El ácido periódico se utiliza en química orgánica para el análisis estructural. El ácido periódico unirá un diol vicinal en dos aldehídos o cetonas en fragmentos. Esto puede ser útil en determinación de la estructura de los carbohidratos.

Modelo de la estructura molecular del ácido metaperyódico

[editar] Notas y referencias

1. ↑ El nombre no deriva de "período", pero sí de "iodo": ácido periódico (comparar con ácido iódico, ácido perclórico).

2. ↑ Alan Isaacs, John Daintith, Elizabeth Martin, ed (1984). Concise Science Dictionary. Oxford: Oxford University Press. pp. 356. ISBN 0192115936.

Ácido hiponitrosoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido hiponitroso

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido monoxonítrico (III)

General

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS n/d

Propiedades físicas

Masa molar n/d

Propiedades químicas

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido hiponitroso es un compuesto químico con la fórmula H2N2O2. Esto puede formularse como HON=NOH y es un isómero de nitramida, (H2N−NO2). Forma cristales blancos que son explosivos en estado seco.[1] Hay dos posibles estructuras, trans y cis, y el sólido se cree que es la forma trans.[1]

El ácido hiponitroso es un ácido débil (pk1 = 7.21, pK2= 11.54) en solución acuosa y se descompone a N2O y agua con una vida media de 16 dias a 25 °C a un pH ácido de 1-3.[1]

H2N2O2 → H2O + N2O

Como esta reacción no es reversible N2O no debería ser considerado como el anhídrido de H2N2O2.[1]

El ácido hiponiotroso forma dos series de sales, el ácido "hiponitritos" que contiene aniones [HON=NO]− e hiponitritos que contengan en anión [ON=NO]2−.[1]

El ácido puede prepararse a partir de hiponitrito de plata y HCl anhidro en éter:

Ag2N2O2 + 2HCl → H2N2O2 + 2AgCl

El hiponitrito de plata puede prepararse por la reducción del nitrito de sodio:[2]

2NaNO2 + 4Na/Hg + 2H2O + 2AgNO3 → Ag2N2O2 + 2NaNO3 + 4NaOH + 4Hg

[editar] Referencias

Ácido nitrosoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido nitroso

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido dioxonítrico (III)

General

Otros nombres Nitrato (III) de hidrógenoNitrito de hidrógenoÁcido azotosoEspíritu de salitreÁcido de ChileStickstoff (III)-säureEspíritu de nitroÁcido de salitre

Ácido de nitro

Fórmula semidesarrollada

H N O 2

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 7782-77-6

Propiedades físicas

Densidad 1000 kg/m 3 ; 1 g/cm 3

Masa molar 47,0134 g/mol

Propiedades químicas

Acidez (pKa) 3.398

Solubilidad en agua Depende de la disolución

Peligrosidad

NFPA 704

?

?

?

?

Riesgos

Piel Puede causar cambios mutagénicos en seres vivos

Valores en el SI y en condiciones normales

(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.Exenciones y referencias

El ácido nitroso, ácido dioxonítrico (III), dioxonitrato (III) de hidrógeno, nitrito de hidrógeno, ácido azotoso, espíritu de salitre, ácido de Chile, Stickstoff (III)-säure, Espíritu de nitro o ácido de salitre es un compuesto químico y un ácido inorgánico monoprótico que se encuentra sólo en solución y en sus sales, los nitritos.

El ácido nitroso se emplea para convertir aminas en diazos. Se trata de un agente mutágeno que provoca la desaminación oxidativa de la adenina y la citosina, originando transiciones.

[editar] Síntesis

Puede obtenerse agregándole un ácido mineral (como el sulfúrico) al nitrito de sodio.ver adjunto.

[editar] Descomposición

El ácido nitroso es bastante inestable, y se descompone rápidamente a óxido de nitrógeno (III), óxido de nitrógeno (II) y agua cuando se encuentra en solución:

2 HNO2 → NO2 + NO + H2O

También se puede descomponer en ácido nítrico, óxido de nitrógeno (I) y agua:

4 HNO2 → 2 HNO3 + N2O + H2O

Ácido nítricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido nítrico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido trioxonítrico (V)

General

Otros nombres Trioxonitrato (V) de hidrógenoÁcido de grabadoresAqua fortisÁcido azóicoNitrato de HidrógenoEspíritu de NitroÁcido de SalitreScheidewasserÁcido azóticoEspíritu de SalitreÁcido de nitro

Fórmula semidesarrollada

H NO 3

Fórmula estructural

Véase imagen arriba

Fórmula molecular H N O 3

Identificadores

Número CAS 7697-37-2

PubChem 944

Número RTECS QU5775000

Propiedades físicas

Estado de agregación

Líquido

Apariencia Límpido - transparente (si es puro) o amarillento (si posee residuos de la síntesis industrial)

Densidad 1500 kg/m 3 ; 1,5 g/cm 3

Masa molar 63.012 g/mol

Punto de fusión 231 K (-42 °C)

Punto de ebullición

356 K (83 °C)

Propiedades químicas

Solubilidad en agua

Miscible en cualquier proporción

Momento dipolar 2,17 D

Termoquímica

S 0 gas, 1 bar 266,39 J·mol-1·K-1

S0líquido, 1 bar 156 J·mol-1·K-1

Peligrosidad

NFPA 704

0

4

0

OX

Frases R R8, R35

Frases S S23, S26, S36, S45

Número RTECS QU5775000

Riesgos

Ingestión Corrosivo. Dolor abdominal, sensación de quemazón, shock.

Inhalación Sensación de quemazón, tos, dificultad respiratoria, pérdida del conocimiento.

Piel Puede causar graves quemaduras.

Ojos Quemaduras graves e irritación ocular.

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El compuesto químico ácido nítrico es un líquido corrosivo, tóxico, que puede ocasionar graves quemaduras.

Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio, se utiliza para fabricar explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con el ácido clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y el platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida.

