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¿Qué es el Oxicloruro de Fósforo?

El Oxicloruro de fósforo es un compuesto en el que se añade un átomo de oxígeno al tricloruro de fósforo.

Reacciona violentamente con el agua para producir productos de descomposición que contienen cloruro de hidrógeno y ácido fosfórico. El cloruro de hidrógeno gaseoso también se produce por la humedad del aire. Se puede obtener por oxidación directa haciendo reaccionar el tricloruro de fósforo con oxígeno. Otro método consiste en producir pentacloruro de fósforo, que se obtiene dejando que el cloro actúe sobre el tricloruro de fósforo y descomponiéndolo después con agua. El tricloruro de fósforo se obtiene haciendo reaccionar fósforo con cloro.

Usos del Oxicloruro de Fósforo

El Oxicloruro de fósforo se utiliza en la fabricación de fluidos hidráulicos, plastificantes (fosfato de tricresilo), aditivos para gasolina y retardantes del fuego. También puede utilizarse en la elaboración de productos farmacéuticos (por ejemplo, sulfamidas, botamina B1), tintes, pesticidas a base de fósforo, perfumes, materias primas para películas no inflamables y extractores de mineral de uranio. Además, se utiliza como agente difusor en el proceso de fabricación de semiconductores.

El Oxicloruro de fósforo está clasificado como sustancia tóxica y debe manipularse con cuidado, ya que irrita los órganos respiratorios (ojos, nariz y garganta) y el sistema nervioso central.

Propiedades del Oxicloruro de Fósforo

El Oxicloruro de fósforo tiene un punto de fusión de 1,25°C y un punto de ebullición de 105,8°C. Su aspecto es el de un líquido incoloro, humeante y de olor acre. El vapor es más pesado que el aire. También se conoce como cloruro de fosforilo y tricloruro de fosfato. Su fórmula molecular es POCl3 y su masa molar es de 153,33 g/mol.

El Oxicloruro de fósforo es una sustancia química con una estructura tetraédrica centrada en el fósforo; tiene tres enlaces P-Cl y un enlace P=O; el enlace P=O es muy fuerte y la energía de disociación del enlace es de 533,5 kJ/mol. La regla de Schomaker-Stevenson muestra que la contribución del doble enlace es considerablemente mayor que la del fluoruro de fosforilo (POF3), tanto en términos de fuerza del enlace como de electronegatividad.

El enlace P=O en el Oxicloruro de fósforo es diferente del enlace π en el grupo carbonilo de las cetonas: el enlace π P-O parece ser el resultado de la donación de un par de electrones solitarios de un átomo de O al orbital σ* del P-Cl. Sin embargo, la interacción P-O sigue siendo muy discutida.

Más Información Sobre el Oxicloruro de Fósforo

1. Reacciones del Oxicloruro de Fósforo

Cuando el Oxicloruro de fósforo se calienta con un exceso de fenol junto con un ácido de Lewis como el cloruro de magnesio, es posible obtener fosfatos de triarilo.

El Oxicloruro de fósforo también puede actuar como una base de Lewis. Por ejemplo, con el tetracloruro de titanio, produce un aducto.

El aducto de Oxicloruro de fósforo y cloruro de aluminio es estable y el cloruro de aluminio puede eliminarse completamente de la mezcla incluso después de la reacción de Friedel-Crafts. En presencia de cloruro de aluminio, el Oxicloruro de fósforo reacciona con bromuro de hidrógeno para dar POBr3.

2. Reacciones con Oxicloruro de Fósforo

En el laboratorio, el Oxicloruro de fósforo se utiliza a menudo como reactivo de deshidratación. Concretamente, se utiliza para la conversión de amidas en nitrilos.

El Oxicloruro de fósforo también puede utilizarse en la reacción de Bischler-Napieralski. Esto significa que el precursor de la amida puede cerrarse en anillo para producir derivados de dihidroisoquinolina.

3. La Reacción de Birsmeier-Hack con Oxicloruro de Fósforo

La reacción de Vilsmeier-Haack es una reacción entre un compuesto aromático activo y una amida en presencia de Oxicloruro de fósforo. Los anillos aromáticos se activan mediante Oxicloruro de fósforo y se acilan para formar aldehídos aromáticos y cetonas aromáticas.

¿Qué es la Epiclorhidrina?

La epiclorhidrina es un monómero (monómero) altamente reactivo con grupos epoxi y cloro.

También se conoce como 2-clorometiloxirano, 1-cloro-2,3-epoxipropano y óxido de gamma-cloropropileno. La epiclorhidrina es corrosiva e irrita los ojos, la nariz y la garganta.

Si se inhala, puede provocar dolor de cabeza, mareos y otros trastornos del sistema nervioso central.

