acetileno
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Acetileno
Nombre (IUPAC) sistemático
Etino
General
Otros nombres Vinileno
Fórmula semidesarrollada
H-C≡C-H triple enlace C-C
Fórmula estructural C2-H2
Identificadores
Número CAS 74-86-21
Propiedades físicas
Estado de agregación Gaseoso
Densidad1.11 kg/m 3 ; 0,00111 g/cm 3
Masa molar 26.0373 g/mol
Punto de fusión 192 K (-81 °C)
Punto de ebullición 216 K (-57 °C)
Temperatura crítica 308,5 K (35 °C)
Presión crítica 61.38 atm
Propiedades químicas
Solubilidad en agua 1.66 g/ 100 mL a 20º C
Valores en el SI y en condiciones estándar(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
El acetileno o etino es el alquino más sencillo. Es un gas, altamente inflamable, un poco más ligero que el aire e incoloro. Produce una llama de hasta 3.000 ºC, una de las temperaturas de combustión más altas conocidas, superada solamente por la del hidrógeno atómico (3400 ºC - 4000 ºC), el cianógeno (4525 ºC) y la del dicianoacetileno (4987 ºC).
Índice
1 Obtención del acetileno 2 Combustión del acetileno
o 2.1 Combustión Completa o 2.2 Combustión Incompleta o 2.3 Combustión reducida
3 Características 4 Usos del acetileno
o 4.1 Primeros usos (s. XX) o 4.2 En la actualidad
5 Véase también 6 Referencias
Obtención del acetileno
En petroquímica se obtiene el acetileno por quenching (el enfriamiento rápido) de una llama de gas natural o de fracciones volátiles del petróleo con aceites de elevado punto de ebullición. El gas es utilizado directamente en planta como producto de partida en síntesis. Un proceso alternativo de síntesis, más apto para el laboratorio, es la reacción de agua con carburo cálcico (CaC2); se forma hidróxido de calcio y acetileno, el gas formado en esta reacción a menudo tiene un olor característico a ajo debido a trazas de fosfina que se forman del fosfuro cálcico presente como impureza.
CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2
Combustión del acetileno
Combustión Completa
2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O
Combustión Incompleta
2C2H2 + 3O2 → 4CO + 2H2O
Combustión reducida
2C2H2 + O2 → 4C + 2H2O
Características
La descomposición del acetileno es una reacción exotérmica. Tiene un poder calorífico de 12000 Kcal/Kg. Asimismo su síntesis suele necesitar elevadas temperaturas en alguna de sus etapas o el aporte de energía química de alguna otra manera.
El acetileno es un gas explosivo si su contenido en aire está comprendido entre 2 y 82 %. También explota si se comprime solo, sin disolver en otra sustancia, por lo que para almacenar se disuelve en acetona, un disolvente líquido que lo estabiliza.
Usos del acetileno
Primeros usos (s. XX)
A principios del siglo XX, el acetileno tenía múltiples aplicaciones debido a la fijeza y claridad de su luz, su potencia calorífica, su facilidad de obtención y su bajo costo. Los aparatos generadores se habían también perfeccionado, siendo casi todos ellos del sistema en que el agua cae sobre el carburo, estando la caída de aquélla graduada de tal modo por diversos juegos de válvulas, palancas y contrapesos que casi se llegó a evitar la sobreproducción de gas que tanto dañaba a los aparatos anteriores.
El acetileno se utilizaba en generadores, en lámparas de minería o en el soplete oxiacetilénico empleado en la soldadura autógena produciendo temperaturas de hasta 3.000º, el alumbrado de proyectores para la marina y para cinematógrafos. Los automóviles llevaban también a principios del siglo en su mayoría faros con aparatos autogeneradores de acetileno. Se llegaron a construir diversos aparatos de salvamento como cinturones, chalecos, boyas, etc., en cuyo interior y en un depósito ad hoc llevaban una dosis de carburo de calcio dispuesto de tal suerte, que al ponerse el carburo en contacto con el agua se produjera el gas acetileno, dejando henchido convenientemente el aparato.2
En la actualidad
El acetileno se utilizaba como fuente de iluminación y de calor. En la vida diaria el acetileno es conocido como gas utilizado en equipos de soldadura debido a las elevadas temperaturas (hasta 3.000 °C) que alcanzan las mezclas de acetileno y oxígeno en su combustión.
