carbonato quimica

1. Carbonato de calcio
Para otros usos de este término, véase Caco (desambiguación).
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calcio}} ~~~~
Carbonato de calcio

2. Nombre (IUPAC) sistemático
Trioxocarbonato (IV) de calcio
General
Otros nombres Carbonato cálcico
Fórmula
estructural
ver imagen
Fórmula
molecular
CaCO3
Identificadores
Número CAS 471-34-11
ChEBI 3311
ChemSpider 9708
DrugBank {{{DrugBank}}}
PubChem 10112

3. Propiedades físicas
Estado de
agregación
Sólido
Apariencia Polvo blanco inodoro
Densidad 2711 kg/m3; 2,711 g/cm3
Masa molar 100.0869 g/mol
Punto de
fusión
1172 K (899 °C)
Punto de
ebullición
1612 K (1339 °C)
Propiedades químicas
Solubilidaden
agua
0.0013 g/100 mL (25 °C)
Termoquímica
ΔfH0
líquido -1154 kJ/mol
ΔfH0
sólido -1207 kJ/mol
Peligrosidad
NFPA 704
0

4. 0
0
Riesgos
Ingestión En cantidad excesiva puede
causar irritación gástrica leve e
inflamación en la garganta.
Su ingestión crónica puede
causar hipercalcemia, alcalosisy
daño renal.
Inhalación En grado excesivo puede causar
irritación respiratoria leve.
Piel Leve riesgo, puede causar
irritación.
Ojos Leve riesgo, puede causar
irritación.
Dosis
semiletal(LD50)
6450 mg/kg (oral, rata)
Más
información
Hazardous Chemical Database
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
El carbonato de calcio es un compuesto químico, de fórmula CaCO3. Se trata de un
compuesto ternario, que entra dentro de la categoría de lasoxosales. Es una sustancia
muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente principal, en todas
partes del mundo y es el principal componente de conchas y esqueletos de muchos
organismos (p.ej. moluscos, corales) o de las cáscaras de huevo. Es la causa principal
del agua dura. En medicina se utiliza habitualmente como suplemento de calcio,
como antiácido y agente adsorbente. Es fundamental en la producción de vidrio y cemento,
entre otros productos.
Es el componente principal de los siguientes minerales y rocas:
 Calcita
 Aragonito
 Caliza
 Travertino
 Mármol

5. Depósitos de travertino formados por aguas termales en Hierve el
agua, México.
Índice
[ocultar]
 1 Presencia en los organismos vivos
 2 Véase también
 3 Referencias
 4 Enlaces externos
Presencia en los organismos vivos[editar]
El carbonato cálcico es componente principal de muchas estructuras presentes en
organismos vivos, como el talo de algunas algas, por ejemploPadina pavonica, o las
cáscaras de huevo de reptiles y aves.
Véase también[editar]
 Agente adsorbente
 Oolito
Cloruro de potasio

6. Cloruro de potasio
Nombre (IUPAC) sistemático
Cloruro de potasio
General
Otros nombres Cloruro potásico,
silvina (forma
mineral)
Fórmula
molecular
KCl
Identificadores
Número CAS 7447-40-71
Número RTECS TS8050000
ChEBI 32588

7. ChemSpider 4707
DrugBank {{{DrugBank}}}
PubChem 4873
Propiedades físicas
Estado de
agregación
Sólido
Apariencia blanco cristalino
Densidad 1987 kg/m3;
1.987 g/cm3
Masa molar 74,55 g/mol
Punto de fusión 1049 K (776 °C)
Punto de
ebullición
1770 K (1497 °C)
Estructura
cristalina
Cúbica centrada en las
caras
Propiedades químicas
Solubilidad en
agua
34,4 g/100 cm3 agua
0,4 g/100 cm3]] etanol
Compuestos relacionados
Cloruros KCl, RbCl, NaCl

