áCido clorhídrico

Ácido clorhídrico
Molécula de ácido clorhídrico (HCl).
Frasco conteniendo ácido clorhídrico (HCl).
Nombre ()IUPAC sistemático
Cloruro de hidrógeno
General
Otros nombres
Fórmula molecular

Identificadores
Número CAS
Propiedades físicas
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Viscosidad
Propiedades químicas
Acidez
Termoquímica
ΔfH 0 gas
ΔfH0líquido
S 0 gas, 1 bar
Peligrosidad
NFPA 704

Riesgos
Ingestión
Inhalación
Piel
Ojos
Compuestos relacionados
Ácidos relacionados
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique
El ácido clorhídrico, ácido muriático, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o
todavía ocasionalmente llamado, ácido hidroclórico (por su extracción a partir de sal
marina en América), agua fuerte o salfumán (en España), es una disolución acuosa del gas
cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como
reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución
acuosa. Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH inferior a 1; una
disolución de HCl 0,1 M da un pH de 1 (Con 40 mL es suficiente para matar a un ser
humano, en un litro de agua. Al disminuir el pH provoca la muerte de toda la microbiota
gastrointestinal, además de la destrucción de los tejidos gastrointestinales).
A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente amarillo,
corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se
expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco. El
cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes.
El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y
galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad
de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de muchos
plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro
de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.
El ácido sulfúrico es un compuesto químico extremadamente corrosivo cuya fórmula es
H2S O 4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como
uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se
emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos y
sulfatos y en la industria petroquímica.
Generalmente se obtiene a partir de dióxido de azufre, por oxidación con óxidos de
nitrógeno en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para
conseguir una mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o
espíritu de vitriolo, porque se producía a partir de este mineral.

La molécula presenta una estructura piramidal, con el átomo de azufre en el centro y los
cuatro átomos de oxígeno en los vértices. Los dos átomos de hidrógeno están unidos a los
átomos de oxígeno no unidos por enlace doble al azufre. Dependiendo de la disolución,
estos hidrógenos se pueden disociar. En agua se comporta como un ácido fuerte en su
primera disociación, dando el anión hidrogenosulfato, y como un ácido débil en la segunda,
dando el anión sulfato.
Además reacciona violentamente con agua y compuestos orgánicos con desprendimiento de
calor.
Ácido sulfúrico
Nombre (IUPAC) sistemático
Ácido tetraoxosulfúrico (VI)
General

Otros nombres Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
Aceite de vitriolo
Licor de vitriolo
Espíritu de vitriolo
Fórmula estructural
Fórmula molecular H2SO4
Identificadores
Número CAS 7664-93-91
Número RTECS WS5600000
ChEBI 26836
ChemSpider 1086
PubChem 1118
Estado de agregación Líquido
Apariencia Líquido aceitoso incoloro
Densidad 1800 kg/ m 3 ; 1.8 g/ cm 3

Masa molar 98,08 g/mol
Punto de fusión 283 K (10 °C)
Punto de ebullición 610 K (337 °C)
Acidez −3; 1.99 pKa
Solubilidad en agua Miscible
Termoquímica
ΔfH0líquido -814 kJ/mol
Peligrosidad
NFPA 704
032
COR
El hidróxido de sodio ( Na OH ) o hidróxido sódico, también conocido como soda cáustica
o sosa cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una
base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además, se utiliza en la
industria petrolera en la elaboración de lodos de perforación base agua. A nivel doméstico,
son reconocidas sus utilidades para desbloquear tuberías de desagües de cocinas y baños,
entre otros.

A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que
absorbe la humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando se
disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede
ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy
corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.
Índice
[ocultar]
· 1 Usos
· 2 Véase también
· 3 Referencias
· 4 Enlaces externos
Usos[editar]
El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y
productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón,
lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica.
Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos. También se usa como
removedor de pintura y por los ebanistas para quitar pintura vieja de muebles de madera.
También es importante su uso en la obtención de aluminio a partir de bauxita en el proceso
Bayer.
El hidróxido de sodio, en su mayoría, se sintetiza por el método de caustificación, es decir,
juntando otro hidróxido con un compuesto de sodio:
Ca(OH)
2 (aq) + Na
2 CO
3 (aq) → 2 NaOH
(aq) + CaCO
3 (s)
Aunque modernamente se fabrica por electrólisis de una solución acuosa de cloruro sódico
o salmuera, también es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para producir
cloro.
· Ánodo : 2Cl−
→ Cl
2 (gas) + 2e-
· Cátodo : 2H
2O + 2e- → H
2 + 2OH−

