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¿Qué es el Guaiacol?

El guaiacol es un tipo de fenol con un grupo metoxi, cuya fórmula molecular es C7H8O2.

También se denomina 2-hidroxianisol, metilcatecol y o-metoxifenol. También se describe como guaiacol o guayacol.

El guaiacol es un compuesto aromatizante natural producido a partir del vino madurado en barricas de roble. Se dice que el guaiacol y el 2,4,6-tricloroanisol (Reino Unido: 2,4,6-Trichloroanisole) son responsables de la putrefacción del corcho en el vino.

Usos del Guaiacol

El guaiacol es el principal componente de la creosota. La creosota es una mezcla de fenoles producida por la destilación del alquitrán de madera de haya y otras plantas.

Tiene propiedades bactericidas y antisépticas y se utiliza como medicina interna para diversos tipos de diarrea, fermentaciones intestinales anormales e intoxicaciones alimentarias. Además, tiene propiedades expectorantes y antitusivas y se utiliza como remedio para la bronquitis crónica.

También puede utilizarse como materia prima sintética para perfumes debido a su característico olor aromático. Además, se utiliza como regulador de la vainillina, la materia prima del olor a vainilla.

Naturaleza del Guaiacol

El guaiacol tiene un punto de fusión de 28°C y un punto de ebullición de 204-206°C. Tiene un olor característico y es un líquido incoloro a amarillo claro o un sólido cristalino incoloro. Es algo insoluble en agua y miscible en metanol y etanol.

Debido a sus propiedades tóxicas e irritantes, debe lavarse inmediatamente en caso de contacto accidental con las mucosas orales. La dosis letal para adultos es de 3-10 g.

Tenga en cuenta que el guaiacol tiene un grupo metoxi en la posición 2 del fenol y también se denomina 2-metoxifenol. Su peso molecular es de 124,13 y su fórmula específica se expresa como 2-CH3OC6H4OH.

Más Información sobre el Guaiacol

1. Síntesis del Guaiacol

El guaiacol fue aislado por primera vez por Otto Paul Unverdorben en 1826. El guaiacol puede sintetizarse por metilación del o-cateol utilizando carbonato potásico y sulfato de dimetilo.

En el laboratorio, el guaiacol puede prepararse de distintas formas. El guaiacol se produce hidrolizando la o-anisidina, que se deriva del anisol en dos pasos, a través de un derivado de diazonio. El guaiacol también puede sintetizarse por dimetilación del catecol y mono-demetilación selectiva.

2. Respuesta del Guaiacol

El guaiacol derivado de la biomasa es un precursor útil para la síntesis de una amplia variedad de compuestos como “combustibles verdes”. Se utiliza, por ejemplo, para cuantificar las peroxidasas.

Las peroxidasas son enzimas que pueden escindir oxidativamente la estructura del peróxido en dos grupos hidroxilo. En presencia de peróxido de hidrógeno, la peroxidasa produce tetraguaiacol. El tetraguaiacol es un compuesto coloreado que puede cuantificarse por absorbancia entre 420 y 470 nm.

3. Isómeros Estructurales del Guaiacol

Los isómeros estructurales del guaiacol con diferentes posiciones de sustituyente son el 3-metoxifenol y el 4-metoxifenol. El 3-metoxifenol tiene un grupo metoxi en la posición 3 y el 4-metoxifenol tiene un grupo metoxi en la posición 4.

El 3-metoxifenol también se denomina m-metoxifenol, m-guaiacol, m-hidroxianisol, 3-hidroxianisol y éter monometílico de resorcinol.

Mekinol, 4-hidroxianisol y paraguaiacol son otros nombres del 4-metoxifenol.

¿Qué es el Cloroformo?

El cloroformo es un compuesto alifático de cloro.

También se denomina triclorometano debido a su estructura, en la que tres átomos de hidrógeno del metano se sustituyen por cloro.

Usos del Cloroformo

Los principales usos del cloroformo son como materia prima para el clorodifluorometano y los CFC.

1. Clorodifluorometano Materia Prima

El cloroformo se utiliza industrialmente, por ejemplo en la producción de clorodifluorometano (HCFC-22), materia prima de fluoropolímeros como el politetrafluoroetileno (PTFE). El clorodifluorometano se produce por la reacción del cloroformo con ácido fluorhídrico, que se forma por la reacción de la fluorita y el ácido sulfúrico.

2. Materias Primas Para el  Clorofluorocarbonos

El cloroformo también se utiliza en la producción de CFC, que se emplean como refrigerantes fluorados y otras sustancias. Sin embargo, debido al Protocolo de Montreal, que designa las sustancias que pueden agotar la capa de ozono y pretende regular la producción, el consumo y el comercio de sustancias, la producción de CFC, que son sustancias que agotan la capa de ozono, disminuye año tras año.