El acetileno es además un producto de partida importante en la industria química. Hasta la segunda guerra mundial una buena parte de los procesos de síntesis se basaron en el acetileno. Hoy en día pierde cada vez más en importancia debido a los elevados costes energéticos de su generación.
Disolventes como el tricloretileno, el tetracloretano, productos de base como viniléteres y vinilésteres y algunos carbociclos (síntesis según Reppe) se obtienen a partir del acetileno.
Éste también se utiliza en especial en la fabricación del cloroetileno (cloruro de vinilo) para plásticos, del etanal (acetaldehido) y de los neoprenos del caucho sintético..
Véase también
Difenilacetileno Etano Etileno Carburo de calcio Soldadura oxiacetilénica
Referencias
Instituto nacional de Seguridad e Higiene en el T
Ácido oxálicoSaltar a: navegación, búsqueda
Ácido oxálicos
Estructura del ácido oxálico.
Estructura tridimensional.
Nombre (IUPAC) sistemático
ácido etanodioico
General
Fórmula semidesarrollada
HOOC-COOH
Fórmula molecular C2H2O4
Identificadores
Número CAS 144-62-71
Propiedades físicas
Estado de agregación
sólido
Apariencia cristales blancos
Densidad 1900 kg/m 3 ; 1,9 g/cm 3
Masa molar 90,03 g/mol
Punto de fusión 374,65 K (102 °C)
Punto de ebullición 638,15 K (365 °C)
Punto de descomposición
462,65 K (190 °C)
Propiedades químicas
Acidez 1,19 pKa
Solubilidad en agua 9.5 g/100 mL (15 °C)
Peligrosidad
Punto de inflamabilidad
462,15 K (189 °C)
NFPA 704130
Riesgos
InhalaciónPuede producir irritación severa y quemaduras en nariz, garganta y tracto respiratorio.
Piel Riesgo de irritación severa y
posibles quemaduras. Puede ser absorbido a través de la piel.
OjosIrritante ocular. Puede producir efectos corrosivos.
Dosis semiletal (LD50)
375 mg/kg (en ratas, vía oral)
Valores en el SI y en condiciones estándar(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
El ácido oxálico es un ácido carboxílico de fórmula H2C2O4. Este ácido bicarboxílico es mejor descrito mediante la fórmula HOOCCOOH. Su nombre deriva del género de plantas Oxalis, por su presencia natural en ellas, hecho descubierto por Wiegleb en 1776. Posteriormente se encontró también en una amplia gama de otros vegetales, incluyendo algunos consumidos como alimento como el ruibarbo o las espinacas.
Es un ácido orgánico relativamente fuerte, siendo unas 3.000 veces más potente que el ácido acético. El bi-anión, denominado oxalato, es tanto un agente reductor como un elemento de conexión en la química. Numerosos iones metálicos forman precipitados insolubles con el oxalato, un ejemplo destacado en este sentido es el del oxalato de calcio, el cual es el principal constituyente de la forma más común de cálculos renales.
Índice
1 Propiedades 2 Pruebas analíticas clásicas 3 Síntesis 4 Aplicaciones y usos 5 Referencias 6 Enlaces externas
Propiedades
Es el diácido orgánico más simple. Soluble en alcohol y agua, cristaliza fácilmente en el agua en forma dihidratada. Su punto de fusión hidratado es de 101,5 °C. Es un ácido fuerte en su primera etapa de disociación debido a la proximidad del segundo grupo carboxílico.
Calentándolo se descompone liberando principalmente dióxido de carbono (CO2), monóxido de carbono (CO) y agua.
Pruebas analíticas clásicas
Formación de un precipitado blanco en disolución neutra con sales de calcio que se redisuelve en ácido. Reacciona con permanganato (MnO4
-) reduciéndolo a manganeso(II) y oxidándose a carbonato o CO2:
5 H2C2O4 + 2 MnO4- + 6 H+ -> 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
Los sales y ésteres de este ácido se denominan oxalatos. El oxalato actúa como ligando quelante, uniéndose a un átomo central a través de dos átomos de oxígeno.
Síntesis
El ácido oxálico se obtiene hoy en día por calentamiento de formiato sódico (NaO2CH) a 360 °C bajo liberación de hidrógeno, precipitación del ácido en forma de oxalato cálcico con leche de cal y finalmente liberación del ácido con ácido sulfúrico.
