo que la temperatura de la disolución aumenta, llegando incluso, a veces, al punto de ebullición. Su masa molecular es de 56,1(u)

Jabón[editar]

El KOH es especialmente significativo por ser el precursor de la mayoría de jabones suaves y líquidos, así como por estar presente en numerosos compuestos químicos que contienen potasio..

La saponificación de grasas con KOH se utiliza para preparar los correspondientes "jabones de potasio", que son más suaves que los jabones derivados del hidróxido de sodio. Debido a su suavidad y mayor solubilidad, los jabones de potasio necesitan menos agua para licuificarse, y por tanto pueden contener mayor cantidad de agente limpiador que los jabones licuificados basados ensodio.5

Carbonato de calcioPara otros usos de este término, véase Caco (desambiguación).

Este artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas. Este aviso fue puesto el 10 de junio de 2012.Puedes añadirlas o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Carbonato de

calcio}} ~~~~

Carbonato de calcio


Trioxocarbonato (IV) de calcio

General

Otros nombres Carbonato cálcico


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Calcium_carbonate.png

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Calcium-carbonate-xtal-3D-vdW.png

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Calcium_carbonate.jpg

Fórmula

estructural

ver imagen

Fórmula

molecular

CaCO3

Identificadores


ChEBI 3311

ChemSpider 9708

DrugBank {{{DrugBank}}}

PubChem 10112


Estado de

agregación

Sólido

Apariencia Polvo blanco inodoro

Densidad 2711 kg/m3; 2,711 g/cm3

Masa molar 100.0869 g/mol


Punto de

ebullición

1612 K (1339 °C)


Solubilidaden

agua

0.0013 g/100 mL (25 °C)

Termoquímica

ΔfH0líquido -1154 kJ/mol


Peligrosidad

NFPA 704

000

Riesgos

IngestiónEn cantidad excesiva puede causar irritación

gástrica leve e inflamación en la garganta.

Su ingestión crónica puede

causar hipercalcemia, alcalosis y daño renal.

Inhalación En grado excesivo puede causar irritación

respiratoria leve.

Piel Leve riesgo, puede causar irritación.

Ojos Leve riesgo, puede causar irritación.

Dosis

semiletal(LD50)

6450 mg/kg (oral, rata)

Más información Hazardous Chemical Database




El carbonato de calcio es un compuesto químico, de fórmula CaCO3. Se trata de un compuesto ternario, que entra dentro de la categoría de las oxosales. Es una sustancia muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente principal, en todas partes del mundo y es el principal componente de conchas y esqueletos de muchos organismos (p.ej. moluscos, corales) o de las cáscaras de huevo. Es la causa principal del agua dura. En medicina se utiliza habitualmente como suplemento de calcio, comoantiácido y agente adsorbente. Es fundamental en la producción de vidrio y cemento, entre otros productos.Es el componente principal de los siguientes minerales y rocas:

Calcita

Aragonito

Caliza

Travertino

Mármol

Óxido de silicio (IV)

Óxido de silicio (IV)

Dunas de arena, compuestas principalmente por Óxido de silicio.


Dióxido de silicio

General


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:DuneBlanche.jpg

Otros nombres Sílice

Fórmula

molecular

Si O 2

Identificadores


ChEBI 30563

ChemSpider 22683

PubChem 24261


Estado de

agregación

sólido

Apariencia transparente




Punto de

ebullición

2503 K (2230 °C)

Estructura

cristalina

Cuarzo, cristobalita o tridimita


Solubilidaden

agua

0,012 g en 100 g de agua

Termoquímica

ΔfH 0 gas -305,43 kJ/mol


ΔfH0sólido -910,86 kJ/mol

S 0 gas, 1 bar 228,98 J·mol-1·K

Riesgos

Ingestión Bajo riesgo.

Inhalación Irritación, exposición a largo plazo

causa silicosis.

Piel Puede causar irritación.

Ojos Causa irritación.

Más información NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards

(en inglés)



El óxido de silicio (IV) o dióxido de silicio (SiO2) es un compuesto de silicio y oxígeno, llamado comúnmente sílice. Es uno de los componentes de la arena. Una de las formas en que aparece naturalmente es el cuarzo.

Este compuesto ordenado espacialmente en una red tridimensional (cristalizado) forma el cuarzo y todas sus variedades. Si se encuentra en estado amorfo constituye el ópalo, que suele incluir un porcentaje elevado de agua, y el sílex.

Índice

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1 Usos

2 Galería

3 Véase también

4 Referencias

5 Enlaces externos

Usos[editar]

El óxido de silicio (IV) se usa, entre otras cosas, para hacer vidrio artificial, cerámicas y cemento.

El gel de sílice es un desecante, es decir que quita la humedad del lugar en que se encuentra.

Galería[editar]

Haz de fibras ópticas compuesto de sílice de alta pureza.

Malla de fibra de sílice para el aislamiento térmico.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Fibreoptic.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Silica_fibre_1250g_m2_1600dpi.jpg

Arena de cuarzo (sílice) como materia prima principal para la producción de vidrio comercial.

Sílex negro.

Dióxido de nitrógenoPara otros usos de este término, véase Óxido de nitrógeno (IV) (desambiguación).

Dióxido de nitrógeno


Óxido de nitrógeno (IV)

General

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Piasek_kwarcowy.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Flint.jpg


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Nitrogen-dioxide-3D-vdW.png

Otros nombres Dióxido de nitrógeno


Fórmula molecular NO2

Identificadores


ChEBI 33101

ChemSpider 2297499

PubChem 3032552


Estado de agregación Gas

Apariencia Marrón-amarillento

Densidad 1.449 kg/m 3 ; 0,001449g/cm 3


Punto de fusión -11,20 °C (262 K)

Punto de ebullición 21,2 °C (294 K)

Presión crítica NFPA 704=

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Stickstoffdioxid.svg

030

OX

atm


Óxidos Óxidos de nitrógeno



El dióxido de nitrógeno u óxido de nitrógeno (IV) (NO2), es un compuesto químico formado por los elementos nitrógeno yoxígeno, uno de los principales contaminantes entre los varios óxidos de nitrógeno.

El dióxido de nitrógeno es de color marrón-amarillento. Se forma como subproducto en los procesos de combustión a altas temperaturas, como en los vehículos motorizados y las plantas eléctricas. Por ello es un contaminante frecuente en zonas urbanas.