Usos de la Epiclorhidrina

La epiclorhidrina se utiliza como materia prima sintética. Se utiliza sobre todo como materia prima principal de las resinas epoxi, muy utilizadas en la industria química, especialmente en la automovilística y la electrónica. Las resinas epoxi se utilizan en el campo de las pinturas en general, en revestimientos por electrodeposición para aplicaciones industriales y de automoción, y en revestimientos para el interior de bidones y latas.

También se utilizan en el campo de la electrónica para placas de circuitos impresos y materiales aislantes para bobinas, y en el campo de la ingeniería civil y la construcción para revestimientos anticorrosión, adhesivos y sellantes para hormigón y acero.

Además de las resinas epoxi, también se utiliza ampliamente como materia prima sintética para la glicerina y otros materiales sintéticos como el caucho de epiclorhidrina y el metacrilato de glicidilo, y como disolvente para el acetato de celulosa, el celofán y el caucho de éster. Otros usos incluyen cosméticos, productos farmacéuticos, tensioactivos, materias primas sintéticas para resinas de intercambio iónico, agentes de tratamiento textil y disolventes.

Propiedades de la Epiclorhidrina

La epiclorhidrina tiene la fórmula molecular C3H5ClO, un peso molecular de 92,5 y es un líquido incoloro a temperatura ambiente con un olor acre similar al del cloroformo. Es inflamable, con una gravedad específica de 1,2058, un punto de fusión de -26°C, un punto de ebullición de 116°C y un punto de inflamación de 31°C. Es ligeramente soluble en agua y fácilmente soluble en disolventes orgánicos como alcohol, éter, cloroformo, tricloroetileno y tetracloruro de carbono, pero no en hidrocarburos.

La epiclorhidrina es inestable en presencia de sustancias ácidas y básicas. Reacciona con una gran variedad de sustancias debido a sus dos grupos funcionales altamente reactivos, un grupo epoxi y un grupo alquilo clorado.

Es muy volátil, con un límite de explosividad del 3,8-21%, y tiende a formar mezclas explosivas con el aire. Dado que el vapor es más pesado que el aire y tiende a permanecer a baja altitud, se debe proporcionar ventilación y extracción local si es necesario durante su uso.

Puede reaccionar violentamente con polvos metálicos, cinc, aluminio, alcoholes, fenoles, aminas (especialmente anilina), ácidos orgánicos, agua, etc., provocando incendios o explosiones.

Más Información sobre la Epiclorhidrina

Métodos de Producción de la Epiclorhidrina

La epiclorhidrina puede producirse de dos formas: a partir del cloruro de alilo, obtenido por la reacción del propileno y el cloro, o a partir del alcohol alílico, obtenido por la reacción del propileno y el ácido acético.

1. Método del Cloruro de Alilo
El cloruro de alilo se hace reaccionar con una solución de ácido hipocloroso para obtener dicloropropanol. A continuación, se hace reaccionar con álcali para producir epiclorhidrina cruda por decloración y se eliminan las impurezas por destilación.

CH₂=CHCH₃ + Cl₂ → CH₂=CHCH₂Cl + HCl (síntesis de cloruros de alilo)
CH₂=CHCH₂Cl + HOCl → CH₂ClCH(OH)CH₂Cl 
CH₂ClCH(OH)CH₂Cl → CH₂CHOCH₂Cl + HCl

2. Método del Alcohol Alílico
El alcohol alílico se clora con cloro en solución de ácido clorhídrico para obtener dicloropropanol. Éste se declora añadiendo álcali para producir epiclorhidrina bruta, que se destila a continuación para obtener el producto Epiclorhidrina.

2CH₂=CHCH₃ + 2CH₃COOH + O₂ →CH₂=CHCH₂OCOCH₃ +H₂O→ CH₂=CHCH₂OH + CH₃COOH (síntesis del alcohol alílico)
CH₂=CHCH₂OH + Cl₂ → CH₂ClCH(OH)CH₂Cl 
CH₂ClCH(OH)CH₂Cl → CH₂CHOCH₂Cl + HCl

¿Qué es el Bronce?

El bronce es una aleación compuesta principalmente de cobre al que se han añadido elementos como el estaño, y también se conoce como bronce. Se dice que es la aleación de cobre más antigua conocida por la humanidad, y a veces se utiliza como sinónimo de aleaciones de cobre, ya que el nombre bronce se utiliza comúnmente para aleaciones que no contienen estaño (bronce de aluminio, bronce de berilio, etc.).

Sus características varían en función de la proporción de cobre y estaño y de los elementos añadidos. Ejemplos conocidos son el bronce de cañón, en el que al cobre se añade una pequeña cantidad de estaño, zinc y plomo, el bronce fosforado, en el que se añade una pequeña cantidad de fósforo, y el bronce al plomo, en el que se añade aproximadamente un 10% de estaño y plomo.

