PRESENTACIÓN EINSTEIN

Quimica inorgánica industrial

Samara Hernández Flores

esto es un Índice

1. Cloruro de sodio

2. Amoniaco

3. Hipocloridico sodico

4. Acido sulfurico

5. Ácido clorhidrico

6. Bronce

7. Final

Cloruro de sodio

Es un compuesto iónico formado por un catión sodio (Na+) y un anión cloruro (Cl-), y puede sufrir las reacciones características de cualquiera de estos dos iones. Como cualquier otro cloruro iónico soluble, precipita cloruros insolubles cuando es agregado a una disolución de una sal metálica apropiada, como nitrato de plata: NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)

El cloruro de sodio, se obtiene principalmente del agua de mar, la cual es sometida a diferentes procesos de evaporación hasta provocar la concentración de sales presente en la misma, principalmente del cloruro de sodio (componente mayoritario), hasta lograr la formación de las salmueras.

Amoniaco

El 13 de octubre de 1908, el químico alemán Fritz Haber registró la patente del amoniaco. Por primera vez se conseguía solidificar el nitrógeno de forma eficaz y estable. Los científicos sabían que era el nutriente básico de las plantas, pero su estado gaseoso (supone el 78% de la atmósfera) impedía aprovecharlo.

El amoníaco es un gas incoloro con un olor desagradable y nauseabundo. Es más ligero que el aire, su densidad es 0.589 veces la del aire de la atmósfera. Se condensa fácilmente por sus fuertes puentes de hidrógeno entre las moléculas; el líquido hierve a –33.3 °C y se congela a los –77.7 °C en cristales blancos.12​

Su uso industrial va unido a su uso como blanqueador. Carl Wilhelm Scheele, que descubrió el cloro al hacer reaccionar el ácido clorhídrico con óxido de manganeso, descubrió que este gas decoloraba muchos pigmentos vegetales. Al ser un gas axfisiante, su utilización no era práctica, hasta que Claude Louis Berthollet estudió en 1785 la utilización de su disolución en agua para blanquear telas. Como aun así se desprendía cloro

Desde finales del siglo xviii, además, se fueron encontrando usos al hipoclorito como desinfectante; los pioneros fueron el médico francés Pierre-François Percy (1793; la reducción de mortalidad sería de alrededor del 50 %3​) y el farmacéutico Antoine Germain Labarraque (1825), a quien se atribuye la sustitución del potasio por sodio.

hipoclorito sódico

ácido sulfurico

El descubrimiento del ácido sulfúrico se relaciona con el siglo VII y el alquimista Jabir ibn Hayyan. Fue estudiado después, en el siglo IX por el alquimista Ibn Zakariya al-Razi, quien obtuvo la sustancia de la destilación seca de minerales incluyendo la mezcla de sulfato de hierro (II) (FeSO4) con agua y sulfato de cobre (II) (CuSO4). Calentados, estos compuestos se descomponen en óxido de hierro (II) y óxido de cobre (II), respectivamente, dando agua y trióxido de azufre, que combinado produce una solución diluida de ácido sulfúrico.

Ácido clorhidrico

Erróneamente se le atribuye el descubrimiento a Jabir ibn Hayyan (también conocido como Geber), del ácido clorhídrico debido a la obra conocida como corpus de Pseudo-Geber. La seudoepigrafía era común en la Edad Media y el Pseudo-Geber europeo (italiano o español) adoptó el nombre de su ilustre predecesor árabe para alcanzar más estatus en su propia obra.

Bronce

La introducción del bronce resultó significativa en cualquier civilización que lo utilizó, constituyendo la aleación más innovadora en la historia tecnológica de la humanidad. Herramientas, armas, y varios materiales de construcción como mosaicos y placas decorativas consiguieron mayor dureza y durabilidad que sus predecesores en piedra o cobre calcopirítico.[cita requerida] La técnica consistía en mezclar el mineral de cobre —por lo general calcopirita o malaquita— con el de estaño (casiterita) en un horno alimentado con carbón vegetal. El carbono del carbón vegetal reducía los minerales a cobre y estaño que se fundían y aleaban con el 5 al 10% en peso de estaño. El conocimiento metalúrgico de la fabricación de bronce dio origen en las distintas civilizaciones a la llamada Edad de Bronce

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Fórmula: NaClO Densidad: 1,11 g/cm³ Punto de ebullición: 101 °C Punto de fusión: 18 °C Soluble en: Agua Masa molar: 74,44 g/mol Piel: Causa quemaduras químicas y cáncer de piel en grandes cantidades

usos

Fertilizante Precursor de compuestos de nitrógeno NH3 + 2 O2 → HNO3 + H2O El ácido nítrico es usado para la producción de fertilizantes explosivos,etc. Limpiador Fermentación Fertilizante agrícola Usos menores y emergentes Refrigeración - R717 Para remediación de emisión de gases El amoníaco puede ser usado para mitigar derrames de gases de fosgeno.37​ Como combustible

