月: 2023年5月

¿Qué es el Cloruro de Oxalilo?

El cloruro de oxalilo es un líquido incoloro, sin humo y de olor acre.

Su fórmula química es (COCl)2, su peso molecular es 126,93 y su número CAS es 79-37-8. Tiene la estructura de un fosgeno con un grupo carbonilo insertado, pero la toxicidad aguda y otras propiedades son muy diferentes.

Fue preparado por primera vez por el químico francés Adrien Fauconnier en 1892 haciendo reaccionar oxalato de dietilo con pentacloruro de fósforo.

Usos del Cloruro de Oxalilo

El cloruro de oxalilo, al igual que el cloruro de tionilo, produce productos volátiles como el ácido clorhídrico y es un reactivo relativamente suave y más selectivo en comparación con el cloruro de tionilo y otros. En las síntesis orgánicas para la preparación de cloruro de acilo a partir del ácido carboxílico correspondiente, a menudo se añaden trazas de dimetilformamida como catalizador.

RCOOH + (COCl)2 → RCOCl + CO2 + CO

El cloruro de oxalilo es un agente necesario en la síntesis de cloruros ácidos, la acilación de compuestos aromáticos, la síntesis de diésteres y la oxidación de alcoholes. En particular, la reacción de acilación de compuestos aromáticos se conoce como reacción de Friedel-Crafts, y la hidrólisis del cloruro de acilo resultante produce ácidos carboxílicos. También puede reaccionar con alcoholes para dar ésteres.

2RCH2OH + (COCl)2 → RCH2OC(O)C(O)OCH2R + 2HCl

Propiedades del Cloruro de Oxalilo

El cloruro de oxalilo tiene un punto de fusión de -12°C, un punto de ebullición de 65°C y una densidad de 1,48 g/mL. Es soluble en éter, benceno y cloroformo, pero reacciona violentamente con el agua para producir cloruro de hidrógeno.

También es un agente clorante que se descompone al calentarlo en fosgeno y monóxido de carbono. Es tóxico por inhalación, pero su toxicidad aguda es inferior en más de un orden de magnitud a la del compuesto relacionado fosgeno.

Más Información sobre el Cloruro de Oxalilo

1. Proceso de Fabricación del Cloruro de Oxalilo

El cloruro de oxalilo puede producirse tratando el anhídrido oxálico con pentacloruro de fósforo. Comercialmente, se produce descomponiendo tetracloruros obtenidos clorando carbonato de etileno.

C2H4O2CO + 4Cl2 → C2Cl4O2CO + 4HCl
C2Cl4O2CO → C2O2Cl2 + COCl2

2. Reacción del Cloruro de Oxalilo

El cloruro de oxalilo reacciona con el agua liberando únicamente productos gaseosos como cloruro de hidrógeno, dióxido de carbono y monóxido de carbono.

(COCl)2 + H2O → 2HCl + CO2 + CO)

Esto difiere de las características de otros cloruros de acilo, que se hidrolizan mientras forman el ácido carboxílico original. El enfriamiento de una solución que contiene cloruro de oxalilo y DMSO con trietilamina puede convertir el alcohol en el aldehído y la cetona correspondientes (oxidación de Swern).

También reaccionan con compuestos aromáticos en presencia de cloruro de aluminio para producir el correspondiente cloruro de acilo (acilación de Friedel-Crafts). Al igual que otros cloruros ácidos, reacciona con alcoholes para formar ésteres.

3. Información Legal

No se especifica en ninguna de las principales leyes y reglamentos, como la Ley de Seguridad y Salud Industrial, la Ley de Confirmación, etc. de la Liberación de Sustancias Químicas y Promoción de su Gestión (Ley PRTR), la Ley de Control de Sustancias Venenosas y Deletéreas, la Ley de Servicios de Bomberos, etc. 4. Precauciones de manipulación y almacenamiento.

Precauciones de Manipulación y Almacenamiento

Las precauciones de manipulación y almacenamiento son las siguientes.

• Los recipientes de almacenamiento deben llenarse con gas inerte y almacenarse en un frigorífico (2-10°C).
• Almacenar en recipientes de material resistente a la corrosión o con revestimientos resistentes a la corrosión.
• Utilizar únicamente al aire libre o en zonas bien ventiladas.
• Llevar guantes, gafas, ropa y máscaras de protección durante su utilización.
• Evitar el contacto con agentes oxidantes fuertes, alcoholes, metales y agua debido a las reacciones violentas.
• Lavarse bien las manos después de la manipulación.
• En caso de inhalación, trasladarse al aire libre y descansar en una posición cómoda para respirar.
• En caso de contacto con la piel, lávese inmediata y abundantemente con agua y jabón.
• En caso de contacto con los ojos, lavar cuidadosamente con agua durante varios minutos y acudir inmediatamente al médico.