Contenido[ocultar]

1 Síntesis 2 Propiedades

o 2.1 Propiedades físicas o 2.2 Propiedades químicas

3 Aplicaciones 4 Enlaces externos

[editar] Síntesis

El ácido nítrico se obtiene mezclando pentóxido de dinitrógeno (N2O5) y agua. Sintetizar ácido nítrico puro impone habitualmente la destilación con ácido sulfúrico, ya que el ácido nítrico forma un azeótropo con el agua en una composición del 68% de ácido nítrico y 32% de agua. Las soluciones comerciales incluyen entre un 52% y un 68% de ácido nítrico. Si la solución incluye más de un 86% de ácido nítrico se nombra como ácido nítrico fumante y viene en dos variedades, blanco y rojo. El ácido nítrico blanco fumante también se llama 100% ya que no tiene casi agua (menos de un 1%).

A nivel industrial, se fabrica mediante la síntesis del amoniaco y oxigeno. Ambos elementos se combinan en un reactor de grandes proporciones ante la presencia de un catalizador metálico. Debido a las altas temperaturas que se soportan (700-900 grados centígrados), se utilizan metales que guarden sus características físicas a estas temperaturas, siendo el más apropiado el platino, en combinación con rodio (5-10%) que le aporta mas rigidez.

[editar] Propiedades

[editar] Propiedades físicas

El ácido nítrico puro es un líquido viscoso, incoloro e inodoro. A menudo, distintas impurezas lo colorean de amarillo-marrón. A temperatura ambiente libera humos rojos o amarillos. El ácido nítrico concentrado tiñe la piel humana de amarillo al contacto, debido a una reacción con la Cisteina presente en la queratina de la piel.

[editar] Propiedades químicas

El ácido nítrico es un agente oxidante potente; sus reacciones con compuestos como los cianuros, carburos, y polvos metálicos pueden ser explosivas. Las reacciones del ácido nítrico con muchos compuestos orgánicos, como de la trementina, son violentas, la mezcla siendo hipergólica (es decir, autoinflamable). Es un fuerte ácido: en solución acuosa se disocia completamente en un ion nitrato NO3

- y un protón hídrico. Las sales del ácido nítrico (que contienen el ion nitrato) se llaman nitratos.

[editar] Aplicaciones

1· Como agente nitrante en la fabricación de explosivos. 2· En la fabricación de abonos. 3· El ácido nítrico es empleado, en algunos casos, en el proceso de pasivación. 4· El ácido nítrico es utilizado en grabado artístico (aguafuerte), también se usa para comprobar el oro y el platino.

Ácido fosfóricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Para otros usos de este término, véase Ácido fosfórico (desambiguación).

Ácido fosfórico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido tetraoxofosfórico (V)

General

Otros nombres Ácido ortofosfóricoTetraoxofosfato (V) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H3PO4

Fórmula estructural Ver imagen

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 7664-38-2

Propiedades físicas

Estado de agregación

[[Sólido blanco o incoloro, líquido viscoso (>42 °C)]]

Densidad 1685 kg/m 3 ; 1,685 g/cm 3

Masa molar 98.00 g/mol

Punto de fusión 315 K (41,85 °C)

Punto de ebullición 431 K (158 °C)

Propiedades químicas

Acidez (pKa) 2.12, 7.21, 12.67

Solubilidad en agua Miscible

Peligrosidad

NFPA 704

0

2

0

COR

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido fosfórico (a veces llamado ácido ortofosfórico) es un compuesto químico de fórmula H3PO4.

Contenido[ocultar]

1 Propiedades químicas 2 Usos 3 Propiedades físicas 4 Enlaces externos

[editar] Propiedades químicas

El anión asociado con el ácido fosfórico se llama ion fosfato, muy importante en la biología, especialmente en los compuestos derivados de los azúcares fosforilados, como el ADN, el ARN y la adenosina trifosfato (ATP).

Este ácido tiene un aspecto líquido transparente, ligeramente amarillento. Normalmente, el ácido fosfórico se almacena y distribuye en disolución. Se obtiene mediante el tratamiento de rocas de fosfato de calcio con ácido sulfúrico, filtrando posteriormente el líquido resultante para extraer el sulfato de calcio. Otro modo de obtención consiste en quemar vapores de fósforo y tratar el óxido resultante con vapor de agua.

[editar] Usos

El ácido es muy útil en el laboratorio debido a su resistencia a la oxidación, a la reducción y a la evaporación. Entre otras aplicaciones, el ácido fosfórico se emplea como ingrediente de bebidas no alcohólicas como por ejemplo de la Gaseosa Coca Cola (aditivo alimentario E-338); como pegamento de prótesis dentales; como catalizador, en metales inoxidables y para fosfatos que se utilizan como ablandadores de agua, fertilizantes y detergentes.

[editar] Propiedades físicas

Densidad relativa (agua = 1): 1,68 Solubilidad en agua: Muy elevada Presión de vapor a 20 °C: 4 Pa Densidad relativa de vapor (aire = 1): 3,4

Peso molecular: 98 u

[editar] Enlaces externos

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Ácido metafosfóricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Para otros usos de este término, véase Ácido fosfórico (desambiguación).

Ácido metafosfórico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido trioxofosfórico (V)

General

Otros nombres Trioxofosfato (V) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H P O 3

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS [37267-86-0 [37267-86-0]]

Propiedades físicas

Estado de agregación Sólido

Apariencia Sólido incoloro

Masa molar 80 g/mol

Punto de fusión 473 K (199,85 °C)

Punto de ebullición 873 K (599,85 °C)

Propiedades químicas

Riesgos

Ingestión Puede causar corrosión y daños al tracto digestivo.

Inhalación Puede causar irritación en la garganta y los pulmones.

Piel Puede causar quemaduras.

Ojos Puede causar irritación.

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

Nota: La imagen de la derecha representa una asociación de tres moléculas del ácido metafosfórico, el ácido trimetafosfórico.

El ácido metafosfórico es un ácido formado mediante la reacción química entre una molécula de óxido de fósforo (V) con una molécula de agua según la reacción:

P2O5 + H2O → H2P2O6 → HPO3

El ácido metafosfórico se presenta como un sólido incoloro e inodoro a temperatura ambiente. Es muy corrosivo. Se obtiene de la descomposición térmica del fosfato de amonio.

