LABORATORIO No.5 TABLA PERIODICA Y NOMENCLATURA Elaborado por: Daissy Lorena Restrepo Serna 310060 Andrés Felipe Ospina Osorio 310539 Presentado a: Gildardo de Jesus Montoya Asignatura: Laboratorio de química general Universidad Nacional de Colombia Facultad de Ingeniería y Arquitectura Marzo 22 de 2011 Objetivos y y y y y Reconocer los elementos metales y no metales mediante las características físicas y químicas de os mismos. Utilizar ácidos fuertes para determinar la acción reductora del elemento. Analizar los óxidos y determinar su carácter ácido o básico según el tipo de elemento asociado. A partir de la densidad, relacionar ésta con la posición en la tabla periódica. Analizar precisión y exactitud de instrumentos. FUNDAMENTO TEÓRICO METALES Metal se usa para denominar a los elementos químicos caracterizados por ser buenos conductores del calor y la electricidad, poseen alta densidad, y son sólidos en temperaturas normales (excepto el mercurio); sus sales forman iones electropositivos (cationes) en disolución. La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un solape entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de conducir fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo que le da su peculiar brillo. En ausencia de una estructura electrónica conocida, se usa el término para describir el comportamiento de aquellos materiales en los que, en ciertos rangos de presión y temperatura, la conductividad eléctrica disminuye al elevar la temperatura, en contraste con los semiconductores. El concepto de metal refiere tanto a elementos puros, así como aleaciones con características metálicas, como el acero y el bronce. Los metales comprenden la mayor parte de la tabla periódica de los elementos y se separan de los no metales por una línea diagonal entre el boro y el polonio. En comparación con los no metales tienen baja electronegatividad y baja energía de ionización, por lo que es más fácil que los metales cedan electrones y más difícil que los ganen. En astrofísica se llama metal a todo elemento más pesado que el helio.1 Definiciones de términos usados en fundiciones y Aleación: Una aleación es la mezcla de dos o más elementos, siendo uno de ellos el metal. y Arrabio: Hierro líquido con menos impurezas que el hierro inicial. y Escoria: Las impurezas que reaccionan con caliza. y Alto horno: Horno para hacer aleaciones y fundiciones, se alcanzan temperaturas muy elevadas. Hay que construirlo con materiales refractarios, es decir muy resistentes al calor.1 Propiedades Mediante la teoría del mar de Drude podemos explicar por qué los metales son tan buenos conductores del calor y la electricidad. Los metales tienen ciertas propiedades físicas características: a excepción del mercurio son sólidos a condiciones ambientales normales. lo cual le da su peculiar brillo. tienen un punto de fusión alto. que se conoce como enlace metálico. Esto le da la capacidad de conducir fácilmente calor y electricidad. y Ductilidad: propiedad de los metales de moldearse en alambre e hilos al ser sometidos a esfuerzos de tracción. es necesario comprender la naturaleza del enlace entre sus átomos. entre ellas son conductores de la electricidad.1 Otras propiedades serían: y Maleabilidad: capacidad de los metales de hacerse láminas al ser sometidos a esfuerzos de compresión. etc. y Tenacidad: resistencia que presentan los metales a romperse o al recibir fuerzas bruscas (golpes. comprensión. el cobre (Cu) rojizo y el oro (Au) amarillo. tener un punto de fusión alto. y generalmente la capacidad de reflejar la luz.La gran resistencia del metal junto a la facilidad de su trabajo lo hace un material excelente para cualquier construcción. La mayoría de ellos son de color grisáceo. ser duros. en la imagen el Puente de La Vicaria construido en acero corten. son dúctiles y maleables. este fenómeno se denomina policromismo. ser dúctiles y maleables. Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los átomos. formando una especie de mar (también conocido como mar de Drude) que los baña a todos. son duros. Un primer intento para explicar el enlace metálico consistió en considerar un modelo en el cual los electrones de valencia de cada metal se podían mover libremente en la red cristalina. Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los átomos. suelen ser opacos y brillantes. pero algunos presentan colores distintos. el bismuto (Bi) es rosáceo. el retículo metálico se considera constituido por un conjunto de iones positivos (los núcleos rodeados por su capa .1 Suelen ser opacos o de brillo metálico. formando una especie de mar (también conocido como mar de Drude). Los metales poseen ciertas propiedades físicas características. tener alta densidad. y ser buenos conductores del calor y electricidad. La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un traslape entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). torsión y flexión sin deformarse ni romperse.) y Resistencia mecánica: capacidad para resistir esfuerzo de tracción. tienen alta densidad. que se conoce como enlace metálico. En otros metales aparece más de un color. de esta forma. y son buenos conductores (calor y electricidad). se puede trasladar desde el electrodo negativo al positivo cuando el metal se somete al efecto de un potencial eléctrico. mucho mayor la que se necesita para deformar un metal de transición. porque este último posee muchos más electrones de valencia que son el aglutinante electrostático de los cationes. como la descripción detallada de la variación de la conductividad entre los elementos metálicos. La energía necesaria para deformar un metal como el litio es relativamente baja. Mediante la teoría del mar de electrones se pueden justificar de forma satisfactoria muchas propiedades de los metales. siendo la energía de la estructura deformada similar a la original. Los electrones móviles también pueden conducir el calor transportando la energía cinética de una parte a otra del cristal. hasta la temperatura ambiente. Los más comunes de este tipo son el Solidificación de metales: Si el metal está fundido y lo enfriamos lentamente. Cuando un cristal metálico se deforma. como es lógico. Dado que los electrones son móviles. La diferencia de tamaño entre los iones del soluto y los del metal base provoca un endurecimiento de la aleación. Soluciones sólidas: Sustancia cuyos