¿Qué es el Cloruro de Amonio?

El cloruro de amonio, también conocido como cloruro amónico y con la fórmula química NH4Cl, es un compuesto inorgánico.

Se presenta como cristales incoloros o blancos, ligeramente higroscópicos. Es fácilmente soluble en agua, no tiene olor y tiene un sabor acre y amargo. Al mezclarse con una base fuerte, como el hidróxido de sodio, produce amoníaco. Además, sublima al calentarse intensamente y se descompone en amoníaco y cloruro de hidrógeno (gas).

La solución acuosa es de neutra a ligeramente ácida, pero la ebullición libera amoníaco y la vuelve ácida. Además del cloruro amónico, otros fertilizantes nitrogenados son el sulfato amónico, el nitrato amónico y la urea.

Usos del Cloruro Amónico

El cloruro de amonio tiene diversos usos, entre ellos:

1. Experimentos de Reacción Química

El cloruro amónico se utiliza habitualmente como reactivo analítico, principalmente como tampón del pH. También se utiliza como agente amortiguador, por ejemplo en reacciones con reactivos de Grignard.

2. Aditivos Alimentarios

Como aditivo alimentario, está reconocido por el Ministerio de Salud, Trabajo y Bienestar (MHLW) de Japón, la Administración de Alimentos y Medicamentos (FDA) de EE.UU. y la UE, y se utiliza como ingrediente en la levadura en polvo y otros productos. También se utiliza en el famoso caramelo de regaliz finlandés Salmiakki, que tiene un olor y un sabor salados característicos.

3. Proceso de Galvanizado

Se utiliza en el proceso de galvanizado en un paso llamado decapado, donde una solución acuosa de cloruro de amonio y cloruro de zinc se utiliza para prevenir la oxidación en la superficie del material base y mejorar la fluidez del zinc fundido.

4. Eliminación del Óxido de Zinc

El cloruro de amonio se utiliza para mejorar la fluidez del zinc fundido en la superficie del material base y prevenir la adhesión de inhibidores de aleación hierro-zinc.

5. Otros Usos Industriales

Industrialmente, se utiliza en una amplia gama de aplicaciones, entre ellas como materia prima para la fabricación de productos farmacéuticos, pilas secas, tintes y productos químicos fotográficos. También desempeña un papel importante como materia prima para fertilizantes y para formulaciones farmacéuticas y cuasifarmacéuticas.

Propiedades del Cloruro de Amonio

El cloruro de amonio tiene un peso molecular de 53,49 y una gravedad específica de 1,527. Es muy soluble en agua. Es muy soluble en agua, con una solubilidad de 28,3 g por 100 mL de agua a 25°C. El pH de una solución de cloruro de amonio al 1% en peso es de 5,5. Es soluble en agua pero insoluble en etanol. Un ejemplo bien conocido de reacción endotérmica es la reacción entre el cloruro de amonio y el hidróxido de bario.

Estructura del Cloruro Amónico

El cloruro amónico es un compuesto iónico formado por el catión ion amonio (NH4+) y el anión ion cloruro (Cl-). En la estructura cristalina, los iones amonio y cloruro se disponen alternativamente y están unidos entre sí por enlaces iónicos. El cloruro de amonio tiene una estructura de tipo cloruro de cesio y los iones cloruro forman enlaces de hidrógeno.

El ion amonio tiene una estructura tetraédrica, con átomos de hidrógeno coordinados en cuatro direcciones alrededor de un átomo de nitrógeno. El ion cloruro existe como ion simple y se coordina como anión en el cristal de cloruro de amonio.

Más Información sobre el Cloruro Amónico

Producción del Cloruro de Amonio

El cloruro amónico se produce por la reacción del amoniaco (NH3) con el ácido clorhídrico (HCl). Tanto el amonio como el cloruro de hidrógeno son muy volátiles y suelen reaccionar en fase líquida. La solución de reacción se calienta para evaporar el agua y obtener cloruro de amonio como sólido.

Como método de producción industrial, el cloruro amónico se obtiene como subproducto de la producción de cloruro sódico y carbonato sódico mediante el método de coproducción de cloruro amónico y cloruro sódico.

En el proceso de la sosa amoniacal (proceso Solvay), que es el método de producción del carbonato sódico, se forma cloruro amónico durante el proceso de reacción, pero el subproducto final es el cloruro cálcico, que se obtiene por reacción con hidróxido cálcico.

