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Practica 3
Julian Castellanos Peña Cod:20102074102
Robinson Stick Munevar Parra
Cod:20102074054
Jeisson Giovanny Rincón Vivas Cod: 20102074067
Bogotá D.C 2010
Practicas 3
Julian Castellanos Peña Cod:20102074102
Robinson Stick Munevar Parra Cod:20102074054
Jeisson Giovanny Rincón Vivas
Cod: 20102074067
Ing. Luis Ernesto Alferez Quimica de los Materiales
Bogota D.C. 2010
PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS
Objetivo general
Identificar correctamente la definición de las propiedades físicas y
químicas, reconociendo algunos elementos y compuestos que serán
utilizados en las prácticas de laboratorio
Objetivos específicos
Identificar las propiedades del sulfato de cobre, acido clorhídrico,
hierro, zinc, y cloruro de sodio, para su uso en la práctica de
“propiedades físicas y químicas”
FUNDAMENTO TEÓRICO
La porción homogénea de materia cuya composición química es definida, se
denomina sustancia. Cada sustancia se caracteriza por unas propiedades
físicas y químicas que la diferencian de las demás. Las propiedades físicas
son ciertas caracteristicas que pueden afectar nuestros sentidos: color, olor,
sabor, solubilidad, conductibilidad, maleabilidad, estructura, densidad
cristalina, punto de fusión y ebullición, presión de vapor, etc.
Las propiedades químicas se refieren a las transformaciones íntimas que
pueden sufrir las sustancias cuando se someten a determinadas condiciones,
o a la acción de otras sustancias. Los cambios suceden por la acción del
calor, presión, ácidos, bases u otros agentes.
En las reacciones químicas hay formación de nuevas sustancias con
diferentes propiedades físicas como color, solubilidad, punto de fusión, etc.
El desprendimiento de luz o calor, la formación de un precipitado, el cambio
de color pueden ser indicativos de un cambio químico. Las sustancias
iniciales de una reacción química se conocen como reactantes y las nuevas
sustancias formadas como productos.
Las reacciones químicas se pueden agrupar en varios tipos:
Reacciones de oxidación-reducción
El fenómeno por el cual un elemento o compuesto se une a otro para formar
sustancias nuevas.
2H2(g) + O2(g) 2 H2 O(g) + calor
Cu + S CuS
Doble sustitución o metátesis
Es el cambio reciproco de elementos o grupos entre dos compuestos. No hay
transferencia de electrones.
AgNO3(ac) + KCl(ac) AgCl + KNO3(ac)
NaOH(ac) + HCl(ac) H2O(I)
Las reacciones de precipitación y de neutralización son casos típicos de
reacciones de metátesis. En estas, se puede reconocer que ha ocurrido una
reacción química si hay formación de precipitado, desprendimiento de un
gas, formación de un electrolito débil o de un no electrolito.
Exotérmicas y endotérmicas
Reversibles e irreversibles
Análisis o descomposición
Es la transformación de un compuesto en otros compuestos o elementos.
CaCO3(s) CaO + CO2(g)
Sustitución o desplazamiento
Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.
Mg(s) + 2HCl(ac) H2(g) + MgCl2(ac)
El sulfato de cobre (I): sulfato cuproso o sulfato de dicobre es
una sal insoluble de color blanco, formada por el anión sulfato y el
catión cobre enestado de oxidación +1, de fórmula Cu2SO4. Este estado de
oxidación es poco estable, por tanto el sulfato de cobre (I) es mucho menos
frecuente que su análogo el sulfato de cobre (II) CuSO4.
Los principales países productores son: México, Rusia, Taiwan, Italia, China
y Argentina.
Suele obtenerse in situ a partir de soluciones de sulfato de cobre(II), por la
acción de un reductor como tiosulfato sódico diluido.
En laboratorio puede obtenerse mezclando disoluciones de sulfato de cobre
(II), sulfito ácido de sodio e hidróxido de sodio.
Su falta de color, en contraste con otras sales de metales de transición que
son coloreadas, incluídas las sales de Cu(II), se explica por su configuración
electrónica. Al tener la capa d totalmente ocupada, no son
posibles transiciones que típicamente tienen una energía en el rango
de la luz visible.