Aplicaciones y usos
En apicultura este ácido es utilizado en el control de varroasis enfermedad causada por ácaros del género Varroa que atacan a las abejas melíferas. Por su acción toxicológica, es objetada su utilización por algunos autores en la apicultura, si bien la miel contiene de forma natural este ácido, por lo cual se considera el tratamiento con ácido oxálico como orgánico. Hay mieles que naturalmente tienen alta concentración de ácido oxálico como es el caso de la miel de almendro (Prunus dulcis), dependiendo la concentración del mismo en miel de la flora nectífera que la abeja pecorea.
En la Construcción y Aseo del Hogar, para pulir pisos de mármol y similares y limpiar baños, sanitarios y lavamanos.
En la Curtiembre para blanqueo y protección de cueros curtidos contra la putrefacción por procesos realizados con Taninos y Cromo.En los años 40 se descubre su uso para curtido, en la zona de Mataderos, los curtiembreros y quimicos Blaquier y Gerardo Manzanedo.
En el Lavado de Ropa, para remover hierro y otros metales que manchan la ropa y para neutralizar el exceso de alcalinidad de los detergentes. En la Industria Textil, también como auxiliar en baños de teñido y en pastas de estampación. Se usa también como catalizador en las resinas aplicadas a las telas de “planchado permanente”
En la Industria Metalmecánica, como componente en baños de limpieza, decapado y fosfatizado de metales, para remover los óxidos y depositar películas que proveen protección y lubricación. (En anodización del aluminio, forma películas puras, resistentes a la corrosión y a la abrasión, de colores atractivos)
Referencias
1. Jump up ↑ Número CAS
Aliano, N.P., and M.D. Ellis. 2009. Oxalic acid: A prospective tool for reducing Varroa mite populations in packages bees. Experimental and Applied Acarology 48:303-309.
Aliano, N.P., M.D. Ellis, and B.D. Siegfried. 2006. Acute contact toxicity of oxalic acid to Varroa destructor (Acari: Varroidae) and their Apis mellifera (Hymenoptera: Apidae) hosts in laboratory bioassays. Journal of Economic Entomology 99:1579-1582.
Bacandritsos, N., I. Papanastasiou, C. Saitanis, A. Nanetti, and E. Roinioti. 2007. Efficacy of repeated trickle applications of oxalic acid in syrup for varroosis control in Apis mellifera: Influence of meteorological conditions and presence of brood. Veterinary Parasitology 148:174-178.
Bogdanov, S., J. Charrière, A. Imdorf, V. Kilchenmann, and P. Fluri. 2002. Determination of residues in honey after treatments with formic and oxalic acid under field conditions. Apidologie 33:399-409.
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Gregorc, A., and I. Planinc. 2001. Acaricidal effect of oxalic acid in honeybee (Apis mellifera) colonies. Apidologie 32:333-340.
Gregorc, A., and I. Planinc. 2002. The control of Varroa destructor using oxalic acid. The Veterinary Journal 163:306-310.
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Marcangeli, J.A., M.C. García, G. Cano, L. Distefano, M.L. Martín, A. Quiroga, F. Raschia, and C. Vega. 2003. Eficacia del Oxavar® para el control del ácaro Varroa destructor (Varroidae) en colmenas de Apis mellifera (Apidae). Revista de la Sociedad de Entomología Argentina 62:75-79.
Marinelli, E., G. Formato, G. Vari, and F.M. De Pace. 2006. Varroa control using cellulose strips soaked in oxalic acid water solution. Apiacta 41:54-59.
Martín-Hernández, R., M. Higes, J.L. Pérez, M.J. Nozal, L. Gómez, and A. Meana. 2007. Short term negative effect of oxalic acid in Apis mellifera iberiensis. Journal of Agricultural Research 5:474-480.
Nanetti, A., R. Büchler, J.D. Charriere, I. Friesd, S. Helland, A. Imdorf, et al. 2003. Oxalic acid treatments for varroa control (Review). Apiacta 38:81-87.
Prandin, L., N. Dainese, B. Girardi, O. Damolin, R. Piro, and F. Mutinelli. 2001. A scientific note on long-term stability of a home-made oxalic acid water sugar solution for controlling varroosis. Apidologie 32:451-452.