3. Otros

El cloroformo también tiene aplicaciones como disolvente de extracción de productos farmacéuticos y agroquímicos, y se utiliza para la extracción y purificación de antibióticos como la penicilina, vitaminas y alcaloides. El cloroformo deuterado también se utiliza ampliamente como disolvente pesado para mediciones de RMN.

También se utiliza como disolvente de otras sustancias diversas (lípidos, aceites, cauchos, alcaloides, ceras, gutapercha, resinas, etc.) y como separador de extracción de productos naturales, etc.

El cloroformo se utilizaba antiguamente como anestésico inhalatorio. Sin embargo, como se descubrió que el cloroformo era perjudicial para el corazón, los riñones, etc., y cancerígeno, se sustituyó por éter dietílico y otras sustancias, y en la actualidad casi no se utiliza como anestésico.

Características del Cloroformo

El cloroformo es un líquido incoloro con un olor etéreo característico, una gravedad específica (agua=1) de 1,48, un punto de ebullición de 61°C y un punto de fusión de -64°C. Es muy volátil y tiene propiedades anestésicas.

Es insoluble en agua, pero es un disolvente muy soluble que se mezcla con la mayoría de los disolventes orgánicos. También es estable en ácidos, pero no tanto en álcalis. El cloroformo en estado líquido no es inflamable, pero arde en forma de vapor.

El cloroformo se volatiliza fácilmente del suelo y las aguas superficiales y se descompone en el aire para formar fosgeno, diclorometano, cloruro de formilo, monóxido de carbono, dióxido de carbono y cloruro de hidrógeno. El metanol, el etanol y el amileno se añaden como estabilizantes a los productos comerciales habituales. La vida media del cloroformo en el aire es de 55-620 días.

Otra Información sobre el Cloroformo

1. Método de Síntesis con Cloroformo

Cuando el cloro y el clorometano o el metano se calientan a unos 500 °C, se forma una mezcla de clorometanos (clorometano, diclorometano, cloroformo y tetracloruro de carbono) mediante una reacción de cloración por radicales libres. El cloroformo se produce industrialmente por separación por destilación de estos productos.

El cloroformo también se produce por la reacción del etanol o la acetona con hipoclorito de calcio (reacción de haloformo) y la reacción del tetracloruro de carbono con hidrógeno.

Se sabe que varias algas marinas producen cloroformo de forma natural. También se cree que los hongos producen cloroformo en el suelo. También se produce cloroformo mediante la cloración del agua del grifo, a través de la reacción del cloro con la materia orgánica.

2. Seguridad del Cloroformo

La inhalación de cloroformo puede provocar tos, mareos, somnolencia, parestesia, dolor de cabeza, náuseas, vómitos y pérdida de conciencia. La inhalación de grandes cantidades puede provocar una ralentización de los latidos del corazón y, en el peor de los casos, la muerte. También se sospecha que es cancerígeno para las vías respiratorias, el hígado y los riñones.

La exposición al cloroformo en los ojos provoca dolor, enrojecimiento y lagrimeo. La exposición cutánea provoca enrojecimiento, dolor y sequedad de la piel. Al manipularlo deben utilizarse gafas de seguridad y guantes protectores.

¿Qué es el Ácido Cloroacético?

El ácido cloroacético es un compuesto orgánico cuya fórmula química es C2H3ClO2.

Cuando se acentúa el número de átomos de hidrógeno sustituidos, se denomina ácido monocloroacético.

Según la Ley de Salud y Seguridad en el Trabajo, está clasificado como sustancia peligrosa y tóxica que debe etiquetarse con un nombre, etc. y sustancia peligrosa y tóxica que debe notificarse con un nombre, etc. No entra en el ámbito de aplicación de la Ley de Normas Laborales. En virtud de la Ley de Fomento de la Gestión de Sustancias Químicas (Ley PRTR), está clasificada como sustancia química designada de clase 1; en virtud de la Ley de Control de Sustancias Venenosas y Nocivas, como sustancia nociva; y en virtud de la Ley de Servicios de Extinción de Incendios, como sustancia que requiere notificación de almacenamiento (para almacenamiento de 200 kg o más).

Usos del Ácido Cloroacético

El ácido cloroacético se utiliza en herbicidas y tensioactivos. Debido a su fuerte acidez, se utiliza como remedio para eliminar las verrugas. Cuando se aplica a las verrugas, puede eliminarlas corroyendo y necrosando el tejido, pero debe manipularse con cuidado, ya que puede causar ampollas y heridas si entra en contacto con la piel o las mucosas.

En el agua del grifo, el desinfectante cloro reacciona con la materia orgánica del agua para producir ácido cloroacético como uno de los subproductos de la desinfección. El ácido cloroacético también se utiliza en la síntesis de aminoácidos y carboximetilcelulosa.