En el proceso de coproducción de amoníaco y sosa se produce cloruro amónico como subproducto, que puede producirse en grandes cantidades a bajo coste.

¿Qué es el Cloruro de Berilio?

El cloruro de berilio es el cloruro de berilio, un compuesto inorgánico cuya fórmula química es BeCl2. Se trata de una sustancia dulce-dulce, pero muy venenosa. El cloruro de berilio puede concentrarse disolviendo óxido de berilio o hidróxido de berilio en ácido clorhídrico para obtener un tetrahidrato, y por encima de 89°C, un dihidrato.

Las soluciones acuosas de cloruro de berilio son ácidas cuando se hidrolizan. Obsérvese que el tetrahidrato no puede deshidratarse con pentóxido de difósforo y se descompone al calentarlo en una sal básica a temperaturas superiores a 100°C.

El berilio y sus compuestos están designados como Sustancia Química Específica de Clase 1 según la Ley de Seguridad y Salud Industrial, y como Sustancia Química Específica de Clase 1 según la Ley PRTR.

Usos del Cloruro de Berilio

El cloruro de berilio se utiliza como materia prima en la producción de berilio por electrólisis. También se utiliza como catalizador en la reacción de Friedel-Crafts para producir carbocatión. Es estable en aire seco. El cloruro de berilio es un ácido de Lewis y se utiliza como catalizador para promover reacciones orgánicas.

Cuando una mezcla de sulfato de berilio y carbono reacciona a altas temperaturas, se forma el anhídrido de cloruro de berilio. Este anhídrido es una sustancia cristalina incolora que se disuelve bien en agua y genera una reacción intensamente exotérmica. También es altamente higroscópico y puede disolverse en solventes orgánicos como etanol y éter, formando el complejo BeCl2-2A.

¿Qué es el Ácido Percarbónico?

El ácido percarbónico (peroxocarbonato) es el término genérico para los perácidos del ácido carbónico, concretamente el peroxo-monocarbonato H2CO4 (también conocido como ácido fórmico hidroperoxi) y el peroxodicarbonato H2C2O6.

Los peróxidos son compuestos que contienen el grupo peroxi -O-O- y tienen la fórmula estructural general R-O-O-R. Los hidroperóxidos son peróxidos en los cuales un átomo de hidrógeno está sustituido en el oxígeno, mientras que los perácidos son peróxidos en los que el grupo hidroxi -OH de un oxoácido se sustituye por el grupo hidroperóxido -OOH. El percarbonato es uno de estos perácidos.

El ácido percarbónico se descompone rápidamente en presencia de sustancias coadyuvantes como el polvo metálico y puede explotar, pero es relativamente estable en ausencia de sustancias coadyuvantes.

Usos del Ácido Percarbónico

Los usos del percarbonato en sí son muy limitados, pero las sales del percarbonato tienen aplicaciones basadas principalmente en su acción oxidante.

Por ejemplo, el peroxo-monocarbonato potásico K2C2O6, al igual que el H2O2, presenta efectos tanto oxidantes como reductores. Se ha utilizado como reactivo en microscopía, en fotografía (para eliminar el hipo residual), como agente oxidante en análisis químicos y en estampación textil (aunque su uso ha disminuido).

Es importante destacar que el “percarbonato sódico”, utilizado como ingrediente en blanqueadores de oxígeno domésticos y desinfectantes/desodorizantes, es un nombre común y no es la sal sódica del percarbonato. Este compuesto es una combinación de carbonato sódico y peróxido de hidrógeno en una proporción molar de 2:3, representada por la fórmula química Na2CO3-1,5H2O2. En la legislación japonesa, se le denomina aducto de carbonato sódico y peróxido de hidrógeno.

¿Qué es el Hidróxido de Plata?

El hidróxido de plata es un compuesto químico que consiste en el hidróxido del elemento plata. Se representa mediante la fórmula AgOH. A diferencia de la plata sola, que tiene una baja tendencia a la ionización, el hidróxido de plata no puede reducir el ion hidrógeno (H+) y no es soluble en ácido clorhídrico ni en ácido sulfúrico diluido. Sin embargo, es soluble en ácidos con un fuerte poder oxidante, como el ácido nítrico diluido, el ácido nítrico concentrado y el ácido sulfúrico concentrado caliente.

Se obtiene en forma de precipitado blanco añadiendo una solución alcalina, como hidróxido de sodio o agua amoniacal, a una solución acuosa que contenga plata(1)en Ag+, como sulfato de plata Ag2SO4 o nitrato de plata AgNO3, y neutralizándola hasta aproximadamente un pH = 8,5 o superior.

