Molaridad
Definición: Quim. Concentración de una solución expresada en numero de moles disueltos por litro de disolución
Concepto: la molaridad son unidades de concentración mide la cantidad de moles de un soluto existen por cada litro de solución, que se encuentra en un volumen dado, utilizando de la concentración molar a menudo no es conveniente, por que el volumen de la mayor parte de las soluciones depende en parte de la temperatura, debido ala dilatación térmica.
Cloruro de sodio (NaCl)
El cloruro de sodio, sal de mesa, o en su forma mineral halita, es un compuesto químico con la fórmula NaCl. El cloruro de sodio es una de las sales responsable de la salinidad del océano y del fluido extracelular de muchos organismos. También es el mayor componente de la sal comestible, es comúnmente usada como condimento y conservante de comida.
El cloruro de sodio es un compuesto iónico formado por un catión sodio (Na+) y un anión cloruro (Cl-), y como tal, puede reaccionar para obtener cualquiera de estos dos iones. Como cualquier otro cloruro iónico soluble, precipita cloruros insolubles cuando es agregado a una solución de una sal metálica apropiada como nitrato de plata:
NaCl(ac) + AgNO3(ac) → AgCl(s) + NaNO3(ac).
Otro método para separar ambos componentes es mediante la electrólisis.
El cloruro de sodio es producido en masa por la evaporación de agua de mar o salmuera de otros recursos, como lagos salados y minando la roca de sal, llamada halita.
En 2002, la producción mundial de sal estuvo estimada en 210 millones de toneladas métricas, y los principales países productores eran Estados Unidos (40,3 millones de toneladas), China (32,9), Alemania (17,7), India (14,5) y Canadá (12,3).1
El sodio es un nutriente esencial que las plantas necesitan en muy bajas dosis. Sin embargo, con dosis un poco altas la sal es tóxica.
Ciertos grupos de plantas como las plantas C4 o la CAM necesitan dosis mayores de este elemento y otras llamadas halófitas son más tolerantes al exceso de sal.
Oxido de manganeso (MnO2)
El nombre procede de magnesia que en griego designaba una región de tesalia el ingles Joseph Black reconoció el mangnesio como un elemento químico en 1755 en 1808 Sir Humphry Pavi obtuvo metal puto mediante electrolisis de una mexcla de magnesia y Hgo,
En material refractario en hornos para las producción de hierro y acero metal no fareos cristal y cemento asi como en agricultura e industrias químicas y de construcción
Se utiliza para tratar problemas de salud, como existen mediana producida de ello para dormir .
No se encuentra en la naturaleza en estado libre como metal si no forma parte de numerosas compuestas en su mayoría de oxidos y sales es insuduble.
Peroxido de Hidrogeno (H2O2)
El peróxido de hidrógeno (H2O2), también conocido como agua oxigenada o dioxidano, es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuer¬temente enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un líquido ligeramente más viscoso que éste. Es conocido por ser un poderoso oxidante.
A temperatura ambiente es un líquido incoloro con sabor amargo. Pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso se encuentran naturalmente en el aire. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone lentamente en oxígeno y agua con liberación de calor. Su velocidad de descomposición puede aumentar mucho en presencia de catalizadores. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos metales, como el cobre, la plata o el bronce.
El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 a 9%) en muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas, como en la investigación, se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas, como la catalasa.
El peróxido de hidrógeno puro (H2O2) es un líquido denso y claro, con una densidad de 1,47 g/cm3 a 0 °C. El punto de fusión es de –0,4 °C, y su punto de ebullición normal es de 150 °C.