Rademacher, E., and M. Harz. 2006. Oxalic acid for the control of varroosis in honey bee colonies – a review. Apidologie 37:98-120.
Thompson, H.M., M.A. Brown, R.F. Ball, and M.H. Bew. 2002. First report of Varroa destructor resistance to pyrethroids in the UK. Apidologie 33:357-366.
Enlaces externas
The Chemical Database Ficha técnica y de seguridad (en inglés) Mallinckrodt Baker Ficha de seguridad del ácido oxálico (en inglés)
[1]
Categorías:
Ácidos dicarboxílicos Oxalatos
O2 + Ca(OH)2 ---> CaCO3 + H2O
Oxido carbónico + Hidróxido de calcio ---> Carbonato de calcio + Agua
CarbonataciónSaltar a: navegación, búsqueda Para la disolución de dióxido de carbono en agua, véase Carbonación.
La carbonatación es una reacción química en la que el hidróxido de calcio reacciona con el dióxido de carbono y forma carbonato cálcico insoluble:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
Hormigón
Corrosion de armadura inducido por carbonatación
La carbonatación es un proceso lento que ocurre en el hormigón, donde la cal apagada (hidróxido cálcico) del cemento reacciona con el dióxido de carbono del aire formando carbonato cálcico. Esta reacción, necesariamente se produce en medio acuoso, ya que el dióxido de carbono reacciona con el agua formando ácido carbonico, ya que éste reaccionará con el hidróxido de calcio, obteniendo como resultado el carbonato de calcio y agua. Dado que la carbonatación provoca una bajada de pH (ácido) esto puede llevar a la corrosión de la armadura y dañar la construcción.
Refinación de azúcar
El proceso de carbonatación se usa en la producción de azúcar a partir de la remolacha azucarera. Se introduce agua de cal (hidróxido cálcico en suspensión) y gas enriquecido con dióxido de carbono en el «zumo crudo», el líquido rico en azúcar procedente de la etapa de difusión del proceso, para formar carbonato cálcico y precipitar y eliminar impurezas. Todo el proceso tiene lugar en «tanques de carbonatación» y el tiempo necesario varía de 20 minutos a una hora.
La carbonatación implica los siguientes efectos:
El incremento de la alcalinidad coagula las proteínas del zumo. El carbonato cálcico absorbe los colorantes. La alcalinidad destruye algunos azúcares monosacáridos, principalmente glucosa y
fructosa.
El objetivo es una partícula grande que se asienta rápidamente de forma natural dejando un zumo claro. Al final dicho zumo está aproximadamente a 15 °Bx y tiene un 90% de sacarosa. El pH del zumo claro producido es un equilibrio entre la eliminación del mucho calcio de la solución y la bajada de pH esperada en el proceso subsiguiente. Si el zumo se vuelve ácido en las etapas de cristalización la sacarosa se descompondrá rápidamente en glucosa y fructosa, que no sólo afectan a dicha cristalización sino que son «melazagénicas», llevándose cantidades equivalentes de sacarosa a la etapa de melaza. El pH del zumo claro obtenido puede ajustarse con sosa y la adición de azufre (sulfatación) antes de pasar a la siguiente etapa, que es la concentración mediante evaporación.
El dióxido de carbono bombeado a la mezcla forma carbonato cálcico. Los sólidos ajenos al azúcar se incorporan a las partículas de carbonato cálcico y se eliminan por sedimentación natural (o asistida) en tanques al efecto.
Hay varios sistemas de carbonatación, bautizados por las compañías que los desarrollaron originalmente. Difieren en la forma de introducir el agua de cal, las temperaturas y duraciones de cada etapa y el método de separación de sólidos del líquido.
Dorr (también Dorr-Oliver), un proceso continuo que usa dos tanques con reciclaje («1ª carbonatación») para aumentar el tamaño de las partículas para la floculación natural. La tasa de reciclaje es aproximadamente 7:1. Las partículas se separan por gravedad en una etapa de engrosado en un recipiente llamado «aclarador». El zumo claro se gasifica más entonces en otro tanque («2ª carbonatación») y se filtra. El lodo concentrado (sedimentos) se filtra y prensa para recuperar más líquido. El proceso Dorr requiere poco mantenimiento y mano de obra pero es vulnerable a las remolachas dañadas por hielo. Es el preferido en el Reino Unido y los Estados Unidos.