Sus disoluciones acuosas no son completamente estables y
lentamente dismutan o disproporcionan según la reacción:
Igual que otros compuestos de Cu(I) se oxida con bastante facilidad a Cu(II),
frente a numerosas sustancias, inclusive el oxígeno atmosférico. Para evitar
estas oxidaciones, sus disoluciones deben incluir un protector. Precisamente
por su facilidad para oxidarse, puede usarse como reductor frente a
sustancias orgánicas, en reacciones de síntesis.2
Por otro lado, cataliza un conjunto muy variado de reacciones en disolventes
orgánicos y en solución acuosa, como la preparación del alcohol etílico
sintético. Muchas de estas reacciones y en particular las últimas, implican
sistemas de oxidación-reducción y un ciclo redox Cu(I)-Cu(II).
También forma algunos complejos como sulfato de tris(etilentiourea)cobre(I) ,
[Cu(etu)3]SO4, o sulfato de tris(acetonitril)cobre(I)
Históricamente, se ha usado como sustitutivo de sulfato ferroso en algunas
recetas para preparar tinta ferrogálica.3
El sulfato de cobre (II): También llamado sulfato cúprico (CuSO4), vitriolo
azul, piedra azul, caparrosa azul, vitriolo romano o calcantita es un
compuesto químico derivado del cobre que forma cristales azules, solubles
en agua y metanol y ligeramente solubles en alcohol y glicerina. Su forma
anhídrica (CuSO4) es un polvo verde o gris-blanco pálido, mientras que la
forma hidratada (CuSO4·5H2O) es azul brillante.
Puesto que está disponible comercialmente, el sulfato de cobre se compra,
no se prepara generalmente en el laboratorio para agregar aldehidos y
cetonas como carburantes. Esto se logra de forma industrial por la acción del
ácido sulfúrico en una variedad de compuestos de cobre (II), tales
como Óxido de cobre (II) y de carbonato del cobre. Tales reacciones se
consideran reacciones redox u oxidación-reducción.
La más común de sus producciones, es la precipitación de sulfato
pentahidratado por sobre saturación con ácido sulfúrico, a partir de
soluciones concentradas de cobre provenientes de lixiviación de minerales
oxidados de cobre, también en medio sulfato, obedeciendo las siguientes
reacciones químicas.
Precipitación: Cu2+ (aq) + SO42- (aq) → CuSO4 (s)
Hidratación:
CuSO4 (s) + 5 H2O (l) → CuSO4·5H2O (s)
Estas reacciones ocurren durante el proceso en el orden que se señala.
El ácido clorhídrico:
ácido hidroclórico, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o todavía
ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal
marina en América) o agua fuerte (en España), es una disolución acuosa del
gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muycorrosivo 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 de menos de 1; una disolución de HCl 1 M da
un pH de 1 (Con 40 mL es suficiente para matar al ser humano, en un litro de
agua. Y al disminuir el pH provoca la muerte de toda la flora y fauna).
A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente
amarillo, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor
fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el cloruro de hidrógeno
forma vapores corrosivos densos de color blanco. El cloruro de hidrógeno
puede ser liberado porvolcanes.
El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para
limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y
manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno
puede formarse durante la quema de muchos plásticos. Cuando entra en
contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro de hidrógeno
como el ácido clorhídrico son corrosivos.
Las propiedades físicas del ácido clorhídrico, tales como puntos
de fusión y ebullición, densidad, y pH dependen de la concentración o
molaridad de HCl en la solución ácida.
Conc.
(m/m)
c :
kg HCl/
kg
Conc.
(m/v)
c :
kg HCl
/m3
Densi
dad
ρ : kg/l
Molari
dad
M
p
H
Viscosi
dad
η :
mPa·s
Calor
específ
ico
s :
kJ/(kg·
K)
Presi
ón
de
vapo
r
PHCl :
Pa
Punto
de
ebullic
ión
b.p.
Pun
to
de
fusi
ón
m.p.