(NH4)2HPO4 → NH3 + H2O + HPO3

Sustancia vítrea, infusible muy adhesiva e imparte características ignífugas a los combustibles incendiados a los que se le aplique. Utilizado para apagar fuegos de origen vegetal derivado de la madera.

Ácido pirofosfóricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Para otros usos de este término, véase Ácido fosfórico (desambiguación).

Ácido pirofosfórico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido heptaxofosfórico (V)

General

Otros nombres Ácido difosfóricoFosfato (V) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H4P2O7

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 2466-09-3

Propiedades físicas

Masa molar 177.98 g/mol

Punto de fusión 344.5 K (71.5 °C)

Propiedades químicas

Solubilidad en agua Muy soluble en agua y en alcohol

Compuestos relacionados

Compuestos relacionados

Ácido metafosfóricoÁcido fosfórico

Peligrosidad

NFPA 704

?

?

?

?

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido pirofosfórico o también llamado ácido difosfórico (H4P2O7) es el que se forma al añadir dos moléculas de agua (H2O) al óxido de fósforo(V) (P2O5).

H4P2O7 + H2O 2H3PO4

Ácido fosfóricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido fosfórico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido tetraoxofosfórico (V)

General

Otros nombres Ácido ortofosfóricoTetraoxofosfato (V) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H3PO4

Fórmula estructural Ver imagen

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 7664-38-2

Propiedades físicas

Estado de [[Sólido blanco o incoloro,

agregación líquido viscoso (>42 °C)]]

Densidad 1685 kg/m 3 ; 1,685 g/cm 3

Masa molar 98.00 g/mol

Punto de fusión 315 K (41,85 °C)

Punto de ebullición 431 K (158 °C)

Propiedades químicas

Acidez (pKa) 2.12, 7.21, 12.67

Solubilidad en agua Miscible

Peligrosidad

NFPA 704

0

2

0

COR

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido fosfórico (a veces llamado ácido ortofosfórico) es un compuesto químico de fórmula H3PO4.

Contenido[ocultar]

1 Propiedades químicas 2 Usos 3 Propiedades físicas 4 Enlaces externos

[editar] Propiedades químicas

El anión asociado con el ácido fosfórico se llama ion fosfato, muy importante en la biología, especialmente en los compuestos derivados de los azúcares fosforilados, como el ADN, el ARN y la adenosina trifosfato (ATP).

Este ácido tiene un aspecto líquido transparente, ligeramente amarillento. Normalmente, el ácido fosfórico se almacena y distribuye en disolución. Se obtiene mediante el tratamiento de rocas de fosfato de calcio con ácido sulfúrico, filtrando posteriormente el líquido resultante para extraer el sulfato de calcio. Otro modo de obtención consiste en quemar vapores de fósforo y tratar el óxido resultante con vapor de agua.

[editar] Usos

El ácido es muy útil en el laboratorio debido a su resistencia a la oxidación, a la reducción y a la evaporación. Entre otras aplicaciones, el ácido fosfórico se emplea como ingrediente de bebidas no alcohólicas como por ejemplo de la Gaseosa Coca Cola (aditivo alimentario E-338), como pegamento de prótesis dentales, como catalizador, en metales inoxidables y para fosfatos que se utilizan, como ablandadores de agua, fertilizantes y detergentes.

[editar] Propiedades físicas

Densidad relativa (agua = 1): 1,68 Solubilidad en agua: Muy elevada Presión de vapor a 20 °C: 4 Pa Densidad relativa de vapor (aire = 1): 3,4 Peso molecular: 98 u

[editar] Enlaces externos

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Ácido metafosfóricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Para otros usos de este término, véase Ácido fosfórico (desambiguación).

Ácido metafosfórico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido trioxofosfórico (V)

General

Otros nombres Trioxofosfato (V) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H P O 3

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS [37267-86-0 [37267-86-0]]

Propiedades físicas

Estado de agregación Sólido

Apariencia Sólido incoloro

Masa molar 80 g/mol

Punto de fusión 473 K (199,85 °C)

Punto de ebullición 873 K (599,85 °C)

Propiedades químicas

Riesgos

Ingestión Puede causar corrosión y daños al tracto digestivo.

Inhalación Puede causar irritación en la garganta y los pulmones.

Piel Puede causar quemaduras.

Ojos Puede causar irritación.

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

Nota: La imagen de la derecha representa una asociación de tres moléculas del ácido metafosfórico, el ácido trimetafosfórico.

El ácido metafosfórico es un ácido formado mediante la reacción química entre una molécula de óxido de fósforo (V) con una molécula de agua según la reacción:

P2O5 + H2O → H2P2O6 → HPO3

El ácido metafosfórico se presenta como un sólido incoloro e inodoro a temperatura ambiente. Es muy corrosivo. Se obtiene de la descomposición térmica del fosfato de amonio.

(NH4)2HPO4 → NH3 + H2O + HPO3

Sustancia vítrea, infusible muy adhesiva e imparte características ignífugas a los combustibles incendiados a los que se le aplique. Utilizado para apagar fuegos de origen vegetal derivado de la madera

Ácido pirofosfóricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Para otros usos de este término, véase Ácido fosfórico (desambiguación).

Ácido pirofosfórico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido heptaxofosfórico (V)

General

Otros nombres Ácido difosfóricoFosfato (V) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H4P2O7

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 2466-09-3

Propiedades físicas

Masa molar 177.98 g/mol

Punto de fusión 344.5 K (71.5 °C)

Propiedades químicas

Solubilidad en agua Muy soluble en agua y en alcohol

Compuestos relacionados

Compuestos relacionados

Ácido metafosfóricoÁcido fosfórico

Peligrosidad

NFPA 704

?

?

?

?

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido pirofosfórico o también llamado ácido difosfórico (H4P2O7) es el que se forma al añadir dos moléculas de agua (H2O) al óxido de fósforo(V) (P2O5).