El peróxido de hidrógeno concentrado es una sustancia peligrosamente reactiva, debido a que su descompo¬sición para formar agua y oxígeno es sumamente exotérmica. La siguiente reacción termoquímica demuestra ese hecho:
2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) ΔHº = −196,0 kJ
El peróxido de hidrógeno es capaz de actuar ya sea como agente oxidante o como reductor. Las ecuaciones que se muestran a continuación presentan las semirreacciones en medio ácido:
2 H+ (aq) + H2O2 (aq) + 2 e− → 2 H2O (l) Eored = 1,77 V
H2O2 (aq) → O2 (g) + 2 H+ + 2 e− Eored = 0,67 V
En solución básica, los potenciales correspondientes al electrodo estándar, son de 0,87 V para la reducción del peróxido de hidrógeno y de 0,08 V para su oxidación.
Antiguamente el agua oxígenada era preparada por electrolisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico o acido de bisulfato de amonio (NH4HSO4), seguida por la hidrólisis del peroxodisulfato (SO4)2). En la actualidad el peróxido de hidrógeno se obtiene casi exclusivamente por la autoxidación de un 2-alcol-antrahidroquinona (o 2-alco-9-10-dihidroxiantraceno) al correspondiente 2-alco antraquinona en un proceso llamado 'proceso antraquinona.
En la industria química se usa como reactivo, y es muy importante en la elaboración de fármacos. Se está usando también para blanqueos dentales.
El peróxido de hidrógeno se usa en la industria aeroespacial como combustible de cohetes en motores de cohete monopropelentes o como aportación de oxígeno en motores bipropelentes. Este peróxido se usa por lo general a una concentración del 90%, y es extremadamente puro.
El peróxi¬do de hidrógeno se emplea en trabajos de restauración. En muchas pinturas antiguas, los pigmentos blancos a base de carbonato de plo¬mo (II) se han decolorado debido a la formación del sulfuro de plomo (II), que posee un particular color negro. El peróxi¬do de hidrógeno, reacciona de manera que logra convertir el sulfuro de plomo (II) a sulfato de plomo (II) (color blanco). Ambas sales son insolubles en agua. La reacción es como se muestra en la ecuación.
PbS (s) + 4 H2O2 (aq) → PbSO4 (s) + 4 H2O (l)
Dióxido de carbono (Co2)
El dióxido de carbono, también denominado óxido de carbono (IV), gas carbónico y anhídrido carbónico (los dos últimos cada vez más en desuso), es un gas cuyas moléculas están compuestas por dos átomos de oxígeno y uno de carbono. Su fórmula química es CO2.
Su representación por estructura de Lewis es: O=C=O. Es una molécula lineal y no polar, a pesar de tener enlaces polares. Esto se debe a que, dada la hibridación del carbono, la molécula posee una geometría lineal y simétrica.
El dióxido de carbono (CO2) por ser un gas incoloro, denso y poco reactivo como se había dicho antes. Forma parte de la composición de la tropósfera actualmente en una proporción de 350 ppm. Su ciclo en la naturaleza está vinculado al del oxígeno.
El balance del dióxido de carbono es sumamente complejo por las interacciones que existen entre la reserva atmosférica de este gas, las plantas que lo consumen en el proceso de fotosíntesis y el transferido desde la tropósfera a los océanos.
El aumento del contenido de dióxido de carbono que se verifica actualmente es un componente del cambio climático global, y posiblemente el mejor documentado. Desde mediados del siglo XIX hasta hoy, el aumento ha sido de 80 ppmen el mundo.
El análisis de gases retenidos en muestras de hielo obtenidas a distintas profundidades en Antártida y Groenlandia, ha permitido conocer la concentración de dióxido de carbono atmosférico, y de otros gases del llamado efecto invernadero, durante por lo menos los últimos 150.000 años. Estas concentraciones han variado en la escala temporal de las glaciaciones, con concentraciones bajas durante los períodos glaciales, es decir, temperaturas bajas y relativamente altas durante los períodos interglaciales (temperaturas altas), con transiciones rápidas tanto en la variación de la temperatura como de la concentración de dióxido de carbono. Se ha discutido si este aumento del contenido de dióxido de carbono atmosférico corresponde o no a estas fluctuaciones naturales, dado que transitamos por un período postglacial. A partir de la misma fuente de información, las burbujas de gas retenidas en hielos de diferentes edades, se ha comprobado que el actual incremento de la concentración de dióxido de carbono se superpone a la variación esperada del mismo y los niveles alcanzados superan a los registrados en el pasado, siendo el aumento sustancial y acelerado durante los últimos 160 años e indudablemente causado por la actividad humana.
