Reactivos utilizados en el laboratorio de quimica ? con formulas mas de 20 porfaa!!?antes del lunes GRAXIAS :)

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Respuestas

 Mejor respuesta:  Pues estos son algunos de los más comunes que podras encontrar en un laboratorio de Química tanto en una escuela como en un Laboratorio profesional: 1. Cloroformo (CHCl3) 2. Acetona (CH3(CO) CH3) 3. Formol (CH2O) 4. Permanganato de Potasio (KMnO4) 5. Propano (CH3-CH2-CH3) 6. Acetileno (C2H2) 7. Hidróxido de sodio (NaOH) 8. Sulfato de Sodio (NaSO4) 9. Acido Clorhídrico (HCl) 10. Acido Sulfúrico (H2SO4) 11. Alcohol Etílico (CH3-CH2-OH) 12. Indicador Fenolftaleína 13. Agua Desionizada 14. Cloruro de Sodio (NaCl) 15. Nitrato de Plata (AgNO3) 16. Acido Acético (CH3-COOH) 17. Alcohol Metílico (CH3OH) 18. Almidón Soluble (C6H12O6)n 19. Acetato de amonio 20. Cristales de hematoxilina 21. Glicerina 22. Glucosa (C6H12O6) 23. Indicador Negro de Eriocromo 24. Potasio Ftalato Ácido (KHP) 25. Ácido Clavulánico (C8H9NO5) 

Espero te sirva y suerte!!!!!!!!XXXXXXXXXXXXXXXXXX

Cloroformo

 

Cloroformo

Nombre IUPAC

Cloroformo

General

Otros nombres Triclorometano, tricloruro de metilo

Fórmula molecular CHCl3

Identificadores

Número CAS 67-66-31

ChEBI 35255

ChemSpider 5977

PubChem 6212

Propiedades físicas

Apariencia Incoloro

Densidad 1483 kg/m   3  ; 1,483 g/cm   3  

Masa molar 119,38 g/mol

Punto de fusión 209,5 K (-64 °C)

Punto de ebullición 334,2 K (61 °C)

Estructura cristalina Tetraédrica

Índice de refracción (nD) 1.4459

Propiedades químicas

Solubilidad enagua 0,8 g/100 ml 293,15 K (20 °C)

Peligrosidad

NFPA 704

1

1

0 

Valores en el SI y en condiciones estándar

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

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El cloroformo, triclorometano o tricloruro de metilo, es un compuesto químico de fórmula química CHCl3. Puede obtenerse por cloración como derivado del metano o del alcohol etílico o, más habitualmente en la industria farmacéutica, utilizando hierro y ácido sobre tetracloruro de carbono.

A temperatura ambiente, es un líquido volátil, no inflamable, incoloro, de olor penetrante,2 3 4 dulzón y cítrico, descrito porSamuel Guthrie como "de delicioso sabor".5 Se descompone lentamente por acción combinada del oxígeno y la luz solar, transformándose en fosgeno (COCl2) y cloruro de hidrógeno (HCl) según la siguiente ecuación:

2 CHCl3 + O2 -> 2 COCl2 + 2 HCl

Por lo cual se aconseja conservarlo en botellas de vidrio color ámbar y lejos de la luz.2

Índice

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1   Aplicaciones 2   Toxicocinética

o 2.1   Absorción o 2.2   Metabolismo

2.2.1   Conversión a fosgeno o 2.3   Eliminación

3   Mecanismo de acción tóxico 4   Efectos tóxicos

o 4.1   Agudos o 4.2   Crónicos

5   Tratamiento de la intoxicación 6   Referencias 7   Enlaces externos

Aplicaciones[editar]

El cloroformo es empleado habitualmente en tintorerías como disolvente de grasas en la limpieza en seco, extintores deincendios, fabricación de colorantes, fumigantes, insecticidas.6

El cloroformo se emplea como materia prima en la industria química. Por ejemplo, para la fabricación de carburos fluorados (que se utilizan como propelentes de aerosoles, refrigerantes y agentes de soplado), que se utilizan como refrigerantes, resinas,plásticos, etc.