H4P2O7 + H2O 2H3PO4

Ácido sulfúricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido sulfúrico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido tetraoxosulfúrico (VI)

General

Otros nombres Tetraoxosulfato (VI) de hidrógenoAceite de vitrioloLicor de vitrioloEspíritu de vitriolo

Fórmula semidesarrollada

H2SO4

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 7664-93-9

Propiedades físicas

Estado de agregación

Líquido

Apariencia Líquido aceitoso incoloro (PURO) o líquido aceitoso ambarino (si NO es PURO)

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

Masa molar 98,08 g/mol

Punto de fusión 283 K (10 °C)

Punto de ebullición 610 K (337 °C)

Propiedades químicas

Acidez (pKa) pKa1 = -6.62pKa2 = 1.99

Solubilidad en agua Miscible

Termoquímica

ΔfH0líquido -814 kJ/mol

S0líquido, 1 bar 19 J·mol-1·K-1

Peligrosidad

NFPA 704

0

3

2

COR

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

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

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

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

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

Contenido[ocultar]

1 Historia 2 Formación del ácido

o 2.1 Proceso de cámaras de plomo o 2.2 Proceso de contacto

3 Aplicaciones 4 Índice de estabilidad económica nacional 5 Precauciones 6 Referencias 7 Véase también 8 Enlaces externos

[editar] Historia

El descubrimiento del ácido sulfúrico se relaciona con el siglo VIII y el alquimista Jabir ibn Hayyan. Fue estudiado después, en el siglo IX por el alquimista Ibn Zakariya al-Razi, quien obtuvo la sustancia de la destilación seca de minerales incluyendo la mezcla de sulfato de hierro (II) (FeSO4) con agua y sulfato de cobre (II) (CuSO4). Calentados, estos compuestos se descomponen en óxido de hierro (II) y óxido de cobre (II), respectivamente, dando agua y óxido de azufre (VI), que combinado produce una disolución diluida de ácido sulfúrico. Este método se hizo popular en Europa a través de la traducción de los tratados y libros de árabes y persas por alquimistas europeos del siglo XIII como el alemán Albertus Magnus.

Los alquimistas de la Europa medieval conocían al ácido sulfúrico como aceite de vitriolo, licor de vitriolo, o simplemente vitriolo, entre otros nombres. La palabra vitriolo deriva del latín “vitreus”, que significa cristal y se refiere a la apariencia de las sales de sulfato, que también reciben el nombre de vitriolo. Las sales denominadas así incluyen el sulfato de cobre (II) (o ‘vitriolo azul’ o ‘vitriolo romano’), sulfato de zinc (o ‘vitriolo blanco’), sulfato de hierro (II) (o ‘vitriolo verde’), sulfato de hierro (III) (o ‘vitriolo de Marte’), y sulfato de cobalto (II) (o ‘vitriolo rojo’).

El vitriolo era considerado la sustancia química más importante, y se intentó utilizar como piedra filosofal. Altamente purificado, el vitriolo se utilizaba como medio para hacer reaccionar sustancias en él.

En el siglo XVII, el químico alemán-holandés Johann Glauber consiguió ácido sulfúrico quemando azufre con nitrato de potasio (KNO3), en presencia de vapor. A medida que el nitrato de potasio se descomponía, el azufre se oxidaba en SO3, que combinado con agua producía el ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward, un farmacéutico londinense utilizó este método para empezar a producir ácido sulfúrico en grandes cantidades.

En 1746 en Birmingham, John Roebuck empezó a producirlo de esta forma en cámaras de plomo, que eran más fuertes y resistentes y más baratas que las de cristal que se habían

utilizado antes. Este proceso de cámara de plomo, permitió la efectiva industrialización de la producción de ácido sulfúrico, que con pequeñas mejoras mantuvo este método de producción durante al menos dos siglos.

El ácido obtenido de esta forma, tenía una concentración de tan solo 35-40%. Mejoras posteriores, llevadas a cabo por el francés Joseph-Louis Gay-Lussac y el británico John Glover consiguieron aumentar esta cifra hasta el 78%. Sin embargo, la manufactura de algunos tintes y otros productos químicos que requerían en sus procesos una concentración mayor lo consiguieron en el siglo XVIII con la destilación en seco de minerales con una técnica similar a la de los alquimistas precursores. Quemando pirita (disulfuro de hierro) con sulfato de hierro a 480 °C conseguía ácido sulfúrico de cualquier concentración, pero este proceso era tremendamente caro y no era rentable para la producción industrial o a gran escala.

En 1831, el vendedor de vinagre Peregrine Phillips patentó un proceso de conseguir óxido de azufre (VI) y ácido sulfúrico concentrado mucho más económico, ahora conocido como el proceso de contacto. Actualmente, la mayor parte del suministro de ácido sulfúrico se obtiene por este método.

[editar] Formación del ácido

El ácido sulfúrico se encuentra disponible comercialmente en un gran número de concentraciones y grados de pureza. Existen dos procesos principales para la producción de ácido sulfúrico, el método de cámaras de plomo y el proceso de contacto. El proceso de cámaras de plomo es el más antiguo de los dos procesos y es utilizado actualmente para producir gran parte del ácido consumido en la fabricación de fertilizantes. Este método produce un ácido relativamente diluido (62%-78% H2SO4). El proceso de contacto produce un ácido más puro y concentrado, pero requiere de materias primas más puras y el uso de catalizadores costosos. En ambos procesos el dióxido de azufre (SO2) es oxidado y disuelto en agua. El óxido de azufre (IV) es obtenido mediante la incineración de azufre, tostando piritas (Disulfuro de hierro), tostando otros sulfuros no ferrosos, o mediante la combustión de sulfuro de hidrógeno (H2S) gaseoso.

[editar] Proceso de cámaras de plomo

En el proceso de cámaras de plomo el dióxido de azufre (SO2) gaseoso caliente entra por la parte inferior de un reactor llamado torre de Glover donde es lavado con vitriolo nitroso (ácido sulfúrico con óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO2) disueltos en él), y mezclado con óxido de nitrógeno (NO) y óxido de nitrógeno (IV) (NO2) gaseosos. Parte de óxido de azufre (IV) es oxidado a óxido de azufre (VI) (SO3) y disuelto en el baño ácido para formar el ácido de torre o ácido de Glover (aproximadamente 78% de H2SO4).