Sin embargo, el hidróxido de plata es muy inestable térmicamente, por lo que se descompone y deshidrata rápidamente en óxido de plata(I).

Cuando un metal se disuelve en un ácido, generalmente se produce hidrógeno, pero no en el caso de la plata. En presencia de ácido nítrico diluido o concentrado, se produce óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO2). Si el ácido es ácido sulfúrico concentrado caliente, también se produce dióxido de azufre (SO2).

Usos del Hidróxido de Plata

El hidróxido de plata se descompone rápidamente en óxido de plata Ag2O.
Cuando la solución que contiene el precipitado se hace básica utilizando un exceso de amoníaco, se forma y se disuelve el complejo amina-plata, [Ag(NH3)2]+.

Cuando se añade un compuesto con un grupo formilo, como un aldehído, a la solución y se calienta, ocurre la reducción y precipitación de los iones de plata. Esta reacción se conoce como la reacción del espejo de plata debido a que la plata depositada tiene una apariencia uniforme similar a un espejo.

Desde la primera mitad del siglo XIX, se ha utilizado en diversos campos industriales como el principal método de plateado para el chapado superficial de botellas Dewar y para la creación de espejos.

¿Qué es el Nitrito de Isobutilo?

El nitrito de isobutilo es un tipo de éster de nitrito formado por ácido nitroso e isobutanol, con la fórmula química C4H9NO2.

También se conoce como nitrito de 2-metilpropilo, etc. El número de registro CAS es 542-56-3. Tiene un peso molecular de 103,12, un punto de ebullición de 67 °C y es un líquido incoloro y transparente con una densidad de 0,87 g/mL a temperatura ambiente. Es ligeramente soluble en agua, pero se descompone, por lo que es prácticamente insoluble.

Es miscible en disolventes orgánicos como el éter y el etanol. Es una sustancia nociva con un punto de inflamación bajo de -21°C y es altamente inflamable. En virtud de la Ley de Seguridad e Higiene en el Trabajo, se considera una sustancia peligrosa que debe etiquetarse (artículo 57 de la Ley, apéndice 9 del artículo 18 de la Orden de Ejecución), una sustancia peligrosa que debe notificarse (artículo 57-2 de la Ley, apéndice 9 del artículo 18-2 de la Orden de Ejecución) y una sustancia peligrosa para la que debe realizarse una evaluación de riesgos (artículo 57-3 de la Ley).

Usos del Nitrito de Isobutilo

El principal uso del nitrito de isobutilo es como aditivo en ambientadores. También puede utilizarse como materia prima de la carboximetilcelulosa, materia prima agroquímica y farmacéutica, y plastificante y materia prima farmacéutica.

También se utiliza como vasodilatador y como antídoto para la intoxicación por cianuro. La sustancia también está reconocida como una de las llamadas drogas rush. En 2007, fue designada como droga designada en virtud del artículo 2.14 de la Ley de Asuntos Farmacéuticos.

Están prohibidas la producción, importación y venta de la sustancia para fines distintos del uso médico y los usos que no puedan causar daños al cuerpo humano. También está designada como sustancia nociva en virtud de la Ley de Control de Sustancias Venenosas y Nocivas.

Principios del Nitrito de Isobutilo

El nitrito de isobutilo se basa en sus propiedades químicas para su funcionamiento y aplicación.

1. Propiedades Químicas del Nitrito de Isobutilo

Al igual que los ésteres de nitrito comunes, el nitrito de isobutilo puede sintetizarse mediante una reacción de esterificación entre el ácido nitroso y el isobutanol. Además, el nitrito de isobutilo se hidroliza en presencia de una base y se produce la reacción inversa. Es decir, esta reacción da lugar al alcohol original y al nitrito.

El compuesto también es muy inflamable y se descompone en agua. Se descompone al calentarlo, produciendo óxidos de nitrógeno (NOx) como productos de descomposición. Debe evitarse su contacto con ácidos y óxidos, ya que puede reaccionar peligrosamente con éstos.

2. Principio de la Desintoxicación de Cianuro con Nitrito de Isobutilo

El nitrito de isobutilo oxida el Fe2+ del hierro hemo de la hemoglobina para formar metahemoglobina Fe3+. En este proceso, la presencia de iones cianuro (CN-) provoca un enlace de coordinación con el Fe3+ de la metahemoglobina para formar cianometahemoglobina.