iones constituyentes forman una única red cristalina. hasta el momento donde la temperatura se estabiliza y entonces comienza la solidificación. actuando como un aglutinante electrostática que mantiene unidos a los cationes metálicos. de forma que los iones del soluto se encuentran ocupando posiciones al azar en la celda del solvente.1 El modelo de mar de electrones permite una explicación cualitativa sencilla de la conductividad eléctrica y térmica de los metales. pero no es adecuada para explicar otros aspectos. en su lugar.5. es decir.5.de electrones) y electrones (los de valencia). Cuando ésta termina continúa con la misma uniformidad. como sucede en el caso de los sólidos de redes covalentes. . Los más comunes de este tipo son el magnesio y el berilio. no está limitado a una orientación determinada. En definitiva un elemento metálico se considera que está constituido por cationes metálicos distribuidos regularmente e inmersos en un ³mar de electrones´ de valencia deslocalizados. el mar de electrones simplemente se adapta a la nueva distribución de los cationes. El carácter dúctil y maleable de los metales está permitido por el hecho de que el enlace deslocalizado se extiende en todas las direcciones. siendo. Son la mayoría de los metales. Solución sólida sustitucional: el aleante sustituye las posiciones de los iones del metal base. y Ligeros: Densidad en g/cm³ inferior a 4. 1 y Pesados: Densidad en g/cm³ superior a 4.1 Los metales pueden formar aleaciones entre sí y se clasifican en: y Ultraligeros: Densidad en g/cm³ inferior a 2. este enfriamiento es continuo y uniforme. no se rompen enlaces localizados. en lugar de estar formados por átomos neutros. aluminio y el titanio. el período de enfriamiento. Tiene cuatro isótopos de masas 54. diferentes de las de los componentes Solidificación de aleaciones metálicas: Las curvas de enfriamiento de las soluciones sólidas presentan un intervalo de solidificación. una lámina de acero dulce que recibe un baño de cloruro de zinc fundido. Diagramas de equilibrio: . con el que está ligado. También se le utiliza como estabilizador en los materiales plásticos (PVC) y como aleación para mejorar las características mecánicas del alambre de cobre. Entonces existe una temperatura de comienzo y una de culminación de la solidificación.Se construye a partir de las curvas de enfriamiento . Su producción se lleva a cabo en el momento de la refinación de zinc. con . Combinación (frágiles): formación de nuevas moléculas. en las pilas y en las baterías para relojes. como catalizador de polimerización y como lubricante. en realidad. de carácter metálico. El litio. 57 y 58.Sirven para conocer en todo momento el estado de la aleación partiendo de la temperatura y la composición .3 Usos en la industria Metales que están destinados a un uso especial. para las soldaduras y las aleaciones correspondientes y en la fabricación de baterías de níquel y cadmio. Los pigmentos amarillos y anaranjados del cadmio son muy buscados por su gran estabilidad. El denominado "hierro blanco" es. Combina con facilidad con el carbono. consideradas excelentes por la seguridad de su funcionamiento. También se emplea para soldar. en medicina (tratamiento para los maníacodepresivos) y en química. Es un elemento de transición. son el antimonio. El níquel. metal ligero. así como para la obtención del aluminio mediante electrólisis. dúctil y maleable. se emplea principalmente en la cerámica y en los cristales. a causa de su elevada resistencia a la corrosión. como protección contra la corrosión.Solución sólida intersticial: el aleante se ubica entre los espacios interiónicos del metal base Disolución (maleables): las moléculas de los diferentes componentes se mezclan en la masa (no cambian de naturaleza). se trata de un contaminante peligroso. sirve para niquelar los objetos metálicos. 56. y presenta valencias +2 y +3.Nos suministran: Fases presentes a una determinada temperatura Composición de cada fase (sólido o líquido) Cantidad relativa de fases existentes en el campo bifásico (sólido + líquido). y a la que se da después un revestimiento especial de estaño. con el fin de protegerlos de la oxidación y de darles un brillo inalterable en la intemperie.1 ALGUNOS METALES DE LA NATURALEZA HIERRO El hierro puro es un metal de color blanco plateado. el cadmio o el litio. Tiene color amarillo y es resistente a la oxidación. Combinado se halla el Azurita (CO3Cu. su símbolo es Au. A elevada temperatura se oxida con el vapor de agua. Dom. Bolivia. . En la construcción se emplea en grifos. UU. porque en proporción mayor el latón disminuye sus propiedades mecánicas. Se utiliza en la fabricación de armas. y con él se pueden preparar hojas de grosor inferior a la milésima de milímetro (panes de oro). Se emplea en electricidad en la obtención de bobinados pararrayos y cables. el más dúctil y maleable. Química inorgánica El oro es un metal de elevada densidad. medallas. No se oxida al contacto del aire seco. verdoso por transparencia y negro o rojo en estado pulverulento.. de color amarillo cuando se halla en bloque.el que forma la cementita o carburo férrico (Fe3C). es un elemento simple perteneciente al subgrupo I B de la tabla periódica (tercer período de transición). El cinc debe de estar en proporción menor de 45%. en soldadura y en fabricación de alambres.Cu(OH)2). Tiene color amarillo y resistente a los agentes atmosféricos y a los esfuerzos mecánicos. Hay yacimiento de Calcopirita y Cuprita en la cordillera central y se cree que el cobre será el próximo mineral Dominicano a explotarce en pequeña y mediana escala. y Latón: Es una aleación de cobre y cinc. razón por la cual se usa en la marina. campanas y estatuas. Aleaciones de Cobre.2 COBRE Se encuentra nativo principalmente en EE. también la Cuprita (Cu2O) y la Clacopirita (S2FeCu) que es el principal mineral utilizado en la obtención del cobre. Las dos principales aleaciones que forma el cobre son: y Bronce: Es una aleación de cobre y estaño donde el cobre se encuentra en una proporción de 75 a 80%. pero al aire húmedo en presencia de anhídrido carbónico le hace cubrirse con una capa de sulfato de color verde azulado. Las principales formas comerciales son en tubos y alambres de diferentes diámetros y espesores. Tiene muy poca aplicación en la construcción debido a su costo. No es atacada por el agua