De la torre de Glover una mezcla de gases (que incluye óxido de azufre (IV) y (VI), óxidos de nitrógeno, nitrógeno, oxigeno y vapor) es transferida a una cámara recubierta de plomo donde es tratado con más agua. La cámara puede ser un gran espacio en forma de caja o un recinto con forma de cono truncado. El ácido sulfúrico es formado por una serie compleja de reacciones; condensa en las paredes y es acumulado en el piso del la cámara. Pueden existir de tres a seis cámaras en serie, donde los gases pasan por cada una de las cámaras en sucesión. El ácido producido en las cámaras, generalmente llamado ácido de cámara o ácido de fertilizante, contiene de 62% a 68% de H2SO4.

Luego de que los gases pasaron por las cámaras se los hace pasar a un reactor llamado torre de Gay-Lussac donde son lavados con ácido concentrado enfriado (proveniente de la torre de Glover). Los óxidos de nitrógeno y el dióxido de azufre que no haya reaccionado se disuelven en el ácido formando el vitriolo nitroso utilizado en la torre de Glover. Los gases remanentes son usualmente liberados en la atmósfera.

[editar] Proceso de contacto

El proceso se basa en el empleo de un catalizador para convertir el SO2 en SO3, del que se obtiene ácido sulfúrico por hidratación.

En este proceso, una mezcla de gases secos que contiene del 7 al 10% de SO2, según la fuente de producción de SO2 (el valor inferior corresponde a plantas que tuestan piritas y el superior a las que queman azufre), y de un 11 a 14% de O2, se precalienta y una vez depurada al máximo, pasa a un convertidor de uno o más lechos catalíticos, por regla general de platino u óxido de vanadio (V), donde se forma el SO3. Se suelen emplear dos o más convertidores.

Los rendimientos de conversión del SO_2 a SO_3 en una planta en funcionamiento normal oscilan entre el 96 y 97%, pues la eficacia inicial del 98%[1] se reduce con el paso del tiempo. Este efecto de reducciones se ve más acusado en las plantas donde se utilizan piritas de partida con un alto contenido de arsénico, que no se elimina totalmente y acompaña a los gases que se someten a catálisis, provocando el envenenamiento del catalizador. Por consiguiente, en ocasiones, el rendimiento puede descender hasta alcanzar valores próximos al 95%.

En el segundo convertidor, la temperatura varía entre 500 y 600 °C. Esta se selecciona para obtener una constante óptima de equilibrio con una conversión máxima a un coste mínimo.

El tiempo de residencia de los gases en el convertidor es aproximadamente de 2-4 segundos.

Los gases procedentes de la catálisis se enfrían a unos 100 °C aproximadamente y atraviesan una torre de óleum, para lograr la absorción parcial de SO3. Los gases residuales atraviesan una segunda torre, donde el SO3 restante se lava con ácido sulfúrico de 98%. Por último, los gases no absorbidos se descargan a la atmósfera a través de una chimenea.

Existe una marcada diferencia entre la fabricación del SO2 por combustión del azufre y por tostación de piritas, sobre todo si son arsenicales. El polvo producido en el proceso de tostación nunca puede eliminarse en su totalidad y, junto con las impurezas, principalmente arsénico y antimonio, influyen sensiblemente sobre el rendimiento general de la planta.

La producción de ácido sulfúrico por combustión de azufre elemental presenta un mejor balance energético pues no tiene que ajustarse a los sistemas de depuración tan rígidos forzosamente necesarios en las plantas de tostación de piritas.

[editar] Aplicaciones

La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los fertilizantes. Otras aplicaciones importantes se encuentran en la refinación del petróleo, producción de pigmentos, tratamiento del acero, extracción de metales no ferrosos, manufactura de explosivos, detergentes, plásticos y fibras.

En muchos casos el ácido sulfúrico funge como una materia prima indirecta y pocas veces aparece en el producto final.

En el caso de la industria de los fertilizantes, la mayor parte del ácido sulfúrico se utiliza en la producción del ácido fosfórico, que a su vez se utiliza para fabricar materiales fertilizantes como el superfosfato triple y los fosfatos de mono y diamonio. Cantidades más pequeñas se utilizan para producir superfosfatos y sulfato de amonio. Alrededor del 60% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la manufactura de fertilizantes.

Cantidades substanciales de ácido sulfúrico también se utilizan como medio de reacción en procesos químicos orgánicos y petroquímicos involucrando reacciones como nitraciones, condensaciones y deshidrataciones. En la industria petroquímica se utiliza para la refinación, alquilación y purificación de destilados de crudo.

En la industria química inorgánica, el ácido sulfúrico se utiliza en la producción de pigmentos de óxido de titanio (IV), ácido clorhídrico y ácido fluorhídrico.

En el procesado de metales el ácido sulfúrico se utiliza para el tratamiento del acero, cobre, uranio y vanadio y en la preparación de baños electrolíticos para la purificación y plateado de metales no ferrosos.

Algunos procesos en la industria de la Madera y el papel requieren ácido sulfúrico, así como algunos procesos textiles, fibras químicas y tratamiento de pieles y cuero.

En cuanto a los usos directos, probablemente el uso más importante es el sulfuro que se incorpora a través de la sulfonación orgánica, particularmente en la producción de detergentes. Un producto común que contiene ácido sulfúrico son las baterías, aunque la cantidad que contienen es muy pequeña.

[editar] Índice de estabilidad económica nacional

Es de aceptación universal que la salud económica de una nación puede ser determinada mediante su capacidad de producción y consumo neto de ácido sulfúrico. No es de sorprendernos que una de las razones primordiales de los impactos económicos de la globalización responde al aumento sin precedente de consumo per cápita de los países de lejano y medio oriente. El crecimiento explosivo del consumismo por parte de la nueva China y sus países colindantes ha demandado el consumo de la producción mundial de ácido sulfúrico. Como consecuencia de la gran demanda sobre los recursos disponibles de ácido, ha resultado un aumento sin precedentes en los precios.