Esto impide la unión de coordinación del cianuro con el Fe3+ en la forma oxidada del complejo mitocondrial citocromo oxidasa (COX), inhibiendo así los acontecimientos adversos. Además, cuando el tiosulfato de sodio se administra por separado, el cianuro que se disocia gradualmente de la cianometahemoglobina se une al tiosulfato de sodio para formar tiocianato, que no es tóxico.

Tipos de Nitrito de Isobutilo

Es importante destacar que el nitrito de isobutilo es una droga designada y su posesión y uso están estrictamente regulados. En la actualidad, solo se vende como reactivo químico orgánico sintético para investigación y desarrollo.

Las drogas designadas no pueden utilizarse para ningún otro fin, como se estipula a continuación. El uso debe notificarse en el momento de la compra.

Está prohibido fabricar, importar, vender, adjudicar, poseer, comprar, almacenar con fines de venta o adjudicación, o exponer con fines de venta o adjudicación, para usos distintos del diagnóstico, el tratamiento o la prevención de enfermedades y para usos que no puedan causar daños a la salud humana”.

Es importante tener en cuenta que el nitrito de isobutilo como reactivo químico debe ser almacenado a una temperatura de 0-10°C. Se recomienda mantenerlo alejado de la luz, la humedad y el calor, especialmente debido a su descomposición en presencia de humedad. El producto se encuentra disponible en capacidades de 25 mL, 100 mL, 500 mL, entre otros tamaños.

¿Qué es el Ácido Fosfónico?

El ácido fosfónico es un oxoácido de fósforo con un número de oxidación de +3, cuya fórmula química es H3PO3.

Su peso molecular es de 82,00 g/mol y su densidad de 1,65 g/cm3. Se obtiene por hidrólisis del tricloruro de fósforo. En solución, forma tautómeros con el ácido fosforoso.

En química organofosforada, el ácido fosfónico es el nombre genérico de una serie de compuestos organofosforados con la fórmula general R-P(=O)(OH)2, donde R es un grupo orgánico.

Usos del Ácido Fosfónico

El ácido fosfónico tiene fuertes propiedades reductoras, por lo que puede utilizarse como agente reductor en el revestimiento químico. La plata y el cobre pueden depositarse a partir de soluciones acuosas de nitrato de plata y sulfato de cobre, respectivamente, para su revestimiento.

Los ésteres dialquílicos de P-alquilfosfonato (R-P(=O)(OR’)2) son productos intermedios de importancia industrial; son la base de la reacción de Horner-Wadsworth-Emmons. -reacción de Emmons) y se denomina reactivo de Horner-Emmons y es una materia prima para los alquenos. Los reactivos de Horner-Emmons se utilizan en muchos campos como materia prima para aromatizantes y productos farmacéuticos.

Propiedades del Ácido Fosfónico

El ácido fosfónico tiene un punto de fusión de 70,1°C y es un cristal incoloro y mareal; cuando se calienta a 200°C, se descompone para dar fosfina y ácido fosfórico.

Es insoluble en agua, excepto las sales alcalinas y cálcicas. Las constantes de disociación del ácido son pKa = 1,5 y 6,79.

Estructura de los Ácidos Fosfónicos

La fórmula diferencial del ácido fosfónico se muestra como HP(=O)(OH)2; la presencia del enlace P-H es evidente a partir de medidas físicas y del hecho de que sólo se forman sales mono- y di-sustituidas y no se obtienen sales trisustituidas. La forma de la molécula es tetraédrica.

Se encuentra en equilibrio tautomérico con el fosfito. La fórmula química del fosfito es P(OH)3 y en el equilibrio predomina el ácido fosfónico.

En química organofosforada, el ácido fosfónico es el término general para los compuestos organofosforados con enlaces fósforo-hidrógeno y grupos fosforilo. Los derivados orgánicos de los ácidos fosfónicos incluyen los ácidos alquilfosfónicos, en los que el átomo de hidrógeno del átomo de fósforo se sustituye por un grupo alquilo, y los alquilfosfonatos, en los que el átomo de hidrógeno del grupo hidroxi se sustituye por un grupo alquilo. Los ácidos alquilfosfónicos incluyen monoésteres, en los que sólo un grupo alquilo está sustituido, y diésteres, en los que ambos grupos alquilo están sustituidos.

Más información sobre los Ácidos Fosfónicos

1. Síntesis de los Ácidos Fosfónicos orgánicos

Los ácidos fosfónicos son compuestos orgánicos en los cuales un átomo de hidrógeno del átomo de fósforo se sustituye por un grupo alquilo. Su fórmula general es R-P(=O)(OH)2. Un ejemplo de ácido fosfónico orgánico es el fármaco antiviral foscarnet. Algunos ejemplos de ácidos fosfónicos orgánicos incluyen el ácido metilfosfónico (CH3P(O)(OH)2) y el ácido fenilfosfónico (C6H5P(O)(OH)2).