Usos del Bronce

Dado que el bronce es la aleación de cobre más antigua conocida por la humanidad, sus usos varían mucho de una época a otra. Como demuestra el uso formal del nombre Edad del Bronce en la historiografía, se dice que fue la aleación más utilizada por el hombre hasta la difusión del hierro, cuando se empleó como arma y producto de metal precioso. Incluso después de la difusión del hierro, se sigue utilizando ampliamente para aplicaciones como edificios, estatuas y monedas, debido a su gran resistencia a la corrosión y a su trabajabilidad. El bronce fosforado, al que se ha añadido fósforo, tiene propiedades mejoradas como resistencia, dureza, resistencia al desgaste y elasticidad en comparación con el bronce normal, y se utiliza en una amplia gama de aplicaciones, desde componentes electrónicos hasta artículos de uso cotidiano.

El uso más conocido del bronce es como material para las monedas de diez yenes, que están hechas de un 95% de cobre, un 1-2% de estaño y un 3-4% de zinc. También se emplea en estatuas y edificios de bronce, como el Gran Buda del templo Todaiji de Nara.

Características del Bronce

El bronce es una aleación de cobre y estaño, y sus características varían en función de la proporción de metales y de las especies metálicas añadidas. En general, un bajo contenido de estaño le confiere un color bronce rojizo, un alto contenido de estaño le confiere un color dorado, y un contenido de estaño superior a cierto nivel le confiere un color blanco plateado. Excepto para su uso en monedas, el bronce ordinario práctico se utiliza como material laminado y forjado con elasticidad y resistencia a la corrosión, con adiciones de estaño inferiores al 10%. Se sabe que la adición de pequeñas cantidades de zinc y plomo mejora la colabilidad y se utiliza para piezas de fundición de máquinas resistentes a la corrosión.

En particular, el bronce fosforado fabricado eliminando el agente fosforado utilizado como desoxidante es conocido por sus propiedades superiores a las del bronce ordinario. La solidez y la resistencia al desgaste son equiparables a las del acero, en función de la dureza, y presenta una excelente resistencia a la fatiga. Su elasticidad es comparable a la del cobre puro, pero su tenacidad es tres veces mayor, lo que lo convierte en un material con excelentes propiedades elásticas. También se utiliza en una amplia gama de otras aplicaciones debido a su alta conductividad eléctrica y térmica, sus propiedades no magnéticas y un cierto grado de resistencia a la corrosión.

¿Qué es el Óxido de Cerio?

El óxido de cerio es un compuesto inorgánico en polvo de color blanco o amarillo claro.

Está compuesto de cerio y oxígeno y tiene la fórmula química CeO2, peso molecular 172,11 y número de registro CAS 1306-38-3. Es un óxido de tierras raras, también conocido como ceria. Tiene un punto de fusión/congelación de 2.600°C, un punto de ebullición o primera destilación y un intervalo de ebullición de 3.285°C y una densidad/densidad relativa de 7,132. En cuanto a la solubilidad, es insoluble en ácido clorhídrico y ácido nítrico y prácticamente insoluble en agua.

Estructura del Óxido de Cerio

El óxido de cerio tiene la misma estructura que la fluorita (nº 225) con Ce4+ coordinado 8 y O2- coordinado 4 y un grupo espacial de Fm3m (nº 225).

Los defectos de red se producen por la presión parcial de oxígeno y la carga mecánica, y de particular interés es la formación de polarons por defectos de oxígeno y electrones localizados en los iones cerio. Debido a sus propiedades de mayor conductividad iónica y mayor velocidad de difusión de los iones de óxido a medida que aumenta el número de defectos de oxígeno, el óxido de cerio tiene potencial como electrodo sólido en pilas de combustible de óxido sólido (SOFC).

Usos del Óxido de Cerio

1. Abrasivos

El óxido de cerio se utiliza como materia prima de abrasivos para vidrio, lentes ópticas y tubos de rayos catódicos. Los abrasivos fabricados con óxido de cerio no sólo raspan la superficie, sino que también provocan una reacción química con el dióxido de silicio, el principal constituyente del vidrio, para que la superficie quede más lisa. Tradicionalmente se utilizaban óxidos como el óxido de hierro y la circonia, pero éstos han sido sustituidos sucesivamente por el óxido de cerio.

2. Agentes de Dispersión de la Luz Ultravioleta

El óxido de cerio se utiliza como agente de dispersión de la luz ultravioleta para la protección UV del vidrio y para la protección del color de los TRC, así como aditivo en cosméticos con corte UV. Está llamando la atención como alternativa al dióxido de titanio y al óxido de zinc.