DDS (Det Danske Sukkerfabrik, ‘la fábrica de azúcar danesa’), un proceso multietapa que implica la pre-calcificación, en la que el pH del zumo se incrementa gradualmente para iniciar la precipitación de proteínas, seguida de la adición de más agua de cal y gas. Las partículas se eliminan en cada etapa por filtrado.
RT (Raffinière Tirlemontoise, ‘refinería de Tirlemont’), otro proceso multietapa con una fase de pre-calcificación. Las partículas también se eliminan por filtrado. Es el preferido, junto con el anterior, en las fábricas europeas.
Véase también
Óxido de cobre (I)Saltar a: navegación, búsqueda
El óxido de cobre (I) u óxido cuproso (Cu2O) es un óxido de cobre.3 Es insoluble en agua y disolventes orgánicos. El óxido de cobre (I) se disuelve en una solución de amoníaco concentrado para formar el complejo 4 incoloro [Cu(NH3)2]+, que se oxida fácilmente en el aire al complejo azul [Cu(NH3)4(H2O)2]2+. Se disuelve en ácido clorhídrico para formar HCuCl2 (un complejo de CuCl), mientras que disuelto con ácido sulfúrico y ácido nítrico produce sulfato de cobre (II) y nitrato de cobre (II), respectivamente.
El óxido de cobre (I) se encuentra como el mineral cuprita en algunas rocas de color rojo. Cuando se expone al oxígeno, el cobre se oxida de forma natural a óxido de cobre (I), aunque de una forma muy lenta. En el laboratorio, el proceso puede lograrse en un tiempo mucho más corto usando alta temperatura o una alta presión de oxígeno. Con calefacción, el óxido de cobre (I) formará el óxido de cobre (II).
La formación del óxido de cobre (I) es la base del test de Fehling y de la Reacción de Benedict para la reducción de azúcares que reducen en solución alcalina una sal de cobre (II), dando un precipitado de Cu2O.
Óxido de cobre (I)
General
Nombre (IUPAC) sistemático
Óxido de cobre (I)
Otros nombresÓxido cuprosoCuprita (mineral)Óxido de cobre rojo
Fórmula molecular Cu2O
Masa molar 143.09 g/mol
Aspecto Sólido color marrón
Propiedades1
Densidad y estado 6.0 g/cm3, sólido
Solubilidad en agua Insoluble
Solubilidad en Etanol Insoluble
Solución acuosa amoniacal Soluble (forma complejos)
Punto de fusión 1235 °C, 1508 K, 2255 F
Punto de ebullición 1800 °C, 2073 K, 3272 F
Banda prohibida 2.0 eV
Estructura
Estructura cristalina cúbica
Peligros2
MSDS Externo ScienceLab.com
Índice EU 029-002-00-X
Clase EUNocivo (Xn)Peligroso para el entorno (N)
Frases-R R22, R50/53
Frases-S S2, S22, S60, S61
Compuestos relacionados
Otros anionesSulfuro de cobre (I)Sulfuro de cobre (II)Seleniuro de cobre (I)
Otros cationes
Óxido de cobre (II)Óxido de plata (I)Óxido de níquel (II)Óxido de cinc
El óxido cuproso se forma en piezas de cobre chapadas en plata expuestos a la humedad cuando la capa de plata es porosa o está dañada, este tipo de corrosión se conoce como plaga roja (corrosión).
Índice
1 Aplicaciones generales 2 Aplicaciones como semiconductor 3 Véase también 4 Referencias 5 Enlaces externos
Aplicaciones generales
El óxido cuproso se utiliza normalmente como pigmento, fungicida, y agente anti-incrustaciones de pinturas marinas.
Aplicaciones como semiconductor
El óxido de cobre (I) fue la primera sustancia conocida que se comportaba como semiconductor. Los diodos rectificadores basados en este se utilizaron industrialmente ya en 1924, mucho antes de que el silicio se convirtiera en el estándar.