Se estima que este aumento es causado por una concurrencia de factores entre los cuales el uso de combustibles fósiles como el carbón, petróleo y sus derivados, gas y las quemas con fines agrícolas pueden señalarse como los más significativos. Se calcula que este aumento del nivel de dióxido de carbono ocasione cambios climáticos considerables como el aumento de .2°C - .6°C al año globalmente.
Se utiliza como agente extintor eliminando el oxígeno para el fuego.
En la industria alimentaria, se utiliza en bebidas carbonatadas para darles efervescencia.
También se puede utilizar como ácido inocuo o poco contaminante. La acidez puede ayudar a cuajar lácteos de una forma más rápida y por tanto barata, sin añadir ningún sabor, y en la industria se puede utilizar para neutralizar residuos alcalinos sin añadir otro ácido más contaminante como el sulfúrico.
En agricultura, se puede utilizar como abonado. Aunque las plantas no pueden absorberlo por las raíces, se puede añadir para bajar el pH, evitar los depósitos de cal y hacer más disponibles algunos nutrientes del suelo.
También en refrigeración se utiliza como una clase de líquido refrigerante en máquinas frigoríficas o congelado como hielo seco. Este mismo compuesto se usa para crear niebla artificial y apariencia de hervor en agua en efectos especiales en el cine y los espectáculos.
Otro uso que está incrementándose es como agente extractor cuando se encuentra en condiciones supercríticas, dada su escasa o nula presencia de residuos en los extractos. Este uso actualmente se reduce a la obtención de alcaloides como la cafeína y determinados pigmentos, pero una pequeña revisión por revistas científicas puede dar una visión del enorme potencial que este agente de extracción presenta, ya que permite realizar extracciones en medios anóxidos, lo que permite obtener productos de alto potencial antioxidante.
Es utilizado también como material activo para generar luz coherente (Láser de CO 2 ).
Junto con el agua, es el disolvente más empleado en procesos con fluidos supercríticos.
Hidroxido de sodio (NaOH)
El hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido sódico, también conocido como sosa cáustica o soda cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además es usado en la Industria Petrolera en la elaboración de Lodos de Perforación base Agua.
A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.
El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón, lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.
El hidróxido sódico, en su mayoría, se fabrica por el método de caustificación, es decir, juntando otro hidróxido con un compuesto de sodio:
Ca(OH)2 (aq) + Na2CO3 (aq) → 2 NaOH (aq) + CaCO3 (s)
Aunque modernamente se fabrica por electrólisis de una solución acuosa de cloruro sódico o salmuera. Es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para producir cloro.
Ánodo: 2Cl- → Cl2 (gas) + 2e-
Cátodo: 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-
Al ir progresando la electrólisis se van perdiendo los cloruros siendo sustituidos por iones hidróxido, que combinados con los cationes sodio presentes en la disolución forman el hidróxido sódico. Los cationes sodio no se reducen a sodio metálico debido a su bajísimo potencial.
Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método tradicional para producir margarina común, una pretzel y también es usado para elaborar el lutefisk, comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.
Además este producto se usa como desatascador de cañerías.
Nitrato de plata (AgNO3)
El nitrato de plata es una sal inorgánica. Este compuesto es muy utilizado para detectar la presencia de cloruro en otras soluciones.
Cuando esta diluido en agua, reacciona con el cobre formando nitrato de cobre, se filtra y lo que se queda en el filtro es plata.