3. Catalizadores

El óxido de cerio se utiliza como catalizador en reacciones de oxidación debido a su propiedad de cambiar reversiblemente de composición. El óxido de cerio dopado con óxido de torio se utiliza en la parte luminosa de las linternas blancas de gasolina, donde el calor se genera por la oxidación en el aire de los gases combustibles sobre un catalizador de óxido de cerio. También se utiliza en los sensores de los catalizadores de tres vías que descomponen los gases de escape de los vehículos, ayudando a regular las relaciones aire-combustible y a reducir los NOx y el monóxido de carbono.

4. Materiales Ópticos

El óxido de cerio también se utiliza como material altamente refractivo con un rango de longitudes de onda de transmisión que va desde la luz visible hasta la región infrarroja. Forma películas cristalinas, tiene una excelente estabilidad química y térmica y se considera que su red es similar a la del silicio. También se caracteriza por evaporarse a temperaturas relativamente bajas entre los materiales de alto índice de refracción con luz visible en la gama de longitudes de onda de transmisión.

5. Otros

El óxido de cerio también se utiliza como materia prima para materiales de ánodos de baterías y cerámicas finas. También se utiliza como agente decolorante para el vidrio y puede cambiar las impurezas verdosas de hierro divalente en óxido de hierro trivalente casi incoloro. Debido a sus excelentes propiedades iónicas y conductoras, se espera que se utilice como conductor mixto de iones y electrones.

Otros Datos sobre el Óxido de Cerio

Precauciones de Manipulación y Almacenamiento

Las precauciones de manipulación y almacenamiento son las siguientes:

• Cerrar herméticamente los envases y almacenarlos en un lugar seco, fresco y oscuro.
• Utilizar sólo al aire libre o en áreas bien ventiladas.
• Evitar la dispersión de polvo.
• Utilizar guantes y gafas de protección.
• Lávese bien las manos después de manipularlo.
• En caso de contacto con la piel, lavar con agua y jabón.
• En caso de contacto con los ojos, aclarar cuidadosamente con agua durante varios minutos.

¿Qué es el Óxido de Estaño?

El óxido de estaño es un polvo cristalino o compuesto inorgánico en polvo de color negro o gris.

El óxido de estaño tiene la fórmula química SnO, peso molecular 134,71, número de registro CAS 21651-19-4 y punto de fusión/congelación 1.080°C. 

Usos del Óxido de Estaño

El óxido de estaño se utiliza como agente reductor, catalizador y materia prima para la síntesis orgánica. También puede utilizarse como materia prima para pigmentos y sales ferrosas de estaño y como reponedor para el estañado.

El óxido de estaño también se utiliza como estabilizador para evitar que el PVC (cloruro de polivinilo) se deteriore durante largos periodos de uso El PVC se utiliza como materia prima para productos como películas y láminas, muy utilizados en la vida cotidiana, y tuberías y cables, estrechamente relacionados con infraestructuras como el agua, el alcantarillado, el teléfono y la electricidad. Es un material importante utilizado como materia prima para productos como películas, láminas y tuberías y cables, que están estrechamente relacionados con infraestructuras como el agua, el alcantarillado, el teléfono y la electricidad.

Propiedades del Óxido de Estaño

El óxido de estaño incluye el óxido de estaño (II), el óxido de estaño (IV) y el óxido de estaño (VI). Por ejemplo, el óxido de estaño (II) presenta un estado estable azul oscuro y un estado metaestable rojo, en el que el estado de oxidación del estaño es +2.

Estructura del Óxido de Estaño

El α-SnO negro tiene una estructura de capa tetraédrica de PbO con átomos de estaño tetragonales de coordinación. La estructura es idéntica a la que se encuentra en la naturaleza como el raro mineral lomarkita.

La asimetría puede explicarse simplemente por pares de electrones solitarios estéricamente activos. Sin embargo, los cálculos de densidad electrónica han demostrado que la asimetría se debe a una interacción antienlace entre el orbital 5s del átomo de estaño y el orbital 2p del átomo de oxígeno. El SnO también presenta una indeterminación, con una banda electrónica entre 2,5 eV y 3 eV.

Otra Información sobre el Óxido de Estaño

1. Reactividad del Óxido de Estaño (II)

El óxido de estaño (II) arde en el aire con una llama verde oscura hasta convertirse en óxido de estaño (IV). Cuando el óxido de estaño (II) se calienta en una atmósfera inerte, se produce primero una desproporción para formar Sn metálico y Sn3O4, que reacciona posteriormente para convertirse finalmente en SnO2 y estaño metálico.