Al inicio del año 2007, el precio promedio de una tonelada de ácido sulfúrico era de US$ 80 por tonelada métrica. En junio de 2008, el índice promedio de ácido había experimentado un aumento histórico de US$400 en países de Centro y Sud América y $600 la tonelada en Norteamérica.

Como consecuencia de la dramática alza en el costo del ácido, nuevos proyectos han dado origen a considerar su producción mediante la extracción de fuentes minerales, reciclaje y mejoras a la refinería de petroleo crudo con alto contenido de azufre. El alza en el costo del ácido ha sido el responsable del alza en el costo de todo producto de consumo después del aumento a consecuencia del alza en el precio de energía.

[editar] Precauciones

La preparación de una disolución de ácido puede resultar peligrosa por el calor generado en el proceso. Es vital que el ácido concentrado sea añadido al agua (y no al revés) para aprovechar la alta capacidad calorífica del agua. En caso de añadir agua al ácido concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.[2] [3]

Ácido sulfurosoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido sulfuroso

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido trioxosulfúrico (IV)

General

Otros nombres Trioxosulfato (IV) de hidrógenoSulfito de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H2SO3

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 7782-99-2

Propiedades físicas

Densidad 1030 kg/m 3 ; 1,03 g/cm 3

Masa molar 82,07 g/mol

Propiedades químicas

Compuestos relacionados

Compuestos relacionados

Óxido de azufre (II)Óxido de azufre (IV)Óxido de azufre (VI)Ácido sulfúricoÁcido peroxosulfúricoÁcido peroxodisulfúrico

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido sulfuroso o ácido trioxosulfúrico (IV) es un ácido mineral que se forma al disolverse el óxido de azufre (IV) en agua. Es un agente reductor potente y se puede usar por ejemplo para blanquear manchas en materiales dañados por cloro. Se puede formar cuando el óxido de azufre (IV) se disuelve en las gotas de lluvia, causando lluvia ácida. En el laboratorio se prepara añadiendo ácido clorhídrico a una disolución de sulfito de sodio en agua.

Na2SO3 + 2 HCl → H2SO3 + 2 NaCl

[editar] Véase también

Ácido sulfúrico

Ácido peryódicoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido peryódico

Nombre (IUPAC) sistemático

n/d

General

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS n/d

Propiedades físicas

Masa molar n/d

Propiedades químicas

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido peryódico,[1] o ácido yódico (VII) [2] Es un oxoácido del iodo que tiene la fórmula química HIO4.

El ácido periódico se utiliza en química orgánica para el análisis estructural. El ácido periódico unirá un diol vicinal en dos aldehídos o cetonas en fragmentos. Esto puede ser útil en determinación de la estructura de los carbohidratos.

Modelo de la estructura molecular del ácido metaperyódico

[editar] Notas y referencias

1. ↑ El nombre no deriva de "período", pero sí de "iodo": ácido periódico (comparar con ácido iódico, ácido perclórico).

2. ↑ Alan Isaacs, John Daintith, Elizabeth Martin, ed (1984). Concise Science Dictionary. Oxford: Oxford University Press. pp. 356. ISBN 0192115936.

Ácido bóricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido bórico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido trioxobórico (III)

General

Otros nombres Borato (III) de hidrógenoÁcido ortobórico

Fórmula B(OH)3

semidesarrollada

Fórmula estructural Ver imagen

Fórmula molecular H3B O 3

Identificadores

Número CAS 10043-35-3

Propiedades físicas

Estado de agregación Sólido

Apariencia Blanco cristalino

Densidad 1435 kg/m 3 ; 1,435 g/cm 3

Masa molar 61,83 g/mol

Punto de fusión 442 K (168,85 °C)

Punto de ebullición 573 K (299,85 °C)

Propiedades químicas

Acidez (pKa) 1=9,236; 2=12,74; 3=13,80

Termoquímica

ΔfH 0 gas -992.28 kJ/mol

ΔfH0sólido -1093.99 kJ/mol

S 0 gas, 1 bar 295.23 J·mol-1·K-1

S0sólido 88,7 J·mol-1·K-1

Peligrosidad

NFPA 704

0

1

0

Riesgos

Ingestión Tóxico. Vómitos y diarrea en pequeñas dosis, en dosis mayores puede ser fatal.

Inhalación Puede causar irritación.

Piel Puede causar irritación.

Ojos Puede causar irritación.

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido bórico o ácido trioxobórico (III) es un compuesto químico, ligeramente ácido. Es usado como antiséptico, insecticida, retardante de la llama y precursor de otros compuestos químicos. Es usado también como agente tampón para regulación del pH. Es además usado como ingrediente en muchos abonos foliares y conservación de alimentos como el marisco aunque es ilegal su uso en la actualidad.

Existe en forma cristalina (polvo de cristales blancos) que se disuelve fácilmente en agua. Su fórmula química es H3B O 3. La forma mineral de este compuesto se denomina sassolita. Comúnmente se utiliza para realizar baños pédicos.

[editar] Referencias externas

Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España : Ficha internacional de seguridad química del ácido bórico.

Ácido arsénicoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido arsénico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido tetraoxoarsénico (V)

General

Otros nombres Ácido ortoarsénicoArseniato (V) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H3As O 4

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS [7778-39-4 [7778-39-4]]

Propiedades físicas

Densidad 0.002 kg/m 3 ; 2 g/cm 3

Masa molar 141,94 g/mol

Punto de fusión 308,65 K (35,5 °C)

Punto de ebullición 433 K (159,85 °C)

Propiedades químicas

Acidez (pKa) 1=2,24; 2=6,96; 3=11,50

Solubilidad en agua 16,7

Peligrosidad

NFPA 704

0

3

0

Frases R R26, R27, R28, R45

Frases S S53, S45, S60, S61

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido arsénico o arseniato de hidrógeno como también se le conoce a este compuesto, (H3AsO4) es la forma ácida del ion arseniato, AsO4

3−, un anión trivalente en el que el arsénico presenta un estado de oxidación de +5. Químicamente, los arseniatos se comportan de un modo simliar a los fosfatos.