El cloroformo es un reactivo químico útil debido a la polarización de sus enlaces C-Cl, por lo que es una herramienta apreciada en síntesis orgánica, al proporcionar el grupo CCl2.

Se utiliza habitualmente como disolvente y desengrasante en muchos procesos industriales y en diversos laboratorios, siendo especialmente común el empleo de su derivado deuterado en los laboratorios de química orgánica y farmacéutica.7 No obstante, debido a la toxicidad del cloroformo, actualmente la tendencia es sustituir su uso en la medida de lo posible por cloruro de metileno (un haloalcano similar al cloroformo) y otros disolventes menos tóxicos.

Además, debido a que es usualmente estable y miscible con la mayoría de los compuestos orgánicos lipídicos y saponificables, es comúnmente utilizado

como solvente. Es también utilizado en biología molecular para varios procesos, como la extracción deADN de lisados celulares. Asimismo, es usado en el proceso de fijación de muestras histológicas post mortem.

También tiene la particularidad de permitir "saborear colores", dado que los colores vívidos se pueden saborear gracias a una disrupción entre las neuronas sensitivas del quinto par craneal (nervio trigémino) quien propociona el sentido del gusto al tercio posterior de la lengua, con su núcleo iridioconstrictor y con el segundo par craneal (nervio óptico) que genera la extraña sensación de saborear colores, ya que ambos nervios poseen los mismos núcleos cerebrales y son estimulados enérgicamente al entrar el cloroformo en contacto con ellos.[cita  requerida]

Debido a que interactúa con ciertos receptores del sistema nervioso, el cloroformo tiene las características de un depresor del sistema nervioso central y genera de suaves a severas alucinaciones psicodélicas en jóvenes y adultos. El cloroformo fue la primera sustancia a la que se asociaron propiedades anestésicas, siendo utilizado por primera vez como tal a finales de 1847, por el médico y obstetra escocés James Young Simpson 8  y se popularizó a partir de 1853 al ser utilizado por John Snow para anestesiar a la reina Victoria de Inglaterra para el parto de su octavo hijo.9 10 Esto supuso grandes avances en cirugía, y fue empleado durante mucho tiempo como anestésico. No obstante, debido a su toxicidad y posible carcinogenicidad, hubo un cambio en el patrón de uso de este compuesto, y actualmente se ha reemplazado su uso por otros anestésicos más seguros.

Otras aplicaciones del cloroformo radican en su utilidad para la extracción y purificación de la penicilina y otros antibióticos. También para la purificación de diversos alcaloides, como disolvente de extracción de vitaminas y sabores.11

Toxicocinética[editar]

Absorción[editar]

Se absorbe bien tanto por vía inhalatoria como por vía oral y dérmica.6 12

Metabolismo[editar]

El cloroformo es metabolizado por vías oxidativas y reductoras. En condiciones normales, el metabolismo oxidativo es la vía principal, y el metabolismo reductivo no juega un papel significativo. El cloroformo también se conjuga con ácido glucurónico (conjugación mercaptúrica).6

El metabolismo del cloroformo es más rápido en ratones y en ratas, mientras que en los tejidos humanos (hígado y riñón), porque tienen un déficit en la actividad del isoenzimaCYP2E1, que es la responsable del metabolismo del cloroformo.6

Conversión a fosgeno[editar]

El principal metabolito del cloroformo es el dióxido de carbono (CO2), aunque también se pueden formar otros metabolitos por reacciones de oxidación, por ejemplo, el fosgeno, un cloruro de ácido muy reactivo. El fosgeno es extremadamente tóxico porque reacciona con muchas biomoléculas, produciendo la inactivación de sus funciones.11

