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.