PERMANGANATO POTÁSICO

El permanganato potásico o de potasio (KMnO₄) es un fuerte oxidante. Tanto sólido como en disolución, presenta un intenso color violeta. No confundir con el manganato de potasio: K₂MnO_4.

Disolución de permanganato potásico en agua.

Tiene propiedades desinfectantes y desodorantes. Una aplicación habitual se encuentra en el tratamiento del agua potable o en el tratamiento de algunas afecciones de la piel como dermatosis y hongos. Es muy usado como reactivo en la síntesis de muchos compuestos químicos, podriamos decir que es un habitual en el laboratorio químico.

Anión permanganato.

Sólido violeta. Densidad: 2.7 g/ml.  P.fusión: 240 ºC  P.m. 158.03 g/mol. Soluble en agua y D.P.

El KMnO₄ sólido es un oxidante fuerte, NUNCA se debe mezclar con glicerina pura ya que provocará una reacción fuertemente exotérmica. (Esta reacción se usa en supervivencia para crear fuego) 

 

Sus soluciones acuosas son bastante menos peligrosas, especialmente al estar diluídas.
En general, evitar el uso en estado sólido y cuidado en la adición de ácidos, especialmente con clorhídrico.

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características individuales y el conjunto que forman.

Grupo 1 (I A): los metales alcalinos.

Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos.

Grupo 3 (III B): Familia del escandio.

Grupo 4 (IV B): Familia del titanio.

Grupo 5 (V B): Familia del vanadio.

Grupo 6 (VI B): Familia del cromo.

Grupo 7 (VII B): Familia del manganeso.

Grupo 8 (VIII B): Familia del hierro.

Grupo 9 (VIII B): Familia del cobalto.

Grupo 10 (VIII B): Familia del niquel.

Grupo 11 (I B): Familia del cobre.

Grupo 12 (II B): Familia del zinc.

Grupo 13 (III A): los térreos.

Grupo 14 (IV A): los carbonideos.

Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos.

Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos.

Grupo 17 (VII A): los halógenos.

Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.

Los grupos se corresponden con las columnas verticales, mientras que a las lineas horizontales, con los periodos, que son 7. 

La tabla periódica también se puede dividir en bloques o regiones según el orbital que ocupen sus electrones más externos, sean s, p, d o f.

Tabla periódica de Mendeleiev

 

Döbereiner, Chancourtois y Newlands, Meyer, intentaron clasificar los elementos de forma organizada pero fue el ruso Dimitri Mendeleiev en 1869 quién estableció la relación de los elementos químicos según sus masas atómicas. 

La primera clasificación tuvo 63 elementos, agrupados por familias y algunas anomalías, pero condujo al actual sistema de clasificación. 

 

 

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TABLA PERIÓDICA INTERACTIVA

 

ÁCIDO BÓRICO

El ácido bórico o trixobórico (III), B(OH)_3, es un ácido débil que tiene una gran cantidad de usos, muchos de ellos tradicionales, en su haber. Antiséptico, antimicótico, insecticida, ignifugación y precursor de otros muchos compuestos en química. 

Ácido bórico

Polvo blanco e inhodoro. Densidad 1,435 g/cm³. Pm. 61.82 g/mol.
Soluble en agua y disolventes polares.

Un uso que tuvo, bastante extendido y desde el siglo XIX, era el de hacer ignifugas las superficies que entraban en contacto con él. Es decir, se impregnaba una sustancia con ácido bórico (a veces con borax también) disuelto en agua, y al evaporarse el agua, quedaba protegida contra el fuego. O mejor dicho, retardaba mucho la acción del fuego sobre ella, por lo que es un retardante de llama. Esta propiedad le confiere un uso derivado en la fabricación de explosivos. 

Otra utilización casera que aún se pone en práctica es para eliminar hongos de los pies, aplicado en forma de polvo. Pero cuidado, puede causar quemaduras, es una sustancia tóxica, sobretodo por inhalación y en contacto con ojos y mucosas. Por lo que es recomendable usarlo diluido en agua, y bajo prescipción de médico o farmacéutico.

HIPOCLORITO SÓDICO

El hipoclorito sódico o de sodio (NaClO) es uno de los compuestos más utilizados en el ámbito doméstico. Concretamente en disolución acuosa con pH básico. Se trata de la lejía común. Es un fuerte oxidante, esto le hace un potente blanqueador y desinfectante.

A temperatura ambiente es un líquido blanco, que normalmente se encuentra en disolución acuosa. 

Soluble en agua y disolventes polares.

Densidad de 1.21 g/cm3. Pm: 74.4 g/mol. P.fusión: 18 ºC - P.ebull: 101 ºC

Su uso se extiende desde el s. XVIII, a nivel industrial se obtiene mezclando cloro con hidróxido sódico.

Y como hemos mencionado antes, su utilización va desde el doméstico en limpieza de prendas y superficies, hasta por ejemplo, el tratamiento de agua para su potabilidad o el uso en piscinas.

Es MUY IMPORTANTE conocer que compuestos reaccionan entre sí, sobre todo el uso doméstico. El hipoclorito sódico, nunca debe mezclarse con ácido clorhídrico. Bajo ningún concepto. Ya que la mezcla produciría gas CLORO de un color amarillo-verdoso. Cuya inhalación nos llevaría a la muerte, una muerte muy dolorosa e inevitable.Por ello, nunca los almacenaremos juntos, para evitar contactos accidentales.

CURIOSIDAD: Porqué un oxidante es blanqueante? Pues la explicación es muy sencilla. 

Pondremos como ejemplo, una mancha de lejía en una camiseta negra. En la mancha blanca, los electrones de sus moléculas se encuentran tras la oxidación (blanqueante) al máximo nivel energético y por ello no absorben más energía y repelen todas la frecuencias de la luz solar.  

En la parte de color, el resto de la camiseta,  los electrones mantienen una energía particularmente baja y, por tanto, son susceptibles de capturar energía y de mostrar el color correspondiente a la frecuencia energética rechazada. En nuestro ejemplo, todos, el negro. El oxidante consigue excitar a los electrones de la zona en la que entra en contacto con él.

Cal "viva" y cal "apagada". De óxido a hidróxido.

La cal, nombre común, tiene dos estados químicos bien diferenciados. Usamos el concepto de cal "viva" para hablar del óxido de calcio, y el de cal "apagada" o "muerta" para el del hidróxido. Dos compuestos que vamos a describir a continuación. 

El óxido de calcio se encuentra en la naturaleza, y se puede sintetizar de forma más o menos sencilla. Sus usos son múltiples, y por ello, ha sido usada por el hombre desde hace ya muchos siglos. 

Cuando el óxido de calcio (CaO) o cal "viva" se disuelve en agua, teniendo una reacción exótermica, calentando la mezcla a algo menos de 100 ºC. El producto obtenido es el hidróxido de calcio (Ca(OH)₂), o cal "apagada". La cal reacciona violentamente con el agua desprendiendo vapores, que inhalados pueden provocar tos, respiración anormal, nauseas e incluso vómitos. La salpicadura, en contacto con la piel, quemaduras. Es una base fuerte.

El proceso inverso es posible, es decir, pasar del hidróxido al óxido, pero tendríamos que calentar la disolución a más de 500 ºC. 

Como hemos comentado, la cal tiene multiples usos y funciones, que van desde la decoración a la industria alimentaria, pasando por el uso en endodóncia. Además se cree que formaba parte del fuego griego, que era un arma incendiaria utilizada por el imperio Bizantino. Con frecuencia en batallas navales ya que era sumamente eficaz al continuar ardiendo incluso después de haber caído al agua.