8. Halogenuros KF, KBr, KI
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo
contrario.
El compuesto químico cloruro de potasio (KCl) es un haluro metálico compuesto
de potasio y cloro. En su estado puro es inodoro. Se presenta como un cristal vítreo de
blanco a incoloro, con una estructura cristalinacúbica centrada en las caras que se fractura
fácilmente en tres direcciones. El cloruro de potasio es utilizado en medicina, aplicaciones
científicas,procesamiento de alimentos y en ejecución legal por medio de inyección letal.
Se presenta naturalmente como el mineral silvita y en combinación con cloruro de
sodio como silvinita. Es un compuesto inorgánico.
Índice
[ocultar]
 1 Propiedades químicas
 2 Extracción y manufactura
 3 Aplicaciones
 4 Propiedades biológicas y médicas
 5 Funciones para la salud
 6 Precauciones
 7 Referencias
Propiedades químicas[editar]
El cloruro de potasio puede reaccionar como una fuente de ion cloruro. Como cualquier
otro cloruro iónico soluble, precipita cloruros insolubles cuando es agregado a una solución
de una sal metálica apropiada comonitrato de plata:
KCl(ac) + AgNO3(ac) → AgCl(s) + KNO3(ac).
Aunque el potasio es más electropositivo que el sodio, el KCl puede reducirse a metal
por medio de una reacción con sodio metálico si el potasio es retirado por destilación,
debido al Principio de Le Châtelier.
Este es el método principal para producir potasio metálico. La electrólisis(utilizada para
el sodio) falla debido a la alta solubilidad del potasio en KCl líquido.
Extracción y manufactura[editar]
El cloruro de potasio se encuentra naturalmente como silvita, y puede extraerse de la
silvinita. También puede extraerse del agua salada y puede producirse
por cristalización, por flotación o por separación electrostáticade minerales apropiados.

9. Es un subproducto de la fabricación de ácido nítrico a partir de nitrato de
potasio y ácido clorhídrico.
El sulfato de cinc, (o zinc, aunque la grafía preferida
por la ortografía española es la primera) vitriolo
blanco, vitriolo de Goslar, Goslarita ocaparrosa
blanca es un compuesto químico cristalino, incoloro y
soluble en agua, de fórmula ZnSO4, aunque siempre va
acompañado de un determinado número de moléculas
de agua de hidratación.
Índice
[ocultar]
 1 Formas hidratadas y anhidra
 2 Obtención
 3 Usos
 4 Referencias
 5 Enlaces externos
Formas hidratadas y anhidra[editar]
Suele presentarse como sal heptahidratada,
ZnSO4·7H2O. A 30 °C pierde una molécula de agua y
se transforma en ZnSO4·6H2O.3 A 70 °C pierde otras
cinco moléculas de agua y se transforma en
ZnSO4·H2O. Finalmente, a 280 °C pierde la última
molécula de agua y se transforma en la sal
Reacciones de doble desplazamiento
En una reacción de doble desplazamiento, dos compuestos intercambian parejas entre sí, para
producir compuestos distintos. La forma general de estas ecuaciones es:

10. Esta reacción puede considerarse como un intercambio de grupos positivos y negativos,
en la que A se combina con D y C se combina con B. Al escribir las fórmulas de los
productos debemos tener en cuenta las cargas de los que se combinan.
En muchas de estas reacciones se forman sustancias insolubles. Por tanto, para producir los
productos que se forman aquí, hay que familiarizarse con algunas reglas de solubilidad muy
comunes. Estas pueden resumirse de la siguiente forma:
+); nitratos, la
1. Solubles: compuestos de los metales IA; compuestos de amonio (NH4
mayoría de los cloruros excepto AgCl, PbCl2 y el Hg2Cl2 y la mayoría de los sulfatos
excepto los sulfatos de Ca+2, Sr+2, Ba+2 y el Pb+2.
2. Insolubles: óxidos, hidróxidos, carbonatos y fosfatos, excepto para aquellos metales del
grupo IA y el amonio; sulfuros excepto aquellos del IA y los elementos delIIA y el
amonio.
Considere los siguientes ejemplos:
El nitrato de plata en solución acuosa reacciona con cloruro de sodio también en solución acuosa
para formar el precipitado de cloruro de plata, quedando en solución el nitrato de sodio según la
siguiente ecuación:
Otro ejemplo lo constituye la reacción entre dos soluciones, una de nitrato de plomo (II) y la otra
de cromato de potasio. Se forma un precipitado color amarillo de cromato de plomo (II) y queda
en solución nitrato de potasio según la siguiente ecuación:
En el siguiente ejemplo, reacciona nitrato de plomo (II) con una solución de yoduro de potasio
para formar un precipitado color amarillo de yoduro de plomo (II) según la siguiente ecuación:
Al analizar cada una de las anteriores ecuaciones, se observa que uno de los productos formados
es un precipitado, que es un sólido insoluble en el medio de reacción. Lo anterior se puede deducir
a partir de las reglas de solubilidad.
Otro tipo de reacción de doble desplazamiento comprende la formación de sustancias no
ionizadas, como el agua y el dióxido de carbono. Por ejemplo, cualquier carbonato, aún en estado
sólido o en solución acuosa, reacciona con un ácido para formar agua y dióx ido de carbono, más
una sal, según la siguiente ecuación:
Disociación

11. Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua éstos se separan en sus iones, este
proceso se llama disociación (ionización).
Se sabe que los compuestos iónicos se disocian cuando se disuelven en agua porque la
solución conduce la electricidad.
Ecuaciones iónicas
Son ecuaciones que describen la disolución (formación de iones) de sustancias solubles en agua.
Por ejemplo, en la siguiente ecuación molecular únicamente se describe que cada una de las
sustancias esta disuelta en agua, excepto el cloruro de plata que es sólido:
La ecuación iónica, indica los iones que se forman al disolver las sustancias en agua:
Los iones que estén tanto del lado de los reactivos como del lado de lo s productos, se llaman iones
espectadores.
Una ecuación iónica en la que se eliminan los iones espectadores se llama ecuación
iónica neta.
Cómo hacer nitrato de sodio
Escrito por Allan Robinson | Traducido por Montserrat Acosta


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12. Cómo hacer nitrato de sodio.
Hemera Technologies/Photos.com/Getty Images
El nitrato de sodio (NaNO3) a temperaturaambiente es
blanco y sólido además de muy soluble en agua. El nitrato
de sodio puro se utiliza comúnmente como un conservante
de alimentos y propulsor de cohetes. Es también un
ingrediente en muchos productos, tales
como fertilizantes y pirotecnia. El nitrato de sodio se
obtiene principalmente por explotación minera en forma
de nitratina, pero se puede también sintetizar
comercialmente. Además, hay varias maneras que el
nitrato de sodio pueda ser experimentalmente producido.
Nivel de dificultad:
Moderado
Otras personas están leyendo
 ¿Qué producto se obtiene al mezclar un ácido
con una base?
 Cloruro de sodio y nitrato de sodio
Instrucciones
1. 1

13. Haz de nitrato de sodio mediante la neutralización de
ácido nítrico (HNO3) con sosa (Na2CO3). Esta
reacción produce nitrato de sodio y ácido carbónico,
que inmediatamente se descompone en dióxido de
carbono (CO2) y agua (H20). Esta reacción muestra
la siguiente ecuación: Na2CO3 + HNO3 2? 2 NaNO3
+ H2CO3. 2NaNO3 + CO2 + H2O.
2. 2
Combina soluciones acuosas de nitrato de aluminio
Al(NO3)3 e hidróxido de sodio (NaOH)
para producir nitrato de sodio e hidróxido de
aluminio Al(OH)3. El hidróxido de aluminio
precipitará hacia fuera como un sólido, dejando el
nitrato de sodio en solución gelatinosa de color
blanca. Esta reacción muestra la siguiente ecuación:
Al(NO3)3 + 3 NaOH ? Al(OH)3 + 3 NaNO3.
3. 3
Mezcla nitrato de plomo Pb(NO3)2 e hidróxido de
sodio en una solución de producción de nitrato de
sodio e hidróxido de plomo Pb(OH)2. El hidróxido de
plomo se precipita hacia fuera como un sólido blanco
y deja el hidróxido de sodio en solución. Esta
reacción muestra la siguiente ecuación: Pb(NO3)2 +
2NaOH = Pb(OH)2 + 2 NaNO3.
4. 4
Mezcla una solución de nitrato de hierro Fe(NO3) e
hidróxido de sodio para hacer nitrato de sodio e
hidróxido de hierro Pb(OH)2. El nitrato de sodio
permanecerá en la solución y el hidróxido del hierro