Hay que tener en cuenta que el fosgeno se puede formar tanto por metabolismo dentro de los seres vivos, y también ex vivo, en presencia de oxígeno y a temperatura ambiente. Por ello, en muchas botellas comerciales de cloroformo frecuentemente se añaden pequeñas cantidades de etanol, con objeto de formar las trazas de fosgeno que podrían formarse.11

Posteriormente, el fosgeno sufre una conjugación mercaptúrica, esto es, se conjuga con glutation (antioxidante natural) mediante la acción de la enzima glutation-S-

transferasa. Como consecuencia de esta reacción, aumentan los niveles de peróxido de hidrógeno (H2O2), un radical libre de oxígeno. El peróxido de hidrógeno, en presencia de hierroquelado (Fe2+) rinde la reacción de Fenton, en la que se producen más radicales libres de oxígeno: el anión hidroxilo (OH-) y el radical hidroxilo (OH·).13

Eliminación[editar]

La principal ruta de eliminación es el aire exhalado.14

Mecanismo de acción tóxico[editar]

El cloroformo puede producir la muerte celular por dos mecanismos bioquímicos:

1.- Alteración de la homeostasis del calcio. El cloroformo forma enlaces covalentes con la bomba Ca2+ ATPasa situada en la membrana plasmática y en la membrana deretículo endoplasmático liso. Esta bomba tiene como función almacenar calcio dentro del retículo endoplasmático, y expulsar calcio fuera del citosol. Por tanto, el cloroformo inhibe estas funciones, y como consecuencia, aumentan los niveles de calcio intracelulares.14

2.- Estrés oxidativo. El cloroformo está implicado en la hiperproducción de especies reactivas del oxígeno (ROS) y especies reactivas de nitrógeno (RON). Estas especies son generadas en el proceso de biotransformación del cloroformo en los seres vivos.14

Efectos tóxicos[editar]

Agudos[editar]

El cloroformo es un agente altamente irritante en estado líquido, produce efectos irritantes en nariz, garganta, ojos, piel.15 No obstante, no se han descrito efectos irritantes en estado gaseoso.14 16

En estudios de exposición a cloroformo por vía inhalatoria a corto plazo en animales de experimentación se han descrito depresión del SNC, dilatación de pupilas de los ojos (midriasis), reducción a la reacción a la luz, y reducción de la presión intraocular.14

Crónicos[editar]

El cloroformo presenta una toxicidad de leve a moderada. La exposición crónica (a largo plazo) tiene efectos sobre el hígado (incluyendo hepatitis e ictericia), sobre el sistema nervioso central (como la depresión y la irritabilidad), y sobre los riñones.17 18

Se ha probado la toxicidad del cloroformo durante el desarrollo de ratones y ratas mediante su administración por sonda nasogástrica y mediante inhalación. En varios estudios se ha observado la toxicidad fetal (acaudía, ano sin perforar, fisura palatina, costillas onduladas), retraso del crecimiento, concurrente con la evidencia de la toxicidad materna. En otro estudio se observaron efectos sobre la reproducción.19 20

En estudios realizados por administración oral y en un estudio con exposición por inhalación en ratones, se produjeron tumores de túbulos renales y, en otros estudios, tumoreshepatocelulares y de tiroides siguiendo a un patrón dependiente de la variedad animal y del sexo. En un estudio en perros no se observó aumento de la incidencia de tumores.621 22 23

Los estudios in vitro e in vivo actuales concluyen que el efecto carcinogénico del cloroformo es debido a mecanismos no genotóxicos y dependientes del daño crónico de lostejidos.24

La exposición ocupacional al cloroformo puede ocurrir durante su producción y uso como disolvente. La población general puede estar expuesta por su presencia en el agua potable tratada con cloro, en el aire y en algunos alimentos.