Propiedades el Ácido Cloroacético

El ácido cloroacético tiene un olor acre similar al del ácido acético; está disponible en tres formas, con puntos de fusión de 63°C para la forma alfa, 55-56°C para la forma beta y 50°C para la forma gamma. Es un sólido incoloro, transparente, soluble en la marea y con un punto de ebullición de 189°C.

Es soluble en agua, etanol, cloroformo, benceno y éter. En solución acuosa es un ácido más fuerte que el ácido acético, pKa = 2,85 a 25°C.

Estructura del Ácido Cloroacético

El ácido cloroacético tiene un peso molecular de 94,50 y una densidad de 1,58.

La fórmula diferencial se expresa como CH2ClCOOH.

Más Información sobre el Ácido Cloroacético

1. Historia del Ácido Cloroacético

El ácido cloroacético con impurezas fue preparado por primera vez por Félix LeBlanc en 1843 clorando ácido acético en presencia de luz solar.

En 1857, Reinhold Hoffmann refluyó cloro y ácido acético glacial en presencia de luz solar para obtener ácido cloroacético puro. Ese mismo año, Charles Adolphe Wurtz también sintetizó el ácido cloroacético por hidrólisis del cloruro de cloroacetilo (ClCH2COCl).

2. Métodos de Síntesis del Ácido Cloroacético

En todo el mundo se producen anualmente unas 420 000 toneladas de ácido cloroacético. El ácido cloroacético se obtiene por cloración del ácido acético utilizando anhídrido acético como catalizador.

La hidrólisis del tricloroetileno en ácido sulfúrico concentrado a 130-140°C también puede producir ácido cloroacético. Esta reacción produce un ácido cloroacético más puro que la halogenación, pero libera grandes cantidades de HCl.

2. Reacciones del Ácido Cloroacético

La cloración del ácido acético no sólo produce ácido cloroacético, sino también ácido dicloroacético y ácido tricloroacético. El ácido dicloroacético y el ácido tricloroacético son impurezas difíciles de separar por destilación.

En química orgánica, se utilizan para la O-alquilación del salicilaldehído. La descarboxilación del éter resultante puede producir benzofuranos.

3. Aplicaciones del Ácido Cloroacético

Muchas reacciones con ácido cloroacético aprovechan la alta reactividad del enlace C-Cl. El ácido cloroacético se utiliza en la síntesis de los agentes espesantes carboximetilcelulosa y carboximetilalmidón.

Los herbicidas fenoxi pueden producirse por eterificación con clorofenol. Por ejemplo, se pueden sintetizar el ácido 2-metil-4-clorofenoxiacético, el ácido 2,4-diclorofenoxiacético y el ácido 2,4,5-triclorofenoxiacético.

También es un precursor de los herbicidas glifosato y dimetoato. El ácido cloroacético puede convertirse en cloruro de cloroacetilo, un precursor de la adrenalina. Cuando el cloruro se sustituye por sulfuro, se puede sintetizar ácido tioglicólico, utilizado como estabilizador en el cloruro de polivinilo (PVC) y como ingrediente en cosméticos.

¿Qué es el Ácido Clorosulfónico?

El ácido clorosulfónico es un compuesto inorgánico también conocido como “ácido clorosulfónico” o “ácido clorotrioxosulfúrico”. Es un líquido aceitoso turbio entre incoloro y amarillo pálido. Tiene un fuerte olor acre.

Reacciona con el agua y el etanol. Cuando reacciona de forma especialmente intensa con el agua, se descompone para producir ácido sulfúrico y ácido clorhídrico. Altamente higroscópico y emite vapores en el aire.

Clasificada como sustancia deletérea según la Ley de Control de Sustancias Venenosas y Deletéreas. Se requiere precaución al manipularla, ya que es altamente corrosiva y causa graves heridas químicas si entra en contacto con la piel.

Usos del Ácido Clorosulfónico

El ácido clorosulfónico se utiliza como agente sulfonante en materias primas de detergentes sintéticos, productos farmacéuticos y tintes. La sulfonación es una reacción en la que un átomo de hidrógeno de un compuesto orgánico se sustituye por un grupo sulfito. Se lleva a cabo por la acción del ácido sulfúrico o del ácido sulfúrico fumante.

El ácido clorosulfónico se utiliza como reactivo de sulfonación para compuestos con los que es especialmente difícil reaccionar.

La reacción de sulfonación es un proceso importante en la fabricación de detergentes neutros y colorantes.

También se utiliza como materia prima para las cortinas de humo utilizadas en los escenarios militares, ya que reacciona con el agua para formar un humo blanco de ácido clorhídrico y sulfúrico.

¿Qué es el Calcio?