El óxido de cobre (I)5 muestra cuatro bien conocidas series de excitones con anchuras de resonancia en el rango de neV (10-9 eV). Los polaritones 6 asociados también son bien conocidos; su velocidad de grupo 7 resulta ser muy baja, casi inferior a la velocidad del sonido. Eso significa que la luz se mueve casi tan lenta como el sonido en este medio. Esto se traduce en una alta densidad de polaritones, y se han demostrado efectos como la condensación de Bose-Einstein, el efecto Stark dinámico y los fonoritones.8
Otra de las características extraordinarias de los excitones9 en el estado fundamental es que todos los mecanismos de dispersión primaria se conocen cuantitativamente.10 El Cu2O fue la primera sustancia donde un modelo de parámetro totalmente libre de la anchura de línea 11
de absorción podría establecerse por la ampliación de la temperatura, permitiendo la deducción del correspondiente coeficiente de absorción.12 Se puede demostrar usando el Cu2O que las relaciones de Kramers-Kronig 13 no se aplican a los polaritones.
Véase también
Óxido de cobre (II)
Referencias
1. Jump up ↑ Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
2. Jump up ↑ The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, EUA, 1960.
3. Jump up ↑ N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
4. Jump up ↑ D. Nicholls, Complexes and First-Row Transition Elements, Macmillan Press, London, 1973.
5. Jump up ↑ P.W. Baumeister: Optical Absorption of Cuprous Oxide, Phys. Rev. 121 (1961), 359. Direct web link (subscription required)
6. Jump up ↑ D. Fröhlich, A. Kulik, B. Uebbing, and A. Mysyrovicz: Coherent Propagation and Quantum Beats of Quadrupole Polaritons in Cu2O, Phys. Rev. Lett. 67 (1991), 2343.
Óxido de cobre (II)Saltar a: navegación, búsqueda
El óxido de cobre (II) u óxido cúprico (CuO) es el óxido de cobre con mayor número de oxidación. Como mineral se conoce como tenorita.
Óxido de cobre (II)
General
Nombre (IUPAC) sistemático
Óxido de cobre (II)
Otros nombres Óxido cúprico
Fórmula molecular CuO
Masa molar 79,545 g/mol
Aspecto Polvo negro
Propiedades1
Densidad y estado 6,31 g/cm3, sólido
Solubilidad en agua Insoluble
Solubilidad en Etanol Insoluble
Solución acuosa amoniacal Soluble
Punto de fusión 1201 °C, 1474 K
Punto de ebullición 2000 °C, 2273 K
Banda prohibida 1,2 eV
Estructura
Estructura cristalina monoclínico, mS8 2
Grupo espacial C2/c, #15
Constantes de reda = 4.6837, b = 3.4226c = 5.1288, β = 99.54
Peligros
Inflamabilidad No inflamable
Compuestos relacionados
Otros aniones Sulfuro de cobre (II)
Otros cationesÓxido de níquel (II)Óxido de cinc
2 Cu + O2 → 2 CuO
Aquí, se forma junto con algo de óxido de cobre (I) como un producto lateral, por lo que es mejor prepararlo por calentamiento de nitrato de cobre (II), hidróxido de cobre (II) o carbonato de cobre (II):
2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2
Cu(OH)2 (s) → CuO (s) + H2O (l)CuCO3 → CuO + CO2
El óxido de cobre (II) es un óxido básico, así se disuelve en ácidos minerales tales como el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico o el ácido nítrico para dar las correspondientes sales de cobre (II):
CuO + 2 HNO3 → Cu(NO3)2 + H2OCuO + 2 HCl → CuCl2 + H2OCuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Reacciona con álcali concentrado para formar las correspondientes sales cuprato.
3 XOH + CuO + H2O → X3[Cu(OH)6]
Puede reducirse a cobre metálico usando hidrógeno o monóxido de carbono:
CuO + H2 → Cu + H2OCuO + CO → Cu + CO2
Un método de laboratorio para preparar óxido de cobre (II) puede ser electrolizar agua conteniendo bicarbonato de sodio a un voltaje moderado con un ánodo de cobre, recoja la mezcla de hidróxido de cobre, carbonato básico de cobre, y carbonato de cobre producida, y caliéntelo.