También se han realizado estudios epidemiológicos de exposición profesional al cloroformo. Éstos indican que a concentraciones del orden 20 – 80 ppm los trabajadores sufrencefaleas, laxitud y molestias digestivas.25 A concentraciones superiores a 200 ppm se han descrito esos síntomas, junto con una mayor incidencia de hepatomegalia.26 También se han descrito brotes de ictericia tóxica en trabajadores expuestos a cloroformo.27 28

Dos estudios de cohortes relacionaron el desarrollo de cáncer con la calidad del agua potable. Uno de ellos mostró un exceso de mortalidad por cánceres de hígado y mama en asociación a la cloración del agua, mientras que el otro mostró un aumento de los riesgos para el cáncer de colon, de pulmón y melanoma de piel asociada a las concentraciones de cloroformo en el agua potable.

Ocho estudios de casos y controles mostraron asociación sobre el cáncer de vejiga en relación al cloro del agua potable en Estados Unidos. En cinco de ellos se obtuvieron resultados significativos, pero con poca consistencia en la definición del patrón de riesgo en los subgrupos definidos por sexo o por las medidas de consumo de cloroformo. En dos de ellos se observaron tendencias crecientes significativas en el riesgo de cáncer de vejiga.

Siete estudios de casos y controles abordan el riesgo del cáncer de intestino grueso en asociación con el consumo de agua clorada. En dos de estos estudios se evaluó la exposición a los trihalometanos. Dos estudios mostraron una asociación significativa con el cáncer rectal. Sin embargo, los resultados fueron inconsistentes en relación al lugar del intestino grueso y al sexo, y la calidad de los estudios era muy variable.

La exposición al cloroformo en el lugar de trabajo se abordó en dos estudios de casos y controles. El estudio sobre el cáncer de cerebro dio resultados negativos. El otro estudio incluye varios lugares (pero no el cerebro) y mostró asociaciones con el cáncer de próstata y de cáncer de pulmón, pero no se observó asociación con el cáncer de vejiga.29

La presencia de varios subproductos de la cloración, como los trihalometanos, es probable que estén altamente correlacionados con el desarrollo de un proceso cancerígeno. El cloroformo es el más ubicuo, el otro subproducto por lo tanto, puede actuar como factor de confusión en los estudios de exposición al agua clorada. Además, las fuentes importantes de cloroformo que no sean el agua de bebida fueron ignoradas en la mayoría de los estudios.30

Actualmente los estudios sobre la carcinogenicidad del cloroformo inducen a pensar que éste podría tratarse de un agente cancerígeno. Por ello, el cloroformo debe manipularse como un carcinógeno, es decir, hay que extremar las precauciones.

Tratamiento de la intoxicación[editar]

En vista de que el cloroformo sufre conjugación mercaptúrica en su paso por el organismo, algunos autores proponen a la N-acetilcisteína como un posible tratamiento de las intoxicaciones con cloroformo. La N-acetilcisteína, por su capacidad de inhibir la formación de radicales libres generados por el cloroformo y sus metabolitos, ha presentado efectividad en algunos casos en el tratamiento de intoxicaciones por cloroformo, incluso combinado con otros antioxidantes naturales, como la vitamina E.31

Referencias[editar]

1. Volver arriba ↑  Número CAS2. ↑ Saltar a: a  b Mellor, J. W. Química inorgánica moderna. Librería y Editorial El Ateneo.

Buenos Aires, 1947.3. Volver arriba ↑  «Cloroformo. Documentación toxicológica». Instituto Nacional de Seguridad

e Higiene en el Trabajo (2007). España.4. Volver arriba ↑  «Hoja de seguridad VII. Cloroformo». Facultad de Química. Universidad

Nacional Autónoma de México.5. Volver arriba ↑  Guthrie, Samuel (1832). «New mode of preparing a spirituous solution of

chloric ether». Am. J. Sci. and Arts 21: 64.6. ↑ Saltar a: a  b c d e Corley, R.A., Mendrala, F.A., Smith, P.A. et al. (1990). Development of a

physiologically based pharmacokinetic model for chloroform. Toxicol. Appl. Pharmacol.103, 312-527.