El calcio es un metal alcalinotérreo de número atómico 20. Se aisló por primera vez a principios del siglo XIX por el método de electrólisis del químico británico Humphry Davy.

Se aisló por primera vez a principios del siglo XIX mediante el método de electrólisis del químico británico Humphry Davy. El calcio se encuentra en la naturaleza como compuesto.

Es muy reactivo debido a su elevada tendencia a la ionización. Es el mineral más abundante en el organismo y está presente en el cuerpo en un 1-2% en peso. El 99% está presente en los huesos y los dientes en forma de fosfato de calcio (hidroxiapatita, HAP) unido al ácido fosfórico, mientras que el 1% restante está presente en la sangre y las células.

Usos del Calcio

El calcio se utiliza en diversas aplicaciones en forma de sales cálcicas. El cloruro cálcico se utiliza como agente anticongelante para carreteras, mientras que el carbonato cálcico se emplea en la tiza, la desulfuración de gases de combustión y la alimentación animal.

El óxido de calcio (cal viva) es un aditivo alimentario utilizado como desecante y acondicionador del suelo, y en Europa y EE.UU. como acondicionador de masas y alimento para levaduras. El hidróxido de calcio (cal apagada) también se utiliza como aditivo alimentario, por ejemplo como agente neutralizante para suelos ácidos y como coagulante para el konnyaku.

Propiedades del Calcio

El calcio tiene un punto de fusión de 842°C y un punto de ebullición de 1.484°C. Su densidad cerca de la temperatura ambiente es de 1,550 g/cm3 y su densidad líquida en el punto de fusión es de 1,378 g/cm3.

Su número de oxidación es casi +2. Si el calcio se deja solo en el aire, reacciona con el agua, el oxígeno y el dióxido de carbono. Por ello, debe llenarse con gas inerte o almacenarse en aceite mineral.

Estructura del Calcio

El calcio es un elemento del grupo 2 y un metal alcalinotérreo. Su símbolo elemental es Ca y su peso atómico es 40,08. Dependiendo de la temperatura, presenta tres estructuras cristalinas: por debajo de 250°C, la estructura cúbica cerrada es la más estable; entre 250 y 450°C, la estructura hexagonal cerrada es la más estable; y entre 450 y 839°C, la estructura cúbica centrada en el cuerpo es la más estable.

El calcio tiene cuatro isótopos estables: 40Ca, 42Ca, 43Ca y 44Ca. Los porcentajes son 96,94% para el 40Ca, 2,086% para el 44Ca, 0,647% para el 42Ca y 0,135% para el 43Ca. Además, existen otros dos isótopos radiactivos de larga vida en la Tierra, el 46Ca y el 48Ca.

Además, el 41Ca está presente de forma natural como isótopo radiactivo traza porque se produce cuando el 40Ca captura neutrones procedentes de rayos cósmicos. Además, es posible crear artificialmente isótopos de calcio.

Otra Información sobre el Calcio

1. Reacciones del Calcio

Cuando el calcio se calienta en el aire, arde con una llama. Cuando se añade agua al calcio, se produce hidrógeno y se forma una solución acuosa de hidróxido de calcio (agua de cal). Si se añade dióxido de carbono a la solución de hidróxido de calcio, se puede obtener un precipitado blanco de carbonato de calcio. Sin embargo, si se pasa un exceso de dióxido de carbono, el precipitado se disuelve.

Como la reacción es reversible, al calentarla se vuelve a precipitar carbonato cálcico; puede producirse óxido cálcico cuando el carbonato cálcico se calienta por encima de 1.170°C. La reacción del óxido de calcio con agua da lugar a hidróxido de calcio.

La reacción del calcio con halógenos en fase gaseosa también puede producir haluros. Cuando el calcio se disuelve en alcohol, se producen alcóxidos de calcio. Cuando el calcio se disuelve en amoníaco líquido, la solución se vuelve azul y la evaporación del amoníaco produce hexaamonio cálcico.

2. Calcio en la Naturaleza

El calcio se encuentra principalmente en forma de carbonato cálcico en yacimientos masivos como el mármol y la caliza en todo el mundo. En la actualidad, el calcio atrae la atención por su capacidad de secuestrar dióxido de carbono, que se cree que es una de las causas del calentamiento global, en forma de carbonato cálcico.

Por otra parte, el calcio es un mineral típico que necesitan los seres humanos y otros organismos. Por ejemplo, es un elemento esencial para los organismos celulares eucariotas y también lo necesitan las plantas como fertilizante. Sin embargo, se ha informado de que los suplementos de calcio aumentan la probabilidad de desarrollar demencia.

¿Qué es el Clorobenceno?

El clorobenceno es un halogenuro aromático en el que un hidrógeno del anillo bencénico se sustituye por cloro.