Al ir progresando la electrólisis se liberan los aniones cloruro, y son sustituidos por iones
hidróxido que, combinados con los cationes sodio presentes en la disolución, forman el
hidróxido sódico. Los cationes sodio no se reducen a sodio metálico, debido a su bajísimo
potencial.
Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método
tradicional para producir margarina común, un pretzel y también para elaborar el lutefisk,
comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.
Cloruro de bario es un compuesto químico de fórmula Ba C l2. Es una de las sales solubles
en agua más importantes de bario. Al igual que otras sales de bario, es tóxica y da una
coloración amarillo-verde a la llama. También es higroscópico.
Índice
[ocultar]
· 1 Estructura y propiedades
· 2 Preparación
· 3 Aplicaciones
· 4 Seguridad
· 5 Referencias
Estructura y propiedades[editar]
BaCl2 cristaliza tanto en fluorita y cloruro de plomo, los cuales pueden acomodar la
preferencia de los grandes iones Ba2+ para los números de coordinación superior a seis2 En
una solución acuosa, el BaCl2 se comporta como una simple sal. En el agua es un electrolito
1:2 y la solución presenta un pH neutro.
El Cloruro de bario reacciona con iones de sulfato para producir un precipitado blanco
espeso de sulfato de bario.
Ba2+ (ac) + SO42- ( ac) → BaSO4 (s)
Con Oxalato se da una reacción similar:
Ba2+ (ac) + C2O42- (ac) → BaC 2O4 (s)
Preparación[editar]
Aunque económicamente disponible, el cloruro de bario puede ser preparado a partir de
h idróxido de bario o carbonato de bario, con carbonato de bario que se encuentra de forma
natural como el mineral witherita. Estas sales de base reaccionan con ácido clorhídrico para
dar cloruro de bario hidratado. A escala industrial, se prepara a través de un proceso de dos
pasos a partir de barita (sulfato de bario ):3

BaSO4 + 4C → BaS + 4CO
Este primer paso requiere de altas temperaturas.
Cloruro de bario
Nombre (IUPAC) sistemático
Cloruro de Bario
General
Fórmula molecular B
a
C
l2
Identificadores
Número CAS 1
0
3
6
1
-
3
7

-
2
1
Número RTECS C
Q
8
7
5
0
0
0
0
PubChem 2
5
2
0
4
Estado de agregación S
ó
li
d
o
Apariencia S
ó
li
d
o
B

l
a
n
c
o
Densidad 3
8
5
6
k
g
/
m
3;
3
,
8
5
6
g
/
c
m
3
Masa molar 2
0
8
,
2
3
g
/
m

o
l
Punto de fusión 1
2
3
5
K
(
9
6
2
°
C
)
Punto de ebullición 1
8
3
3
K
(
1
5
6
0
°
C
)
Estructura cristalina O
rt
o

g
o
n
a
l
Solubilidad en agua 3
5
,
8
g
/
1
0
0
m
L
(
2
0
°
C
)
Termoquímica
ΔfH 0 gas −
4
9
8
,
7
3

k
J/
m
o
l
ΔfH0líquido −
8
3
2
,
4
7
k
J/
m
o
l
ΔfH0sólido −
8
5
8
,
5
6
k
J/
m
o
l
S 0 gas, 1 bar 3
2
5

,
7
3
J·
m
o
l-
1·
K
Peligrosidad
NFPA 704
020
Frases R R
2
0
,
R
2
5
Frases S S
1
/
2
,
S
4
5

Compuestos relacionados
Otros Aniones F
l
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B
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Otros Cationes C
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a
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o
C
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e
p
l
o
m
o
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario
Cd» redirige aquí. Para otras acepciones, véase CD (desambiguación).
Plata ← Cadmio → Indio
48Cd