14. caerá hacia fuera como un sólido blanco. Esta
ecuación muestra la reacción: Fe(NO3)3 + 3 NaOH ?
3 NaNO3 + Fe(OH)3.
5. 5
Combina las soluciones de nitrato de calcio Ca(NO3)
y carbonato sódico (Na2CO3) para producir nitrato
de sodio y carbonato de calcio NaNO3. El nitrato de
sodio permanecerá en la solución y el carbonato de
calcio se precipitará hacia fuera como un sólido
blanco. Esta ecuación muestra esta reacción:
Ca(NO3)2 + Na2CO3 = 2 NaNO3 + CaCO3
) Pb(NO3)2 + 2 NaCl ---> 2 NaNO3 + PbCl2
2) CaI2 + H2SO4 ----> 2 HI + CaSO4
(ojo, en esta ecuación, I es una i mayúscula, el símbolo del
yodo... no confundir con una ele minúscula que aparece en
las ecuaciones 1 y 4)
3) H3PO4 + 3 Na(HCO3) ----> Na3PO4 + 3 CO2 + 3 H2O
4) Fe2O3 + 6 HCl ----> 2 FeCl3 + 3 H2O
Calificación y comentarios del preguntador
a fórmula estequiométrica es la siguiente:
K2ClO3 + MnO2 ---> MnClO3 + K2O
como ves es una reacción de doble desolazamiento, en la
que el anión que es la parte negativa, es decir, el clorato o
ClO3 se une con la parte positiva o catión, que es el
manganeso o Mn dando como resultado el clorato de
manganeso y el monóxido de potasio.

15. ÁCIDO CLORHÍDRICO Y HIERRO
1.Ácido clorhídrico 1,13M y polvo de hierro
Se opera como en prácticas anteriores, con un poco de polvo de hierro, y una gota de
ácido clorhídrico 1,13M (fig.1), en una superficie máxima de 2cm2. En este caso la
reacción es bastante fuerte, burbujeando desde el primer momento, desprendiendo
hidrógeno. Las burbujas son tan fuertes que desenfocan la foto (fig. 2). Las burbujas
aumentan de tamaño sobre un fondo amarillo-verdoso del cloruro de hierro (III) (fig.3).
La reacción se debilita al cabo de media hora, formándose un precipitado amorfo de
cloruro de hierro(III) ( fig.4 y 5).
El proceso principal que tiene lugar en las fotografías es el siguiente:
REDUCC: 6HCl + 6e- = 3H2(g) + 6Cl 1-
OXIDAC: 2Fe - 6e = Fe3+
______________________________________________
6HCl +2Fe = 3H2(gas)+ 2FeCl3
Las fotografías del proceso son las siguientes:

16. Ácido clorhídrico 11,3M + polvo de hierro
Se opera como en el caso anterior (fig.6). En este caso la reacción es similar a la
anterior pero mucho más violenta, hasta el punto de que los gases desprendidos
desenfocan completamente la imagen. El desprendimiento de hidrógeno produce
múltiples burbujas (fig.7-11). Al cabo de 15 minutos la reacción termina la reacción.

17. Óxido de magnesio. El óxido de magnesio o magnesia
calcinada, es obtenido por medio de la calcinación controlada
del mineral de magnesita (carbonato de magnesio), y se
encuentra en minerales naturales de magnesio.
Obtención del óxido de magnesio
El óxido de magnesio es una sustancia compuesta formada por
un enlace iónico entre el catión magnesio y el anión oxído. Se
obtiene por la quema de cinta de magnesio, que se oxida con una
brillante luz blanca, lo que resulta en un polvo.
Es higroscópico en la naturaleza y se debe tener cuidado de
protegerlo de la humedad. Por lo que es necesario almacenar
separado de oxidantes fuertes y ácidos fuertes.