Antiguamente se denominaba clorobenzol (Reino Unido: Chlorobenzol), nombre que aún se utiliza en ocasiones. El clorobenceno suele referirse a la forma monosustituida, el monoclorobenceno.

El clorobenceno es un líquido incoloro que se utiliza en una gran variedad de aplicaciones como materia prima intermedia para muchos compuestos orgánicos. Se utiliza principalmente como materia prima para el éter difenílico y el cloronitrobenceno. Es una sustancia peligrosa clasificada como Petróleo de Clase IV nº 2 según la Ley de Servicios contra Incendios.

Usos del Clorobenceno

El clorobenceno se utiliza como materia prima para compuestos orgánicos, intermedios farmacéuticos e intermedios de tintes. Su reactividad en reacciones de sustitución electrofílica es mayor que la del benceno, lo que lo convierte en una materia prima útil para muchos compuestos.

En el pasado, el clorobenceno se utilizaba en grandes cantidades como materia prima para el DTT (diclorodifeniltricloroetano), un insecticida organoclorado. También se utilizó como cuarentena contra piojos y otros insectos, pero el DTT está prohibido en la actualidad por ser un contaminante medioambiental.

Propiedades del Clorobenceno

El clorobenceno tiene un punto de fusión de -45,2°C, un punto de ebullición de 131°C y un punto de inflamación de -19°C.

La dosis letal media (DL50) es de 2,9 g/kg, lo que indica una toxicidad de baja a moderada. Se ha establecido un límite de exposición admisible de 75 ppm (350 mg/m3) como media ponderada de 8 horas para los trabajadores que manipulan clorobenceno.

Estructura del Clorobenceno

El clorobenceno es un tipo de haluro de arilo. Tiene un peso molecular de 112,56 y una fórmula química de C6H5Cl. Su densidad a 20°C es de 1,1066 y su índice de refracción (nD) es de 1,525.

Más Información sobre el Clorobenceno

1. Síntesis del Clorobenceno

El clorobenceno se sintetizó por primera vez en 1851 mediante la reacción de pentacloruro de fósforo con fenol; en 2014, se informó de la presencia de clorobenceno en rocas marcianas.

Actualmente se sintetiza industrialmente mediante la reacción de sustitución del benceno por cloro, utilizando hierro o cloruro de hierro como catalizador. A medida que avanza la sustitución por cloro, puede producirse diclorobenceno, pero puede separarse fácilmente por enfriamiento y recristalización.

En el laboratorio, puede sintetizarse a partir de anilina mediante cloruro de bencenodiazonio utilizando la reacción de Sandmeyer. La reacción de Sandmeyer es una reacción química para obtener haluros de arilo a partir de iones diazonio aromáticos utilizando sales de cobre como catalizadores.

2. Reacción Clorobenceno

La nitración del clorobenceno produce una mezcla de 2-nitroclorobenceno y 4-nitroclorobenceno. Estos mononitroclorobencenos pueden separarse y utilizarse en reacciones de sustitución nucleofílica por cloruro, respectivamente. Por ejemplo, el 2-nitroclorobenceno se transforma mediante hidróxido sódico, metóxido sódico, disulfuro sódico y amoníaco en 2-nitrofenol, 2-nitroanisol, bis(2-nitrofenil)disulfuro y 2-nitroanilina. también está disponible.

Un método para la síntesis de fenol consiste en calentar clorobenceno, obtenido clorando benceno, junto con una solución acuosa de hidróxido de sodio a temperaturas elevadas. En esta reacción se produce cloruro sódico como subproducto. Sin embargo, el proceso del cumeno se utiliza a menudo para la producción industrial de fenol.

¿Qué es el Peróxido de Calcio?

El peróxido de calcio es un compuesto inorgánico en polvo de color blanco o amarillento e inodoro.

Se forma por la reacción del hidróxido de calcio con peróxido de hidrógeno. Es insoluble en agua, pero soluble en ácidos. Reacciona con ácidos para producir Peróxido de hidrógeno, que se descompone explosivamente a 275 °C para producir oxígeno.

El peróxido de calcio en sí es una sustancia no inflamable, pero existe riesgo de explosión si se mezcla con materia orgánica finamente descompuesta.

Usos del Peróxido de Calcio

El peróxido de calcio se utiliza a menudo en el sector agrícola. El peróxido de calcio tiene la propiedad de producir oxígeno cuando entra en contacto con el agua.

Puede revitalizar los suelos que han quedado desprovistos de nutrientes y oxígeno, por ejemplo, tras una agricultura intensiva o una inundación.
Además de los suelos, el oxígeno generado por el peróxido de calcio en lagos y estanques que se han vuelto inviables debido a la contaminación puede restaurar el contenido de oxígeno en el agua.