Índice

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1 Efectos nocivos

2 Salud pública

3 Reacciones químicas

4 Enlaces externos

Efectos nocivos[editar]

Es un gas tóxico, irritante y precursor de la formación de partículas de nitrato. Estas llevan a la producción de ácido y elevados niveles de PM-2.5 en el ambiente. Afecta principalmente al sistema respiratorio. La exposición a corto plazo en altos niveles causa daños en las células pulmonares, mientras que la exposición a más largo plazo en niveles bajos de dióxido de nitrógeno puede causar cambios irreversibles en el tejido pulmonar similares a un enfisema.

Salud pública[editar]


Dióxido de nitrógeno obtenido en una probeta.

Como contaminante atmosférico está regulado por normativas legales en muchos países. El límite anual fijado por directiva europea es 40 microgramos/m 3 para la protección de la salud pública.

Estados Unidos tiene solo un ECA anual para el dióxido de nitrógeno, 100 microgramos/m³. Actualmente se cumple en todas las áreas del país. Estados Unidos ha sido criticado por no tener un estándar a corto plazo, considerando que los niveles de las emisiones de dióxido de nitrógeno son las únicas emisiones que no han sido reducidas significativamente desde 1984. Sin embargo, las mediciones de aire ambiente han demostrado una reducción del 14 % desde 1988.

La Unión Europea ha adoptado un valor anual de 200 microgramos/m³ NE más de 24 veces en un año calendario. Japón tiene un promedio diario (24 horas) de óxido de nitrógeno que debe estar dentro o debajo del rango de 75 a 113 microgramos/m³. El rango de valores para otros países es bastante diverso en comparación con otros contaminantes. El estándar anual para la mayoría de países latinoamericanos es idéntico al de Estados Unidos, 50 microgramos/m³.

El dióxido de nitrógeno es uno de los gases responsables de la lluvia ácida, ya que al disolverse en agua origina ácido nítrico.

Reacciones químicas[editar]

El dióxido de nitrógeno presenta buena solubilidad en agua formando ácido nítrico:

3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO

Por esta reacción es un intermedio en la producción de este ácido. Industrialmente se generaba por la reacción de una corriente de aire en un arco eléctrico. (A altas temperaturas se forma monóxido de nitrógeno que reacciona con el exceso de oxígeno dando el dióxido de nitrógeno)

Debido al elevado coste energético este proceso ha sido sustituido por la combustión de amoníaco en presencia de un catalizador de platino/rodio. (Proceso de Ostwald)

En el laboratorio se puede generar este gas calentando nitratos de metales pesados (por ejemplo el nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2):

2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + O2 + 4 NO2

Además se forma al disolver metales en ácido nítrico concentrado:

Zn + 4 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2 (Ecuación aproximada. Según la

temperatura y la concentración se forman también cantidades variables de NO y H2.)

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diossido_di_azoto.jpg

El dióxido de nitrógeno está en equilibrio con el tetraóxido de dinitrógeno (N2O4). El equilibrio es desplazado por las bajas temperaturas o las altas presiones hacia el lado del dímero.

Por irradiación el dióxido de nitrógeno puede liberar un átomo de oxígeno altamente reactivo que da lugar a la formación del ozono troposférico y al fotosmog.

El dióxido de nitrógeno es paramagnético debido a un electrón libre. A veces se utiliza como "trampa para radicales", ya que reacciona fácilmente con sustancias orgánicasradicalarias.

Bicarbonato de sodioEste artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas. Este aviso fue puesto el 19 de julio de 2012.Puedes añadirlas o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Bicarbonato de

sodio}} ~~~~

Bicarbonato de sodio

Estructura molecular

Cristales de NaHCO3


Hidrogenocarbonato de sodio

General


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:SodiumBicarbonate.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sodium_bicarbonate.jpg

Otros nombres Carbonato ácido de sodio

Hidrogenocarbonato de sodio

Fórmula molecular Na HCO 3

Identificadores


ChEBI 32139

ChemSpider 8609

DrugBank {{{DrugBank}}}

PubChem 516892



Apariencia Blanco cristalino



Punto de fusión 323,15 K (50 °C)

Punto de

descomposición

543,15 K (270 °C)

Índice de refracción 1,3344


Solubilidad en agua 10,3 g/100 g de H2O

Termoquímica


Peligrosidad

NFPA 704

001

2

Riesgos

HSci - Safety data

Ingestión No peligroso excepto en cantidades muy

grandes

Inhalación Puede causar irritación

Piel Puede causar irritación

Ojos Puede causar ceguera

Dosis semiletal(LD50) 4220 mg/kg

Más información Hazardous Chemical Database (en

inglés)



El bicarbonato de sodio (también llamado bicarbonato sódico, hidrogenocarbonato de sodio, carbonato ácido de sodio o bicarbonato de soda) es un compuesto sólido cristalino


de color blanco soluble en agua, con un ligero saboralcalino parecido al del carbonato de sodio (aunque menos fuerte y más salado que este último), de fórmula Na HCO 3. Se puede encontrar como mineral en la naturaleza o se puede producir artificialmente.3

Cuando se expone a un ácido moderadamente fuerte se descompone en dióxido de carbono y agua. La reacción es la siguiente:

NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 (gas)

NaHCO3 + CH3COOH → NaCH3COO + H2O + CO2 (gas)

Debido a la capacidad del bicarbonato de sodio de liberar dióxido de carbono se usa junto con compuestos acídicos como aditivo leudante en panadería y en la producción de gaseosas. Algunas levaduras panarias contienen bicarbonato de sodio. Antiguamente se usaba como fuente de dióxido de carbono para la gaseosa Coca Cola.

Es el componente fundamental de los polvos extintores de incendios o polvo BC.

Índice

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1 Obtención

2 Usos

o 2.1 Uso cultural y cosmético

3 Efectos adversos de su consumo

4 Véase también

5 Referencias

6 Enlaces externos

Obtención[editar]

Mediante el proceso de Solvay. Aunque es utilizado para obtener Na2CO3, es posible obtener en una de las reacciones intermedias bicarbonato sódico. El proceso consiste en la siguiente reacción:

Na+ + Cl- + NH3 + H2O + CO2 → NaHCO3(s) + NH4+ + Cl-

En la cual precipita el bicarbonato de sodio.

Usos[editar]

El bicarbonato de sodio se usa principalmente en la repostería, donde reacciona con otros componentes para liberar CO2, que ayuda a la masa a elevarse, dándole sabor y volumen. Los compuestos ácidos que inducen esta reacción incluyen bitartrato de potasio (también conocido como crema de tártaro), jugo de limón, yogur, ácido acético.

En el ámbito médico, es usado en el tratamiento de hiperacidez gástrica, acidosis metabólica, y como alcalinizante urinario.