Los ésteres trialquilfosfíticos transfieren espontáneamente el grupo alquilo del átomo de oxígeno al átomo de fósforo en una reacción de isomerización, dando lugar a ésteres dialquilos del ácido alquilfosfónico. Los diésteres del ácido P-alquilfosfónico pueden sintetizarse a partir de triésteres de fosfito y halogenuros de alquilo. Esta reacción se denomina reacción de Michaelis-Arbuzov.

2. Reacciones del Ácido Fosfónico

El ácido fosfónico se utiliza como materia prima debido a la reactividad del enlace P-H.

Se alquilan mediante la reacción de Kabachnik-Fields o la reacción de Pudovik para producir aminofosfonatos, que son útiles como agentes quelantes. Un ejemplo de esto es el nitrilotris(ácido metileno fosfónico), que se sintetiza a nivel industrial.

Además, el ácido fosfónico puede experimentar alquilación a través de la adición Michael de derivados del ácido acrílico, lo que conduce a la formación de ácidos fosfónicos con grupos carboxi.

¿Qué es la Formamida?

La formamida es una amida cuya fórmula química es CH3NO.

También se denomina amida del ácido fórmico porque se sintetiza a partir del ácido fórmico. La metanamida y el carbamaldehído también son otros nombres de la formamida. La formamida tiene una dosis letal al 50% (DL50) de unos pocos gramos por kilogramo, presenta una baja toxicidad aguda y una baja mutagenicidad.

Está clasificada como tóxica para la salud sexual y reproductiva. Está designada como sustancia peligrosa cuyo nombre debe notificarse en virtud de la Ley de Salud y Seguridad en el Trabajo, y como “Líquido inflamable de clase 4” y “Líquido soluble en agua de petróleo de clase 3” en virtud de la Ley de Servicios contra Incendios.

Usos de la Formamida

La formamida se utiliza como agente anticongelante. Los agentes anticongelantes que contienen formamida pueden utilizarse para congelar órganos y tejidos vivos utilizados en experimentos. Un ejemplo es la crioconservación de esperma de ratón.

La formamida actúa como un “compuesto de vitrificación” que solidifica el objeto y lo deja superenfriado. La formamida también puede utilizarse en la producción industrial de cianuro de hidrógeno (HCN). El cianuro de hidrógeno es extremadamente tóxico y se utiliza como insecticida y rodenticida.

También se utiliza como estabilizador del ARN en la electroforesis en gel (electroforesis GEL), ya que desioniza el ARN. En la electroforesis capilar, puede utilizarse para estabilizar hebras individuales de ADN desnaturalizado. Además, aparte de utilizarse en la síntesis de vitaminas y en la producción de sulfamidas, también se emplea como suavizante de papel y textiles.

Propiedades de la Formamida

La formamida es un líquido incoloro con olor amoniacal a temperatura y presión normales. Tiene un punto de fusión de 2-3°C y un punto de ebullición de 210°C. Es miscible con alcohol y éter, pero insoluble en benceno y cloroformo.

Se utiliza a menudo como disolvente porque se mezcla con el agua en cualquier proporción y puede disolver compuestos iónicos insolubles en agua. En concreto, disuelve sales de metales alcalinos del ácido acético, así como cloruros de plomo, cobre y hierro, además de compuestos de alto peso molecular como la glucosa, la caseína, el almidón y los taninos.

Estructura de la Formamida

La formamida es una amida derivada del ácido fórmico. Su fórmula diferencial se expresa como HCONH2. Otro compuesto, también representado como RR’NCHO, es la N,N-dimetilformamida, que tiene la fórmula (CH3)2NCHO. Su peso molecular es de 45,04 g/mol y su densidad de 1,133 g/cm3.

En bioquímica, la formamida es capaz de sustentar la vida actual en la Tierra. Por ello, se ha propuesto como disolvente alternativo al agua. La formamida es el resultado de la hidrólisis del cianuro de hidrógeno, tiene un gran momento dipolar y propiedades de solvatación similares a las del agua.

Más Información sobre la Formamida

1. Síntesis de la Formamida

La reacción del ácido fórmico con el amoníaco produce formiato de amonio, que puede deshidratarse a formamida. En la industria, se utiliza la aminólisis del formiato de metilo o del formiato de etilo con amoniaco.

La formamida también puede producirse por carbonilación del amoníaco. También puede obtenerse por amonólisis de formiato de metilo producido a partir de monóxido de carbono y metanol.