Tabla completa • Tabla ampliada
Plateado gris metálico
Información general
Nombre, símbolo, número
Serie química
Grupo, período, bloque
Masa atómica
Configuración electrónica
Dureza Mohs
Electrones por nivel
Propiedades atómicas
Radio medio

Electronegatividad
Radio atómico (calc)
Radio covalente
Radio de van der Waals
Estado(s) de oxidación
Óxido
1.ª Energía de ionización
Estado ordinario
Densidad
Punto de fusión
Entalpía de vaporización
Entalpía de fusión
Presión de vapor

Varios
Estructura cristalina
N° CAS
N° EINECS
Calor específico
Conductividad eléctrica
Conductividad térmica
Velocidad del sonido
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del cadmio
iso AN Periodo MD Ed P D
MeV
108Cd 0,89% Estable con 60 neutrones
109Cd Sintético 462,6 d e 0,214 109Ag
113Cd Sintético 7,7 × 1015 a ß - 0,316 113In
113Cd Sintético 14,1 a ß -
TI
0,580
0,264
113In
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se
indique lo contrario.

Es uno de los metales más tóxicos existentes. Normalmente se encuentra en minas de zinc y
se emplea especialmente en pilas.
Características principales
Cadmio puro
El cadmio es un metal blanco azulado, dúctil y maleable. Se puede cortar fácilmente con un
cuchillo. En algunos aspectos es similar al zinc.
La toxicidad que presenta es similar a la del mercurio; posiblemente se enlace a residuos de
cisteína. La metaloti oneína , que tiene residuos de cisteína, se enlaza selectivamente con el
cadmio.
Su estado de oxidación más común es el +2. Puede presentar el estado de oxidación +1,
pero es muy inestable.
Efectos en la salud[editar]
El cadmio puede ser encontrado mayoritariamente en la corteza terrestre. Este siempre
ocurre en combinación con el zinc. El cadmio también se consigue en las industrias como
inevitable subproducto de extracciones de zinc, plomo y cobre. La toma por los humanos de
cadmio tiene lugar mayormente a través de la comida. Los alimentos que son ricos en
cadmio pueden en gran medida incrementar la concentración de cadmio en los humanos.
Ejemplos son patés, champiñones, mariscos, mejillones, cacao y algas secas. Una
exposición a niveles significativamente altas ocurre cuando la gente fuma. El humo del
tabaco transporta el cadmio a los pulmones. Cuando la gente respira el cadmio, éste puede
dañar severamente los pulmones. Esto puede incluso causar la muerte. Otros efectos sobre
la salud que pueden ser causados por el cadmio son:
·diarreas, dolor de estómago y vómitos severos,
·debilitamiento óseo,
·fallos en la reproducción y posibilidad incluso de infertilidad,
·daño al sistema nervioso central,
·daño al sistema inmune,
·desórdenes psicológicos,