El óxido de estaño (II) es una sustancia anfótera. Cuando se disuelve en ácidos fuertes forma sales de estaño (II) y en bases fuertes se forman óxidos de estaño que contienen Sn(OH)3-. El óxido de estaño (II) también es soluble en soluciones ácidas fuertes, dando los complejos iónicos Sn(OH2)32+ y Sn(OH)(OH2)2+, y mucho Sn3(OH)42+ en soluciones ácidas débiles; también se conocen sales anhidras de óxido de estaño como K2Sn2O3 y K2SnO2, sustancia también conocida como K2SnO2.

El SnO también se utiliza en la producción de vidrio rojo cobrizo, ya que es un agente reductor.

2. Cómo se sintetiza el Óxido de Estaño (II)

El óxido de estaño (II) azul oscuro puede prepararse calentando hidrato de óxido de estaño (II), que se precipita durante la reacción de un hidróxido alcalino como el NaOH con una sal de estaño (II).

El óxido de estaño (II) de color rojo metaestable puede prepararse calentando suavemente el precipitado formado por la acción del agua amoniacal sobre sales de estaño (II).

El óxido de estaño (II) también puede prepararse en el laboratorio como sustancia pura calentando oxalato de estaño (II) a temperatura controlada y en condiciones de ausencia de aire.

3. Sobre el Óxido de Estaño (IV)

El óxido de estaño (IV), también llamado dióxido de estaño o dióxido de estaño, tiene la fórmula química SnO2 y es antimagnético. El óxido de estaño (IV) es un óxido anfótero, insoluble en agua e insoluble en ácidos y álcalis.

El óxido de estaño (IV) es un polvo incoloro con una estructura cristalina de tipo rutilo formada por átomos de estaño de seis coordenadas y átomos de oxígeno de tres coordenadas; el óxido de estaño (IV) se considera un semiconductor de tipo n pobre en oxígeno.

Se ha demostrado que los hidratos de óxido de estaño (IV), también conocidos como ácido de estaño, son partículas finas de óxido de estaño (IV) con diferentes contenidos de agua en función del tamaño de las partículas.

¿Qué es el Óxido de Circonio?

El óxido de circonio es un compuesto inorgánico blanco e inodoro.

Usos del Óxido de Circonio

A continuación se enumeran las aplicaciones del óxido de circonio, aprovechando sus propiedades:

• Punto de fusión muy elevado, alta resistencia al calor y resistencia a la erosión química:
  Materia prima para herramientas de corte y pulido, materiales refractarios, etc.
• Gran dureza y durabilidad
  Materiales dentales, cuchillos de cerámica, joyería (imitación de diamantes)
• Buen conductor de iones de oxígeno
  Pilas de combustible de electrolito sólido

El óxido de circonio es tan duro que recibe el nombre de diamante. Su dureza es extremadamente alta: unas 10 veces la de la cerámica común. Además, el óxido de circonio puede utilizarse como material para componentes electrónicos como elementos piezoeléctricos y condensadores cerámicos, como aditivo para vidrio óptico y como aditivo para cuasifármacos como catalizadores y cosméticos.

Características del Óxido de Circonio

El óxido de circonio es un óxido de circonio de número atómico 40 clasificado como cerámica. Su fórmula química es ZrO2, su peso molecular es 123,22, sus principales propiedades físicas y químicas son: punto de fusión 2715°C, punto de ebullición 4300°C, densidad 5,68 g/cm3 e índice de refracción 2,13.

El óxido de circonio presenta una serie de características, como baja conductividad térmica, resistencia térmica, resistencia a la corrosión y alta resistencia. Por otro lado, el óxido de circonio es susceptible de degradarse debido a los cambios en su estructura cristalina y al cambio de volumen como consecuencia de los cambios de temperatura.

A temperatura ambiente, forma la estructura cristalina monoclínica más estable, pero al aumentar la temperatura, cambia secuencialmente a cristales tetragonales y cúbicos. Para suprimir los cambios de volumen provocados por este cambio de estructura cristalina, se utilizan óxidos como el óxido de itrio (Y2O3), el óxido de calcio (CaO), el óxido de cerio (CeO2) y el óxido de magnesio (MgO) como agentes estabilizadores.

La adición y reacción de los óxidos con el óxido de circonio y su disolución sólida en la estructura cristalina permite la existencia estable del cristal cúbico a temperatura ambiente. El óxido de circonio con cristales cúbicos estables a temperatura ambiente se denomina circonio estabilizado o circonio parcialmente estabilizado, dependiendo de la cantidad de agente estabilizador que se añada a la mezcla. El agente estabilizador provoca la formación de vacantes de oxígeno, lo que lo convierte en un buen conductor de iones de oxígeno.

Otra Información sobre el Óxido de Circonio

1. Cómo se produce el Óxido de Circonio

Existen dos métodos principales para producir óxido de circonio: el refinado en húmedo y el refinado en seco. Ambos se basan en minerales de circonio como el circón y la haddelita. El primer proceso del método de refinado en húmedo consiste en fundir los minerales seleccionados en sosa cáustica, seguido de su descomposición y concentración con ácido clorhídrico.