salada. mientras que las sales ferrosas dan precipitado verde. el más dúctil y maleable. Su mayor uso es en la mecánica debido a sus propiedades químicas. eléctricas y térmicas. Las sales férricas son amarillas o rojas y con los álcalis dan un precipitado rojo. En la Rep. y con sus derivados. Adquiere un olor desagradable cuando se le frota. Chile y Japón. Se emplea en ornamentación en la fabricación de tubos. su número atómico 79 y masa atómica 196. Es un excelente conductor de la electricidad.97. Es blando. la cual le protege de la oxidación. tubos y uniones. maleable y tenaz. Es un material de color rojizo. METALES PRECIOSOS EL ORO El oro es un metal amarillo. y negro con los sulfuros alcalinos. Es un metal blando. es atacado por el ácido nítrico. Escasamente oxidable. de color pardo y cuyo hidróxido. el oro reacciona con los halógenos formando haluros trivalentes.2 LA PLATA La plata es un elemento simple perteneciente al subgrupo I B de la tabla periódica (segunda serie de metales de transición). . Actúa con valencia +1 y +3 y forma óxidos.09. Química inorgánica Conocida desde muy antiguo y utilizada siempre en joyería y como artículo de intercambio o moneda. Existe un solo isótopo estable.2 EL PLATINO El platino es un elemento simple perteneciente al grupo VIII de la tabla periódica (metales de transición). todos ellos poco estables. El oro también se utiliza en odontología y en la industria. para contactos eléctricos de precisión. el ácido sulfúrico en caliente y el agua regia. en recubrimientos electrolíticos y en la fabricación de espejos. conocido desde antiguo. el agua regia lo disuelve por el cloro naciente que desprende. que es un polvo de color violeta cuyo hidróxido correspondiente (AuOH) es una base débil. Cuando el oro es disuelto por agua regia forma el ácido cloroáurico (AuCl4H). Algunas sales de oro. muy brillante. su número atómico 47 y masa atómica 107. A temperaturas elevadas. en contactos eléctricos de aparatos de precisión. deja como residuo cloruro auroso (ClAu). Su símbolo Ag. al ser calentado. el sulfuro (Ag2S) y los haluros. pesado (densidad 10. Existen dos óxidos: el óxido auroso (Au2O). sonoro. Química inorgánica El platino. es un ácido débil que reacciona con bases fuertes dando auratos. haluros y cianuros. aunque ennegrece por pequeñas impurezas de sulfuros. el método de amalgamación ha caído en desuso. como el hiposulfito y el sulfonato. que.87. Su símbolo es Pt. y por el vapor de un halógeno. Es el elemento mejor conductor del calor y de la electricidad y se mantiene estable ante el aire puro y el agua. Presenta valencia +1 y alguno de sus compuestos más usuales son el nitrato de plata (AgNO3). es químicamente muy estable y únicamente es atacado por el mercurio. dúctil y maleable. hidróxidos. de fórmula Au (OH)3. si bien presentan reacciones alérgicas y efectos secundarios negativos.Buen conductor del calor y de la electricidad. Junto con el oro y el platino forma el grupo de los llamados metales nobles. Se utiliza en joyería. que se encuentra nativo y combinado en diversos minerales. de masa 197. y otros 10 isótopos radiactivos. es el más preciado de los metales usados en joyería. con el que forma amalgama. se utilizan en farmacia para el tratamiento de la artritis reumatoide. su número atómico 78 y su masa atómica 195.5). como el tricloruro áurico (AuCl3) y el tribromuro áurico (AuBr3). la plata es un metal blanco. y el óxidoáurico (Au2O3). El proceso metalúrgico de obtención es principalmente el de cianuración. y también el antiguo procedimiento de copelación. Se utiliza en metalurgia. con bajo punto de fusión (650ºC).4) y buen conductor del calor y de la electricidad. observe Toma de datos Adicione 5 gotas de agua Al acercar el magnesio al calor este comienza a tomar un color grisáceo. por lo que se utilizó en fotografía. contactos eléctricos y termopares. Inatacable por los ácidos. Símbolo Mg. arde a 300ºC con llama muy luminosa. imprescindible para la vida animal y vegetal. y como componente de diversos minerales. cualidad que se utiliza para usarlo como catalizador en ciertas reacciones.312.Se encuentra nativo. al comenzar a consumirse libera una luz plateada igual a la luz emitida por el flash de una cámara fotográfica para a continuación convertirse en ceniza . dúctil y maleable. finamente dividido o en forma de esponja. Presenta valencia +2 y se conocen tres isótopos estables y otros tres radiactivos. ligero. además. aleado con el iridio.2 DIAGRAMA DE FLUJO METALES: MAGNESIO Someta un trozo de magnesio al calor Anote el color del residuo obtenido Adicione el residuo a un tubo de ensayo Agregue 2 gotas de fenolftaleína. por lo general en forma de arseniuro. Tiene la propiedad de adsorber los gases y retenerlos. Se halla presente en las aguas minerales y sus sales son frecuentes en la naturaleza. maleable. el magnesio es un metal blanco argénteo. número atómico 12 y masa atómica 24.2 EL MAGNESIO El magnesio es un elemento simple perteneciente al subgrupo II A de la tabla periódica (metales alcalinotérreos). el osmio y el cobre en depósitos aluviales. se emplea en electrotecnia y en la industria electrónica para fabricar resistencias. Con los haluros de alquilo forma los compuestos organometálicos denominados compuestos de Grignard. Química inorgánica Aislado en 1808 por Davy. En forma dividida. brillante. Reductor activo. los sulfuros y los cianuros. su comportamiento químico le asemeja al cinc y al cadmio. muy pesado (densidad 21. Se conocen cinco isótopos estables y numerosos radioisótopos. Además de su clásica aplicación en joyería. se disuelve en agua regia y reacciona con los halógenos. Es. Es un metal blanco. en forma de gránulos o escamas. en pirotecnia y en la industria nuclear para la obtención del uranio. lo cual es muy rápida y no deja ningún residuo en el fondo lo cual nos indica que el aluminio reacciono por completo con el ácido clorhídrico Cu + HCl El cobre reacciona muy poco y demasiado lento. esta se puede apreciar ya que el hierro comienza a liberar pequeñas burbujas hasta que se consume en su totalidad.Al agregarle el agua se forma oxido de magnesio disolviéndose casi totalmente adoptando un color grisáceo. El ácido toma un color grisáceo y durante la reacción se puede observar en el fondo residuos de hierro SULFATO DE COBRE MÁS HIERRO Diagrama de flujo . en el fondo quedo un residuo