También se utiliza como agente blanqueador debido a su capacidad de reaccionar con los ácidos para producir peróxido de hidrógeno por lo que utiliza en la industria papelera.

¿Qué es el Ácido Crómico?

El ácido crómico se refiere generalmente al compuesto representado por H2CrO4, o también puede referirse colectivamente a sustancias en las que el óxido de cromo (Ⅵ) se disuelve en agua para formar cromato H2CrO4 tiene un peso molecular de 118,0 g/mol, un punto de fusión de 197°C, una densidad de 1,201 g/cm3 y un número CAS 7738- 94-5. La molécula equivale a una molécula de agua añadida al trióxido de cromo.

Las Propiedades del Ácido Crómico

1. Propiedades del Ácido Crómico

El ácido crómico es un sólido rojo a temperatura y presión normales, siendo 250 °C el punto de descomposición de esta sustancia. Además, las soluciones de ácido crómico a concentraciones normales son de color amarillo rojizo, pero a concentraciones más elevadas son de color rojo o rojo oscuro y llegan a ser de color negruzco.

Cabe señalar que, en soluciones acuosas, el equilibrio es tal que dos moléculas de ácido crómico y dos moléculas de iones oxonio se combinan para formar una molécula de ion dicromato y tres moléculas de molécula de agua; en condiciones muy ácidas o básicas con un pH inferior a 1, el equilibrio se inclina en la dirección de la formación de ácido crómico. El equilibrio se inclina en el sentido de la formación de ácido crómico.

2. Propiedades de los Distintos Cromatos

Los iones de cromo con un número de oxidación 6 se denominan cromo hexavalente y están presentes en solución acuosa en forma de CrO42-, HCrO4- y Cr2O72-. Estos iones también se polimerizan para producir los iones poliácidos Cr3O102- y Cr4O132-.

Estos iones suelen utilizarse en forma de sales de sodio y potasio (por ejemplo, K2Cr2O7 y Na2Cr2O7) y suelen caracterizarse por un color amarillo o rojo.

Usos del Ácido Crómico

Se utiliza comúnmente como materia prima de cromato sódico, agente oxidante y catalizador.

1. Uso como Agente Oxidante

El ácido crómico y otros cromatos, así como los compuestos que contienen cromo hexavalente, como el trióxido de cromo, son potentes agentes oxidantes y se utilizan habitualmente en síntesis orgánica. Sus principales usos incluyen la actuación sobre alcoholes primarios para obtener ácidos carboxílicos y sobre alcoholes secundarios para obtener cetonas, lo que se denomina oxidación de Jones, oxidación de Sallet u oxidación de Collins, dependiendo de las condiciones del reactivo y del disolvente.

El ácido crómico es un agente oxidante muy fuerte, por lo que hay que tener cuidado para evitar la posibilidad de reacciones secundarias en las que el producto objetivo se oxide aún más para dar compuestos inesperados. El PCC, una sal formada por ion clorocromato e ion piridinio, en la que el átomo de hidrógeno del ion cromato se sustituye por un átomo de cloro, es un oxidante suave y puede oxidar alcoholes primarios a aldehídos.

En estas reacciones de oxidación, el ácido crómico se reduce a cromo trivalente.

2. Uso como Agente de Tratamiento de Superficies

Como agente de tratamiento de superficies, se emplea en fotografía, chapado, pigmentos, curtido de pieles, tintes y agentes tintóreos.

También se utiliza para el tratamiento con ácido crómico, uno de los métodos de pasivación de metales. Mediante inmersión en una solución de tratamiento o electrólisis catódica, se puede impartir un revestimiento resistente a la corrosión. Este tratamiento con ácido crómico mejora la resistencia a la corrosión, la adherencia de la pintura y evita la decoloración.

Hay que tener cuidado al utilizar cromatos y dicromatos (cromo hexavalente), ya que son altamente oxidantes y corroen fuertemente la piel y las mucosas, provocando dermatitis y úlceras por cromo.

Más Información sobre el Ácido Crómico

1. Peligros del Cromo Hexavalente

Se sabe que el cromo hexavalente, incluido el ácido crómico, es extremadamente tóxico. Hay dos tipos de iones de cromo, trivalente y hexavalente, y mientras que el cromo trivalente se encuentra de forma amplia y estable en la naturaleza, el cromo hexavalente sólo se encuentra en algunos minerales.

El cromo hexavalente puede causar dermatitis y otros problemas en los seres humanos si se adhiere a la piel, y puede provocar vómitos si se ingiere en el organismo. Además, es cancerígeno debido a su capacidad para dañar el ADN, y puede causar cáncer de pulmón si se inhala, mientras que la ingestión a largo plazo tiene el potencial de causar grandes puentes colgantes y cáncer de estómago.