10% 104,80 1,048 2,87 M
-
0,
5
1,16 3,47 0,527 103 °C
-
18 °
C
20% 219,60 1,098 6,02 M
-
0,
8
1,37 2,99 27,3 108 °C
-
59 °
C
30% 344,70 1,149 9,45 M -
1,1,70 2,60 1.410 90 °C
-
52 °
0 C
32% 370,88 1,159 10,17
M
-
1,
0
1,80 2,55 3.130 84 °C
-
43 °
C
34% 397,46 1,169 10,90
M
-
1,
0
1,90 2,50 6.733 71 °C
-
36 °
C
36% 424,44 1,179 11,64
M
-
1,
1
1,99 2,46 14.10
0 61 °C
-
30 °
C
38% 451,82 1,189 12,39
M
-
1,
1
2,10 2,43 28.00
0 48 °C
-
26 °
C
La temperatura y presión de referencia para la tabla anterior son
respectivamente 20 °C y 1 atmósfera (101 kPa).
El zinc: es un elemento químico esencial de número atómico 30 y
símbolo Zn situado en el grupo 12 de la tabla periódica de los elementos.
El zinc es un metal, a veces clasificado como metal de transición aunque
estrictamente no lo sea, ya que tanto el metal como su especie dipositiva
presentan el conjunto orbital completo. Este elemento presenta cierto
parecido con el magnesio, y con el cadmio de su grupo, pero del mercurio se
aparta mucho por las singulares propiedades físicas y químicas de éste
(contracción lantánida y potentes efectos relativistas sobre orbitales de
enlace). Es el 23º elemento más abundante en la Tierra y una de sus
aplicaciones más importantes es el galvanizado del acero.
Es un metal de color blanco azulado que arde en aire con llama verde
azulada. El aire seco no le ataca pero en presencia de humedad se forma
una capa superficial de óxido o carbonato básico que aísla al metal y lo
protege de la corrosión. Prácticamente el único estado de oxidación que
presenta es el +2. En el año 2004 se publicó en la revista Science el primer y
único compuesto conocido de zinc en estado de oxidación +1, basado en un
complejo organometálico con el ligando pentametilciclopentadieno.
Reacciona con ácidos no oxidantes pasando al estado de oxidación +2 y
liberando hidrógeno y puede disolverse en basesy ácido acético.
El metal presenta una gran resistencia a la deformación plástica en frío que
disminuye en caliente, lo que obliga a laminarlo por encima de los 100 °C. No
se puede endurecer por acritud y presenta el fenómeno de fluencia a
temperatura ambiente —al contrario que la mayoría de los metales y
aleaciones— y pequeñas cargas el más importante.
Aleaciones
Las aleaciones más empleadas son las de aluminio (3,5-4,5%, Zamak; 11-
13%, Zn-Al-Cu-Mg; 22%, Prestal, aleación que presenta superplasticidad)
y cobre (alrededor del 1%) que mejoran las características mecánicas del
zinc y su aptitud al moldeo.
Es componente minoritario en aleaciones diversas, principalmente de cobre
como latones (3 a 45% de zinc), alpacas (Cu-Ni-Zn) y bronces (Cu-Sn) de
moldeo.
Compuestos
El óxido de zinc es el más conocido y utilizado industrialmente,
especialmente como base de pigmentos blancos para pintura, pero también
en la industria del caucho y en cremas solares. Otros compuestos
importantes son: sulfato de zinc (nutriente agrícola y uso en minería), cloruro
de zinc (desodorantes) y sulfuro de zinc (pinturas luminiscentes).
Isótopos
El zinc existente en la naturaleza está formado por cuatro isótopos estables,
Zn-64 (48,6%), Zn-66, Zn-67, y Zn-68. Se han caracterizado
22 radioisótopos de los que los más estables son Zn-65 y Zn-72 conperiodos
de semidesintegración de 244,26 días y 46,5 horas respectivamente; el resto
de isótopos radioactivos tienen periodos de semidesintegración menores que
14 horas y la mayoría menores que un segundo. El zinc tiene cuatro estados
metaestables.