Índice
1 Estructura del cristal 2 Efectos en la salud 3 Usos
o 3.1 Uso en eliminación de sustancias 4 Propiedades 5 Véase también 6 Referencias 7 Enlaces externos
Estructura del cristal
El óxido de cobre (II) pertenece al sistema monoclínico, con un grupo cristalográfico de 2m o C2h. El grupo espacial de su celda unidad is C2/c, y sus parámetros de red son a = 4.6837(5), b = 3.4226(5), c = 5.1288(6), α = 90° , β = 99.54(1)°, γ = 90°.2 El átomo de cobre está coordinado por cuatro átomos de oxígeno en una configuración aproximadamente cuadrangular plana.2
Celda unidad del óxido de cobre (II) Parte de la estructura cristalina del CuO
Efectos en la salud
El óxido de cobre (II) es un irritante. También puede causar daño al sistema endocrino y sistema nervioso central. El contacto con los ojos puede causar irritación e importantes daños en la córnea, pudiendo causar conjuntivitis. En contacto con la piel causa irritación y decoloración. La ingestión de polvo de óxido de cobre (II) puede resultar en un sabor metálico, náuseas, vómitos y dolor de estómago. En casos más severos, puede haber sangre en las heces o vómito negro o de color arcilla, ictericia y agrandamiento del hígado. La ruptura de los glóbulos resulta en el colapso circulatorio y shock. La inhalación puede causar daño a los pulmones y el diafragma. La inhalación de vapores durante la fusión de polvo de óxido cúprico puede conducir a una enfermedad llamada la fiebre de humo metálico, que puede causar síntomas de tipo gripal. El óxido de cobre (II) puede causar una acumulación tóxica de cobre en un pequeño subconjunto de la población con enfermedad de Wilson. La manipulación de polvo de óxido de cobre (II) debe hacerse en un área bien ventilada, y se debe tener cuidado para evitar el contacto con la piel o los ojos.3 Sin embargo, el cobre es un oligoelemento esencial para la función normal de muchos tejidos, incluyendo el sistema nervioso, el sistema inmunitario, el corazón, la piel y para la formación de capilares4 5 así como el cobre, siendo sumamente bien metabolizado por los seres humanos. El óxido de cobre se utiliza en suplementos vitamínicos como una fuente segura de cobre6 y tratamientos sin receta médica. El óxido de cobre también es usado en productos de consumo como fundas de almohada y calcetines, debido a sus propiedades cosméticas y antimicrobianas.7 8 9 10 El riesgo de sensibilidad dérmica frente al cobre es considerado sumamente pequeño.11
Usos
El óxido cúprico se utiliza como pigmento en cerámica para producir esmaltes azul, rojo y verde (y a veces gris, rosa o negro). También se utiliza para producir soluciones de hidróxido de cupramonio, usado para fabricar rayón. También se utiliza ocasionalmente como suplemento dietético en animales con deficiencia de cobre.12 El óxido de Cobre (II) tiene aplicación como un semiconductor tipo p, porque tiene una banda prohibida estrecha, de 1,2 eV. Se trata de un abrasivo usado para pulir los equipos ópticos. El óxido cúprico puede ser usado para producir pilas secas. También se ha utilizado en pilas húmedas como cátodo, con litio como ánodo, y dioxalano mezclado con perclorato de litio como electrolito. El óxido de cobre (II) puede utilizarse para producir otras sales de cobre. También se utiliza cuando se suelda con aleaciones de cobre.13
Otro uso para el óxido de cobre es como sustituto para el óxido de hierro en la termita. Esto puede cambiar la termita de incendiaria a un bajo explosivo.
Uso en eliminación de sustancias
El óxido cúprico puede ser usado para eliminar en forma segura materiales peligrosos tales como cianuro, hidrocarburos, hidrocarburos halogenados y dioxinas, a través de oxidación.14
Aquí están las ecuaciones que representan la descomposición del fenol y el pentaclorofenol, respectivamente, con óxido de cobre:
C6H5OH + 14 CuO → 6 CO2 + 3 H2O + 14 CuC6Cl5OH + 2 H2O + 9 CuO → 6 CO2 + 5 HCl + 9 Cu
Propiedades
Función trabajo : 5.3 eV.15
Véase también
Cobre Óxido de cobre (I)
Referencias
1. Jump up ↑ Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
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Enlaces externos
National Pollutant Inventory - Copper and compounds fact sheet Esta obra deriva de la traducción de Copper(II) oxide, publicada bajo la Licencia
Óxido de calcioSaltar a: navegación, búsqueda «Cal» redirige aquí. Para otras acepciones, véase Cal (desambiguación).