Por lo tanto, cuando se manipula cromo hexavalente en forma de polvo, es necesario evitar que se disperse en los alrededores y controlarlo estrictamente para que no entre en los ojos, la nariz o la boca, y también para que no permanezca en la piel o la ropa.

¿Qué es el Cumeno?

El cumeno es un compuesto orgánico aromático con una estructura en la que uno de los átomos de hidrógeno del anillo bencénico se sustituye por un grupo isopropilo.

También se conoce como cumeno, isopropilbenceno, 1-metiletilbenceno y 2-fenilpropano. Su fórmula química se representa por C9H12; su número CAS es 98-82-8.

El cumeno estuvo listo para su producción masiva como materia prima para combustible de aviones en la Segunda Guerra Mundial. Después de que se descubriera que era posible oxidar el cumeno para obtener hidroperóxido de cumeno, que luego podía descomponerse para producir acetona y fenol, el proceso del cumeno se utilizó como proceso industrial para la acetona y el fenol.

Usos del Cumeno

1. Método del Cumeno

El proceso del cumeno es una reacción en la que el benceno y el propeno se utilizan como materias primas para obtener fenol y acetona.

El cumeno se obtiene sustituyendo el benceno por propeno en condiciones ácidas. A continuación, al insuflar oxígeno en el cumeno, los átomos de carbono del centro del cumeno se oxidan a hidroperóxido de cumeno. Al añadir ácido sulfúrico al hidroperóxido de cumeno, se introduce un átomo de oxígeno entre el anillo de benceno y el átomo de carbono, y se produce la descomposición entre los átomos de oxígeno y carbono para producir acetona y fenol.

El método del cumeno utiliza la oxidación a presión ambiente para facilitar la reacción. Se utiliza mucho porque la acetona y el fenol, que deben producirse en grandes cantidades como disolventes y materias primas plásticas, pueden obtenerse fácilmente.

2. Materias Primas Plásticas

La mayor parte de la demanda real de cumeno es fenol, y las resinas fenólicas se producen a partir de fenol sintetizado a partir de cumeno. La resina fenólica bisfenol A se consume como materia prima para las resinas de policarbonato y epoxi.

3. Combustible

Los combustibles de alto octanaje para la aviación con cumeno añadido se utilizan para aumentar la energía obtenida al quemar el combustible.

4. Disolvente

Pueden añadirse pequeñas cantidades de cumeno a algunos disolventes de pinturas, lacas y diluyentes.

5. Peróxidos

Los peróxidos como el hidroperóxido de cumeno, obtenido por oxidación del cumeno, son potentes agentes oxidantes y reaccionan fácilmente con sustancias reductoras y combustibles para oxidarlas. La descomposición de los peróxidos también genera radicales, que pueden utilizarse como iniciadores en la polimerización radical de la síntesis de polímeros.

6. Otras Materias Primas

El cumeno se utiliza como ingrediente en medicamentos y aromatizantes.

Naturaleza del Cumeno

El cumeno es un líquido incoloro con un olor específico a temperatura y presión normales. Tiene un punto de fusión de -96°C, un punto de ebullición de 152°C y una gravedad específica de 0,86. Es soluble en etanol, éter etílico, acetona, benceno, éter de petróleo y tetracloruro de carbono. Es soluble en etanol, éter etílico, acetona, benceno, éter de petróleo y tetracloruro de carbono y muy insoluble en agua.

Está clasificado como “sustancia peligrosa, inflamable” y “sustancia peligrosa que debe ser etiquetada o notificada por su nombre” en virtud de la Ley de Salud y Seguridad en el Trabajo, como producto químico designado de clase 1 en virtud de la Ley PRTR, y como “líquido inflamable de clase 4” y “líquido no soluble en agua procedente del petróleo de clase 2” en virtud de la Ley de Servicios contra Incendios.

Como hidrocarburo aromático, ha sido identificado, al igual que otros hidrocarburos, como posible carcinógeno. También existe riesgo de explosión si se descompone a altas temperaturas o bajo presión. Por ello, debe manipularse con precaución.

Más Información sobre el Cumeno

Síntesis del Cumeno

La reacción de Friedel-Crafts se utiliza en la síntesis del cumeno. La reacción de Friedel-Crafts es un tipo de reacción de sustitución aromática de compuestos orgánicos, en la que se añaden electrófilos como haluros de alquilo y haluros de acilo a anillos aromáticos. La síntesis específica del cumeno es la siguiente.

El propileno y el benceno se mezclan y se calientan con cloruro de aluminio, un ácido de Lewis, como catalizador. El cloruro de aluminio se une entonces al propileno, produciendo un catión propileno. El catión propileno ataca al benceno para formar cumeno. La mezcla de reacción se hidroliza con agua para extraer el cumeno.