Uso cultural y cosmético[editar]

El bicarbonato de sodio es un antiácido usado para aliviar la pirosis (acidez estomacal) y la indigestión ácida. Su doctor también puede prescribir el bicarbonato de sodio para disminuir los niveles de acidez de la sangre u orina bajo ciertas condiciones.

Este medicamento también puede ser prescrito para otros usos; pídale más información a su doctor o farmacéutico.4

El bicarbonato de sodio se utiliza en el coqueo como un agente alcalinizante que actúa en combinación con la saliva. La extracción de los metabolitos de la hoja de coca se suaviza y de esa manera el coqueo se hace un proceso placentero y duradero en contraposición si no se usara el bicarbonato de sodio. El bicarbonato de sodio es a la coca lo que el azúcar al café.

En China se usa para lavarse los pies.

Se usa para combatir la acidez gástrica cuando no se dispone de medicamentos específicos (como el almagato). Sirve también para la limpieza por su poder abrasivo y desodorante (por ejemplo, para quitar el olor "a nuevo" de las neveras). Se usa además como blanqueador dental ya que pule la superficie del esmalte y como agente desodorante para eliminar olores de sudoración fuerte en axilas y pies.

Para los malestares estomacales podemos preparar una bebida caliente con hierbabuena, y una bebida fría con limón (limonada) y adicionarle una cucharadita de bicarbonato, mezclarlo bien y beberlo (recordando que no se debe endulzar). Una taza o vaso es suficiente para quitar la molestia.

El bicarbonato de sodio (llamado baking soda en inglés) ocasionalmente es difundido como una cura contra el cáncer por los practicantes de la medicina alternativa, como es el caso de Tullio Simoncini. De acuerdo a la American Cancer Society: "no hay pruebas que respalden la idea de que el bicarbonato de sodio funcione como un tratamiento para cualquier tipo de cáncer o de infecciones fúngicas. En cambio, hay muchas pruebas de que eso es falso."5

Efectos adversos de su consumo[editar]

Debe usarse con precaución, ya que una dosis mayor a una cucharadita puede producir una ruptura gástrica. Esta se produce porque la mezcla de bicarbonato con el ácido clorhídrico del estómago produce dióxido de carbono (CO2). Si el estómago se encuentra muy lleno de comida o cerveza (indigestión), o si hay trastornos del vaciamiento gástrico, la suma del contenido con el gas puede desgarrarlo, más frecuentemente por su curvatura menor.6

Carbonato de potasioEste artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas. Este aviso fue puesto el 19 de julio de 2012.Puedes añadirlas o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Carbonato de

potasio}} ~~~~

Carbonato de potasio



Carbonato de potasio

General

Otros nombres Barrilla

kalión

potasa Solvay

Ceniza de Potasa

potasa

E-501

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Potassium_Carbonate_2D_structure.png

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Potassium_carbonate.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Potassium-carbonate-xtal-3D-SF.png

Perla Ash


Fórmula molecular K2CO3

Identificadores


Número RTECS TS7750000

ChemSpider 10949

PubChem 11430



Apariencia Blanco, higroscópico





Solubilidad en agua 1.120 g/L

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Potassium_carbonate_structural_formulae.png

Termoquímica

ΔfH0sólido 1151 kJ/mol

S 0 gas, 1 bar 156 J·mol-1·K

Peligrosidad

NFPA 704

020

Riesgos

Ingestión Puede ocasionar severa irritación

Inhalación Puede ocasionar severa irritación

Piel Puede ocasionar severa irritación

Ojos Puede ocasionar severa irritación


Cationesrelacionados Carbonato de litio

Carbonato de sodio

Carbonato de rubidio

Carbonato de cesio



El carbonato potásico es una sal blanca soluble en agua (insoluble en alcohol), de fórmula química K2C O 3. Forma soluciones alcalinas fuertes, o lo que es lo mismo, es una sal básica. Se suele formar como producto de la reacción química entre el hidróxido de potasio o Potasa Cáustica (KOH) y el dióxido de carbono (CO2). Además es una sustancia higroscópica, que aparece a menudo como un sólido a base de agua. Se usa normalmente para la fabricación


de jabón y vidrio y es el componente principal de la potasa cáustica tal como se encuentra en la naturaleza.

Índice

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1 Historia

2 Fabricación

3 Aplicaciones

4 Referencias

Historia[editar]

El carbonato de potasio fue identificado por primera vez en 1742 por Antonio Campanella. Históricamente, el carbonato de potasio se obtenía calentando el mineral en un horno Kiln. El polvo blanco resultante era el carbonato de potasio puro. A finales del siglo XVIII comenzó a utilizarse como levadura para pan en Norteamérica. Otras denominaciones del carbonato potásico:

Potasa , que no es químicamente correcto

Carbonato de potasa

Carbonato de dipotasio

Fabricación[editar]

El carbonato de potasio, se obtenía lixiviando cenizas de la madera u otros vegetales quemados. El primer método industrial para su obtención es el proceso Leblanc ya en desuso. Hoy en día, el carbonato potásico se fabrica de forma comercial a partir de la reacción entre el dióxido de carbono y el hidróxido potásico obtenido por electrólisis del cloruro potásico.

KCl + H2O → KOH + HCl

2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O

Aplicaciones[editar]

En el laboratorio:

Se usa como agente higroscópico suave donde otros agentes higroscópicos

serían incompatibles como el cloruro de calcio.

Mezclado con agua causa una reacción exotérmica.

El carbonato potásico se usa también como electrolito en experimentos

de fusión fría.

En cocina:

Ingrediente de la jalea de hierba (en inglés glass jelly), un plato procedente

de China y otras cocinas del sureste asiático.

Otras aplicaciones:

Se usa para fabricar jabón blando y vidrio

Se utiliza en acuarios de agua dulce para subir el KH (Carbonate Hardness o

Dureza de Carbonatos). Para subir el KH en 1°, son aproximadamente 2,5 g/50 L





General

Otros

nombres

Hidróxido cálcico

Dihidróxido de calcio

Cal apagada

Cal muerta

Fórmula

semidesarrol

Ca (OH)2


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Calcium_hydroxide.jpg

lada

Fórmula

molecular

Ca O 2H2

Identificadores

Número

CAS

1305-62-01

Número

RTECS

EW2800000

ChEBI 31341

ChemSpider 14094

PubChem 14777


Estado de

agregación

Sólido

Apariencia Polvo blanco



Punto de

descomposici

ón

653 K (380 °C)

Estructura

cristalina

Hexagonal


Alcalinidad -2.37 pKb

Solubilidad e

n agua

0.185g/100 cm³

Producto de

solubilidad

7.9 x 10−6

Termoquímica

ΔfH0sólido -985.2 kJ/mol

Calor

específico

0.28342 cal/g

Peligrosidad


Frases S S2, S25, S26, S37, S39


Frases P P102, P280,P305+P351+P310,P302+P352, P26

1,P304+P340, P501



El hidróxido de calcio, dihidróxido de calcio o cal hidratada (otros sinónimos: hidrato de cal, cal apagada, cal muerta, cal aérea apagada, cal de construcción, cal química, cal fina, cal de albañilería, flor de cal, cal Viena) con fórmula Ca(OH)2, se obtiene, de manera natural, por hidratación del óxido de calcio (cal viva) en unos equipos denominados hidratadores.2