·posible daño en el ADN o desarrollo de cáncer.
Efectos ambientales[editar]
De forma natural grandes cantidades de cadmio son liberadas al ambiente, sobre 25.000
toneladas al año. La mitad de este cadmio es liberado en los ríos a través de la
descomposición de rocas, también es liberado al aire a través de incendios forestales y
volcanes. El resto es liberado por las actividades humanas, como es la manufacturación.
Las aguas residuales con cadmio, procedentes mayoritariamente de las industrias, terminan
en suelos. Las causas de estas corrientes de residuos son, por ejemplo, la producción de
zinc, minerales de fosfato y las bioindustrias del estiércol. El cadmio de las corrientes
residuales puede también entrar en el aire a través de la quema de residuos urbanos y de la
quema de combustibles fósiles. En 2007, debido a las regulaciones, sólo una pequeña
cantidad de cadmio entra en el agua a través del vertido de aguas residuales de casas o
industrias.
Algunos hongos pueden acumular cadmio (y otros metales pesados) en las setas con
concentraciones cientos de veces superiores a las del ambiente en el que viven. La ingesta
de grandes cantidades de estas especies de setas puede producir cuadros de
envenenamiento, a menudo subclínicos, pasajeros, y a los que generalmente no se presta
excesiva atención. Se sabe que esto ocurre en algunos Agaricus, como A. macrosporus por
ejemplo, un tipo de setas (champiñones) que se consideran normalmente comestibles.
Aplicaciones[editar]
Aproximadamente tres cuartas partes del cadmio producido se emplea en la fabricación de
baterías. Especialmente en las baterías de níquel-cadmio. Una parte importante se emplea
en galvanoplastia (como recubrimiento). Algunas sales se emplean como pigmentos. Por
ejemplo, el sulfuro de cadmio se emplea como pigmento amarillo. Se emplea en algunas
aleaciones de bajo punto de fusión. Debido a su bajo coeficiente de fricción y muy buena
resistencia a la fatiga, se emplea en aleaciones para cojinetes. Muchos tipos de soldaduras
contienen este metal. En barras de control en fisión nu clear . Algunos compuestos
fosforescentes de cadmio se emplean en televisores. Se emplea en algunos
semiconductores. Algunos compuestos de cadmio se emplean como estabilizantes de
plásticos como el PVC. Se aplica también como pigmento en la fabricación de pintura,
como el acrílico, óleo, etc.
Historia[editar]
El cadmio (en latín, cadmia, y en griego kadmeia, que significa "calamina", el nombre que
recibía antiguamente el carbonato de zinc) fue descubierto en Alemania en 1817 por
Friedrich Stromeyer, quien observó que algunas muestras de calamina con impurezas
cambiaban de color cuando se calentaban, mientras que la calamina pura no lo hacía;
encontró el nuevo elemento como impureza en este compuesto de zinc. Durante unos cien
años Alemania fue el principal productor de este metal.

Abundancia y obtención[editar]
Es un elemento escaso en la corteza terrestre. Las minas de cadmio son difíciles de
encontrar, y suelen estar en pequeñas cantidades. Suele sustituir al zinc en sus minerales
debido a su parecido químico. Se obtiene generalmente como subproducto; el cadmio se
separa del zinc precipitándolo con sulfatos o mediante destilación. Generalmente el zinc y
el cadmio están en sus minerales como sulfuros, al tostarlos se obtiene una mezcla de
óxidos y sulfatos, y el cadmio se separa aprovechando la mayor facilidad para reducirlo.
El mineral más importante de zinc es la esfalerita, (Zn, Fe)S, siendo el mineral análogo de
cadmio la greenockita, CdS. Además de obtenerse de la minería y metalurgia de sulfuros de
zinc, también se obtiene, en menor medida, de los de plomo y cobre. Existen otras fuentes
secundarias: del reciclado de chatarra de hierro y acero se obtiene aproximadamente el 10%
del cadmio consumido.
Plata ← Cadmio → Indio
48Cd
Tabla completa • Tabla ampliada
Plateado gris metálico
Información general
Nombre, símbolo, número

Serie química
Grupo, período, bloque
Masa atómica
Configuración electrónica
Dureza Mohs
Electrones por nivel
Propiedades atómicas
Radio medio
Electronegatividad
Radio atómico (calc)
Radio covalente
Radio de van der Waals
Estado(s) de oxidación
Óxido

Estado ordinario
Densidad
Punto de fusión
Entalpía de vaporización
Entalpía de fusión
Presión de vapor
Varios
Estructura cristalina
N° CAS
N° EINECS
Calor específico
Conductividad eléctrica
Conductividad térmica
Velocidad del sonido
Isótopos más estables

Artículo principal: Isótopos del cadmio
iso AN Periodo MD Ed P D
MeV
109Cd Sintético 462,6 d e 0,214 109Ag
113Cd Sintético 7,7 × 1015 a ß - 0,316 113In
113Cd Sintético 14,1 a ß -
TI
0,580
0,264
113In
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se
indique
La acetona o propanona es un compuesto químico de fórmula química CH3(CO)CH3 del
grupo de las cetonas que se encuentra naturalmente en el medio ambiente. A temperatura
ambiente se presenta como un líquido incoloro de olor característico. Se evapora
fácilmente, es inflamable y es soluble en agua. La acetona sintetizada se usa en la
fabricación de plásticos, fibras, medicamentos y otros productos químicos, así como
disolvente de otras sustancias químicas.
Índice
[ocultar]
· 1 Solubilidad
· 2 Química Industrial
o 2.1 Procesos de fabricación
 2.1.1 EE.UU .
 2.1.2 España
· 3 Aplicaciones industriales y demanda
· 4 Estado en el medioambiente
· 5 Metabolismo