18. La mayor producción de óxido de magnesio está concentrada en
el municipio de Brumado, en El Salvador y los principales
depósitos de óxido de magnesio están ubicados en Serra das
aguas. Conocido comercialmente por el nombre de Q-MAG®, el
producto presenta elevada purezaquímica, alta concentración de
MgO y alta reactividad.
Se obtiene por reacción directa del magnesio denominada
combustión del magnesio y la reacción que se produce es
fuertemente exotérmica 2MgO (s) + O2 (g) = 2MgO (s) ΔH<0
2 Mg° + O2 ----calor -----> 2MgO
Magnesio metalico + oxígeno ---> óxido de magnesio
La cinta de magnesio se calienta el flama directa o en
cucharilla de combustion y este calor aporta el oxígeno par a
que la reaccion de un metal en presencia del oxigeno forma
un oxido basico.
Mg{+2} + O{-2} -->MgO
Cuando se quema magnesio elemental en el aire, se
combina con el oxígeno para formar un compuesto
iónico denominado óxido de magnesio o MgO. El
magnesio también puede combinarse con nitrógeno
para formar nitruro de magnesio, Mg3N2, y puede
reaccionar con el dióxido de carbono también. La
reacción es intensa y la llama resultante es un
blanco brillante. En algún momento, el magnesio
ardiente se utilizó para generar la luz en los flashes
de fotografía, aunque hoy en día los flashes
eléctricos han tomado su lugar. No obstante, sigue
siendo una popular demostración para el aula.

19. ulfato de Cobre mas Zinc. Que
gas se produce al realizar esta
reaccion¿?
Segun la formula quimica CuSo4(ac) + Zn(s) === Cu(s) +
ZnSO4 no se produce ningun gas, sin embargo en la practica
se desprende un gas tóxico, Cual es este gas toxico y porque
se ...mostrar más
Actualización : Esta fue una reaccion que realize en el
laboratorio y la tuve que hacer ...mostrar más
Cuando se introduce una lámina de zinc
(Zn) en una disolución concentrada
de cobre II (Cu; valencia = 2), transcurridos
unos segundos, se observa que la lámina
se recubre de una capa de cobre metálico.
La ecuación química que representa este
proceso es:
Zn + CuSO4 —> Cu +
ZnSO4
El sulfato de cobre (II), CuSO4, y el sulfato de zinc, ZnSO4 , son
compuestos que, fundidos o disueltos en agua, se disocian en
iones, según la siguiente ecuación iónica:
Zn0 + Cu + 2 + SO4 – 2 —> Cu0 + Zn+ 2 + SO 4
–
2
En esta ecuación puede apreciarse que el ión sulfato (SO-2)
aparece en ambos lados de la ecuación, por lo tanto, la ecuación
puede escribirse de manera más sencilla:
Cu + 2 + Zn0 —> Cu0 + Zn+ 2

20. La ecuación química nos indica que durante el proceso el
átomo de zinc, que era eléctricamente neutro, se ha
transformado en el ión Zn+2. Para esto, tuvo que ceder 2
electrones; en cambio, el ión Cu+2 aceptó los 2 electrones del
zinc, que lo convirtieron en un átomo de cobre,
eléctricamente neutro.
De acuerdo a este hecho experimental, se puede concluir que:
• la sustancia que pierde electrones hace que la otra
sustancia gane electrones; es decir, la sustancia que se
oxida hace que laotra sustancia se reduzca. Por esto se dice
que la sustancia que se oxida es el Agente Reductor, y la
sustancia que se reduce es el Agente Oxidante.
• como los electrones son cargas negativas, cuando una
sustancia gana electrones; es decir, se reduce, se vuelve más
negativa, por lo que disminuye su número de oxidación. Por el
contrario, cuando una sustancia pierde electrones, se vuelve
más positiva, por lo que aumenta su número de oxidación.
Ejemplo: Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
Esta es una reacción de óxido-reducción porque hay una
transferencia de electrones, pues los números de oxidación del
Zn y Cu, al comienzo de la reacción, no son los mismos al final de
la reacción.
El Zn cambia su número de oxidación de 0 a +2; esto significa un
aumento del número de oxidación, por lo tanto, hay una pérdida
de electrones (2 electrones); el Fe es agente reductor.
El Cu cambia su número de oxidación de +2 a 0; esto significa
una disminución del número de oxidación, por lo tanto, hay una
ganancia de electrones (2 electrones); el Cu es agente oxidante.