También se puede obtener, como subproducto procedente de residuos cálcicos de procesos de fabricación de diversas sustancias, por precipitación de la mezcla de una solución de cloruro de calcio con una de hidróxido de sodio o haciendo reaccionar carburo de calcio con agua. En este último caso, durante el proceso se libera acetileno, que se aprovecha para las lámparas o equipos desoldadura autógena u oxicorte que funcionan con dicho gas.

Si se calienta a 512 °C,3 el hidróxido de calcio se descompone en óxido de calcio y agua. La solución de hidróxido de calcio en agua es una base fuerte que reacciona violentamente con ácidos y ataca varios metales. Se enturbia en presencia de dióxido de carbono por la precipitación de carbonato de calcio.

Índice

[ocultar]


2 Aplicaciones de la cal hidratada

o 2.1 Industria

o 2.2 Construcción

o 2.3 Protección ambiental

o 2.4 Agricultura


4 Véase también

5 Referencias

6 Enlaces externos


El óxido de calcio (CaO) obtenido en la calcinación de la caliza reacciona inmediatamente con el agua, transformándose en hidróxido de calcio (Ca(OH)2). Este fenómeno se conoce como hidratación o apagado de la cal viva (CaO).

En el apagado se libera una gran cantidad de calor según la siguiente reacción:

CaO + H2O → Ca(OH)2 + calor

El apagado de la cal viva puede hacerse de tres formas:

Apagado con poca agua: se llama hidratación seca y se hace con la cantidad

estequiométrica de agua. El producto obtenido es un polvo seco.

Apagado con una cantidad media de agua: se hace con una inmersión o inundación de la

cal con el agua. El producto resultante es una pasta de cal.4

Apagado con abundante agua: Se obtiene la suspensión o lechada de cal.

El hidróxido de calcio ocupa un volumen, aproximadamente, un 20 % mayor que el correspondiente al óxido de calcio original, por lo que se produce un efecto expansivo, de tal modo que un terrón de cal viva se transforma en cal hidratada pulverulenta o en una pasta más o menos consistente de acuerdo con la cantidad de agua utilizada para el apagado.

Los procesos modernos de fabricación industrial de la cal apagada consiguen el apagado total de la cal viva.

Como información adicional, el hidróxido de calcio absorbe el dióxido de carbono del aire (recarbonatación) para formar carbonato de calcio (que es un material común en la naturaleza), cerrándose así el denominado Ciclo de la Cal.

Aplicaciones de la cal hidratada[editar]

La cal hidratada se emplea5 en:

Industria[editar]

Metalúrgica: En la producción de magnesio se pueden utilizar dos tipos de procesos de

fabricación: proceso electrolítico o proceso de reducción térmica, en el proceso

electrolítico se utiliza cal hidratada.

Química: En mezclas de pesticidas; en el proceso para la neutralización de ácido

sobrante, en la industria petrolera; en la manufactura de aditivos para el petróleo crudo; en

la industria petroquímica para la manufactura de aceite sólido; en la manufactura

de estereato de calcio; como rellenante y como materia prima para la obtención de

carbonato de calcio precipitado (CCP ó PCC).

Industrias alimentarias:

1. Industria azucarera (en concreto en el azúcar de caña)

2. Ostricultura

3. Piscicultura

4. Industria láctea

5. Fabricación de colas y gelatinas

6. Conservación de frutas y verduras: Para la eliminación del exceso de CO2 en las

cámaras de atmósfera controlada (AC) para la conservación de frutas y verduras

(también flores)

7. Tratamiento del trigo y del maíz: Componente para la nixtamalización del maíz para

producir tortillas.

8. Fabricación de la sal: Para librar una salmuera de carbonatos de calcio y magnesio en

la manufactura de sal de mesa.

9. Para el procesamiento de agua para bebídas alcohólicas y carbonatadas

Farmacopea

Cosmética

Industria papelera6

Manufactura de discos de freno

Manufactura de ebonita

Material odontológico y dental: Material de tratamiento de los conductos

radiculares Endodoncia ó protección pulpar directa o indirecta en caso de restauraciones

coronarias dentales [operatoria dental]


Infraestructuras: En estabilización de suelos para mejorar las propiedades de los suelos

arcillosos y en mezclas bituminosas en caliente para aumentar su durabilidad.

Edificación: En morteros de cal,7 encalados, pinturas (para la preparación de mezclas

secas para pintura y decoración, y como pintura para muchas canchas de deportescomo

el fútbol y el tenis), estucos y prefabricados de cal (piedra artificial de cal y bloques de

tierra comprimida).

Protección ambiental[editar]

Tratamiento de aguas potables (potabilización): Se emplea para ablandar, purificar,

eliminar turbiedad, neutralizar la acidez y eliminar la sílice y otras impurezas con el fin de

mejorar la calidad del agua que consumen las personas.

Tratamiento de aguas residuales: La cal se utiliza, de manera muy habitual, en los


carácter inorgánico.

La cal es un álcali fácilmente disponible, que es utilizado ampliamente en el tratamiento o línea de lodos en las plantas de depuración de aguas residuales urbanas o en aguas industriales de carácter orgánico.











de la industria en general. La cal también se emplea para eliminar los compuestos

orgánicos persistentes (COP) como son dioxinas y furanos, y metales pesados de

incineradoras municipales e industriales.






1. Fisicoquímicos


3. Biológicos

4. Térmicos

En el tratamiento ó método físico-químico (que constituye un proceso de transformación del residuo mediante la adición de una serie de compuestos químicos para alcanzar el objetivo deseado), la cal se utiliza en las técnicas de neutralización, precipitación y decloración. Con respecto a la técnica de estabilización / solidificación (cuyo principal objetivo es reducir la movilidad y solubilidad de contaminantes presentes en el suelo, disminuyendo su toxicidad y

eliminando su lixiviación), existe una variante denominada “Solidificación con cal y materiales puzolánicos”.

Agricultura[editar]


Enmienda: Se utiliza para mejorar las características de los suelos agrícolas: acidez,

porosidad y actividad biológica del suelo.