2. Reacciones de la Formamida

A 180°C, la formamida se descompone en monóxido de carbono y amoníaco. En presencia de un catalizador ácido sólido, se descompone en cianuro de hidrógeno y agua.

La formamida puede convertirse en trazas de guanina (E: guanina) calentándola en presencia de luz ultravioleta.

¿Qué es Magmit?

Magmit es un medicamento que se prescribe como antiácido y laxante. Se prescribe bajo el nombre comercial de Magmit y su nombre genérico es óxido de magnesio. Diversos fabricantes farmacéuticos comercializan este medicamento.

Sus principales indicaciones son la acción antiácida y la mejora en enfermedades como úlceras gástricas y duodenales, gastritis y disfunciones gastrointestinales superiores, la mejora del estreñimiento y la prevención del desarrollo de cálculos oxálico cálcicos en el tracto urinario. Al tratarse de un medicamento de venta con receta, es necesaria una prescripción médica para adquirirlo.

Usos del Magmit

El Magmit es un medicamento que se administra para mejorar las úlceras gástricas y duodenales, la gastritis y las disfunciones gastrointestinales superiores por su acción antiácida, y para tratar el estreñimiento y prevenir los cálculos en las vías urinarias por su acción laxante.

Como laxante, no estimula directamente el movimiento del tracto intestinal, pero ayuda al peristaltismo del intestino grueso al aumentar la absorción de agua en el tracto intestinal, favoreciendo así la defecación.

Propiedades del Magmit

El ingrediente medicinal de Magumit es el óxido de magnesio (número de registro CAS 1309-48-4); el óxido de magnesio en sí tiene un peso molecular de 40,30, un punto de fusión de 2852°C, un punto de ebullición de 3600°C y es un cristal o polvo incoloro a temperatura ambiente. Tiene una densidad de 3,65 g/mL y es prácticamente insoluble en agua y etanol.

El óxido de magnesio se produce por combustión de magnesio metálico o por descomposición térmica de hidróxido de magnesio o carbonato de magnesio.

Tipos de Magmit

Magumit es un medicamento que requiere receta médica y es fabricado y comercializado por varios fabricantes farmacéuticos, entre ellos Magumit Pharmaceuticals, Maruishi Pharmaceuticals, Shioe Pharmaceuticals y Nippon Shinyaku. Además de Magumit, también existen preparados de óxido de magnesio de otros fabricantes, así como medicamentos de venta libre que no requieren receta.

Magumit está disponible en forma de comprimidos blancos, y se presenta en 200 mg , 250 mg , 330 mg , 50 mg y otras formas.

Otra información sobre Magmit

1. Acción Farmacológica de Magmit

Como antiácido, 1 g de óxido de magnesio puede neutralizar aproximadamente 500 mL de ácido clorhídrico 0,1 mol/L. Ejerce su efecto antiácido en el estómago y se considera menos irritante porque no produce dióxido de carbono. Al ser insoluble en agua, su acción antiácida es lenta y de mayor duración que la del bicarbonato sódico.

Como laxante, se convierte en bicarbonato en el intestino, aumentando la presión osmótica en el intestino y atrayendo agua a la luz intestinal. Esto ablanda el contenido intestinal y hace que éste se expanda, proporcionando un estímulo dilatador al tracto intestinal y estimulando la defecación.

2. Efectos Secundarios de Magmit

La hipermagnesemia es un efecto secundario grave de Magmit. El riesgo es especialmente elevado en pacientes con deterioro de la función renal, por lo que el medicamento se administra con precaución en pacientes con deterioro renal.

Los síntomas de hipermagnesemia incluyen náuseas y vómitos, sequedad de boca, hipotensión, bradicardia, enrojecimiento de la piel, debilidad muscular y somnolencia, una condición que en casos graves puede conducir a depresión respiratoria, alteración de la conciencia, arritmia y paro cardíaco. Se requiere una observación adecuada, incluyendo la medición de los niveles séricos de magnesio si es necesario.

3. Anomalías

Si se observan anomalías, debe interrumpirse la administración. Además, se han notificado casos de hipermagnesemia, sobre todo en ancianos, con resultados graves.

Por esta razón, el medicamento debe administrarse con precaución en pacientes de edad avanzada, con una observación cuidadosa, incluyendo la reducción de la dosis y la medición periódica de los niveles séricos de magnesio. En pacientes con disfunción cardiaca, puede producirse bradicardia y empeoramiento de los síntomas.