En esta reacción, el cloruro de aluminio estabiliza el catión propileno y permite que se añada al anillo aromático. La síntesis de cumeno mediante la reacción de Friedel-Crafts es un método de producción industrial ampliamente utilizado.

¿Qué es el Galio?

El galio (en inglés: Gallium) es un metal blando, inodoro y de color blanco plateado.

El símbolo elemental del galio es Ga, su número atómico es 31 y su número de registro CAS es 7440-55-3; fue descubierto en 1875 por el químico francés Paul Beaudrin. El galio está ampliamente distribuido en la naturaleza y se encuentra en trazas en minerales como la bauxita y la germanita, que son minerales de aluminio.

Usos del Galio

El galio se utiliza como material semiconductor porque es un semiconductor compuesto como el arseniuro de galio (GaAs, comúnmente conocido como galiarsénico), un compuesto con arsénico. El arseniuro de galio se utiliza en productos electrónicos como impresoras láser, superordenadores y teléfonos móviles.

El nitruro de galio (GaN), un compuesto de galio y nitrógeno, también se utiliza en diodos emisores de luz azul (LED). Los LED azules se utilizan en discos Blu-ray, bombillas LED y nuevos tipos de semáforos.

Propiedades del Galio

El galio tiene un punto de fusión de 29,8°C y un punto de ebullición de 2.403°C. Existe en estado sólido o líquido a temperatura ambiente y tiene una densidad de 5,91 g/cm3 en estado sólido. Entre los metales, el bajo punto de fusión del galio es su característica más conocida. Es antimagnético en estado sólido, pero paramagnético en estado líquido, con una susceptibilidad magnética de 2,4×10-6 a 40°C.

Estructura del Galio

A diferencia de otros metales, el galio no cristaliza en ninguna de las estructuras cristalinas simples. Las fases estables a presión ambiente son α-, β-, γ- y δ-galio, que se forman en diferentes condiciones, y Ga-II, Ga-III y Ga-IV, que se forman a alta presión.

1. Estructura del Alfa-Galio

El α-galio es un polimorfo del galio que existe en condiciones normales y tiene una estructura ortorrómbica con ocho átomos en la red unitaria. La distancia entre los átomos más cercanos es de 244 pm, con una separación adicional de 39 pm entre los seis átomos vecinos. Se cree que esta estructura inestable y poco simétrica es la responsable del bajo punto de fusión del galio.

2. Otros Polimorfos

Pueden obtenerse otras formas cristalinas de galio por cristalización a partir de galio líquido sobreenfriado. Por encima de -16,3°C, se forma el β-galio monoclínico con una estructura en zigzag de átomos de galio, y por encima de -19,4°C, se forma el δ-galio triclínico con una estructura cristalina similar a la del α-boro, con 12 átomos de galio dispuestos de forma distorsionada . A -35,6 °C, se forma el γ-galio ortorrómbico, que tiene una estructura similar a la del α-boro, con siete átomos de galio dispuestos en anillo y una disposición lineal de átomos interconectados en el centro.

Otra Información sobre el Galio

1. Proceso de Producción del Galio

El galio sólo se produce como subproducto durante el procesamiento de minerales de otros metales, y su principal fuente es la bauxita, el principal mineral de aluminio, pero también puede extraerse de minerales sulfurados de zinc. En el método Beyer, el galio se acumula en la solución de hidróxido de sodio durante el proceso de transformación de la bauxita en alúmina, de modo que el galio metálico puede obtenerse por electrólisis tras el uso de una resina de intercambio iónico. Para las aplicaciones en semiconductores, se purifica aún más mediante el proceso de fusión por zonas o la extracción de un solo cristal a partir de la fusión, donde se alcanzan de forma rutinaria purezas muy elevadas, como el 99,9999%, que están disponibles comercialmente.

2. Información Jurídica

Gallium no está sujeta a ninguna de las principales leyes y reglamentos, incluyendo la Ley de Control de Sustancias Venenosas y Deletéreas, la Ley de Servicios contra Incendios y la Ley de Promoción del Control y Gestión de Emisiones de Sustancias Químicas (Ley PRTR).

3. Precauciones de Manipulación y Almacenamiento

Las instrucciones de manipulación y almacenamiento son las siguientes.

• Cerrar herméticamente los envases y almacenar en lugar seco, fresco y oscuro.
• Utilizar únicamente al aire libre o en lugares bien ventilados.
• Evitar mezclar con ácidos, álcalis, agentes oxidantes y halógenos.
• No utilizar en componentes que puedan entrar en contacto con metales, especialmente aluminio, ya que se corroerán.
• Utilizar guantes y gafas de protección.
• Lávese bien las manos después de la manipulación.
• En caso de contacto con la piel, lavar inmediatamente con agua.
• En caso de contacto con los ojos, lavar cuidadosamente con agua durante varios minutos.