Compost: Se emplea en la obtención de compost a partir de residuos agrarios,







de pienso animal.



El hidróxido de calcio no presenta toxicidad aguda vía oral, cutánea, o por inhalación. La

sustancia se clasifica como irritante para la piel y para las vías respiratorias, e implica un

riesgo de grave daño ocular.

No es combustible.

Respecto a la reactividad, en medio acuoso se disocia formando cationes de calcio y

aniones hidroxilo.

Óxido de calcio«Cal» redirige aquí. Para otras acepciones, véase Cal (desambiguación).


Óxido de calcio

Estructura tridimensional.


Óxido de calcio

General

Otros

nombres

Óxido cálcico

Óxido de calcio (II)

Cal viva

Fórmula Ca O

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Cal_viva.JPG

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Calcium-oxide-3D-vdW.png

molecular

Identificadores

Número

CAS

1305-78-81

Número

RTECS

EW3100000

ChemSpid

er

14095

PubChem 14778


Estado de

agregación

Sólido

Aparienci

a

Blanco


Masa

molar

56,1 g/mol

Punto de

fusión

2845 K (2572 °C)

Punto de

ebullición

3123 K (2850 °C)


Solubilida

den agua

1.19 g/L (25 °C), reacciona

Termoquímica

ΔfH 0 gas 43,93 kJ/mol


ΔfH0sólido -635,09 kJ/mol

S 0 gas, 1 bar 219,71 J·mol-1·K

Peligrosidad


Frases S S2, S25, S26, S37, S39


Frases P P102, P280, P305+P351+P310,P302+P352, P261, P

304+P340,P501

Riesgos

Ingestión Peligroso, causa irritación, en grandes dosis puede

ser fatal.

Inhalación Peligroso; causa irritación, bronquitis química o la

muerte en casos de exposición a largo plazo.

Piel Irritación y posibles quemaduras.

Ojos Puede causar daños permanentes.



La cal2 es un término que designa todas las formas físicas en las que pueden aparecer el óxido de calcio (Ca O ) y el óxido de calcio y magnesio (Ca Mg O 2), denominados también, cal viva (o generalmente cal) y dolomía calcinada respectivamente. Estos productos se obtienen como resultado de la calcinación de las rocas (calizas o dolomías). Adicionalmente, existe la posibilidad de añadir agua a la cal viva y a la dolomía calcinada obteniendo productos hidratados denominados comúnmente cal apagada óhidróxido de calcio (Ca (OH)2) y dolomía hidratada (Ca Mg (OH)4).

Otras denominaciones de la cal viva son las siguientes: Cal, Cal aérea, Cal de construcción, Cal química, Cal de albañilería y Cal fundente.

La cal se ha usado, desde la más remota antigüedad, de conglomerante en la construcción; también para pintar (encalar) muros y fachadas de los edificios construidos con adobes o tapial (habitual en las antiguas viviendas mediterráneas) o en la fabricación defuego griego.

Índice

[ocultar]


2 Aplicaciones de la cal viva

o 2.1 Industria

o 2.2 Construcción

o 2.3 Protección del Medio Ambiente

o 2.4 Agricultura


4 Tradiciones y curiosidades en torno a la cal

5 Véase también

6 Referencias

7 Enlaces externos


La cal viva se obtiene por calcinación de la caliza,3 con un alto contenido en carbonato de calcio (CaCO3), a una temperatura de unos 900 ºC según la siguiente reacción:

CaCO3 + calor → CaO + CO2

La calcinación, de manera industrial, tiene lugar en hornos verticales u horizontales rotativos.

De manera artesanal puede ser en un horno tradicional, romano o árabe. la densidad del oxido de calcio es de 1000kg/m³

Aplicaciones de la cal viva[editar]

La cal es uno de los productos más conocidos desde la antigüedad y con más aplicaciones4 diversas.

Industria[editar]

Siderurgia: Se utiliza como fundente y escorificante.

Metalurgia: Se utiliza en los procesos de flotación; en la fundición de cobre, plomo y zinc;

en la producción de magnesio (se pueden utilizar dos tipos de procesos de

fabricación: proceso electrolítico o proceso de reducción térmica, en este último se utiliza

cal viva); en la producción de aluminio; y como escorificante de la sílice evitando la

formación de compuestos de aluminio y sílice.

Química: Se emplea en la producción de jabón, en la fabricación del caucho y de carburo

cálcico, en la industria petrolífera, en la industria del papel y en cosmética.

Alimentaria: Se utiliza en la industria azucarera (en concreto en la elaboración del azúcar

de remolacha); en ostricultura; enpiscicultura; en la industria cervecera, en la industria

lactea; en la fabricación de colas y gelatinas, en el tratamiento del trigo y del maíz; en

la industria vinícola y en la conservación de alimentos en contenedores de alimentos

“autocalentables”, en la nixtamalización del maíz para obtener masa de maíz

nixtamalizada para hacer tortillas mexicanas y todos los derivados de ella.

Vidrio: Su utilización proporciona vidrios más brillantes y con mejor color. La fusión es

más rápida, lo cual supone un ahorro económico durante el proceso de fabricación del

vidrio.

Curtidos: Es una de sus aplicaciones más antiguas. Los baños de lechada de cal

permiten la extracción de pelos e hinchamiento de las pieles antes del curtido.


Infraestructuras: En estabilización de suelos:5 para secar suelos húmedos, descongelar

los helados y mejorar las propiedades de los suelos arcillosos.

Edificación: En la fabricación de prefabricados de cal: Hormigón celular ó aireado,

ladrillos silicocalcáreos y bloques de tierra comprimida.6

La cal es un producto de construcción más, con su Marcado CE7 y su correspondiente normalización (UNE EN-459:1, 2 y 3).

Protección del Medio Ambiente[editar]

Tratamiento de aguas de consumo (potabilización): Se emplea para ablandar,

purificar, eliminar turbiedad, neutralizar la acidez y eliminar la sílice y otras impurezas con

el fin de mejorar la calidad del agua que consumen las personas.

Tratamiento de aguas residuales y de lodos:8 Se utiliza, de manera muy habitual, en los


carácter inorgánico. También se utiliza ampliamente en el tratamiento o línea de lodos en

las plantas de depuración de aguas residuales urbanas o en aguas industriales de

carácter orgánico.











de la industria en general.

La cal también se emplea para eliminar los compuestos orgánicos persistentes (COP) como son dioxinas y furanos, y metales pesados de incineradoras municipales e industriales.