Tras otros procesos como el lavado y la filtración, el hidróxido de circonio resultante se calcina y se muele para producir óxido de circonio en polvo. En cambio, en el proceso de refinado en seco, el óxido de circonio puro se produce triturando el mineral para eliminar las impurezas, seguido de un beneficiado repetido.

2. Diferencia con el Circonio

El circonio es un metal en el que los átomos están unidos entre sí por enlaces metálicos, mientras que el óxido de circonio es una cerámica en la que los átomos están unidos entre sí por enlaces covalentes, que son más fuertes que los enlaces metálicos. Debido a la diferencia en el modo de enlace, el óxido de circonio tiene las siguientes ventajas sobre el circonio:

Resistencia a la corrosión:
El circonio se combina fácilmente con elementos corrosivos como el oxígeno y el azufre en el medio ambiente y se corroe con relativa facilidad, mientras que el óxido de circonio apenas se corroe.

Gran dureza y resistencia al calor:
El óxido de circonio está formado por enlaces covalentes que son más fuertes que los enlaces metálicos, lo que lo hace extremadamente duro, tenaz y difícil de deformar. Su elevado punto de fusión de 1.855°C también lo hace altamente resistente al calor.

¿Qué es el Óxido de Cobalto?

El óxido de cobalto, también conocido como tetróxido de tricobalto, es un compuesto inorgánico de color negro grisáceo o polvo negro.

Su fórmula química es Co3O4, su peso molecular es 240,80, su número de registro CAS es 1308-06-1. Su punto de fusión/punto de congelación es 895°C, y es insoluble en agua y soluble en ácido clorhídrico, ácidos y álcalis concentrados.

Usos del Óxido de Cobalto

El óxido de cobalto se utiliza principalmente como agente oxidante y catalizador. Un ejemplo concreto de su uso es como materia prima para sales de cobalto. También se conoce como “gosu” (un pigmento de pintura) utilizado en cerámica y se emplea como colorante y pigmento en vidrio.

El óxido de cobalto también se conoce como materia prima para materiales catódicos en baterías de litio. Además, puede emplearse como material para esmaltes y como aditivo en la alimentación animal.

Propiedades del Óxido de Cobalto

El óxido de cobalto existe en tres compuestos diferentes, en función del número de cobaltos oxidados. Son el óxido de cobalto (II), el óxido de cobalto (III) y el óxido de cobalto (II,III).

El óxido de cobalto (II,III), por ejemplo, es un compuesto sólido negro de valencia mixta que contiene tanto cobalto (II) como cobalto (III). Formalmente, el óxido de cobalto (II,III) puede escribirse como CoIICoIII2O4.

1. Óxido de Cobalto (II)

La fórmula química del óxido de cobalto (II) es CoO, con un peso molecular de 74,93 y un punto de fusión de 1.933°C. Es un cristal de color rojo a amarillo verdoso o un polvo de color negro a gris. El óxido de cobalto (II) se utiliza en la industria cerámica para esmaltes y vidriados azules y en la industria química para la síntesis de sales de cobalto (II). Los cristales de óxido de cobalto (II) tienen una estructura de periclasa y una constante de red de 4,2615 Å.

El óxido de cobalto (II) se forma al poner en contacto cobalto sólido al rojo vivo con vapor de agua. También se obtiene calentando óxido de cobalto (II,III) a 950 °C, donde se descompone en óxido de cobalto (II) y oxígeno.

El óxido de cobalto (II) es insoluble en agua, agua amoniacal y etanol, pero soluble en ácidos. Se oxida fácilmente en aire húmedo a CoO (OH).

2. Óxido de Cobalto (III)

El óxido de cobalto (III) tiene la fórmula química Co2O3, un peso molecular de 165,86 y un punto de fusión de 1.900ºC. Es un polvo negro-marrón higroscópico y también se conoce como óxido de cobalto dicobalto.

Cuando se añade nitrato de cobalto (II) a una solución de hipoclorito sódico, se forma óxido de cobalto (III) como un sólido negro delicuescente. El óxido de cobalto (III) se utiliza como catalizador y agente oxidante y rara vez se encuentra en la naturaleza.

Estructura del Óxido de Cobalto

El óxido de cobalto (II,III), también llamado tetróxido de tricobalto, tiene una estructura de tipo espinela. En concreto, los iones Co2+ se sitúan en los intersticios tetraédricos y los iones Co3+ en los intersticios octaédricos de la red cúbica de la unidad de iones de óxido.

Más Información sobre el Óxido de Cobalto

1. Síntesis del Óxido de Cobalto (II,III)

El óxido de cobalto (II,III) se produce cuando el óxido de cobalto (II) se calienta a unos 600-700°C en aire. Sin embargo, por encima de 900°C, el óxido de cobalto (II) se vuelve más estable. 