Propiedades físicas y químicas
Fórmula Molecular: AgNO3
Sinónimo: Piedra infernal
Masa molar: 169.87 g/mol
Densidad: 4.35 g/cc
Forma: Cristales
Color: Incoloro
Olor: Inodoro pero ligeramente tóxico
pH: 5.4–6.4(100 g/l agua 20°C)
Punto de descomposición: 212 °C
Descomposición termal: > 444 °C
Solubilidad en agua: 2160 g/l (20°C)
Solubilidad en etanol: 20.8 g/l
Incombustible: Favorece la formación de incendios por desprendimiento de oxígeno. Posibilidad de formación de vapores peligrosos por incendio en el entorno. En caso de incendio pueden producirse óxidos de nitrógeno.
Categoría de peligro: Corrosivo, peligroso para el ambiente
Veneno Clase CH: 3 – veneno fuerte
MAK embarazo: IIc
Dosis letal: 50 oral ratas 1173 mg/kg
Por contacto con piel: Quemaduras.
Sobre ojos: Quemaduras. Quemaduras de las mucosas. Peligro de coloración de la córnea.
Por ingestión: Vómito, espasmos estomacales, descomposición, muerte, poco absorbente a través del tracto intestinal.
En la farmacopea de numerosos países el nitrato de plata, junto con la propia plata, se utiliza como antiséptico y desinfectante aplicado por vía tópica. Se encuentra incluido dentro del grupo D08 del código internacional ATC, concretamente con el código D08AL01.[1]
También se utiliza como cauterizante en hemorragias superficiales o para refrescar úlceras encallecidas. Se utiliza en citoquímica para teñir el retículo endoplasmático rugoso
Inhalación: Aire fresco. Avisar al médico.
Contacto con la piel: Aclarar con abundante agua. Extraer la sustancia por medio de algodón impregnado con polietilenglicol 400. Despojarse inmediatamente de la ropa contaminada.
Ingestión: Beber abundante agua (hasta varios litros), evitar vómitos (¡Riesgo de perforación!). Avisar inmediatamente al médico. No efectuar medidas de neutralización.
Contacto con los ojos: Aclarar con abundante agua, manteniendo los párpados abiertos (al menos durante 10 minutos). Avisar inmediatamente al oftalmólogo.
Provoca quemaduras en la piel. Es muy tóxico para los organismos acuáticos, puede provocar efectos negativos en el medio ambiente acuático a largo plazo.
Evitar el contacto con calor (descomposición), con materiales no metálicos, compuestos orgánicos, hidróxidos alcalinos, acetiluros, acetileno, aldehídos, nitrilos, amoníaco, compuestos de amonio, sustancias inflamables, hidracina y derivados, carburos, nitrocompuestos orgánicos, magnesio pulverulento (con agua) y alcoholes.[1]
Hidroxido de potacio (KOH)
El hidróxido de potasio (también conocido como potasa cáustica) es un compuesto químico inorgánico de fórmula KOH, tanto él como el hidróxido de sodio (NaOH), son bases fuertes de uso común. Tiene muchos usos tanto industriales como comerciales. La mayoría de las aplicaciones explotan su reactividad con ácidos y su corrosividad natural. Se estiman en 700 000 a 800 000 toneladas la producción de hidróxido de potasio en 2005 (del NaOH se producen unas cien veces más).[1] [2] [3]
El KOH es higroscópico y absorbe agua de la atmósfera por lo que termina por disolverse al aire libre. Por ello, el hidróxido de potasio contiene cantidades variables de agua (así como carbonatos, ver debajo). Su disolución en agua es altamente exotérmica, con lo que la temperatura de la disolución aumenta, llegando incluso, a veces, al punto de ebullición. Su masa molecular es de 56 (u)
El KOH es especialmente significativo por ser el precursor de la mayoría de jabones suaves y líquidos, así como por estar presente en numerosos compuestos químicos que contienen potasio.