· 6 Riesgos para la salud
· 8 Referencias
Solubilidad[editar]
Este compuesto es miscible en agua.
Química Industrial[editar]
Procesos de fabricación[editar]
La síntesis a escala industrial2 de la acetona se realiza mayoritariamente (90% de la
capacidad en los EEUU) según el proceso catalítico de hidrólisis en medio ácido del
hidroperóxido de cumeno, que permite también la obtención de fenol como coproducto, en
una relación en peso de 0,61:1
Un segundo método de obtención (6% de la capacidad de los EE. UU. en 1995) es la
deshidrogenación catalítica del alcohol isopropílico.
Otras vías de síntesis de acetona:
·Biofermentación
·Oxidación de polipropileno
·Oxidación de diisopropilbenceno
EE.UU.[editar]
En los EE.UU, el 90% de la producción de acetona manufacturada se realiza mediante el
proceso de peroxidación de cumeno con una capacidad que alcanzó en el 2002 los 1,839
millones de toneladas. En el 2002 la capacidad se repartía en 11 plantas de fabricación
pertenecientes a 8 compañías.3
Miles de toneladas:
·Sunoco (Frankford, Haverhill) 576
·Shell (Deer Park-Texas) 324
·Ineos Phenol (Theodore-Alabama) 274
·Dow (Freeport, Institute) 256
·MVPPP (Mount Vernon) 195

·Georgia Gulf (Pasadena, Plaquemine) 181
·JLM Chemicals (Blue Island) 25
·Goodyear Tire & Rubber (Bayport) 8
Total 1,839 millones de toneladas
España[editar]
Según el directorio4 de la Federación empresarial de la industria química española
(FEIQUE) las siguientes compañías se dedican en España a la fabricación industrial de
acetona:
·Barcelonesa de Drogas y Productos Quimicos, S.A.
·Cepsa Química (La Rábida,Palos de la Frontera, HUELVA)
·Química Farmacéutica Bayer, S.A.
·Rhodia Iberia S.A.
·Cor Química S.L. (Valdemoro, Madrid)
·PROQUIBASA (Barcelona)
·Quality Chemicals S.L. (Esparraguera, Barcelona)
·JGV69 (Alicante,Alicante)
·Laboratorios e Industrias Noriega S.L (Oviedo, Asturias)
·sustitución aromática puede seguir tres caminos; electrofilico, nucleofilico y
de radicales libres. Las reacciones de sustitución aromáticas más corrientes
son las originadas por reactivos electrofilicos. Su capacidad para actuar
como un dador de electrones se debe a la polarización del núcleo
Bencénico. Las reacciones típicas del benceno son las de sustitución. Los
agentes de sustitución más frecuentemente utilizados son el cloro, bromo,
ácido nítrico y ácido sulfúrico concentrado y caliente.
·
Halogenación
·
El cloro y el bromo dan derivados de sustitución que recibe el nombre de

haluros de arilo.
C6H6 + Cl2 C6H5Cl + HCl Clorobenceno
C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr Bromobenceno
·
La halogenación está favorecida por la temperatura baja y algún
catalizador, como el hierro o tricloruro de aluminio, que polariza al halógeno
X  para que se produzca enérgicamente la reacción. Los catalizadores
suelen ser sustancias que presentan deficiencia de electrones.
·
Sulfonación
·
Cuando los hidrocarburos bencénicos se tratan con ácido sulfúrico fumante
(ácido sulfúrico que contiene anhídrido sulfúrico) H2SO4 + SO3 se forman
compuestos característicos que reciben el nombre de ácidos sulfónicos. En
realidad, se cree que el agente activo es el SO3
·
C6H6 + HOSO3H C6H5SO3H + H2O Ácido benceno sulfónico
·
Nitración
·
El ácido nítrico fumante o también una mezcla de ácidos nítrico y sulfúricos
(mezcla sulfonítrica), una parte de ácido nítrico y tres sulfúricos, produce
derivados nitrados, por sustitución. El ácido sulfúrico absorbe el agua
producida en la nitración y así se evita la reacción inversa:

·
C6H6 + HONO2 C6H5NO2 + H2O Nitro -benceno
·
Combustión.
·El benceno es inflamable y arde con llama fuliginosa, propiedad
característica de mayoría de los compuestos aromáticos y que se debe a su
alto contenido en carbono.
·2 C6H6 +15 O2 12CO2 + 6H2O
·
Hidrogenación
·.
El núcleo Bencénico, por catálisis, fija seis átomos de hidrógeno, formando
el ciclohexano, manteniendo así la estructura de la cadena cerrada.
·
C6H6 + 3H2 C6H12
·
Síntesis de Friedel y Crafts, Alquilación
·El benceno reacciona con los haluros de alquilo, en presencia de Cloruro
de aluminio anhidro como catalizador, formando homólogos.
·
C6H6 + CH3Cl C6H5CH3 + HCl Tolueno

·
El ataque sobre el anillo bencénico por el ion CH3 electrofilico es semejante
al realizado por el ion Cl en la halogenación.
·
Síntesis de Wurtz – Fitting.
·
Es una modificación de la de Wurtz de la serie grasa. Los homólogos del
benceno pueden prepararse calentando una solución etérea de un
halogenuro de alquilo y otro de arilo con sodio.Este método tiene la ventaja
sobre el de Friedel – Crafts, de que se conoce la estructura del producto y
puede introducirse fácilmente cadenas largas normales.
·PROPIEDADES FISICAS
·La serie aromática se caracteriza por una gran estabilidad debido a las
múltiples formas resonantes que presenta.Muestra muy baja reactividad a
las reacciones de adición. El benceno es una molécula plana con un alto
grado de saturación lo cual favorece las reacciones de sustitución. Es un
líquido menos denso que el agua y poco soluble en ella.Es muy soluble en
otros hidrocarburos. El benceno es bastante tóxico para el hombre
nitrato de plata es una sal inorgánica mixta. Este compuesto es muy utilizado para detectar
la presencia de cloruro en otras soluciones.
Cuando está diluido en agua, reacciona con el cobre formando nitrato de cobre, se filtra y lo
que se queda en el filtro es plata.
Índice
[ocultar]
·1 Propiedades f ísicas y químicas
· 2 Toxicidad
· 3 Aplicaciones médicas

· 4 Primeros Auxilios
· 5 Información adicional
· 6 Referencias
Propiedades físicas y químicas[editar]
Fórmula Molecular: AgNO3
Sinónimo: Piedra infernal
Masa molar: 169,87 g/mol
Densidad: 4,35 g/cm3
Forma: Cristales
Color: Incoloro
Olor: Inodoro pero ligeramente tóxico
PH: 5,4–6,4(100 g/l agua 20 °C)
Punto de descomposición: 212 °C
Descomposición termal: > 444 °C
Solubilidad en agua: 2160 g/l (20 °C)
Solubilidad en etanol: 20,8 g/l
Incombustible: Favorece la formación de incendios por desprendimiento de oxígeno.
Posibilidad de formación de vapores peligrosos por incendio en el entorno. En caso de
incendio pueden producirse óxidos de nitrógeno.
Toxicidad[editar]
Categoría de peligro: Corrosivo, peligroso para el ambiente
Veneno Clase CH: 3 – veneno fuerte
MAK embarazo: IIc
Dosis letal: 50 oral ratas 1173 mg/kg
Por contacto con piel: Quemaduras.
Sobre ojos: Quemaduras. Quemaduras de las mucosas. Peligro de coloración de la córnea.