magnesio de color gris oscuro Con la ayudad el papel tornasol se concluyó que el óxido de magnesio tiene un pH de 9 COMPARACIÓN DE LA CAPACIDAD REDUCTORA DE ALGUNOS METALES Diagrama de flujo Tome cinco tubos de ensayo A cada tubo agréguele 20g de un metal A cada uno adiciónele 4mL de HCl Observe y clasifíquelos por su reactividad Toma de datos Al + HCl La reacción dura aproximadamente 17sg. en el fondo del tubo de ensayo se puede observar el cobre que aún no ha reaccionado Fe + HCl La reacción es lenta pero constante. De este bloque. gases nobles. por lo que es más fácil que ganen electrones a que los pierdan. El hidrógeno normalmente se sitúa encima de los metales alcalinos. Los no metales suelen formar enlaces iónicos con los metales. o enlaces covalentes con otros no metales. excepto el hidrógeno. Se caracterizan por presentar una alta electronegatividad. Los no metales. . Un no metal suele ser aislante o semiconductor de la electricidad. compartiendo electrones. generalmente. excepto los metaloides y. pero normalmente se comporta como un no metal. ganando electrones. se considera que todos son no metales. están situados en la tabla periódica de los elementos en el bloque p. Sus óxidos son ácidos.Tome dos tubos de ensayo Adiciones a cada uno 5mL de CuSO4 A uno agréguele un trozo de hierro Al final de la práctica anote los cambios Toma de datos 14:58 hora de inicio 15:27 Al otro adiciónele una granalla de zinc El CuSO4 comienza una decoloración que va aumentando con el paso del tiempo Al clavo se le observan pequeñas partículas adheridas El hierro comienza a oxidarse En el CuSO4 se ven pequeñas partículas del hierro 16:05 El cobre se ha reducido El sulfato de cobre pierde su color El en fondo quedan pequeños residuos de cobre El clavo adopto u color café ya que el cobre se ha adherido a este La práctica se hizo con poca concentración del ácido lo que nos permitió observar la reacción NO METALES Los no metales comprenden una de las tres categorías de elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades de enlace e ionización. cloro (Cl2). F2 y Cl2). hidrógeno. No son lustrosos. a) b) c) d) Propiedades físicas Los no metales varían mucho en su apariencia. fosfina. Al ionizarse forman aniones. flúor (F2). algunos metales del grupo d para formar hidruros metálicos. yodo. se funde a 3570 ºC). nitrógeno.10 e) f) g) 2. en condiciones normales. especialmente las capas más externas.9 1. N2. Son todos elementos representativos pertenecientes al bloque p de la tabla periódica. nitrógeno (N2).5 volúmenes/%): la molécula de hidrógeno es muy apolar. Otros son oligoelementos: flúor. A temperatura ambiente los encontramos en estado gaseoso (H2. Forman compuestos iónicos con los metales y covalentes con otros no metales. alcalinotérreos (excepto berilio). son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. porque incorporan electrones en su nivel más externo. silicio. Al contrario de los metales. cloro. con los halógenos forma los halogenuros de hidrógeno. a) b) c) d) e) HIDRÓGENO Es un gas incoloro. inodoro e insípido. oxígeno. No tienen brillo metálico y no reflejan la luz.Los no metales forman la mayor parte de la tierra. una forma de carbono. oxígeno (O2). Por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Sus moléculas son generalmente biatómicas y covalentes. 02. (Se reducen). Poco soluble en agua (2. para adquirir la configuración electrónica del gas noble que les sigue en la tabla. líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante. 10 Propiedades químicas Su electronegatividad es de mediana a alta. Reacciona con otros muchos elementos: metales alcalinos. no "removibles". y los organismos están compuestos en su mayor parte por no metales. El hidrógeno gas difunde fácilmente a través de los metales y del cuarzo. fósforo y azufre en cantidades importantes. arsénico. Presentan 4 ó más electrones en su último nivel. Es relativamente inerte. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono. pero con un ligero aporte energético se disocia y el hidrógeno monoatómico resultante es muy reactivo: con el oxígeno lo hace de forma explosiva y llama azul pálida. con los del grupo del nitrógeno forma amoníaco. CARBONO . bromo (Br2) y yodo (I2). son diatómicos en el estado elemental: hidrógeno (H2). Se absorbe muy bien por los metales: el paladio absorbe hasta 850 veces su volumen de hidrógeno. Algunos no metales. El O2 es la forma alotrópica más abundante del oxígeno. Brilla en la oscuridad al aire debido a la transformación del P2O3 de su superficie en P2O5. es muy venenoso. los más importantes son: blanco (o amarillo). El nitrógeno sólido es incoloro y presenta dos formas alotrópicas. dependiendo de la estructura unos pueden conducir la corriente como los metales y otros no. es un gas incoloro. El fósforo violeta (color rojo-violeta) no es una forma importante. fullerenos. Es insoluble en disolventes líquidos. Tiene una estructura en capas. inodoro e insípido. En corte reciente parece amarillento. Es insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. de olor característico (el que se percibe después de las tormentas con importante aparato eléctrico). El fósforo ordinario es un sólido blanco céreo. En estado líquido y sólido es azul pálido y fuertemente paramagnético. Su color va del gris mate al acerado. FÓSFORO Hay por lo menos 6 clases de fósforo (alótropos). En estado líquido es azul oscuro y en estado sólido es violeta oscuro. OXIGENO El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza: 50. no combustible. El fósforo blanco es un aislante. Realmente es la única forma de carbono puro. conduce la corriente y el calor. produciendo vapores blancos de pentaóxido de difósforo (P2O5). Se encuentra en la naturaleza en cuatro formas alotrópicas: nanotubos. inodoro. No es venenoso. en estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua. el azufre elemental se presenta en . Es la forma más abundante. aunque es quebradizo. El fósforo negro tiene un color gris oscuro con brillo metálico. diamagnético. El fósforo rojo. Los nanotubos son materiales frágiles. Es insoluble en la mayoría de los disolventes. El oxígeno es incoloro. El diamante es uno de los materiales más duros (10 en la escala de Mohs). como éste. En todos los estados. NITRÓGENO A temperatura ambiente. más estable. rojo. Es un gas diamagnético azulado. No