7. Volver arriba ↑  Wade, L. G. (2006) Organic Chemistry. Sixth Edition. 2006. Pearson.8. Volver arriba ↑  (en inglés) Gordon, H. Laing. Sir James Young Simpson and Chloroform

(1811–1870) , pp. 106–109. The Minerva Group, Inc. ISBN 978-1-4102-0291-8  En Google Books. Consultado el 20 diciembre 2013.

9. Volver arriba ↑  (en inglés) «Anesthesia and Queen Victoria». Departamento de Epidemiología de UCLA. Consultado el 20 de diciembre de 2013.

10. Volver arriba ↑  Franco, Grande, Avelino y otros (2005). Historia de la anestesia en España, 1847-1940. Arán Ediciones.  ISBN 978-84-95913-56-2.

11. ↑ Saltar a: a  b c Hardie, D.W.F. in Kirk-Othmer. Encyclopedia of Chemical Technology, Second Edition. Interscience Publishers, New York, New York, Volume 5, pp. 119-127, 1964.

12. Volver arriba ↑  Tsurata, H. (1975). Percutaneous absorption of organic solvents. Comparative study of the in vivo percutaneous absorption of chlorinated solvents in mice. Ind. Health, 13, 227-236.

13. Volver arriba ↑  «International Agency for Research on Cancer (IARC) – Summaries & Evaluations: Chloroform». Consultado el 10 de noviembre de 2013.

14. ↑ Saltar a: a  b c d e Klaasen CD. Casarett & Doull’s Toxicology: The Basic Science of Poisons, 6 ed., Mc Graw-Hill, New York. 2001.

15. Volver arriba ↑  Fuhner, H. The intensity and action of chloroform and carbon tetrachloride. Arch. Exp. Pathol., 97:86-112, 1923.

16. Volver arriba ↑  «Current Intelligence Bulletin 9: Chloroform (DDM)». Centers for Disease Control and Prevention cdc.gov.

17. Volver arriba ↑  Torkelson, T.R., Oyen, F. y Rowe, V.K. (1976). The toxicity of chloroform as determined by single and repeated exposure of laboratory animals. J. Am. Ind. Hyg. Assoc., 37, 697-705.

18. Volver arriba ↑  Eschenbrenner, A.B. Induction of hepatomas in mice by repeat oral administration of chloroform, with observations on sex differences. J. Nat'l. Cancer Inst., 5:251-55, 1945.

19. Volver arriba ↑  «National Toxicology Program: Report on the carcinogenesis bioassay of chloroform».

20. Volver arriba ↑  Schwetz, B.A., Leong B.K.J. y Gehring, P.J. (1974). Embryo- and fetotoxicity of inhaled chloroform in rats. Toxicol. Appl. Pharmacol., 28, 442-451.

21. Volver arriba ↑  Page, N.P. y Saffioti, U. National Cancer Institute (1976). Report on carcinogenesis bioassay of chloroform. US NTIS PB Rep, (PB-264018) P: 61.

22. Volver arriba ↑  Jorgenson, T.A., Meierhenry, E.F., Rushbrook, C.J., Bull, R.J. y Robinson, M. (1985). Carcinogenicity of chloroform in drinking water to male Osborne-mendel rats and female B6C3F1 mice. Fund. Appl. Toxicol., 5, 760-769.

23. Volver arriba ↑  U.S. Department of Health and Human Services. Hazardous Substances Data Bank (HSDB, online database). National Toxicology Information Program, National Library of Medicine, Bethesda, MD. 1993.

24. Volver arriba ↑  Fujie, K., Aoki, T. y Wada, M. (1990). Acute and subactue cytogenetic effects of the trihalomethanes on rat bone marrow cells in vivo. Mutat. Res., 242, 111-119.

25. Volver arriba ↑  Challen, P.J.R., Hickish, D.E. y Bedford, J. (1958). Chronic chloroform intoxication. Br. J. Industr. Med., 15, 243-249.