Por ingestión: Vómito, espasmos estomacales, descomposición, muerte, poco absorbente a
través del tracto intestinal.
Aplicaciones médicas[editar]
En la farmacopea de numerosos países el nitrato de plata, junto con la propia plata, se
utiliza como antiséptico y desinfectante aplicado por vía tópica. Se encuentra incluido
dentro del grupo D08 del código internacional ATC, concretamente con el código
D08AL01.[2]
También se utiliza como cauterizante en hemorragias superficiales o para refrescar úlceras
encallecidas. Se utiliza en citoquímica para teñir el retículo endoplasmático rugoso
Primeros Auxilios[editar]
Inhalación: Aire fresco. Avisar al médico.
Contacto con la piel: Aclarar con abundante agua. Extraer la sustancia por medio de
algodón impregnado con polietilenglicol 400. Despojarse inmediatamente de la ropa
contaminada.
Ingestión: Beber abundante agua (hasta varios litros), evitar vómitos (¡Riesgo de
perforación!). Avisar inmediatamente al médico. No efectuar medida de neutralización.
Contacto con los ojos: Aclarar con abundante agua, manteniendo los párpados abiertos (al
menos durante 10 minutos). Avisar inmediatamente al oftalmólogo
El cloruro de amonio, cloruro amónico o clorhidrato amónico es una sal de amonio
cuya fórmula química es NH4Cl. En su forma natural es un mineral conocido como sal
amoniacal, sal de amoniaco o sal amoniaco. Su punto de evaporación es tomado como
referencia en la escala de temperatura Fahrenheit.
Índice
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· 1 Síntesis
· 2 Propiedades físicas
· 3 Farmacología y mecanismos de acción
o 3.1 Como diurético
o 3.2 Como acidificante
o 3.3 Como expectorante
· 4 Farmacocinética

· 5 Precauciones especiales
· 6 Reacciones adversas conocidas
· 7 Peligros químicos
o 7.1 Límites de exposición
o 7.2 Vías de exposición
· 8 Almacenamiento
· 9 Escala de temperatura Fahrenheit
· 11 Referencias
Síntesis[editar]
La síntesis del cloruro de amonio se produce a partir de vapores de ácido clorhídrico y de
amoníaco:
Propiedades físicas[editar]
En estado sólido la coloración varía entre incoloro y blanco. Es inodoro e higroscópico en
diversas formas. Su punto de sublimación es de 350 °C. Su densidad relativa (agua = 1) es
1,5. La presión de vapor que genera es de 0,13 kPa a 160 °C. Su masa molecular es de
53,49 g/mol.
Farmacología y mecanismos de acción[editar]
Como diurético[editar]
El cloruro de amonio aumenta la excreción renal de cloruros y causa una respuesta diurética
en personas normales o con edema. Se utilizó en un tiempo en el edema causado por la
enfermedad de Läe nnec . Cuando el cloruro de amonio es administrado a dosis de 9 g al día,
la diuresis aumenta progresivamente durante la primera semana. A los dos o tres días
comienza a elevarse la excreción de sodio.
Como acidificante[editar]
El cloruro de amonio eleva la acidez al incrementar la concentración de hidrogeniones (H+)
libres. La dosis es la misma que en su uso como diurético.
Como expectorante[ edita r ]

Se sabe que el cloruro de amonio actúa irritando la mucosa, causando estimulación refleja
de las glándulas de la mucosa bronquial.
Farmacocinética[editar]
El cloruro de amonio se absorbe fácilmente desde la vía gastrointestinal en unas 5-6 horas
tras la ingestión. Su metabolismo se efectúa en el hígado y su excreción es por la orina.
Precauciones especiales[ edit ar ]
El cloruro de amonio se contraindica en personas con cirrosis y otras enfermedades
hepáticas en virtud de que se puede almacenar y causar intoxicación por el amoníaco. El
cloruro de amonio nunca debe usarse como único tratamiento de la alcalosis metabólica en
pacientes con disfunción renal grave. Los médicos deben juzgar el uso del cloruro de
amonio en pacientes con edema cardíaco o insuficiencia pulmonar debido a que puede
existir un trastorno acidobásico intenso. El uso de espironolactona o inhibidores de la
anhidrasa carbónica como la acetazolamida puede precipitar una acidosis sistémica.
Reacciones adversas conocidas[editar]
Los efectos secundarios van desde cefalea, confusión, letargo, hiperventilación, bradicardia,
irritación gástrica, vómitos, sed, diarrea, anorexia, glucosuria, hipocalemia, tetania,
hiponatremia.
Peligros químicos[editar]
La sustancia se descompone al calentarla intensamente o al arder, produciendo humos
tóxicos e irritantes de óxidos de nitrógeno, amoníaco y cloruro de hidrógeno. La disolución
en agua es un ácido débil. Reacciona violentamente con nitrato amónico y clorato potásico,
originando peligro de incendio y explosión. Reacciona con concentrados de ácidos para
formar cloruro de hidrógeno y bases fuertes para formar amoníaco. Reacciona con sales de
plata para form El óxido de cinc es un compuesto químico de color blanco, se lo conoce
como cinc blanco. Su fórmula es ZnO y es poco soluble en agua pero muy soluble en
ácidos. Se lo encuentra en estado natural en la cincita. Se usa como pigmento e inhibidor
del crecimiento de hongos en pinturas, como rellenador en llantas de goma y como pomada
antiséptica en medicina. Alta capacidad calorífica. Acelerador y activador para la
vulcanización del caucho. Pigmento protector de la radiación ultravioleta. Una observación
importante es que actúa como una capa protectora para el cinc sólido, para que así éste no
se oxide fácilmente por tener un alto potencial de oxidación.
El compuesto químico etanol, conocido como alcohol etílico, es un alcohol que se presenta
en condiciones normales de presión y temperatura como un líquido incoloro e inflamable
con un punto de ebullición de 78,4 °C.
Mezclable con agua en cualquier proporción; a la concentración de 95 % en peso se forma
una mezcla azeotrópica.