Óxido de calcio
Estructura tridimensional.
Nombre (IUPAC) sistemático
Óxido de calcio
General
Otros nombres
Óxido cálcicoÓxido de calcio (II)Cal viva
Fórmula molecular
Ca O
Identificadores
Número CAS 1305-78-81
Propiedades físicas
Estado de agregación
Sólido
Apariencia Blanco
Densidad 3300 kg/m 3 ; 3,3 g/cm 3
Masa molar 56,1 g/mol
Punto de fusión
2845 K (2572 °C)
Punto de ebullición
3123 K (2850 °C)
Propiedades químicas
Solubilidad en agua
1.19 g/L (25 °C), reacciona
Termoquímica
ΔfH 0 gas 43,93 kJ/mol
ΔfH0líquido -557,33 kJ/mol
ΔfH0sólido -635,09 kJ/mol
S 0 gas, 1 bar 219,71 J·mol-1·K
Peligrosidad
Frases R R37, R38, R41
Frases S S2, S25, S26, S37, S39
Frases H H315, H318, H335
Frases PP102, P280, P305+P351+P310, P302+P352, P261, P304+P340, P501
Riesgos
IngestiónPeligroso, causa irritación, en grandes dosis puede ser fatal.
InhalaciónPeligroso; causa irritación, bronquitis química o la muerte en casos de exposición a largo plazo.
Piel Irritación y posibles quemaduras.
Ojos Puede causar daños permanentes.
Valores en el SI y en condiciones estándar(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
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 de 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 ó hidróxido 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 de fuego griego.
Índice
1 Proceso de fabricación 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
3 Aspectos relacionados con la salud y la seguridad 4 Tradiciones y curiosidades en torno a la cal 5 Véase también 6 Referencias 7 Enlaces externos
Proceso de fabricación
La cal viva se obtiene por calcinación de la caliza3 , 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.
Aplicaciones de la cal viva
La cal es uno de los productos más conocidos desde la antigüedad y con más aplicaciones4 diversas, de manera que cubre prácticamente todos los campos de la actividad humana (económica) como son:
Industria
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; en piscicultura; 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.
Construcción
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
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 lodos8 :Se utiliza, de manera muy habitual, en los tratamientos convencionales químicos de aguas residuales industriales, básicamente, de 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.
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. Fisicoquímicos2. Estabilización - solidificación3. Biológicos4. 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
Los usos en la agricultura9 son:
Enmienda: La cal se utiliza como enmienda 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 (Abono): Se emplea en la obtención de compost a partir de residuos agrarios, agroindustriales y urbanos.
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.
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.
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.
Aspectos relacionados con la salud y la seguridad
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
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Uso incorrecto de la palabra cal en las incrustaciones provenientes de aguas duras
Se dice que la dureza del agua provoca incrustaciones del cal en tuberías, electrodomésticos, ... dando lugar a averías. También se producen manchas blancas en la grifería y pérdida de eficacia de los detergentes. Esto es debido a que el agua contiene sales disueltas, entre ellas el calcio y el magnesio que, en determinadas circunstancias, pueden producir precipitados cálcicos. En realidad el concepto cal es erróneo en este contexto puesto que en realidad se refiere a precipitados de carbonato cálcico (incrustaciones calcáreas) y no de cal.
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.
Véase también
Caliza Reconocimiento de carbono y hidrógeno Se basa en la oxidación del compuesto orgánico mediante el oxígeno procedente del óxido cúprico, que quema el carbono y el hidrógeno con formación de anhídrido carbónico y agua, respectivamente. El anhídrido carbónico se pone de manifiesto por el enturbiamiento que se produce al burbujear el gas sobre una disolución de hidróxido de bario, agua de barita, y el hidrógeno por la formación de agua. En un tubo de ensayo se colocan 0,5 g de ácido oxálico y 2 g de óxido cúprico, mezclando bien las dos sustancias. El tubo de ensayo se sujeta a un soporte metálico y se tapa con un tapón provisto de un tubo de vidrio acodado, que se sumerge en otro tubo de ensayo con 5 mL de una disolución de agua de barita. El tubo que contiene la mezcla se calienta suavemente y se deja de calentar cuando se nota desprendimiento de gas, observándose la formación de un precipitado y la presencia de gotitas de agua en la parte superior del tubo de vidrio acodado.