Oxalato de sodio

Oxalato de sodio
Nombre IUPAC
	Etanodioato de sodio
General
Otros nombres	Sal disódica del ácido oxálico
Fórmula semidesarrollada	NaOOC-COONa
Fórmula estructural
Fórmula molecular	Na2C2O4
Identificadores
Número CAS	62-76-0
ChEBI	132764
ChEMBL	CHEMBL182928
ChemSpider	5895
PubChem	517020 6125, 517020
UNII	7U0V68LT9X
	InChI InChI=InChI=1S/C2H2O4.2Na/c3-1(4)2(5)6;;/h(H,3,4)(H,5,6);;/q;2*+1/p-2; Key: ZNCPFRVNHGOPAG-UHFFFAOYSA-L
Propiedades físicas
Apariencia	sólido, cristales monoclínicos incoloros
Densidad	2340 kg/m³; 2,34 g/cm³
Masa molar	134.00 g mol−1 g/mol
Punto de descomposición	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
	Valores en el SI y en condiciones estándar; (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
	[editar datos en Wikidata]

El oxalato de sodio o etanodiato de sodio es una sal sódica derivada del ácido oxálico.

Su fórmula molecular es Na₂C₂O₄ y su fórmula desarrollada NaOOC-COONa.

Se agrupa en la función química de los oxalatos.

Propiedades

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_{2}C_{2}O_{4}\ {\xrightarrow {\ 290^{o}\ C\ }}\ Na_{2}CO_{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

Puede prepararse por reacción entre el ácido oxálico y el hidróxido de sodio.

\mathrm {H_{2}C_{2}O_{4}+2\ NaOH\longrightarrow \ Na_{2}C_{2}O_{4}+2\ H_{2}O}

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

\mathrm {2\ HCO_{2}Na\longrightarrow \ Na_{2}C_{2}O_{4}+\ H_{2}}

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

Usos

Se puede utilizar con sulfuro de manganeso(II) para el ajuste de disoluciones 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 manganeso(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 ingrediente en cementos especiales.

Actividad biológica

Como otros muchos oxalatos, el oxalato de sodio es tóxico para los seres humanos. Puede causar quemaduras dolorosas en la boca, la garganta y el estómago, vómito sangriento, dolor de cabeza, calambres musculares y convulsiones, caída de la presión sanguínea, fallo cardíaco, choque, coma y posiblemente la muerte. La dosis letal mediana por ingesta de oxalatos es de 10 a 15 g (según la MSDS).

El oxalato de sodio, como los citratos, puede utilizarse para extraer iones calcio (Ca²⁺) del plasma sanguíneo. También previene la coagulación de la sangre. Téngase 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

↑ Número CAS
↑ ^a ^b Ullrich Jahn, in: Römpp Online - Version 3.5, 2009, Georg Thieme Verlag, Stuttgart.
↑ 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
↑ 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
↑ 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
↑ Mcbride, R. S. (1912). «The standardization of potassium permanganate solution by sodium oxalate». J. Am. Chem. Soc. 34: 393. doi:10.1021/ja02205a009.

Datos: Q420127
Multimedia: Sodium oxalate / Q420127

[1] Número CAS

[roempp-2] Ullrich Jahn, in: Römpp Online - Version 3.5, 2009, Georg Thieme Verlag, Stuttgart.

[Lowe-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

[Yoshimori-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

[Rozaini-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: 393. doi:10.1021/ja02205a009.

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