26. Volver arriba ↑  Bomski, H., Sobolewska, A. y Strakowski, A. (1967). Toxic damage of the liver by chloroform in chemical industry workers. Arch. Gewerbepath. u. Gewerbehyg.24, 127-134.

27. Volver arriba ↑  Phoon, W.H., Goh, K.T., Lee, L.T., Tan, K.T. y Kwok, S.F. (1983). Toxic jaundice from occupational exposure to chloroform. Med. J. Malaysia, 38, 31-34.

28. Volver arriba ↑  Phoon, W.H. (1975). An epidemiological study of an out break of jaundice in a factory. Ann. Acad. Med. Singapur, 4, 396-399.

29. Volver arriba ↑  International Agency for Research on Cancer (IARC) – Summaries & Evaluations: Chloroform. Retrieved 2010-09-02.

30. Volver arriba ↑  Agency for Toxic Substances and Disease Registry (ATSDR). Toxicological Profile for Chloroform. Public Health Service, U.S. Department of Health and Human Services, Atlanta, GA. 1997.

31. Volver arriba ↑  Komorniski, E,; Calistro S.; Di Biasi, B.; Garay, J.; Damin, C. Intoxicación con cloroformo “a propósito de un caso”. Unidad Toxicología - Hospital “Juan Fernández”. Cerviño 3356. CABA.

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Permanganato de potasio 

Permanganato de potasio

Nombre IUPAC

Manganato (VII) de potasio

General

Otros nombres Permanganto de potasio

Minerales Chamaleon

Cristales de Condy

Manganto de potasio (VII)

Fórmula molecular K Mn O 4

Identificadores

Número CAS 7722-64-71

Número RTECS SD6475000

ChemSpider 22810

PubChem 516875

Propiedades físicas

Apariencia Véase imagen

Densidad 2703.05212 kg/m 3 ; 2,70305212 g/cm 3

Masa molar 158.0336 g/mol

Punto de fusión 513 K (240 °C)

Propiedades químicas

Solubilidad enagua 6.38 g/100 ml at 20 °C

Peligrosidad

NFPA 704

020

OX

Valores en el SI y en condiciones estándar

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

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El permanganato de potasio, permanganato potásico, minerales chamaleon, cristales de Condy, (KMnO4) es un compuesto químico formado por iones potasio (K+) y permanganato (MnO4

−). Es un fuerte agente oxidante. Tanto sólido como en solución acuosa presenta un color violeta intenso.

Índice

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1 Usos 2 Precauciones 3 Utilidades 4 Referencias

Usos[editar]

Es utilizado como agente oxidante en muchas reacciones químicas en el laboratorio y la industria.

Se aprovechan también sus propiedades desinfectantes y en desodorantes. Se utiliza para tratar algunas enfermedades parasitarias de los peces, o en el tratamiento de algunas afecciones de la piel como hongos o dermatosis. Además se puede administrar como remedio de algunas intoxicaciones con venenos oxidables como el fósforo elemental o mordeduras deserpientes.

Una aplicación habitual se encuentra en el tratamiento del agua potable. En África, mucha gente lo usa para remojar vegetales con el fin de neutralizar cualquier bacteria que esté presente. Puede ser usado como reactivo en la síntesis de muchos compuestos químicos. Por ejemplo, una solución diluida de permanganato puede convertir un alqueno en un diol y en condiciones drásticas bajo ruptura del enlace carbono-carbono en ácidos. Esta reacción se aprovecha en la síntesis del ácido adípico a partir de ciclohexeno.

El poder oxidante del ion permanganato se incrementa también en disolución orgánica utilizando condiciones de transferencia de fase con eter de corona para solubilizar el potasio en este medio.

Una reacción más clásica es la oxidación de un grupo metilo unido a un anillo aromático en un grupo carboxilo. Esta reacción requiere condiciones básicas.