1. Fisicoquímicos


3. Biológicos

4. Térmicos

En el tratamiento ó método físico-químico (que constituye un proceso de transformación del residuo mediante la adición de una serie de compuestos químicos para alcanzar el objetivo deseado), la cal se utiliza en las técnicas de neutralización, precipitación y decloración. Con respecto a la técnica de estabilización / solidificación (cuyo principal objetivo es reducir la movilidad y solubilidad de contaminantes presentes en el suelo, disminuyendo su toxicidad y eliminando su lixiviación), existe una variante denominada “Solidificación con cal y materiales puzolánicos”.

Agricultura[editar]


Enmienda: La cal se utiliza como enmienda para mejorar las características de los suelos

agrícolas: acidez, porosidad y actividad biológica del suelo.


Compost (Abono): Se emplea en la obtención de compost a partir de residuos agrarios,


Tratamientos fitosanitarios: Se utiliza en la preparación de los caldos que llevan cobre

para los tratamientos que reciben las plantas con el objetivo de defenderlas de los

ataques de hongos, como mildio de la vid, roña o moteado del peral y manzano, lepra del

melocotonero, etc.






de pienso animal.


Es un producto básico de origen natural que presenta dos enormes ventajas:

Su disponibilidad

Su versatilidad, considerando las numerosas aplicaciones que tiene, siendo, en algunas

de ellas, imprescindible.


La cal viva no presenta toxicidad aguda vía oral, cutánea, o por inhalación. Se clasifica

como irritante para la piel y para las vías respiratorias, e implica un riesgo de daño ocular

grave.

Referente al riesgo de incendio, la cal viva no es combustible pero reacciona con el agua y

genera calor pudiendo causar riesgo de incendio. Por ello, la medida de extinción

adecuada es utilizar un extintor de polvo, de espuma carbónica o de gas carbónico para

extinguir el fuego circundante.

Respecto a la reactividad, la cal viva reacciona exotérmicamente con el agua para formar

cal hidratada. Esto mismo ocurre cuando absorbe la humedad ambiente.

Tradiciones y curiosidades en torno a la cal[editar]

Las secciones de curiosidades deben ser evitadas.Puedes mejorar este artículo introduciendo la información útil de esta sección en el resto del texto y quitando los datos inapropiados.

Uso como arma

El historiador y filósofo David Hume, en su historia de Inglaterra, relata como durante los comienzos del reinado de Enrique III la marina inglesa destruyo a la flota invasora francesa cegando a la flota con cal viva.

D’Albiney empleó una estratagema contra ellos, que se dice contribuyó a la victoria: estando con el viento a favor, los atacó con violencia; y les arrojó a la cara gran cantidad de cal viva, que llevaba a bordo con dicho fin, los encegueció de tal manera que quedaron incapacitados para defenderse.10

Se cree que la cal viva era también uno de los componentes del fuego griego. Al tomar contacto con el agua, la cal elevaba su temperatura por encima de 150 °C y así encender el combustible.11

San Martín de Hidalgo (México) y su escudo

El escudo de la población de San Martín de Hidalgo muestra un horno de cal, como símbolo de la que ha sido su principal actividad económica a lo largo de su historia. Este municipio se llamó originalmente San Martín de la Cal, siendo fundado el 19 de febrero de 1540.

El Faraón Akenatón

Hay una anécdota, que se relaciona con el faraón Akenatón, esposo de Nefertiti, el cual para debilitar el poderío económico y acumulación de tierras, que estaba alcanzando la casta sacerdotal, decretó el monoteísmo, trasladando incluso la capital del país a Amarna. Sin embargo, a su muerte, acontecida hacia el año 1338 a.C., los sacerdotes de Amón arrasaron la ciudad cubriéndola de cal viva y decretaron el retorno de la capital a Tebas.

La cal en las calzadas romanas

Una de las principales aplicaciones que de la cal hicieron los romanos fue en la construcción de sus calzadas. Una sección de la Via Apia estaría formada por tres estratos: El primer estrato (statumen) era de piedra dura y plana, cortada en grandes fragmentos, que en algunos casos, se unían con cal y arena; el segundo (rudus o ruderatio) era de cantos o fragmentos de piedra partida que se aglomeraban con cal grasa para dotarla de mayor solidez y el tercero (summum dorsum o summa cresta) estaba configurado por grandes piezas poligonales que encajaban perfectamente entre sí.

Los “Calcis Coctores” (cocedores de cal, caleros) de Roma

En el Código Teodosiano se dedica un capítulo entero (De calcis coctoribus urbis Romae et Constantinopolitanae) al conjunto de normas destinadas a regular el trabajo de los productores de cal, que a su vez eran los encaladores de los edificios públicos. Esta obra es una recopilación de leyes vigentes durante el Imperio Romano. Dicho Código fue dictado por el Emperador Teodosio II en el año 438 d. C.

La cal en la Historia Natural de Plinio

Cayo Plinio Segundo, Plinio el Viejo, nació en el año 23 ó 24 d. C. en el Norte de Italia. Su principal obra es la Historia Natural, compuesta por 37 libros, que viene a ser un compendio enciclopédico de las Ciencias Naturales y donde se recogen los conocimientos expuestos en más de 2000 libros de la Antigüedad, muchos hoy extraviados. En esta obra, que fue frecuentemente citada por eruditos de los siglos posteriores, existen varias referencias a la cal.

Otras curiosidades

Antiguamente se usaba «cal» en vez de «calcio», en algunos nombres de compuestos donde interviene este elemento, como el "talco" o "aljez" (sulfato de calcio dihidratado, CaSO4•2H2O) o el mármol o "gis" (carbonato de calcio, CaCO3). Los depósitos sedimentarios de carbonato de calcio se llaman caliches.