Existe otro compuesto derivado de este que es el ácido arsenioso o arsenito de hidrógeno

[editar] Obtención

El ácido arsénico se obtiene cuando el óxido de arsénico (V) reacciona con el agua:

[editar] Aplicaciones

El ácido arsénico se usa en el tratamiento de madera, en la fabricación de colorantes y de compuestos orgánicos de arsénico y como esterilizante del suelo. Por otra parte, se usa como herbicida, insecticida o rodenticida.

Ácido perclóricoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido perclórico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido tetraoxoclórico (VII)

General

Otros nombres Clorato (VII) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H Cl O 4

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 7601-90-3

Propiedades físicas

Densidad 1670 kg/m 3 ; 1,67 g/cm 3

Masa molar 100.46 g/mol

Punto de fusión 161 K (-112 °C)

Punto de ebullición 292 K (19 °C)

Propiedades químicas

Solubilidad en agua Miscible

Compuestos relacionados

Compuestos relacionados Ácido clorosoÁcido hipoclorosoÁcido clórico

Peligrosidad

NFPA 704

0

3

3

OX

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

Ácido perclórico es la denominación que se le otorga al ácido que resulta de la unión del óxido perclórico con H2O. Recibe tal nombre debido a que el cloro actúa con el estado de oxidación +7, que es el mayor de los cinco que posee (−1, +1, +3, +5 y +7).

Es un ácido fuerte, por lo que en disolución acuosa se disocia totalmente y hay que tener precauciones a la hora de manejarlo. A concentraciones superiores al 72% es inestable y puede resultar explosivo.

[editar] Fórmula química

La fórmula del ácido perclórico es H Cl O 4, y se obtiene por los siguientes pasos:

Formación del óxido:

2 Cl2 + 7 O2 → 2 Cl2O7

Formación del ácido:

Cl2O7 + H2O → 2 HClO4

Obtenido de «http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_percl%C3%B3rico»

Categoría: Oxácidos con cloro

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Ácido hipoclorosoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido hipocloroso

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido monoxoclórico (I)

General

Otros nombres Clorato (I) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada H Cl O

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 7790-92-3

Propiedades físicas

Masa molar 52.46 g/mol

Propiedades químicas

Acidez (pKa) 7.49

Solubilidad en agua Soluble

Compuestos relacionados

Compuestos relacionados Ácido clorosoÁcido perclóricoÁcido clórico

Peligrosidad

NFPA 704

?

?

?

?

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido hipocloroso es la denominación que se le otorga al ácido que resulta de la unión del óxido ácido de cloro con H2O. Recibe tal nombre debido a que el cloro actúa con el estado de oxidación +1, que es el menor de los cuatro que posee: +1, +3, +5 y +7. Su fórmula química es la siguiente: H Cl O , obtenida por los siguientes pasos:

1. Formación del óxido ácido:2. Formulación: Cl2+O2 → Cl

+1 O

-2

3. Cruce de valencias o estado de oxidación:

Cl2+O2 → Cl+1

2 O-2

1

El 1 que tiene el cloro no es necesario escribirlo, quedando: Cl2O.

Resultado: Cl2O

1. Formación del ácido:2. Formulación: Cl2O + H2O →3. Formación del ácido: Cl2O + H2O → H2Cl2O2

Como la atomicidad es igual se simplifica (H2Cl2O2) y se obtiene por resultado: HClO

Puede describirse químicamente es un ión no disociado del cloro dependiente del oxigeno, altamente inestable y altamente reactivo. Por ser uno de los ácidos hipohalogenados más fuertes, es también uno de los más poderosos oxidantes entre los oxácidos clorados y es el responsable directo de la acción bactericida de los compuestos derivados del cloro [Weiss 1989]. Químicamente el HOCl puede ser obtenido por diferentes métodos.

Obtención química del HClO:

1.Hidrólisis de gas de cloro (Cl2 + H2O- > HOCl + H+ + Cl-)

2.Electrolisis de solución de sal (2Cl- + 2e- > Cl2) y (Cl2 + H2O > HOCl + H+ +Cl-)

3.Acidificación de hipoclorito (OCl- + H+ > HOCl)

Contenido[ocultar]

1 Producción fisiológica de ácido hipocloroso 2 Historia y usos clínicos 3 Otros usos 4 Referencias

[editar] Producción fisiológica de ácido hipocloroso

El ácido hipocloroso, hace parte de un nuevo grupo de sustancia microbicidas conocidas como "moléculas antimicrobianas no antibióticas" que por su amplio espectro, rápida acción y amplio margen de seguridad puede ser utilizado para controlar y prevenir un amplio número de infecciones de piel y mucosas. Biológicamente, se clasifica dentro de un grupo de pequeñas moléculas conocidas como especies reactivas del oxígeno (ROS) sintetizadas por células del sistema inmune (Neutrófilos y Macrófagos) durante un proceso inmunológico conocido como "estallido respiratorio", durante la fagocitosis de antígenos en reacción con la enzima mieloperoxidasa, peróxido de hidrógeno (H2O2) y un ión de cloro. Funciona como una sustancia quimiotáctica que permite un excelente control microbiano y

activación del sistema de defensa que facilita la rápida e inocua reparación de tejidos [Wang et al. 2007].

[editar] Historia y usos clínicos

Los usos terapéuticos del HClO inician en la Primera Guerra Mundial, cuando el alarmante incremento de muertes por infecciones en los soldados, hicieron que se emprendiera la búsqueda de un desinfectante que se aplicara directamente en las heridas, que destruyera microorganismos y sus toxinas, sin dañar el tejido normal. En 1915 el tamizaje de más de 200 compuestos con acción bactericida permitió a los investigadores Alexis Carrel y Henry Dakin, obtener una solución de hipoclorito de sodio tamponado (solución de Dakin), el cual generaba concentraciones ideales de HClO. Produjeron heridas, fracturas, articulaciones supurativas, y demás patologías de este orden con grandes volúmenes (1 a 2 litro/día) de la solución tamponada.