4. Interacciones con otros Medicamentos

Como Magumit tiene efectos de adsorción, antiácidos y otros, puede afectar a la absorción y excreción de otros medicamentos. Por ejemplo, el efecto antimicrobiano se reduce cuando Magumit se utiliza en combinación con nuevas quinolonas y tetraciclinas, que son fármacos antibacterianos, por lo que la dosis debe tomarse con al menos dos horas de diferencia.

Además, si se toma con grandes cantidades de leche o preparados de calcio, la concentración de calcio en la sangre puede aumentar y la sangre puede volverse alcalina, por lo que se debe tener cuidado con su ingesta y es necesario realizar análisis de sangre periódicos mientras se toma el medicamento.

¿Qué es el Malondialdehído?

El malondialdehído es un dialdehído cuya fórmula química es C3H4O2. A veces se le abrevia como MDA y es conocido por ser altamente reactivo, por lo que rara vez se encuentra en forma pura.

El malondialdehído se obtiene por hidrólisis del 1,1,3,3-tetrametoxipropano y está disponible comercialmente.

Usos del Malondialdehído

El malondialdehído es uno de los productos de degradación de la peroxidación lipídica. Puede utilizarse como marcador en pruebas médicas cuando se miden los peróxidos lipídicos producidos en el cuerpo humano.

El malondialdehído se produce de forma natural in vivo y es un indicador del estrés oxidativo. El estrés oxidativo altera la fluidez y la permeabilidad de la membrana y deteriora la capacidad funcional de los espermatozoides. Por lo tanto, el daño de la membrana espermática puede evaluarse midiendo la cantidad de malondialdehído.

Propiedades del Malondialdehído

El malondialdehído tiene un punto de fusión de 72°C y un punto de ebullición de 108°C.

Los ácidos con longitudes de onda de absorción en una región especial, como las sustancias reactivas del ácido 2-tiobarbitúrico, pueden reaccionar con el malondialdehído para formar aductos MDA-TBA2. El aducto MDA-TBA2 tiene una fuerte absorción cerca de la longitud de onda de 532 nm y es detectable espectroscópicamente para el malondialdehído.

Los estudios han demostrado que la cantidad de malondialdehído es elevada en la córnea de pacientes con conos de queratocono y queratopatía bullosa. También se ha identificado malondialdehído en secciones de tejido de articulaciones de pacientes con osteoartritis.

Estructura del Malondialdehído

El malondialdehído es un compuesto orgánico en el que dos átomos de hidrógeno de la molécula de metano han sido sustituidos por grupos aldehído. La fórmula diferencial está representada por CH2(CHO)2, con un peso molecular de 72,06 g/mol y una densidad de 0,991 g/mL.

El malondialdehído se isomeriza como CH2(CHO)2 y HOCH=CH-CHO y existe principalmente como forma enol. La isomerización repetida con el cuerpo enol da lugar a que el cuerpo aldehído también cambie entre las formas cis y trans. La proporción varía en función de la naturaleza del disolvente, predominando la forma cis en disolventes orgánicos y la forma trans en soluciones acuosas.

Otra información sobre el Malondialdehído

1. Biosíntesis del Malondialdehído

Los ácidos grasos poliinsaturados son oxidados por radicales libres. Por ejemplo, pueden reaccionar con radicales hidroxilo para producir radicales peroxilo lipídicos. Estos radicales peroxilo lipídicos pueden luego reaccionar con otros ácidos grasos poliinsaturados, formando hidroperóxidos lipídicos y radicales peroxilo lipídicos adicionales. Los radicales peroxilo lipídicos pueden reaccionar con los dobles enlaces intramoleculares, formando endoperóxidos cíclicos. La posterior degradación de estos endoperóxidos cíclicos produce malondialdehído.

El malondialdehído también se encuentra en aceites de cocina calentados, como el aceite de girasol y el aceite de palma.

2. Reacciones del Malondialdehído

El malondialdehído se produce como resultado de la degradación de peróxidos lipídicos y se utiliza como indicador de la peroxidación lipídica en células y tejidos, especialmente en áreas relacionadas con el estrés oxidativo y la muerte celular dependiente del hierro (ferroptosis).

El malondialdehído, también llamado aldehído reactivo, reacciona con los grupos tiol y amino, causando daños en el ADN y la desnaturalización de las proteínas. Por ello, es un objetivo de medición en la investigación de enfermedades, sobre todo en la diabetes y el cáncer. Dependiendo de la cantidad de malondialdehído, las sustancias reactivas del ácido 2-tiobarbitúrico forman aductos MDA-TBA2, lo que permite detectar el malondialdehído en células y tejidos midiendo la fluorescencia y la absorbancia.