La saponificación de grasas con KOH se utiliza para preparar los correspondientes "jabones de potasio", que son más suaves que los jabones derivados del hidróxido de sodio. Debido a su suavidad y mayor solubilidad, los jabones de potasio necesitan menos agua para licuificarse, y por tanto pueden contener mayor cantidad de agente limpiador que los jabones licuificados basados en sodio.[4]
Metanol (Ch4O)
El compuesto químico metanol, también conocido como alcohol metílico o alcohol de madera, es el alcohol más sencillo. A temperatura ambiente se presenta como un líquido ligero (de baja densidad), incoloro, inflamable y tóxico que se emplea como anticongelante, disolvente y combustible. Su fórmula química es CH3OH.
En el proceso de embalsamamiento, los antiguos egipcios utilizaron una mezcla de sustancias, incluyendo metanol, el que obtenían mediante la pirólisis de la madera. Sin embargo, en 1661 Robert Boyle, aisló el metanol puro, cuando lo produjo a través de la destilación de madera de boj. Más tarde llegó a ser conocido como el espíritu piroxílico. En 1834, los químicos franceses Jean-Baptiste Dumas y Eugene Peligot determinaron su composición elemental.
Ellos también introdujeron la palabra metileno en la química orgánica, formada a partir de la palabra griega methy= "vino" + hȳlē = madera (grupo de árboles). La intención era que significara "alcohol preparado a partir de madera", pero tiene errores de lengua griega: se usa mal la palabra "madera", y un orden erroneo de las palabras debido a la influencia del idioma francés. El término "metilo" fue creado alrededor de 1840 por abreviatura de metileno, y después fue utilizado para describir "el alcohol metílico." Frase que la Conferencia Internacional sobre Nomenclatura Química redujo a "metanol" en 1892.
En 1923 los químicos alemanes Alwin Mittasch y Pier Mathias, que trabajan para BASF, desarrollando un medio para convertir un gas de síntesis (una mezcla de monóxido de carbono, dióxido de carbono e hidrógeno) en metanol. La patente fue presentada el 12 de enero 1926 (referencia no. 1569775). Este proceso utiliza un catalizador de óxido de cromo y manganeso, y requiere de presiones extremadamente elevadas que van desde 50 hasta 220 atm y temperaturas de hasta 450 °C. La producción moderna de metanol es más eficiente: se utilizan catalizadores (comúnmente cobre) capaces de funcionar a presiones más bajas. El metanol moderno de baja presión (LPM) fue desarrollado por ICI a finales de 1960 con la tecnología actualmente propiedad de Johnson Matthey, que es un licenciante líder de tecnología de metanol.
El uso de metanol como combustible de automoción recibió atención durante las crisis del petróleo de la década de 1970 debido a su disponibilidad, bajo coste, y los beneficios medioambientales. A mediados de la década de 1990, más de 20.000 "vehículos de combustible flexible" (VCF) capaces de funcionar con metanol o gasolina se vendieron en Estados Unidos. Además, durante gran parte de la década de 1980 y principios de los 1990, en los combustibles de gasolina que se venden en Europa se mezclan pequeños porcentajes de metanol. Los fabricantes de automóviles dejaron de construir VCFs a metanol a finales de los años 1990, cambiando su atención a los vehículos propulsados por etanol. Aunque el programa de VCF a metanol fue un éxito técnico, el aumento del precio del metanol a mediados y finales de la década de 1990 durante un período de caída en precios de la gasolina disminuyó el interés en el metanol como combustible.
En concentraciones elevadas el metanol puede causar dolor de cabeza, mareo, náuseas, vómitos y muerte (la ingestión de 20g a 150g se trata de una dosis mortal[1] ). Una exposición aguda puede causar ceguera o pérdida de la visión, ya que puede dañar seriamente el nervio óptico (neuropatía óptica). Una exposición crónica puede ser causa de daños al hígado o de cirrosis. La dosis tóxica mínima de metanol para los humanos es de 100mg por kilogramo de masa corpórea[1] .
El metanol, a pesar de su toxicidad, es muy importante en la fabricación de medicinas.
