Oxalato de sodio

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Oxalato de sodio
Sodium-oxalate-2D.png
Nombre (IUPAC) sistemático
Etanodioato de sodio
General
Otros nombres Sal disódica de ácido oxálico, se usa también su denominación en Checo: Šťavelan sodný
Sodium etanodioato
Fórmula estructural Imagen de la estructura
Identificadores
Número CAS [62-76-0]4][1]
PubChem 6125
Propiedades físicas
Estado de agregación sólido
Apariencia sólido, cristales monoclínicos incoloros
Densidad 2340 kg/m3; 2,34 g/cm3
Masa molar 134.00 g mol−1 g/mol
Punto de fusión 533,15 K (260 °C)
Estructura cristalina Monoclinal
Propiedades químicas
Solubilidad en agua 3.7 g/100 mL (20 °C)
6.25 g/100 mL (100 °C) Solubilidad en otros compuestos = insoluble en etanol y éter dietílico[2]
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

El oxalato de sodio es una sal de sodio derivada del ácido oxálico de fórmula condensada Na2C2O4. Se agrupa en la función química de los oxalatos.

Propiedades[editar]

El oxalato de sodio es un polvo blanco no higroscópico moderadamente soluble en agua. Cristaliza en el sistema cristalino monoclínico en el grupo espacial P21/a.[3]

A los 290 °C comienza a descomponerse en carbonato de sodio y monóxido de carbono.[4]

\mathrm{ Na_2C_2O_4 \ \xrightarrow {\ 290^{o} \ C\ } \ Na_2CO_3 + CO}

La entalpía de disolución del oxalato de sodio a 298,15 K es de 13,86 kJ·mol−1.[5]

En la naturaleza el oxalato de sodio se encuentra en una forma mineral muy rara denominada natroxalato.

Fabricación[editar]

Puede prepararse del ácido oxálico con hidróxido de sodio.

\mathrm{ H_2C_2O_4 + 2 \ NaOH \longrightarrow \ Na_2C_2O_4 + 2 \ H_2O}

A gran escala se produce a partir de formiato de sodio a una temperatura superior a los 360 °C.

\mathrm{ 2 \ HCO_2Na \longrightarrow \ Na_2C_2O_4 + \ H_2}

También se obtiene como un residuo del proceso Bayer (que produce hidróxido de aluminio 'hidrato de alúmina')[2]

Usos[editar]

Se puede utilizar con sulfuro de manganeso II para el ajuste de soluciones estándar, como patrón primario, para disoluciones de permanganato de potasio (ver también manganometría). Es deseable que la temperatura de valoración sea mayor a 60 °C para asegurar que todo el permanganato añadido reaccione rápidamente. La cinética de la reacción es compleja, y los iones manganato (II) formados catalizan la reacción subsecuente entre el permanganato y el ácido oxálico (formado "in situ" mediante la adición de un exceso de ácido sulfúrico). La ecuación final es como sigue:[6]

5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O

Además puede utilizarse como colorante en la pirotecnia (amarillo / naranja). En la metalurgia es, por ejemplo, utilizado durante la tostación de minerales de vanadio en horno rotatorio (reacción de pentóxido de vanadio a vanadato de sodio). En otras aplicaciones se utiliza como auxiliar en la industria textil y como un ingrediente en cementos especiales.

Actividad biológica[editar]

Como otros muchos oxalatos, el oxalato de sodio es tóxico para los seres humanos. Puede causar quemaduras dolorosas en la boca, garganta y estómago, vómito sangriento, dolor de cabeza, calambres musculares y convulsiones, caída de la presión sanguínea, falla cardíaca, shock, coma y posiblemente la muerte. La dosis media letal por ingesta de oxalatos es de 10-15 grams (por MSDS).

El oxalato de sodio, como los citratos, puede utilizarse para remover iones calcio(Ca2+) del plasma sanguíneo. También previene la coagulación de la sangre. Tómese en cuenta que mediante la eliminación de los iones de calcio de la sangre, el oxalato de sodio puede dañar la función cerebral, y el oxalato de calcio puede depositarse en los riñones.

Referencias[editar]

  1. [62-76-04] Número CAS]
  2. a b Ullrich Jahn, in: Römpp Online - Version 3.5, 2009, Georg Thieme Verlag, Stuttgart.
  3. J. Lowe, M. Ogden, A. McKinnon, G. Parkinson: "Crystal growth of sodium oxalate from aqueous solution" in Journal of Crystal Growth 2002, 237-239, S. 408-413. doi 10.1016/S0022-0248(01)01864-4
  4. T. Yoshimori, Y. Asano, Y. Toriumi and T. Shiota: "Investigation on the drying and decomposition of sodium oxalate" in Talanta 1978, 25(10), S. 603-605. doi 10.1016/0039-9140(78)80158-1
  5. M. Z. H. Rozaini, P. Brimblecombe: "The solubility measurements of sodium dicarboxylate salts; sodium oxalate, malonate, succinate, glutarate, and adipate in water from T = (279.15 to 358.15) K" in The Journal of Chemical Thermodynamics 2009, 41(9), S. 980-983. doi 10.1016/j.jct.2009.03.017
  6. Mcbride, R. S. (1912). «The standardization of potassium permanganate solution by sodium oxalate». J. Am. Chem. Soc. 34:  pp. 393. doi:10.1021/ja02205a009.