conduce la corriente. cuando es puro es incoloro y transparente. Por encima de 700ºC aparece la forma P2. inodoro e insípido. es insoluble en agua. Es incoloro. semiconductor o metal según la geometría. Es escamoso como el grafito y. Arde espontáneamente en el aire con llama blancoamarillenta. Su conductividad térmica es alta. insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono.3% en peso (incluyendo agua y atmósfera). de tacto resbaladizo. Tienen un alta conductividad térmica a lo largo del tubo y muy baja en dirección perpendicular.El carbono es un no metal inodoro e insípido. El ozono (O3) (la otra forma alotrópica del oxígeno). AZUFRE El azufre es un sólido amarillo pálido. negro y violeta. Es insoluble en disolventes líquidos. La solubilidad en agua disminuye con el aumento de la temperatura. Es débilmente soluble en agua. frágil. Los fullerenos son nuevas formas sólidas de un número finito de átomos de carbono. El grafito es muy blando y quebradizo. grafito y diamante. de brillo metálico. El flúor es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. produciendo un vapor rojo de olor muy desagradable. BROMO Es el único no metal líquido. En algunos casos (hidrógeno) la reacción es lenta en la oscuridad o a temperatura ambiente. escamoso. Es muy activo y reacciona directamente con la mayoría de los elementos (excepto nitrógeno. Es inflamable y el fuego no hay forma de apagarse. fluido. muy tóxico. Si están finamente divididos. venenoso y de olor penetrante. éstas presentan una multitud de formas confusas cuyas relaciones no están todavía completamente aclaradas. Sustituye fácilmente al hidrógeno en las combinaciones hidrocarbonadas mediante reacciones muy vigorosas. En estado gaseoso es color naranja a marrón oscuro. Húmedo ataca a todos los metales (excepto Tántalo) dando cloruros. y al disminuir la temperatura su color se va aclarando hasta anaranjado rojizo. Es un oxidante moderado. La flor de azufre es un polvo fino amarillo que se forma en las superficies frías en contacto con vapor de azufre. De color rojo oscuro. Con sustancias orgánicas las reacciones son muy violentas. Forma compuestos con muchos elementos (excepto gases nobles. arden con el flúor con llama brillante. Es soluble en agua. que asemeja al cloro. que se volatiliza fácilmente a temperatura ambiente. persistiendo las moléculas diatómicas hasta los 1500ºC. cerámicas.varias formas alotrópicas o modificaciones. oxígeno y carbono). En estado líquido es marrón. El iodo presenta algunas propiedades metálicas. pesado (cinco veces más denso que el aire). metales. de color negro violeta. FLÚOR Es un gas corrosivo amarillo claro (incoloro en finas capas).11 EXPERIENCIA CON EL AZUFRE Diagrama de flujo Adicione en un tubo de ensayo azufre Reaccione la conexión indicada Acerque al mechero Anote las observaciones Agregue una gota del indicador Al terminar la combustión agite el tubo . pero en presencia de luz (reacción fotoquímica) o por encima de 250 ºC se da de modo explosivo. CLORO Es un gas amarillo-verdoso de olor asfixiante. El azufre es un mal conductor del calor y de la electricidad. vidrios. que lo desplazan de los yoduros. YODO Es un sólido cristalino. carbono e incluso agua y amoníaco. azufre y selenio). que sublima a temperatura ambiente a gas azul-violeta con olor irritante. aunque es menos activo que los otros halógenos. En estado sólido es rojo oscuro. se logran observan en la teoría correlacionada en el Fundamento Teórico.Toma de datos Al acercarle el calor al azufre este comienza a evaporarse de inmediato produciéndose la siguiente reacción S + O2 SO2 + H2O H2SO3 + SO3 + H2O H2SO4 Los productos son disueltos en agua. Las conchas son pasadas por un horno rotatorio a 1320ºC.Eº = 0.H2O(s) + 2H2O(l) 5. 1. metálico. colocado en el grupo IIa del sistema periódico. peso atómico 24. de número atómico 74 y peso atómico 183. al añadirle la fenolftaleína se torna de color fucsia por lo que podemos concluir que los productos son ácidos. Las ecuaciones de las reacciones ocurridas se ven en la toma de atos respectivo de cada experimento 2. El paralelo entre las características entre los metales y no metales. Producción del Magnesio El magnesio comercial se obtiene del agua de mar y conchas. debido a su bajo peso y capacidad para formar aleaciones mecánicamente resistentes. 2. El metal con el mayor punto de fusión es el Volframio: elemento químico de símbolo W.85.44 v Óxido de Hierro (II) b) 2Fe2+(ac) ===> 2Fe3+(ac) + 2e. la que tiene 1300 ppm de magnesio. de símbolo Mg. El magnesio es blanco plateado y muy ligero.19MagnesioElemento químico.6 lb/ft3). Su densidad relativa es de 1. El metal exhibe una baja presión de vapor.20 4. lo que genera una reacción que produce hidrato de .77 v Óxido de Hierro(III) Fe2+ ( ac) + 2OH-(ac) ===> Fe(OH)2(s) 4Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2H2O(l) ===> 4Fe(OH)3(s) 2Fe(OH)3(s) ====> Fe2O3.Eº = 0. El magnesio se conoce desde hace mucho tiempo como el metal estructural más ligero en la industria. alta densidad y gran fuerza a temperaturas elevadas en ausencia de aire. 3. La cal es mezclada con agua de mar.312. Este metal tiene una estructura cúbica centrada en el cuerpo y brillo metálico gris plateado. de número atómico 12. para producir cal. a) Fe(s) ===> Fe2+ (ac) + 2e. y es extremadamente duro.74 y su densidad de 1740 kg/m3 (0.063 lb/in3) o 108. Su punto de fusión de 3410ºC (6170ºF) es el más alto de los metales. Si el H2SO3 y el H2SO4 se van a la atmosfera es cuando se produce la lluvia acida PREGUNTAS DE LABORATORIO 1. 7. el que se deposita en el fondo de un tanque de sedimentación. 6. el cual sirve para convertir al hidrato de magnesio en cloruro de magnesio en el inicio del proceso. los que posteriormente son fundidos y utilizados para las aleaciones de magnesio. Se realiza un secado especial hasta que el cloruro de magnesio logra obtener una concentración superior al 68%. El cloro con agua se convierte en ácido clorhídrico. 4. El magnesio que flota en la tina electrolítica es recogido y moldeado en lingotes de 8kg.magnesio.000A con lo que se logra la descomposición del cloro y el magnesio. En la celda se hace circular corriente eléctrica a 60.21 Obtención de magnesio por electrólisis Obtención de magnesio por reducción . El hidrato de magnesio se extrae del tanque como una pasta a la que se le agrega ácido clorhídrico. La mezcla es filtrada consecutivamente para aumentar su concentración. 