2. Usos del Oxido de Cobalto (II)

Durante siglos, el óxido de cobalto (II) se ha utilizado como colorante en la cerámica. Ya se utilizaba en el siglo XII en Alemania. Las cerámicas a las que se ha añadido óxido de cobalto (II) se conocen como azul cobalto y tienen un color azul intenso.

Además de utilizarse como colorante en la porcelana, también se emplea como materia prima para materiales magnéticos, materiales secundarios de baterías y como catalizador en diversas reacciones de oxidación.

¿Qué es el Óxido de Cromo?

El óxido de cromo es, como su nombre lo indica, un óxido de cromo.

Existen distintos compuestos en función del número de oxidación del cromo, pero cuando se habla simplemente de óxido de cromo se suele utilizar óxido de cromo (III). Además del óxido de cromo (III), también existen el óxido de cromo (II), el óxido de cromo (IV) y el óxido de cromo (VI). De los óxidos de cromo, el óxido de cromo (III) es el más estable. 

Usos del Óxido de Cromo

El óxido de cromo (III) es un compuesto extremadamente estable frente a ácidos y álcalis, tiene un punto de fusión extremadamente alto de 2.300°C y es muy estable frente al calor. Aprovechando esta característica, se utiliza principalmente como materia prima para materiales refractarios.

Otras aplicaciones incluyen pigmentos para colorear de verde vidrio y tejidos, como abrasivo y como componente de cerámicas. También se utiliza en aplicaciones químicas como catalizador para la hidrogenación, el hidrocraqueo y muchas otras reacciones de conversión orgánica, así como en la síntesis de otras sales de cromo.

Propiedades del Óxido de Cromo

El óxido de cromo (II) es un polvo negro e insoluble en agua. Es insoluble en ácido sulfúrico diluido y ácido nítrico diluido, pero es soluble en ácido clorhídrico, donde forma una solución azul por hidrogenación. También es químicamente inestable. Se oxida en el aire a óxido de cromo (III) y se desproporciona a cromo metálico y óxido de cromo (III) al calentarse.

En cambio, el óxido de cromo (III) es muy estable. Es insoluble en ácidos y álcalis y se disuelve al calentarlo con una solución alcalina de ácido bromhídrico. El óxido de cromo (IV) es un polvo negro, ferromagnético e insoluble en agua.

El óxido de cromo (VI) es un cristal rojo, delicuescente y muy tóxico. Cuando se disuelve en agua, produce ácido crómico y ácido dicrómico. Cuando se descompone a 250°C, desprende oxígeno para formar óxido de cromo (III).

Estructura del Óxido de Cromo

La fórmula química es CrO para el óxido de cromo (II), Cr2O3 para el óxido de cromo (III), CrO2 para el óxido de cromo (IV) y CrO3 para el óxido de cromo (VI). El óxido de cromo (III) tiene una estructura hexagonal de tipo corindón, con los iones de óxido en una estructura hexagonal de paquete cerrado y los iones de cromo ocupando un tercio de los huecos octaédricos.

El óxido de cromo (IV) tiene una estructura tetragonal de tipo rutilo. El óxido de cromo (VI) es un cristal ortorrómbico con forma de aguja.

En los sólidos, los átomos de cromo de la estructura de forma tetraédrica se disponen en cadenas, compartiendo un vértice. Cada átomo de cromo comparte dos átomos de oxígeno con su vecino.

Más Información sobre el Óxido de Cromo

1. Síntesis del Óxido de Cromo

La oxidación de la amalgama de cromo por reacción con aire o ácido nítrico produce óxido de cromo (II). La reacción de hidrógeno o etanol con óxido de cromo (III) al rojo vivo también produce óxido de cromo (II). También puede producirse mezclando cloruro de cromo (II) con carbonato sódico y calentando o por pirólisis de carbonilos de cromo.

El óxido de cromo (III) puede producirse a partir de cromita mediante Na2Cr2O7 y reducido por azufre a altas temperaturas. También puede producirse por descomposición de sales de cromo como el nitrato de cromo o por descomposición térmica del dicromato de amonio.

El óxido de cromo (VI) se produce tratando el cromato de sodio o el dicromato de sodio con ácido sulfúrico.

2. Reacciones del Óxido de Cromo

El óxido de cromo (III) es un óxido anfótero. Se disuelve en ácidos como ion cromo hidratado [Cr(H2O)6]3+ y en álcalis concentrados como ion cromita CrO2- o [Cr(OH)6]3-. Cuando se calienta con finos de carbono o aluminio, se reduce a cromo metálico. El cloruro de cromo (III) se obtiene al calentarlo con cloro o carbono, y pueden formarse cromatos oxidando otros óxidos metálicos en el aire.