Su fórmula química es C H 3-C H 2-OH (C2H6O), principal producto de las bebidas alcohólicas
como el vino (alrededor de un 13 %), la cerveza (5 %), los licores (hasta un 50 %) o los
aguardientes (hasta un 70 %).2
El etanol es el nombre sistemático definido por la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada, (IUPAC) en inglés, nomenclatura de la química orgánica para una molécula con
dos átomos de carbono (prefijo "et-"), que tiene un único vínculo entre ellos (el sufijo "-
ano" ), y un grupo unido-OH (sufijo "-ol").3
El prefijo de etilo fue acuñado en 1834 por el químico alemán Justus Liebig.4 etilo es una
contracción de la palabra francesa éter (cualquier sustancia que se evapora o sublima
fácilmente a temperatura ambiente) y la palabra griega ύλη ( hylé, sustancia).
El nombre de etanol fue acuñado como resultado de una resolución que fue adoptado en la
Conferencia Internacional sobre Nomenclatura Química que se celebró en abril de 1892 en
Ginebra, Suiza.
El agua destilada es aquella sustancia cuya composición se basa en la unidad de moléculas
de H2O y ha sido purificada mediante destilación.
Consumo: agua destilada y agua potabilizada[editar]
La potabilización del agua se aplica a aguas no aptas para el consumo humano, las cuales a
veces sufren procesos para matar microorganismos y extraer partículas y metales que
puedan ser dañinos al organismo y transformarlas en agua p otable . El agua destilada, al
estar libre de estos compuestos, no requiere de potabilización. Además se utiliza como
recurso en todas las viviendas en particular y es muy importante para la vida, y actividades
humanas.
En la potabilización se utiliza a menudo una muy pequeña cantidad de cloro que no es
perjudicial para la salud de una persona. Su ingesta es considerada médicamente
inadecuada excepto como recurso para la potabilización y evitar males peores. Alexis
Carrel -premio Nobel de Medicina en 1912- incluso llegó a relacionar el agua con la
inmortalidad en base a su relación con la vida La célula es inmortal. En realidad es el
fluido en el que flota, básicamente agua, lo que degenera. Por lo tanto, al renovar ese
fluido a intervalos, proporcionaríamos a las células lo que necesitan para su alimentación,
y hasta donde nosotros conocemos, el pulso de la vida continuaría para siempre. Durante
principios del siglo XX la medicina y la biología defendieron la pureza del agua en el
consumo, y los médicos higienistas recomendaban la ingesta de agua destilada.
Con la aparición del negocio del agua embotellada y la mejora del suministro en las redes
urbanas, empezaron a realizarse estudios sobre los efectos fisiológicos positivos de la
ingesta de compuestos adicionales al puro H2O, los cuales aparecen en las aguas
potabilizadas y también en las embotelladas. Entre estas explicaciones, es que el agua
destilada desionizada carece de iones fluoruro, que son añadidos a las aguas embotelladas
para reducir la formación de caries. Del mismo modo, existe la explicación de que el agua
destilada carece de sales minerales que nuestro organismo necesita.
El consumo de agua destilada es perjudicial para la salud.

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