Hallaron gran actividad bactericida, sin daño a los tejidos, ni dificultad para la cicatrización de las heridas (a pesar de los grandes volúmenes suministrados). Este procedimiento, como el nombre de la solución, son conocidos como la técnica de Carrel‐Dakin, el cual se convirtió en método para tratar las heridas infectadas durante la Guerra. Desafortunadamente la baja estabilidad de la solución, el dispendioso método de preparación y los grandes volúmenes requeridos, hicieron que el método perdiera vigencia.

Hacia los años 80 son retomadas las investigaciones sobre el ácido hipocloroso. En 1989 el científico británico Stephen J. Weiss ve “in vitro” el poder bactericida del HClO liberado por neutrófilos. Los análisis cuantitativos demostraron que al activar 0(6) neutrófilos, durante una incubación de dos horas se producen aproximadamente 2·10-7 mol de HClO, cantidad capaz de destruir 150 millones de bacterias E coli.

En Colombia, partiendo de múltiples ensayos e investigaciones se logra estabilizar la molécula de HClO en el año de 1992 por el investigador Justo Calderón y su equipo de colaboradores. El proceso de estabilización, las patentes y las investigaciones durante más de 16 años han permitido el desarrollo de la primera solución farmacéutica de HClO estable a nivel mundial, hoy conocida con el nombre de NEUTRODERM, desarrollado por Laboratorios AQUILABS S.A.

La composición de ácido hipocloroso caracterizado contiene la siguiente composición química:

Ácido hipocloroso 6.5-7.3% Ácido clorhídrico 27.6-28.5% Cloruro de sodio 13.6-14.2% Hipoclorito de sodio 34.8-35.4% Cloruro en disolución 7-6.5% Oxígeno disuelto 10.5-8.1%

Múltiples laboratorios a nivel mundial también trabajan por obtener soluciones estables de HClO con fines terapéuticos, dirigidas al tratamiento de diversas patologías de piel, con el fin de ratificar al HClO como el antiséptico del futuro.

El HClO es recomendado en patologias como:

Úlceras de miembros inferiores de cualquier origen (úlceras varicosas, isquémicas, úlceras de pie diabético, etc.)

Quemaduras de segundo y tercer grado.

Control de infecciones cutáneas.

Cuidado de heridas limpias, contaminadas y con tejido necrótico.

Lavado y cuidado de exposiciones óseas.

Celulitis, abscesos, hongos tópicos.

[editar] Otros usos

Debido a que el cloro es el desinfectante universal y a que el HClO es el componente activo del cloro, el HClO a concentraciones elevadas trabaja muy bien como desinfectante de superficies y como sustancia dirigida a la inactivación de desechos hospitalarios. Es un desinfectante de alto nivel.

Ácido clorosoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido cloroso

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido dioxoclórico (III)

General

Otros nombres Dioxoclorato (III) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H Cl O 2

Fórmula molecular n/d

Identificadores

Número CAS 13898-47-0

Propiedades físicas

Masa molar 68.46 g/mol

Propiedades químicas

Acidez (pKa) 1.96

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido cloroso es un ácido débil de fórmula HClO2. El ácido en sustancia pura es inestable, pero sus sales, los cloritos (como el clorito de sodio) son bases conjugadas derivadas de este ácido. Estas sales se usan a veces en la producción de dióxido de cloro.

Se obtiene a partir de clorito de bario y ácido sulfúrico diluido:

Ba(ClO2)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO2

Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Ácido cloroso.

Ácido carbónicoDe Wikipedia, la enciclopedia libre

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Ácido carbónico

Nombre (IUPAC) sistemático

Ácido trioxocarbónico (IV)

General

Otros nombres Trioxocarbonato (IV) de hidrógeno

Fórmula semidesarrollada

H2CO3

Fórmula estructural Ver imagen

Fórmula molecular H2C O 3

Identificadores

Número CAS 463-79-6

Propiedades físicas

Estado de agregación [[Líquido]]

Apariencia Incoloro

Densidad 1000 kg/m 3 ; 1 g/cm 3

Masa molar 62,03 g/mol

Propiedades químicas

Solubilidad en agua Sólo existe disuelto

Valores en el SI y en condiciones normales(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El ácido carbónico es un ácido anhídrido del óxido de carbono (IV) (CO2). El ácido carbónico puede atacar a muchos de los minerales que comúnmente forman las rocas, descomponiéndolos. Su composición es H2C O 3. También es llamado trioxocarbonato (IV) de hidrógeno o ácido trioxocarbónico (IV).

Es el producto de la reacción de agua y óxido de carbono (IV) y existe en equilibrio con este último, por ejemplo, en el agua gasificada o la sangre. No es posible obtener ácido carbónico puro ya que la presencia de una sola molécula de agua catalizaría su descomposición inmediata en óxido de carbono (IV) y agua. Sin embargo, se calcula que en ausencia absoluta de agua sería estable.

En disolución, el ácido carbónico puede perder uno o dos protones. Retirando el primer protón forma el ion hidrogenocarbonato (o bicarbonato); retirando el segundo protón forma el ion carbonato.

H2CO3 → HCO3- + H+ (pKd = 6.35)

HCO3- → CO3

2- + H+ (pKd = 10.33)

Cuando el ácido carbónico se combina con átomos, radicales positivos o una base, pueden formarse sales como carbonatos o hidrogenocarbonatos. Por ejemplo, combinado con cal (óxido de calcio) constituye mármol y tiza (carbonato de calcio).

El ácido carbónico está presente en las limonadas. En una forma más diluida desempeña un papel principal en la formación de cuevas. Este ácido opera como buffer en la solución lograda para sanitizar el agua cuando es el único medio operante, el ácido carbónico más fuerte, es el sulfato ácido de arcadio.

El H2CO3 está presente en las bebidas gaseosas como Coca-Cola o Fanta.

Las sales y ésteres del ácido carbónico se les denominan carbonatos

[editar] Enlaces externos

Cálculo del pH y titulación de soluciones de ácido carbónico/bicarbonato/carbonato con hojas Excel en Inglés o Portugués

Fuente del artículo