En química analítica, una solución acuosa estandarizada se utiliza con frecuencia como titulante oxidante en titulaciones redoxdebido a su intenso color violeta.

El permanganato violeta se reduce al catión Mn2+, incoloro, en soluciones ácidas. En soluciones neutras, el permanganato sólo se reduce a MnO2, un precipitado marrón en el cual el manganeso tiene su estado de oxidación +4. En soluciones alcalinas, se reduce a su estado +6, dando K2MnO4.

Soluciones diluidas se utilizan como enjuague bucal (0,15 %), desinfectante para las manos (alrededor del 1,8 %).

Se utiliza como reactivo para determinar el número Cappa de la pulpa de madera.

En el laboratorio se emplea el KMnO4 junto con ácido clorhídrico en la síntesis de cloro elemental según la reacción:

 

Históricamente el permanganato de potasio formaba parte de los polvos usados como flash en fotografía o para iniciar la reacción de termita.

También se ha descrito su uso en el camuflaje de los caballos blancos durante la segunda guerra mundial debido a la formación de MnO2 marrón.

Precauciones[editar]

El KMnO4 sólido es un oxidante muy fuerte, que mezclado con glicerina pura provocará una reacción fuertemente exotérmica. Reacciones de este tipo ocurren al mezclar KMnO4 sólido con muchos materiales orgánicos. Sus soluciones acuosas son bastante menos peligrosas, especialmente al estar diluidas. Mezclando KMnO4 sólido con ácido sulfúrico concentrado forma Mn2O7 que provoca una explosión. La mezcla del permanganato sólido con ácido clorhídrico concentrado genera el peligrosogas cloro.

El permanganato mancha la piel y la ropa (al reducirse a MnO2) y debería por lo tanto manejarse con cuidado. Las manchas en la ropa se pueden lavar con ácido acético. Las manchas en la piel desaparecen en 48 horas. Sin embargo, las manchas pueden ser eliminadas con un sulfito o bisulfito de sodio.

Utilidades[editar]

El permanganato de potasio se utiliza en algunas ocasiones para realizar lavados gástricos en ciertas intoxicaciones, como la producida por fósforo blanco. También en dermatología, por su acción antiséptica, astringente y desodorante en concentración de 1/10.000.2 Por ejemplo, en el tratamiento de la balanitis.

En potabilización de aguas desde los años sesenta por su gran poder oxidante, alta versatilidad y su uso fácilmente controlable. 3

Referencias[editar]

1. Volver arriba↑ Número CAS2. Volver arriba↑ Mas Lombarte, Pilar (Febrero de 2002). Col·legi de Farmacèutics de

Barcelona, ed. Procedimientos normalizados de trabajo para la elaboración de fórmulas magistrales y preparados oficinales. Madrid: Rodríguez Fernández, José Antonio. ISBN 978-

84-931835-2-3.3. Volver arriba↑ Medialdea, J.M. (Diciembre de

2005). http://www.ingenieriaquimica.es/files/pdf/iq/430/11ARTICULODIC.pdf, ed. Tratamiento de Aguas. Permanganato potásico: un potente y versátil oxidante. España: Rodríguez Fernández, José Antonio.

Categorías: 

Toxicología

Permanganatos XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

Hidróxido de sodio 

Hidróxido de sodio

Nombre IUPAC

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 CAS 1310-73-21

Número RTECS WB4900000

ChEBI 32145

ChemSpider 14114

PubChem 14798

SMILES [mostrar]

InChI [mostrar]

Propiedades físicas

Apariencia Sólido. Blanco.

