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Cloruro de potasio

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Cloruro de potasio
[[Archivo:Cloruro de potasio|240px]]
Cloruro de potasio
General
Otros nombres Cloruro potásico,
silvina (forma mineral)
Fórmula semidesarrollada KCl
Identificadores
Número CAS 7447-40-7[1]
Propiedades físicas
Estado de agregación Sólido
Apariencia blanco cristalino
Densidad Error con la expresión: Carácter de puntuación no reconocido "." kg/m3; 1,987 g/cm3
Masa molar 74,55 g/mol
Punto de fusión 1.049 K (776 °C)
Punto de ebullición 1.770 K (1.497 °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
Halogenuros KF, KBr, KI
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 °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 cristalina cúbica 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.

Propiedades químicasEditar

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 como nitrato 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 removido 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 manufacturaEditar

El cloruro de potasio ocurre naturalmente como silvita, y puede extraerse de la silvinita. También puede extraerse de agua salada y puede producirse por cristalización de una solución, por flotación o por separación electrostática de minerales apropiados. Es un subproducto de la fabricación de ácido nítrico a partir de nitrato de potasio y ácido clorhídrico.

AplicacionesEditar

La mayoría del cloruro de potasio producido es utilizado en la fabricación de fertilizante, ya que el crecimiento de muchas plantas es limitado por el consumo de potasio. Como reactivo químico es utilizado en la manufactura de hidróxido de potasio y potasio metálico. También es utilizado en medicina, en casos de diarrea, vómitos y en el postquirurgico del aparato digestivo, en aplicaciones científicas, procesamiento de alimentos y en ejecuciones judiciales a través de inyección letal.

Propiedades biológicas y médicasEditar

El potasio es vital para el cuerpo humano y la ingestión oral de cloruro de potasio es el medio para obtenerlo, aunque también puede ser disuelto y administrado de forma intravenosa. Puede ser utilizado como un sustituto de la sal en la comida, pero dado a su sabor débil, agrio y poco salado es generalmente mezclado con sal regular para mejorar su sabor. Medicinalmente es utilizado en el tratamiento de hipokalemia y condiciones asociadas, para envenenamiento con digital, y como un restaurador de electrolitos. Efectos colaterales pueden incluir incomodidad gastrointestinal, incluyendo náuseas y vómitos, diarrea y hemorragia intestinal. La sobredosis causa hiperkalemia la cual puede producir parestesia, bloqueo de la conducción cardíaca, fibrilación y arritmias, también efectos escleróticos.

PrecaucionesEditar

Oralmente es tóxico en exceso; la DL50 es de alrededor de 2500 mg/kg (es decir que una persona con un peso de 70 kg tendría que consumir 175 g. La toxicidad de la sal de mesa es similar). Intravenosamente se reduce a solamente 100 mg/kg pero de mayor preocupación son sus efectos severos sobre el músculo cardíaco; altas dosis pueden causar un paro cardíaco y una muerte rápida.

ReferenciasEditar

  • Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  • N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, 1984.

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