El metanol tiene varios usos. Es un disolvente industrial y se emplea como materia prima en la fabricación de formaldehído. El metanol también se emplea como anticongelante en vehículos, combustible de bombonas de camping-gas, disolvente de tintas, tintes, resinas, adhesivos y aspartamo. El metanol puede ser también añadido al etanol para hacer que éste no sea apto para el consumo humano (el metanol es altamente tóxico)i para vehiculos de modelismo con motores de explosión.
En la industria relacionada con la producción de vino, el metanol proviene de la desmetilación enzimática de las pectinas presentes en la pared celular de la uva y, por consiguiente, su concentración en los vinos estará determinada por la concentración de pectinas en el mosto, que depende de la variedad de uva que se emplee, la concentración de enzimas y el grado de actividad de estas últimas.
En la pila de combustible, se trabaja en su aplicación en base al metanol que puede extraerse de productos vegetales e integraría un proceso de generación natural ecológica y sostenible.
Carbonato de sodio (Na2Co3)
El carbonato sódico es una sal blanca y translúcida de fórmula química Na2CO3, usada entre otras cosas en la fabricación de jabón, vidrio y tintes. Es conocido comúnmente como barrilla, natrón, soda Solvay, ceniza de soda y sosa (no confundir con la sosa cáustica).
Puede hallarse en la naturaleza u obtenerse artificialmente, gracias a un proceso ideado y patentado en 1791 por el médico y químico francés Nicolás Leblanc. El método Leblanc implicaba las siguientes reacciones químicas:
*Reacción de la sal común con el ácido sulfúrico: 2 NaCl + H2SO4 --> Na2SO4 + 2 HCl
*Reacción de calcinación del Na2SO4 con caliza y carbón: Na2SO4 + CaCO3 + 2 C --> Na2CO3 + CaS + 2 CO2
Más adelante este método fue sustituido por ideado por el químico belga Ernest Solvay. Solvay fundó en 1863 la compañía Solvay donde utilizó profusamente su método que conseguía abaratar aún más el proceso y eliminar algunos de los problemas que presentaba el método Leblanc. Éste método utiliza como materias primas el cloruro sódico (sal común), el amoníaco y el carbonato cálcico (piedra caliza).
En 1915 se cerró la última fábrica de sosa Leblanc.
El carbonato de sodio es usado para tostar (calentar bajo una ráfaga de aire) el cromo y otros extractos y disminuye el contenido de azufre y fósforo de la fundición y del acero. En la fabricación de detergentes, el carbonato de sodio es indispensable en las formulaciones al objeto de asegurar el correcto funcionamiento del resto de sustancias que lo componen, enzimas, tensioactivos, etc. durante las diferentes fases del lavado. No es de menos importancia el empleo del carbonato de sodio en aquellos procesos en los que hay que regular el pH de diferentes soluciones, nos referimos al tratamiento de aguas de la industria, así como en los procesos de flotación. Cerámica, jabones, limpiadores, ablandador de aguas duras, refinación de petróleos, producción de aluminio, textiles, pulpa y papel. Procesamiento metalúrgico, preparación de farmacéuticos, soda cáustica, bicarbonato de sodio, nitrato de sodio y varios otros usos. El carbonato de sodio y sus derivados se usan para bajar el punto de fusión del silicio y poder trabajarlo mejor, también aporta el sólido necesario para formar la red.
Toxicologicas: irritación de la piel y ojos
Apariencia: polvo blanco inoloro.
Punto de fusión: 851 °C
Masa molecular: 106 g/mol
Estabilidad: es estable siempre y cuando no se lo junte con metales alcalinotérreos, aluminio, compuestos orgánicos nitrogenados, óxidos no metálicos, ácido sulfúrico concentrado, óxidos del fósforo.
Sulfato de sodio (Na2CO4)
El sulfato de sodio o sulfato sódico (Na2SO4) es una sustancia incolora, cristalina con buena solubilidad en el agua y mala solubilidad en la mayoría de los disolventes orgánicos con excepción de la glicerina.