El Hierro
El Hierro, es un elemento metálico, magnético, maleable y de color blanco plateado. Tiene de número atómico 26 y es uno de los elementos de transición del sistema periódico.
También, es uno de los elementos metálicos más abundantes en el planeta. Constituye aproximadamente el 4.5% de la corteza terrestre. Generalmente es encontrado en forma de óxido de magnetita (Fe304), hermatita (Fe203), limonita, u óxidos hidratados (Fe203 + NH20) También existen pequeñas cantidades de hierro combinadas con aguas naturales, en las plantas, y además es un componente de la sangre.
El hierro fue descubierto en la prehistoria y era utilizado como adorno y para fabricar armas. El objeto más antiguo existente, es un grupo de cuentas oxidadas encontrado en Egipto, y data del 4000 a.c. El término arqueológico edad del hierro se aplica sólo al periodo en el que se extiende la utilización y el trabajo del hierro. El procesado moderno del hierro no comenzó en Europa central hasta la mitad del siglo XIV.
Algunas características de este metal
El hierro puro tiene una dureza que oscila entre 4 y 5. Es blando, maleable y dúctil. Se magnetiza fácilmente a temperatura ordinaria, y es difícil
magnetizarlo en caliente. A unos 790 °C desaparecen las propiedades magnéticas. El punto de fusión del hierro, es de unos 1.535 °C, un punto de ebullición de 2.750 °C. La densidad relativa de este metal es de 7,86. Su masa atómica es 55,847.
Estructura
El hierro tiene una estructura centrada en el cuerpo, a temperaturas normales. A temperaturas más altas, tiene una estructura cúbica centrada en la cara. Este hecho es de gran importancia practica. En su forma de acero, el hierro siempre contiene una pequeña cantidad de carbono. Los átomos de carbono son menores que los átomos de hierro y, a temperaturas altas, se encajan en los espacios abiertos de la estructura centrada en la cara. Cuando el hierro se enfría, adquiere una forma cubica centrada en el cuerpo. En esa forma, los átomos de carbono no pueden colocarse en los espacios más pequeños. Entonces, la red cristalina del hierro se distorsiona, debido al tamaño tan grande de los átomos de carbono, o el carbono se separa del hierro como carburo de hierro, Fe 3C.
Los cristales del hierro y del Fe3 existen en muchos tamaños y formas. La estructura final del cristal está determinada por el por ciento del hierro y la rapidez de enfriamiento. Estas diferencias en la estructura cristalina, le dan la gran versatilidad que tiene el acero como un material industrial. También explican el hecho de que las propiedades del acero se pueden cambiar gradualmente por el tratamiento del calor.
Químicamente el hierro es un metal activo. Se combina con los halógenos (flúor, cloro, bromo, yodo y astato) y con el azufre, fósforo, carbono y silicio. Desplaza al hidrógeno de la mayoría de los ácidos débiles. Arde con oxígeno formando tetróxido triférrico (óxido ferrosoférrico), Fe3O4. Expuesto al aire húmedo, se corroe formando óxido de hierro hidratado, una sustancia pardo-rojiza, escamosa, conocida comúnmente como orín. La formación de orín es un fenómeno electroquímico en el cual las impurezas presentes en el hierro interactúan eléctricamente con el hierro metal. Se establece una pequeña corriente en la que el agua de la atmósfera proporciona una disolución electrolítica. El agua y los electrólitos solubles aceleran la reacción. En este proceso, el hierro metálico se descompone y reacciona con el oxígeno del aire para formar el orín. La reacción es más rápida en aquellos lugares donde se acumula el orín, y la superficie del metal acaba agujereándose, osea, se corroe.
Al sumergir hierro en ácido nítrico concentrado, se forma una capa de óxido que lo hace pasivo, es decir, no reactivo químicamente con ácidos u otras
sustancias. La capa de óxido protectora se rompe fácilmente golpeando o sacudiendo el metal, que vuelve así a ser activo.