Efectos nocivos en el organismo Inhalación En concentraciones elevadas irrita la garganta, inflama los pulmones, daña las vías respiratorias y los ojos. Según aumenta la concentración puede llegar a producir edema pulmonar ( El edema pulmonar a menudo es causado por insuficiencia cardíaca congestiva. Cuando el corazón no es capaz de bombear sangre al cuerpo de manera eficiente, esta se puede represar en las venas que llevan sangre a través de los pulmones hasta el lado izquierdo del corazón. A medida que la presión en estos vasos sanguíneos se incrementa, el líquido es empujado hacia los espacios de aire (alvéolos) en los pulmones. Este líquido reduce el movimiento normal del oxígeno a través de los pulmones. Esto y el aumento de la presión pueden llevar a dificultad para respirar) o la muerte cuando supera las 5000 ppm. Si la persona inhaló el tóxico, trasládela inmediatamente a un sitio donde pueda tomar aire fresco, e inmediatamente después acudir rápidamente al médico. Contacto con la piel El amoníaco puede producir irritación de la piel, sobre todo si la piel se encuentra húmeda. Además, puede llegar a quemar y ampollar la piel al cabo de unos pocos segundos de exposición con concentraciones atmosféricas superiores a 300 ppm. Si el químico está en la piel o en los ojos, enjuague con agua abundante al menos por 15 minutos, a ser posible con vinagre diluido o ácido bórico ya que los ácidos lo neutralizan. Ingestión Este compuesto es gaseoso en condiciones atmosféricas normales siendo poco probable su ingestión. Sin embargo, en caso de producirse, puede destruir la mucosa gástrica, provocando severas patologías e incluso la muerte. De hecho, la bacteria Helicobacter pylori segrega amoníaco a partir de la urea y por ese motivo es que se destruye la mucosa gástrica o duodenal provocando úlcera péptica. Si la persona ingirió el producto químico, no debe provocarse el vomito; inmediatamente debe solicitarse valoración médica en una unidad de urgencias.

La lejía (popularmente conocido como cloro, agua lavandina, agua Jane, entre otros), una disolución acuosa de hipoclorito de sodio, es usada frecuentemente en hogares, como oxidante en el proceso de potabilización del agua, a dosis ligeramente superiores al punto crítico (punto en que empieza a aparecer cloro residual libre).[cita requerida] En relación con el tratamiento del agua, las preocupaciones con, seguridad de transporte y manipulación, tienen influencia directa en cuanto al uso de hipoclorito de sodio en lugar de gas cloro, lo que representa un mercado de importante expansión potencial.6​ El hipoclorito de sodio se utiliza también como desinfectante en piscinas, ya sea por aplicación directa en forma de líquido (125 mL diarios por cada 10 m³ de agua), pastillas concentradas o en polvo, o a través de un aparato de electrólisis salina por el que se hace circular el agua de la piscina. Para que la electrólisis tenga lugar se debe salar ligeramente la piscina (necesitaremos 4 g de sal por litro de agua). El aparato de electrólisis, mediante descargas eléctricas trasforma la sal (NaCl) en hipoclorito de sodio consiguiendo desinfectar el agua.[cita requerida] También se usa en el proceso de identificación de especies de los distintos filos de animales que poseen espículas o escleritos, como poríferos o equinodermos (holoturoideos). El hipoclorito de sodio disuelve la materia orgánica dejando al descubierto estas estructuras (únicas en cada especie), que son de carbonato de calcio (calcáreas) o dióxido de silicio (silíceas) y, por tanto, no se disuelven. Este producto químico se puede también utilizar como blanqueador para las fibras textiles, así como para desinfectar los lavabos gracias a su poder fungicida y bactericida. En parasitología puede ser utilizado para la esporulación invitro de Ooquistes de protozoos del phylum apicomplexa en el método denominado de Cawthorn.

La preparación de una disolución de ácido puede resultar peligrosa por el calor generado en el proceso. Es vital que el ácido concentrado sea añadido al agua (y no al revés) para aprovechar la alta capacidad calorífica del agua y la mayor temperatura de ebullición del ácido. El ácido se puede calentar a más de 100 °C lo cual provocaría la rápida ebullición de la gota. En caso de añadir agua al ácido concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.

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El ácido clorhídrico (también llamado ácido muriático, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal, ácido hidroclórico, agua fuerte o, en España, salfumán) es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl).4​5​6​7​Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH inferior a 1; una disolución de HCl 0,1 molar (M) da un pH de 1, mientras que las disoluciones comerciales (20-38%) tienen una molaridad en torno a 10 M (35,5% = 12M), por lo que deben manejarse con las máximas precauciones (véase más abajo Riesgos).

El cloruro de hidrógeno es irritante y corrosivo para cualquier tejido con el que tenga contacto.12​ La exposición breve a bajos niveles produce irritación de la garganta. La exposición a niveles más altos puede producir respiración jadeante, estrechamiento de los bronquiolos, coloración azul de la piel, acumulación de líquido en los pulmones e incluso la muerte. La exposición a niveles aún más altos puede producir hinchazón y espasmos de la garganta y asfixia. Algunas personas pueden sufrir una reacción inflamatoria debida al cloruro de hidrógeno. Esta condición es conocida como síndrome de mal funcionamiento reactivo de las vías respiratorias (en inglés, RADS), que es un tipo de asma causado por ciertas sustancias irritantes o corrosivas.