Fórmula: Na2SO4
Masa molecular: 142,04 g/mol
Punto de fusión: 884 °C (Na2SO4); 32 °C (Na2SO4.10H2O)
Nº CAS: [7757-82-6] ([7727-73-3] como Na2SO4.10H2O)
Densidad: 2,70 g/ml
LD50: 6.000 mg/kg; 4.470 mg/kg
Solubilidad: Na2SO4 en 100 g de agua) a 0 °C 4,76 g; 100 °C 42,7 g.
El sulfato de sodio decahidratado (Na2SO4.10H2O)se disuelve en el agua bajo enfriamiento de la solución por efecto entrópico. La sal deshidratada sin embargo libera energía (exotérmica) al hidratarse y disolverse. Al enfriarse una solución saturada a menudo se observa sobresaturación.
El sulfato de sodio anhidro tiene propiedades higroscópicas y por lo tanto es utilizado como desecante en el laboratorio o la industria química.
Se utiliza en la fabricación de la celulosa y como aditivo en la fabricación del vidrio.
También añade a los detergentes para mejorar su comportamiento mecánico y donde puede representar una parte importante del peso total. Este se utiliza como desinfectante pero este causa irritacion despues de un pequeño periodo de tiempo.
Actualmente la mayor parte del sulfato de sodio se obtiene de minas de glauberita y de la explotación de lagos salados, siendo los principales productores las provincias de Jiangsu y Sichuan en China, seguidas de España en dónde se encuentra el mayor yacimiento de glauberita del mundo (en [[Cerezo del Río Tirón][1], Burgos). También se obtiene como subproducto en muchos procesos industriales donde se neutraliza el ácido sulfúrico con bases de sodio.
El sulfato de sodio es parte esencial de los minerales encontrados en muchas aguas minerales y tiene propiedades astringentes. Johann Rudolph Glauber lo encontró allí en el siglo XVII y comenzó con su fabricación a partir de sal (NaCl) y ácido sulfúrico concentrado entre 1650 y 1660. Este proceso es considerado como el inicio de la industria química. Por este comienzo en alemán se conoce a parte de por su nombre sistemático como "Glaubersalz" y en inglés como "Glauber's salt" (Sal de Glauber).
El sodio se determina comúnmente por su emisión de luz amarilla en la llama. El sulfato se suele determinar precipitándolo como sulfato de bario.
Azucar (Cl12H22011)
Se denomina azúcar a la sacarosa, cuya fórmula química es C12H22O11,también llamado azúcar común o azúcar de mesa. La sacarosa es un disacárido formado por una molécula de glucosa y una de fructosa, que se obtiene principalmente de la caña de azúcar o de la remolacha. En ámbitos industriales se usa la palabra azúcar o azúcares para designar los diferentes monosacáridos y disacáridos, que generalmente tienen sabor dulce, aunque por extensión se refiere a todos los hidratos de carbono.
El azúcar puede formar caramelo al calentarse por encima de su punto de descomposición (reacción de caramelización). Si se calienta por encima de 145 °C en presencia de compuestos amino, derivados por ejemplo de proteínas, tiene lugar el complejo sistema de reacciones de Maillard, que genera colores, olores y sabores generalmente apetecibles, y también pequeñas cantidades de compuestos indeseables.
El azúcar es una importante fuente de calorías en la dieta alimenticia moderna, pero es frecuentemente asociado a calorías vacías, debido a la completa ausencia de vitaminas y minerales.
El azúcar blanco es sometido a un proceso de purificación químico, haciendo pasar a través del jugo de caña, gas SO2, que proviene de la combustión del azufre. Hay una creencia arraigada de que el azúcar de tono más oscuro es más saludable, esto no es totalmente cierto. La película de miel que rodea al cristal de azúcar morena o rubia contiene sustancias como minerales y vitaminas. Estas sustancias se les llama en el argot azucarero: impurezas. Cabe aclarar que durante el proceso a todas las sustancias que no son sacarosa, se les denomina impurezas, pero son inofensivas para la salud. Son éstas las que le otorgan el color y sabor particular, pero se encuentran en ínfimas cantidades que, desde el punto de vista nutricional, no tienen importancia, ya que serían necesarios consumos desmesurados de azúcar de este tipo para que estos otros componentes se ingirieran en cantidades relevantes.