Aplicaciones y producción
El hierro puro, preparado por la electrólisis de una disolución de sulfato de hierro (II), tiene un uso limitado. El hierro comercial contiene invariablemente pequeñas cantidades de carbono y otras impurezas que alteran sus propiedades físicas, pero éstas pueden mejorarse considerablemente añadiendo más carbono y otros elementos de aleación.
La mayor parte del hierro se utiliza en formas sometidas a un tratamiento especial, como el hierro forjado, el hierro colado y el acero. Comercialmente, el hierro puro se utiliza para obtener láminas metálicas galvanizadas y electroimanes. Los compuestos de hierro se usan en medicina para el tratamiento de la anemia, es decir, cuando desciende la cantidad de hemoglobina o el número de glóbulos rojos en la sangre.
En 1994, la producción anual de hierro se aproximaba a los 975 millones de toneladas.
Compuestos
Los compuestos de hierro (II) se oxidan fácilmente a compuestos de hierro (III). El compuesto más importante de hierro (II) es el sulfato de hierro (II), FeSO4, denominado caparrosa verde, que normalmente existe en forma de cristales verde pálido que contienen siete moléculas de agua de hidratación. Se obtiene en grandes cantidades como subproducto al limpiar el hierro con baño químico, y se utiliza como mordiente en el teñido, para obtener tónicos medicinales y para fabricar tinta y pigmentos.
El óxido de hierro (III), un polvo rojo amorfo, se obtiene tratando sales de hierro (III) con una base, y también oxidando pirita. Se utiliza como pigmento, y se denomina rojo de hierro o rojo veneciano. También se usa como abrasivo para pulir y como medio magnetizable de cintas y discos magnéticos. El cloruro de hierro (III), que se obtiene en forma de cristales brillantes de color verde oscuro al calentar hierro con cloro, se utiliza en medicina y como una disolución alcohólica llamada tintura de hierro.
Los iones de hierro (II) y hierro (III) se combinan con los cianuros para formar compuestos de coordinación. El hexacianoferrato (II) de hierro (III) o ferrocianuro férrico, Fe4[Fe(CN)6]3, es un sólido amorfo azul oscuro formado por la reacción de hexacianoferrato (II) de potasio con una sal de hierro (III) y
se conoce como azul de Prusia. Se usa como pigmento en pintura y como añil en el lavado de ropa para corregir el tinte amarillento dejado por las sales de hierro (II) en el agua. El hexacianoferrato (III) de potasio, K3Fe(CN)6, llamado prusiato rojo, se obtiene del hexacianoferrato (III) de hierro (II), Fe3[Fe(CN)6]2. A éste se le llama también azul de Turnbull y se usa para procesar el papel de calco. El hierro experimenta también ciertas reacciones fisicoquímicas con el carbono, que son esenciales para fabricar el acero.
Hierro
Manganeso ← Hierro → Cobalto
?
26
Fe
Fe Ru
Tabla completa • Tabla extendida
Información general
Nombre, símbolo,número Hierro, Fe, 26
Serie química Metal de
transición
Grupo, período,bloque 8, 4, d
Densidad 7874 kg/m3
Dureza Mohs 4,0
Apariencia Metálico
brillante con un
tono grisáceo
Cloruro de Sodio
PESO MOLECULAR 58,44 FAMILIA QUÍMICA Haluro, Sal inorgánica SINÓNIMOS Sal de mesa, Halita, Sal de mar. OTROS DATOS Formula: NaCl
Propiedades físicas
Estado de agregación
Sólido
Apariencia Incoloro; aunque parece blanco si son cristales finos o pulverizados.
Densidad 2165 kg/m3; 2,165 g/cm3 Masa molar 58,4 g/mol Punto de fusión 1074 K (801 °C) Punto de ebullición
1738 K (1413 °C)
Estructura cristalina
f.c.c.
Propiedades químicas
Solubilidad enagua 35,9 g por 100 mL de agua KPS 37,79 mol2 Riesgos
Ingestión Peligroso en grandes cantidades; su uso a largo plazo en cantidades normales puede traer problemas en los riñones.
Inhalación Puede producir irritación en altas cantidades. Piel Puede producir resequedad. Ojos Puede producir irritación y molestia.
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