21. Esta reacción química entre el
zinc y el sulfato de cobre se utiliza
para obtenercorriente eléctrica.
Para ello es necesario diseñar un
dispositivo que permita que la
reacción se desarrolle en dos
partes físicamente separadas: una
parte donde se generan los
electrones (por la oxidación del
Zn), y otra, en la que se reciben
Esquema de una pila
(por la reducción del Cu+2). Si conectamos ambas partes con un
alambre, el movimiento de los electrones a través de él generará
una corriente eléctrica.
Semi-reacciones de óxido-reducción:
De acuerdo a lo anterior, puede decirse que la reacción química
descrita anteriormente involucra dos procesos, los cuales pueden
representarse mediante semi-reacciones, una semi-reacción de
oxidación y una semi-reacción de reducción. Como estos dos
procesos ocurren simultáneamente, la suma de ambas semi-reacciones,
da la reacción total.
Las ecuaciones que describen estos procesos son:
Semi-reacción de oxidación:
Zn —> Zn +2 + 2e–
Semi-reacción de reducción:
Cu+2 + 2e– —> Cu
alcalina.

22. Por lo tanto, en el proceso de oxidación un átomo o ión cede uno
o más electrones; mientras que en el de reducción, el átomo o ión
capta uno o más electrones. Ambos procesos son
complementarios y ocurren simultáneamente. De ahí el nombre
de reacciones redox.
En los procesos de óxido-reducción, la transferencia de
electrones siempre ocurre desde un agente reductor a un agente
oxidante.
Átomo o ión que se:
Oxida Reduce
Cede electrones
Aumenta su número de
oxidación
Es un agente reductor
Acepta electrones
Disminuye su número de
oxidación
Es un agente oxidante
Para escribir las semi-reacciones siempre se debe considerar lo
siguiente:
1. se debe igualar cada semi-reacción en cuanto a átomos
(balance de masa) y en cuanto a carga (balance de cargas)
2. al escribir las semi-reacciones y equilibrar las cargas, se
deben agregar electrones a la derecha en la oxidación (hay
pérdida de electrones) y a la izquierda en la reducción (hay
ganancia de electrones).
3. como en la ecuación total no aparecen electrones, se debe
multiplicar cada semi-reacción, si fuese necesario, por un número

23. que permita igualar los electrones de la derecha con los
electrones de la izquierda, a fin de que se simplifiquen.
4. Sumar las semi-reacciones y comprobar que los átomos y las
cargas estén equilibradas a ambos lados de la ecuación.
Volviendo al ejemplo anterior:
Zn0 + Cu +2 + SO4 -2 —> Cu0 + Zn+2 + SO 4
–2
Como los átomos que participan en la reacción son sólo el Zn y el
Cu, se anota la ecuación química en forma más simple:
Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
Se plantean las semi-reacciones:
Semi-reacción de oxidación:
Zn —> Zn +2 + 2e–
Semi-reacción de reducción:
Cu+2 + 2e– —> Cu
Sumando ambas semi-reacciones se tiene:
Zn —> Zn +2 + 2e–
+ Cu+2 + 2e– —> Cu
--------------------------------------------------------------------------
Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
(Ver: PSU: Química, Pregunta 10_2005)
Aplicaciones de la oxidación-reducción
Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la
industria ya que constituyen el principio de funcionamiento de
laspilas eléctricas, tales como las pilas alcalinas y se emplean
para refinar electroquímicamente determinados metales, tales

24. como el cobre en nuestro país. También se utilizan para la
protección de los metales contra la corrosión. En la naturaleza,
intervienen en la respiración celular y en la fotosíntesis.
Fuentes:
Ciencias Químicas II y IV. Educación Media. Santillana
Enciclopedia Encarta
Curso Universitario de Química. BruceMahan
II Curso de Química General. Francisco Santamaría