Densidad 2100 kg/m 3 ; 2,1 g/cm 3

Masa molar 39,99713 g/mol

Punto de fusión 591 K (318 °C)

Punto de ebullición 1663 K (1390 °C)

Propiedades químicas

Solubilidaden agua 111 g/100 mL (20 °C) / 13.89 g/100 mL

(alcohol etílico a 20 °C)

Termoquímica

ΔfH 0 gas –197,76 kJ/mol

ΔfH 0 líquido –416,88 kJ/mol

ΔfH 0 sólido –425,93 kJ/mol

S 0 gas, 1 bar 228.47 J·mol-1·K

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 córnea oconjuntiva.

Valores en el SI y en condiciones estándar

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

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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

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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) + Na2CO3 (aq) → 2 NaOH(aq) + CaCO3 (s)

Aunque modernamente es fabricado 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.

Véase también[editar]

Cal sodada

Referencias[editar]

1. Volver arriba↑ Número CAS

Enlaces externos[editar]

ATSDR ToxFAQS™: hidróxido de sodio. Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España:  Ficha internacional

de seguridad química del hidróxido sódico.Categorías: 

Hidróxidos XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

Ácido acético glacial: usos y aplicaciones¿Qué es el ácido acético? ¿Qué es el ácido acético glacial? ¿Cuáles son las propiedades físicas del ácido acético glacial? ¿Qué usos y aplicaciones tiene el ácido acético glacial?

Tema: Ácido acético glacial: usos y aplicaciones

Fecha: 11-Oct-2011 Fuente: QuimiNet Sectores relacionados: Química

Analítica, Química , Material y Equipo de Laboratorio

Foto por: © Getty Images

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El ácido acético también se conoce como ácido etanoico o metilencarboxílico. Por lo general

es un ácido que se encuentra en el vinagre al que le proporciona las características de sabor y

olor agrios.

Es un ácido de origen natural y se encuentra en la mayoría de las frutas. Su principal forma de

producción es la fermentación bacteriana, debido a esto está presente en todos los productos

fermentados.

Este ácido se solidifica a los 16.6ºC y por lo general se utiliza en la producción de acetatos,

como agente neutralizante, como ingrediente de compuestos adhesivos, como ingrediente en

lacas para la industria aeronáutica, entre otros usos.

El ácido acético glacial se refiere al ácido acético anhidro, es decir, sin presencia de agua.

Se le da el nombre de glacial ya que cuando el ácido acético se congela tiende a precipitarse

dejando el agua en forma de cristales sobre él.

Una vez llevado a cabo este proceso, el ácido acético glacial puede ser fácilmente separado

del agua, se deja que vuelva a su estado líquido a temperatura ambiente.

También se le conoce como anhidro acético y al ser un compuesto orgánico que se deriva del

ácido acético se le clasifica dentro de los ácidos carboxílicos.

 

Propiedades físicas del ácido acético glacialEl ácido acético glacial tiene las siguientes propiedades físicas:

- Sus moléculas no están asociadas

- Es líquido

- No tiene color

- No forma puente de hidrógeno

- Tiene un fuerte olor a vinagre

- No posee agua

- Su punto de ebullición es a los 136ºC

- Es inflamable

- Es soluble en agua

- Es infinitamente soluble

Usos y aplicaciones del ácido acético glacialEntre las principales aplicaciones y usos del ácido acético glacial se encuentran:

- Limpieza de manchas

- En medicina se aplica como tinte en colposcopias. Auxilia en la detección del virus del

papiloma humano.

- Se usa en histología (preservación de órganos y tejidos para su estudio)

- Fija nucleoproteínas

- Fabricación de acetato de vinilo, rayón, acetato de celulosa, entre otras

- En apicultura se utiliza para controlar la plaga de polillas en la cera

Proveedores de ácido acético glacial

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Comentarios del articulo

Jorge Echevarríahace 12 mesesPor favor especifiquen que el ácido acético es obtenido

por fermentación natural de productos que contienen alcohol etílico, a diferencia del glacial

que se inicia con alcohol metílico y es un proceso de 100% de laboratorio, además que en

muchos países ya se ha prohibido el uso de el ACIDO ACETICO GLACIAL PARA EL

CONSUMO HUMANO.