Cada día es más frecuente en platos y dulces preparados, encontrarse otros azúcares diferentes, sólo glucosa, sólo fructosa, básicamente de la planta de maíz (por su asimilación más lenta) o combinados con edulcorantes artificiales. Un grano de azúcar es 70% mas pequena que el arroz y bueno es pequeno.
El azúcar se puede clasificar por su origen (de caña de azúcar o remolacha), pero también por su grado de refinación. Normalmente, la refinación se expresa visualmente a través del color (azúcar moreno, azúcar rubio, blanco), que está dado principalmente por el porcentaje de sacarosa que contienen los cristales.
Azúcar morena, el auténtico azúcar moreno (también llamado “negro” o “crudo”) se obtiene del jugo de caña de azúcar y no se somete a refinación, sólo cristalizado y centrifugado. Este producto integral, debe su color a una película de melaza que envuelve cada cristal. Normalmente tiene entre 96 y 98 grados de sacarosa. Su contenido de mineral es ligeramente superior al azúcar blanco, pero muy inferior al de la melaza.
Azúcar rubia, es menos oscuro que el azúcar moreno o crudo y con un mayor porcentaje de sacarosa.
Azúcar blanca, con 99,5% de sacarosa. También denominado azúcar sulfitado.
Azúcar refinado o extrablanco es altamente puro, es decir, entre 99,8 y 99,9 % de sacarosa. El azúcar rubio se disuelve, se le aplican reactivos como fosfatos, carbonatos, cal para extraer la mayor cantidad de impurezas, hasta lograr su máxima pureza. En el proceso de refinamiento se desechan algunos de sus nutrientes complementarios, como minerales y vitaminas
El procesamiento del azúcar se puede estructurar en las siguientes etapas:
Cosecha. Cortado y recolección de la caña de azúcar.
Almacenaje. Se determina la calidad, el contenido de sacarosa, fibra y nivel de impurezas. La caña es pesada y lavada.
Picado de la caña. La caña es picada en máquinas especialmente diseñadas para obtener pequeños trozos.
Molienda. Mediante presión se extrae el jugo de la caña. Se agrega agua caliente para extraer el máximo de sacarosa que contiene el material fibroso.
Clarificación y refinación. En la clarificación se eleva la temperatura del jugo, se separa un jugo claro. Es posible también refinarlo y para ello se agrega cal que ayuda a separar los compuestos insolubles. También suele tratarse con dióxido de azufre gaseoso para blanquearlo. No todo el azúcar de color blanco proviene de un proceso de refinado.
Evaporación. Se evapora el agua del jugo y se obtiene una meladura o jarabe con una concentración aproximada de sólidos solubles del 55 % al 60 %. La meladura es purificada en un clarificador. La operación es similar a la anterior para clarificar el jugo filtrado.
Cristalización. De la cristalización se obtienen los cristales (azúcar) y líquido.
Centrifugado. Se separan los cristales del líquido.
Secado y enfriado. El azúcar húmeda es secada en secadoras de aire caliente en contracorriente y luego enfriada en enfriadores de aire frío en contracorriente.
Envasado. El azúcar seca y fría se empaca en sacos y está listo para su venta.
El 70% del azúcar del mundo se produce a partir de la caña de azúcar y el restante 30% de la remolacha. Los principales productores de azúcar son Argentina, Colombia, México,Panamá, India, Guatemala, Unión Europea, China, Cuba, Estados Unidos, Tailandia, Brasil, Australia, Pakistán, Perú y Rusia, que concentran el 75% de la producción mundial. Siendo Brasil el principal productor y exportador de azúcar a nivel mundial.