El óxido de cromo (VI) se disuelve en ácido acético o acetona y se utiliza como agente oxidante en reacciones sintéticas. Las reacciones de oxidación con óxido de cromo (VI) convierten 1,5 equivalentes de alcoholes en los correspondientes aldehídos y cetonas.

¿Qué es el Óxido de Galio?

El óxido de galio es un compuesto inorgánico en polvo de color blanco.

La fórmula química del óxido de galio es Ga2O3, su peso molecular es 187,44 y su número de registro CAS es 12024-21-4. 

Las condiciones de almacenamiento xomunmente recomendadas establecen que el vidrio es un material de envase y embalaje seguroTambién debe almacenarse en un recipiente sellado en un lugar fresco y bien ventilado en la medida de lo posible, alejado de la luz solar directa.

Usos del Óxido de Galio

El óxido de galio se utiliza como materia prima para los fósforos verdes, así como para los sustratos utilizados en los LED (diodos emisores de luz), que están sustituyendo a las lámparas fluorescentes y las bombillas utilizadas en los aparatos de iluminación convencionales.

Además, se espera que los dispositivos semiconductores de potencia que utilizan óxido de galio sean más pequeños y tengan menos pérdidas debido a la menor resistencia durante la conducción en comparación con los chips semiconductores fabricados con carburo de silicio, que se han utilizado en el pasado.

Propiedades del Óxido de Galio

El óxido de galio es soluble en muchos ácidos, como el ácido clorhídrico, pero es prácticamente insoluble en agua.

El óxido de galio (III) adopta cinco formas diferentes: α, β, γ, δ y ε. De ellas, el óxido de galio β (III) tiene un punto de fusión de 1740 °C. El óxido de galio β (III) es la forma más estable.

Estructura del Óxido de Galio

La forma más estable del óxido de galio (III), el óxido β-galio (III), adopta una disposición estructural cúbica distorsionada de paquete cerrado y tiene una estructura tetraédrica u octaédrica distorsionada Las distancias de enlace Ga-O son 1,83 Å y 2,00 Å respectivamente La estabilidad del óxido β-galio (III) se atribuye a estas distorsiones estructurales.

Otra Información sobre el Óxido de Galio

1. Síntesis del Óxido de Galio

El óxido de galio (III) se obtiene como precipitado por neutralización de soluciones de sales de galio ácidas o básicas. También se produce calentando galio metálico en aire o pirolizando nitrato de galio (III) a 200-250 °C.

El β-Ga2O3 puede obtenerse calentando acetato de galio (III), nitrato de galio (III), oxalato de galio (III) y otros derivados orgánicos del galio (III) a 1.000 °C.

2. Otras Estructuras Cristalinas del Óxido de Galio

El α-Ga2O3 se obtiene calentando β-Ga2O3 a 65 kbar y 1.100 °C durante 1 h. Los hidratos de α-Ga2O3 se forman descomponiendo el hidróxido de galio a 500 °C.

El γ-Ga2O3 puede obtenerse calentando rápidamente gel de hidróxido de galio a 400-500 °C. El δ-Ga2O3 se obtiene calentando nitrato de galio (III) a 250 °C.

El ε-Ga2O3 se obtiene calentando δ-Ga2O3 a 550 °C durante 30 min.

3. Catálisis del Óxido de Galio

El óxido de galio (III) también es muy importante en la producción de catalizadores. Por ejemplo, es necesario para la síntesis de catalizadores Ga2O3-Al2O3.

Los catalizadores Ga2O3-Al2O3 se sintetizan haciendo reaccionar una solución acuosa de nitrato de galio (III) con óxido de aluminio, evaporando hasta sequedad a 393 K y pirolizando después el compuesto a 823 K durante 4 h en aire.

4. Nanoestructura del Óxido de Galio

Pueden sintetizarse nanoribbones y nanoplanchas de óxido de galio (III) haciendo reaccionar Ga0 con agua a altas temperaturas o evaporando nitruro de galio en una atmósfera caliente de oxígeno. La estructura de las nanorredes y nanohojas de óxido de galio (III) es de cristal único puro, sin desviaciones estructurales.

Concretamente, los reactivos obtenidos mediante reacciones de evaporación térmica se analizaron utilizando microscopía electrónica de barrido (SEM), microscopía electrónica de transmisión (TEM), difractómetro de rayos X (XRD) y análisis de rayos X por dispersión de energía (EDS). Los resultados de los análisis también muestran que los reactivos tienen una estructura gris parecida al algodón.

El MEB mostró que los reactivos tienen una estructura en forma de alambre o lámina, mientras que las fotografías de MET revelaron que el óxido de galio (III) tiene una estructura en forma de cinta.