Ácido clorhídricoEste artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas. Este aviso fue puesto el 27 de mayo de 2010.Puedes añadirlas o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Ácido clorhídrico}}

~~~~

Ácido clorhídrico


Molécula de ácido clorhídrico (HCl).

Frasco conteniendo ácido clorhídrico (HCl).


Cloruro de hidrógeno

General

Otros nombres Ácido muriático (América)

Aguafuerte (España)

Salfumant

Espíritu de sal

Ácido de sal

Ácido marino

Ácido clórico

Fórmula molecular H Cl

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydrogen-chloride-3D-vdW-labelled.png

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydrochloric_acid_05.jpg

Identificadores



Apariencia líquido incoloro o

levemente amarillo

Densidad 1190 (solución 37 %)

1160 solución 32 %

1120 solución 25 % kg/m 3 ; 1.12g/cm 3

Masa molar 36.46 g/mol

Punto de fusión 247 K (-26 °C)

Punto de ebullición 321 K (48 °C)

Viscosidad 1.9


Acidez -6.22 pKa

Termoquímica

ΔfH 0 gas -92.31 kJ/mol

ΔfH0líquido -167.2 kJ/mol

S 0 gas, 1 bar 186.91 J·mol-1·K

Peligrosidad

NFPA 704

031

COR

Riesgos

Ingestión Puede

producir gastritis,quemaduras, gastritis

hemorrágica, edema, necrosis. Se

recomienda beber agua oleche y NO

inducir el vómito.3

Inhalación Puede producir

irritación,edema y corrosión del tracto

respiratorio, bronquitis crónica. Se

recomienda llevar a la persona a un lugar

con aire fresco, mantenerla caliente y

quieta. Si se detiene la respiración

practicarreanimación cardio pulmonar.

Piel Puede producir quemaduras, úlceras,

irritación. Retirar de la zona afectada toda

la vestimenta y calzados y lavar con agua

abundante durante al menos 20 minutos.

Ojos Puede producir necrosis en lacórnea,

inflamación en el ojo, irritación ocular y

nasal, úlcera nasal. Lavar el o los ojos

expuestos con abundante agua durante al


menos 15 minutos.


Ácidosrelacionados Fluoruro de hidrógeno

Bromuro de hidrógeno



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.

Índice

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1 Historia

2 Química

o 2.1 Propiedades físicas

3 Aplicaciones

4 Efectos nocivos

5 Véase también

o 5.1 Sustancias químicas relacionadas

o 5.2 Temas relacionados

6 Referencias

7 Enlaces externos

Historia[editar]

El ácido clorhídrico, fue obtenido por primera vez por Jabir ibn Hayyan (también conocido como Geber), alrededor del año 800, mezclando sal común con vitriolo (ácido sulfúrico).

Jabir ibn Hayyan, dibujo de un manuscrito medieval.

En la Edad Media, el ácido clorhídrico era conocido entre los alquimistas europeos comoespíritu de sal o acidum salis. En el siglo XVII, Johann Rudolf Glauber, de Karlstadt, Alemania, utilizó sal (cloruro de sodio) y ácido sulfúrico para preparar sulfato sódico, liberando gas cloruro de hidrógeno. Joseph Priestley, de Leeds, Inglaterra preparó cloruro de hidrógeno puro en 1772, y Humphry Davy de Penzance demostró que su composición química conteníahidrógeno y cloro.

Durante la Revolución industrial en Europa, la demanda por sustancias alcalinas, tales como lasosa (hidróxido de sodio), se incrementó, y el nuevo proceso industrial para su obtención desarrollado por el francés Nicolás Leblanc permitió la producción a gran escala con bajos costos. En el proceso Leblanc, se convierte sal en sosa, utilizando ácido sulfúrico, piedra calizay carbón, liberando cloruro de hidrógeno como producto de desecho. Hasta 1863 éste era liberado a la atmósfera. Un acta de ese año obligó a los productores de sosa a absorber este gas en agua, produciendo así ácido clorhídrico a escala industrial.

A comienzos del siglo veinte, cuando el proceso Leblanc fue sustituido por el proceso Solvay, que no permitía obtener ácido clorhídrico como el primero, éste ya era un producto químico utilizado de manera frecuente en numerosas aplicaciones. El interés comercial llevó al desarrollo de otros procesos de obtención, que se utilizan hasta el día de hoy, y que son descritos más abajo. Actualmente, la mayoría del ácido clorhídrico se obtiene absorbiendo el cloruro de hidrógeno liberado en la producción industrial de compuestos orgánicos.

Química[editar]

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Jabir_ibn_Hayyan.jpg

Reacción de ácido clorhídrico conamoníaco, liberando vapores blancos de cloruro de amonio.

El cloruro de hidrógeno es un ácido monoprótico, lo que significa que sólo puede liberar un ion H+ (un protón). En soluciones acuosas, este ion se une a una molécula de agua para dar un ion oxonio, H3O+:

HCl + H2O → H3O+ + Cl−

El otro ion formado es Cl−, el ion cloruro. El ácido clorhídrico puede entonces ser usado para preparar sales llamadas cloruros, como el cloruro de sodio. El ácido clorhídrico es unácido fuerte, ya que se disocia completamente en agua.

Los ácidos monopróticos tienen una constante de disociación ácida, Ka, que indica el nivel de disociación en agua. Para ácidos fuertes como el HCl, el valor de Ka es alto. Al agregar cloruros, como el NaCl, a una solución acuosa de HCl, el valor de pH prácticamente no cambia, lo que indica que el ion Cl− es una base conjugada notablemente débil, y que HCl está casi completamente disociado en soluciones acuosas. Por lo tanto, para soluciones de ácido clorhídrico de concentración relativamente altas, se puede asumir que la concentración de H+ es igual a la de HCl.

De los siete ácidos fuertes comunes en la química, todos ellos inorgánicos, el ácido clorhídrico es el ácido monoprótico con menor tendencia a provocar reacciones redox que puedan interferir con otras reacciones. Es uno de los ácidos fuertes menos peligrosos de manipular; y a pesar de su acidez, produce el relativamente poco reactivo y no tóxico ion cloruro. Sus soluciones de concentraciones intermedias son bastante estables (hasta 6 M), manteniendo sus concentraciones con el paso del tiempo. Estos atributos, sumados al hecho de que se encuentra disponible como un reactivo puro, lo hacen un excelente reactivo acidificante, y valorante ácido (para determinar la cantidad de base en una volumetría). Es comúnmente utilizado en el análisis químico y para digerir muestras para análisis. Soluciones concentradas de este ácido pueden utilizarse para disolver algunos metales (metales activos), formando cloruros metálicos oxidados e hidrógeno gas.

Propiedades físicas[editar]

Las propiedades físicas del ácido clorhídrico, tales como puntos de fusión y ebullición, densidad, y pH dependen de la concentración o molaridad de HCl en la solución ácida.

Conc. (m/m)

c :

Conc. (m/v)

c :

Densidad

Molaridad

pH Viscosidad

Calorespecífic

o

Presiónde

Punto deebullició

n

Punto de

fusión

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydrochloric_acid_ammonia.jpg

kg HCl/kgkg HCl/m

³ρ : kg/l M η : mPa·s

s : kJ/(kg·K)

vaporPHCl :

Pab.p. m.p.

10 % 104,80 1,048 2,87 M−0,5

1,16 3,47 0,527 103 °C−18 °

C

20 % 219,60 1,098 6,02 M−0,8

1,37 2,99 27,3 108 °C−59 °

C

30 % 344,70 1,149 9,45 M−1,0

1,70 2,60 1.410 90 °C−52 °

C

32 % 370,88 1,159 10,17 M−1,0

1,80 2,55 3.130 84 °C−43 °

C

34 % 397,46 1,169 10,90 M−1,0

1,90 2,50 6.733 71 °C−36 °

C

36 % 424,44 1,179 11,64 M−1,1

1,99 2,46 14.100 61 °C−30 °

C

38 % 451,82 1,189 12,39 M−1,1

2,10 2,43 28.000 48 °C−26 °

C

La temperatura y presión de referencia para la tabla anterior son respectivamente 20 °C y 1 atmósfera (101 kPa).

Valoración ácida.

El ácido clorhídrico (HCl) se obtiene en el laboratorio por adición de ácido sulfúrico (H2SO4) a sal (NaCl):

En la industria química se forman grandes cantidades de ácido clorhídrico en las reacciones orgánicas de cloración de las sustancias orgánicas con cloro elemental.

Otro método de producción a gran escala es el utilizado por la industria cloro-alcali, en la cual se electroliza una disolución de sal común (NaCl), produciendo cloro, hidróxido de sodio e hidrógeno. El gas cloro así obtenido puede ser combinado con el gas hidrógeno, formando gas HCl químicamente puro. Ya que la reacción es exotérmica, las instalaciones en las que se realiza son conocidas como horno de HCl.

En agua se disuelven hasta 38 g/100 mL aunque a baja temperatura se pueden formar cristales de HCl·H2O con un contenido del 68 % de HCl. La disolución forma un azeótropo con un contenido del 20,2 % de HCl en masa y un punto de ebullición de 108,6 °C.

El ácido clorhídrico que se encuentra en el mercado suele tener una concentración del 38 % o del 25 %. Las disoluciones de una concentración de algo más del 40 % son químicamente posibles, pero la tasa de evaporación en ellas es tan alta que se tienen que tomar medidas de almacenamiento y manipulación extras. En el mercado es posible adquirir soluciones para uso doméstico de una concentración de entre 10 % y 12 %, utilizadas principalmente para la limpieza.

Aplicaciones[editar]

El ácido clorhídrico se utiliza sobre todo como ácido barato, fuerte y volátil. El uso más conocido es el de desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato cálcico: CaCO3).4 En esta aplicación se transforma el carbonato cálcico en cloruro cálcico más soluble y se liberan dióxido de carbono (CO2) y agua:

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

En química orgánica se aprovecha el ácido clorhídrico a veces en la síntesis de cloruros orgánicos - bien por sustitución de un grupo hidroxilo de un alcohol o por

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Titration.gif

adición del ácido clorhídrico a un alqueno aunque a menudo estas reacciones no transcurren de una manera muy selectiva.

Otra importante aplicación del ácido clorhídrico de alta calidad es en la regeneración de resinas de intercambio iónico. El intercambio catiónico suele utilizarse para eliminar cationes como Na+ y Ca2+ de disoluciones acuosas, produciendo agua demineralizada.

Na+ es reemplazado por H3O+

Ca2+ es reemplazado por 2 H3O+

En la industria alimentaria se utiliza por ejemplo en la producción de la gelatina disolviendo con ella la parte mineral de los huesos.

En metalúrgia a veces se utiliza para disolver la capa de óxido que recubre un metal, previo a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.

También es un producto de partida en la síntesis de policloruro de aluminio o de cloruro férrico (FeCl3):

Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O

Efectos nocivos[editar]

El cloruro de hidrógeno es irritante y corrosivo para cualquier tejido con el que tenga contacto. La exposición breve a bajos niveles produce irritación de la garganta. La exposición a niveles más altos puede producir respiración jadeante, estrechamiento de los bronquiolos, coloración azul de la piel, acumulación de líquido en los pulmones e incluso la muerte. La exposición a niveles aún más altos puede producir hinchazón y espasmos de la garganta y asfixia. Algunas personas pueden sufrir una reacción inflamatoria al cloruro de hidrógeno. Esta condición es conocida como síndrome de malfuncionamiento reactivo de las vías respiratorias (en inglés, RADS), que es un tipo de asma causado por ciertas sustancias irritantes o corrosivas.

La mezcla del ácido con agentes oxidantes de uso común, como la lejía, también llamada lavandina en algunas partes, (hipoclorito de sodio, NaClO) o permanganato de potasio(KMnO4), produce el tóxico gas cloro.

Dependiendo de la concentración, el cloruro de hidrógeno puede producir desde leve irritación hasta quemaduras graves de los ojos y la piel. La exposición prolongada a bajos niveles puede causar problemas respiratorios, irritación de los ojos y la piel y descoloramiento de los dientes.

A pesar de estas características los jugos gástricos en el estómago humano contienen aproximadamente el 3 % de ácido clorhídrico. Allí ayuda a desnaturalizar las proteínas y desempeña un papel importante como coenzima de la pepsina en su digestión. También ayuda en la hidrólisis de los polisacáridos presentes en la comida. Es secretado por lascélulas parietales. Éstas contienen una extensiva red de secreción desde donde se secreta el HCl hacia el lumen del estómago.

Diversos mecanismos previenen el daño del epitelio del tracto digestivo por este ácido:

Reguladores negativos de su salida.

Una gruesa capa mucosa que cubre al epitelio.

Bicarbonato de sodio secretado por las células epiteliales gástricas y

el páncreas.

La estructura del epitelio.

Un abastecimiento sanguíneo adecuado.

Prostaglandinas (con múltiples efectos: estimulan las secreciones

mucosas y de bicarbonato, mantienen la integridad de la barrera

epitelial, permiten el adecuado flujo sanguíneo, estimulan la

reparación de las membranas de la mucosa dañadas).

Cuando, por alguna razón, estos mecanismos fallan, se pueden producir pirosis o úlceras. Existen drogas llamadas inhibidores de bombas de protones que previenen que el cuerpo produzca exceso de ácido en el estómago, mientras que los antiácidos pueden neutralizar el ácido existente.

También puede ocurrir que no se produzca suficiente cantidad de ácido clorhídrico en el estómago. Estos cuadros patológicos son conocidos por los términos hipoclorhidria yaclorhidria y pueden conducir a una gastroenteritis.

El ácido clorhídrico en contacto con ciertos metales puede desprender hidrógeno pudiendo formar atmósferas explosivas en el ambiente, esto puede ocurrir por ejemplo cuando se usa en los trabajos de decapado de metales.

Además, se ha observado una alta mortalidad por cáncer de pulmón en trabajadores expuestos a neblinas de ácido clorhídrico y ácido sulfúrico.[cita requerida]

Trabajo de Uimica

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