3. 5. El cloruro de magnesio en forma granular se transfiere a una celda electrolítica en la el ánodo es de grafito y el cátodo es la propia tina. con lo que se logra obtener cloruro de magnesio. mediante procesos de hidrogenación. la situación es distinta ahora.22 6. Te o As. Se pasa el gas a través de una disolución acuosa de una base orgánica. El primer paso para la recuperación del S del gas natural consiste en la separación del H2S para lo cual se aprovechan sus propiedades ácidas. El H2S se reduce a azufre elemental mediante un proceso en dos etapas 2 H2S(g) + 2 O2(g) [CAT] 1/8 S8(g) + SO2(g) + 2 H2O(g). El azufre funde (PF = 119 ºC).Obtención del azufre El azufre existe en forma elemental en depósitos subterráneos y se extrae mediante un procedimiento especial. con la salvedad de que hay que eliminar los compuestos organosulfurados. Aunque el proceso Frasch en su día fue la principal fuente de azufre elemental. Ello se debe a la necesidad de controlar las emisiones de azufre en las operaciones industriales. respecto a los contaminantes del aire. conocido como proceso Frash en honor a su inventor. Se inyecta aire comprimido (a 20-25 atm) por el tubo más interno y la mezcla azufre-agua asciende por el tubo intermedio. Actualmente y debido a las restricciones impuestas por la legislación actual. ha sido posible elevar este porcentaje hasta el 99%. 2 H2S(g) + SO2(g) 3/8 S8(s) + 2 H2O(g). Herman Frasch un químico americano que lo desarrolló en 1891. El azufre así obtenido es muy puro (pureza del 99. Se inyecta agua sobrecalentada (a una temperatura de alrededor de 165 ºC y 16 atm) en la roca subterránea que contiene azufre a través del tubo exterior de una sonda formada por tres tubos concéntricos. Una secuencia de reacciones similar se emplea para la producción de azufre a partir del petróleo. donde el único gas retenido es el H2S: Después de ser eliminado del combustible. [cat] = Fe2O3 y Al2O3 Un reactor múltiple puede llegar a una conversión del 95-96%. formando una bolsa líquida.9%) y no contiene impurezas de Se. Elemento Litio Sodio Coloración Rojo carmín Amarillo Elemento Bario Calcio Coloración Verde amarillento Rojo anaranjado . El H2S es una impureza frecuente en el petróleo y en el gas natural.5-99. 15 Estos términos son una función de la desviación de la media di o simplemente la desviación. que se define como: d i ! xi x 15 EXACTITUD El termino exactitud indica que tan cercana está una medición de un valor verdadero o aceptado.Potasio Estroncio Ácido bórico Violeta pálido Rojo carmín Verde Cobre Mercurio Hierro Azul bordeado de verde Violeta intenso Dorado 23 PRECISIÓN Este término se utiliza para describir qué tan reproducible son las mediciones. La exactitud se expresa en términos de error absoluto o error relativo. así. en tanto que la exactitud no puede determinarse cabalmente ya que no es posible conocer el verdadero valor de una cutida. la precisión de una medición se puede determinar simplemente repitiendo la medición en porciones semejantes de la muestra. es decir. La exactitud mide la concordancia entre u resultado y su valor verdadero la precisión mide la concordancia entre varios resultados que se han obtenido de la misma manera. qué tan semejantes con los resultados que se ha obtenido exactamente de la misma manera.15 ERROR ABSOLUTO El error absoluto E en la medición de una cantidad xi está dado por la ecuación E ! xi x t Donde xi. La precisión se determina sólo repitiendo una medición. Por lo general. la varianza y el coeficiente de variación. en su lugar se debe emplear un valor aceptado. Para describir la precisión de un conjunto de datos repetidos se utilizan tres términos muy conocidos: la desviación estándar. y se expresa como error. e el valor verdadero o aceptado de la cantidad. 15 METODO A. Es pertinente mencionar la diferencia fundamental entre exactitud y precisión. Diagrama de flujo Mida la altura del agua en la probeta Toma de datos Mida el radio de la probeta Realice cuatro veces el procedimiento . 3 1.303 47.534 Peso probeta con agua 157.325 Volumen de agua en la probeta 47.349 47.6 2.315 47.349 47.3 1.78 Diagrama de flujo Pese la probeta vacía Adicione agua Pese la probeta con el agua Toma de datos Medida Peso probeta vacía 110.6 2. Zn.78 191.534 442. Diámetro cm 2.4 2.409 157.3 1. Al.850 157.321 47.852 Peso del agua en la probeta 47. tanto mayor es la tensión que se produce.31 47. Pb.Medida 1 2 3 4 Sumatoria Promedio METODO B. Fe.78 48.3 Altura en cm 9 9.25 47.318 189. Cr. Cuanto mayor sea la distancia entre los dos metales en la serie electromotriz.852 631. Ni.533 110.12 47.9 9 36 9 Volumen en cm3 V = r2h 47.6 en Radio en cm 1.Mg.534 110. el metal que está a la izquierda se hace el polo negativo y el que está a la derecha se hace el polo positivo del elemento galvánico.318 189.303 47.136 110.6 10.321 47.854 157.325 1 2 3 4 Sumatoria Promedio CONSULTAS SERIE ELECTROMOTRIZ DE LOS METALES. La serie electromotriz es de la siguiente sucesión: . Cu + . una lejía o solución salina.6 2.2 1.3 5.853 157. En esta serie los metales están en una sucesión de modo que sumergiéndose dos metales de esta serie en un ácido.1 8. Sn.315 47.535 110. es necesario agregar electrones . La reducción de ese estado de 5 oxidación de cero (en el elemento primas) siempre implica la adición de electrones.Elementos galvánicos cortocircuitados resultan cuando se tocan entre sí dos metales distintos en presencia de un ácido diluido. Entre varias sustancias con el mismo estado de oxidación.4 LA REDUCCIÓN DEL COMPUESTO DEL METAL CON EL METAL ¿Por qué esta reducción? En su forma más simple. La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. la capacidad oxidante difiere grandemente según el ligante Así el -CF3 tiene una . Una cede electrones y la otra los acepta. OXIDACIÓN La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones. por lo que llevará a un cierto grado de carga positiva. Estas dos reacciones siempre se dan juntas. es decir. es decir cuando una especie química acepta electrones. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo. donde se están comenzando a partir de óxidos de metal. siempre es por la acción de otra que se reduce. no puede estar presente como un ion positivo. casi como el flúor. se prefiere el término general de reacciones redox. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción. puede ser parte de un enlace covalente . 5 Nota: En algunos compuestos del metal. literalmente. En cambio. el mineral se reduce porque el oxígeno se va a quitar. se puede pensar de estos minerales que contienen iones positivos del metal.pero siempre serán las menos presentes elemento electronegativo. La propia vida es un fenómeno redox. y por tanto aumenta su estado de oxidación.reducción. Para convertir a los metales. cuando una sustancia se oxida. una lejía o una solución salina. Por esta razón. Eso significa que su estado de oxidación siempre será positivo. Es mucho más útil usar la definición de la reducción en términos de la adición de electrones. Para una aproximación razonable. pero el calor proviene principalmente de la fuente que derritió el metal y no del proceso químico (una excepción sería el aluminio en la soldadura autógena).+ O3 = BrO3El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones. y ocurre principalmente en substancias que contienen carbono e hidrógeno. Si se suman las dos ecuaciones anteriores. aunque ambos tengan el mismo número de oxidación. la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio. los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). el ácido nítrico (HNO3). desprendiendo cantidades apreciables de calor. (Hidrocarburos). (Utilizado para purificar aguas servidas). el agua oxigenada (H2O2). Si el elemento está como grupo neutro o estado catiónico: KrF2 tiene una EN menor que el KrF+ aunque formalmente tengan el mismo número de oxidación. se obtiene la primera. en presencia del oxígeno disuelto del agua en un proceso a través del cual el oxígeno es reducido y el compuesto orgánico es oxidado.Oxidación química. 6 .Oxidación lenta La que ocurre casi siempre en los metales a causa del agua o aire. 6 .7 . la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio: 2NaI + Cl2 I2 + 2NaCl Esta puede desglosarse en sus dos hemireacciones correspondientes: 2 II2 + 2 e Cl2 + 2 e2 ClEn estas dos ecuaciones queda explícita la transferencia de electrones. Las sustancias oxidantes más usuales son el permanganato potásico (KMnO4). en forma de fuego. Así el MnF3 el MnF4. causando su corrosión y pérdida de brillo y otras propiedades características de los metales. Reacción que tiene lugar.Oxidación rápida La que ocurre durante lo que ya sería la combustión.electronegatividad (el C) similar a la del cloro (3.6 Tipos de oxidación .Oxidación electroquímica La oxidación electroquímica (depuración electroquímica) se produce mediante reacciones anódicas (indirectas y/o directas) en las que el oxígeno es transferido desde el disolvente (agua) a los productos que deben oxidarse.y el MnF2+ todos con el mismo número de oxidación tienen EN diferentes. desprendiendo cantidades de calor inapreciables. al fundir un metal se acelera la oxidación. por ejemplo. Sin embargo. Las propiedades del HBrO3 son muy diferentes a la del BrF5 éste último es mucho más oxidante aunque ambos tengan la misma valencia. el dicromato de potasio (K2Cr2O7).1) mucho mayor que por ejemplo CBr3. El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico: Br. por ejemplo. la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. . 7 MEDIO ÁCIDO En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final. y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios. cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio. corrosión. Las deficiencias de oxígeno también pueden ser ocasionadas por moho.7 . Es importante señalar que el oxígeno vital puede desplazarse más todavía por otros gases. Ecuación sin balancear: Oxidación: .Oxidación catalítica Existen unas sustancias. agua (pO) y energía en forma de calor. Lo que comúnmente llamamos basura. técnicamente se conoce como desechos sólidos y consiste básicamente de todo material. denominadas catalizadores. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua. Los gases a depurar deben ser calentados hasta alcanzar la temperatura de funcionamiento del catalizador. el resultado es a menudo una atmósfera que puede ser peligrosa o fatal cuando se la respira. tales como el dióxido de carbono. 7 . Se puede hacer una comparación entre la combustión (oxidación química) y el compostaje (oxidación biológica). Por ejemplo. Este calor necesario es suministrado por un quemador a gas o un calentador eléctrico. los que se transforman en materias inertes (cenizas o escorias) y gases a través de una combustión controlada a temperaturas elevadas (900º C). generalmente entre 250 y 350º C. Para reducir el consumo energético.Oxidación biológica Llamamos metabolismo al conjunto de reacciones de un organismo.Oxidación térmica Método de oxidación que empleando hornos se aplica para incinerar de residuos. puede instalarse un precalentador que aproveche el calor de los gases ya depurados. Cuando esto sucede. producto de las actividades humanas. que se bota o elimina por carecer de valor o utilidad. que tienen la propiedad de acelerar la reacción de oxidación de los compuestos orgánicos volátiles a temperaturas relativamente bajas.7 . fermentación u otros tipos de oxidación que consumen oxígeno. sin experimentar un cambio químico. El impacto de las deficiencias de oxígeno puede ser paulatino o repentino.La característica principal del tratamiento es que utiliza la energía eléctrica como vector de descontaminación ambiental. El compostaje es un proceso biológico controlado de descomposición aeróbica acelerada de los materiales orgánicos. En ambos procesos el carbón presente se oxida (química o biológicamente respectivamente) y si la combustión es completa se tienen como productos dióxido de carbono (CO2). Estas reacciones son producidas por la acción de los microorganismos. Oxidación: Reducción: Al final tendremos: Oxidación: Reducción: Como se puede ver. Oxidación: Reducción: Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. de ser necesario. Oxidación: Reducción: . viceversa). así que procedemos a sumar las dos semirreacciones. los electrones están balanceados. Por ejemplo. tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio. Ecuación sin balancear: Separamos las semirreacciones en Oxidación: Reducción: Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos). Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y.Reducción: Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos. respectivamente. de modo que la cantidad de electrones sea constante.8 MEDIO BÁSICO En medio básico se agregan iones hidróxilo (aniones) (OHí ) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final. para obtener finalmente la ecuación balanceada. Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH± y H3O+.0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = ±log[10±7] = 7 El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii.] . En disoluciones diluidas. = peso. Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = ±log[. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua). y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen. así que procedemos a sumar las dos semirreacciones. también se define el pOH. Por ejemplo.. los electrones están balanceados. en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno. n. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. potentia. que mide la concentración de iones OHí . Esto es: Desde entonces. hydrogenium. tenemos que: .. del latín pondus. se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno. quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. porque hay más protones en la disolución). n. una concentración de [H3O+] = 1 × 10±7 M (0. = potencia.Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior. siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor. = hidrógeno).8 pH El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. f. Oxidación: Reducción: Obtenemos: Oxidación: Reducción: Como se puede ver. para obtener finalmente la ecuación balanceada. por tanto. y Un pH igual a 7 es neutro. el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno. que vale 10 14. La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química. agua) = [H3O+]·[OH±]=10±14 en donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio. que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH. mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13.K(constante)w(water. y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno. También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores. ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. [OH ] la de iones hidroxilo. o fuera de condiciones normales de presión y temperatura. también conocido como pH-metro. y A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14. Generalmente se emplea papel indicador. A distintas temperaturas. log Kw = log [H3O+] + log [OH±] ±14 = log [H3O+] + log [OH±] 14 = ±log [H3O+] ± log [OH±] pH + pOH = 14 Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo. El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro. los valores de pH también pueden ser aún menores que 1 o aún mayores que 14. Por lo tanto. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y. En 1909. bioquímica y la química de suelos. En disoluciones no acuosas. menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 °C. un pH de 7 puede no ser el neutro. un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión de hidrógeno. del comportamiento de células y organismos.12 . el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw). El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido.5 a 14. Habitualmente. que vira en el intervalo de pH 3. se utilizan como indicador sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. Por eso se dice que este método es semicuantitativo. que vira desde un pH 8 hasta un pH 10. se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma básica respecto a la de la ácida. según lo dicho antes. o de una disolución incolora. En este punto del pH. el color del indicador es una mezcla entre el color de la forma ácida y el color de la forma básica. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH. transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Los indicadores de pH tienen una constante de protonación. raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina. pétalos de rosa roja. Cuando la concentración de la forma ácida del indicador es igual a la concentración de la forma básica del indicador.1 4.4. Para obtener solamente el color de la forma básica. se debería aumentar 10 veces la concentración . en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro. y otros(entre los cuales podemos destacar a la col morada y la piel de ciruela. K. Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente. pero es más inexacto que los otros.13 . a una coloreada. la constante de protonación es igual a la inversa de la concentración de protones. que son usadas por algunas culturas indígenas).Papel tornasol Este método es más barato. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. . porque sólo muestra algo cercano a lo que es el pH de una disolución.Indicador de pH Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Los más conocidos son el naranja de metilo. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado). de color rojo a naranja. que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador. y la fenolftaleína. y para obtener el color de la forma ácida. es decir.com/trabajos10/coma/coma. y Mediante la técnica de medición de potenciales Hidrógeno. investigación y química fina.org/wiki/Metal 2. Tiene un punto de fusión de 4° C. teniendo gran influencia sus reacciones con el oxígeno y con el medio. http://www. y Las coloraciones juegan un papel primordial tanto en las reacciones producidas como en las mediciones mismas de pH. En química se utiliza como indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro. o papel tornasol. siendo su punto de viraje alrededor del valor de pH. el papel pH. la zona de viraje de un indicador suele estar entre una unidad por arriba y una por abajo de su logK. su característica reductora u oxidante de acuerdo al material y a las situaciones que se vea sometido. se vuelve rojo al mezclarse con ácidos y azul al mezclarse con sustancias básicas o alcalinas.rincondelvago. Por tanto. pH.- de la forma ácida respecto a la de la básica.13 Fenolftaleína es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3). Hablando en términos logarítmicos. equivale a 2 unidades de pH.com/metales.monografias. Con esto se tiene que el cambio de color de una forma a otra equivale a un factor de 100. En análisis químico se usa como indicador de valoraciones ácido-base.shtml .html 3. sus cristales son incoloros y es insoluble en hexano sólido. para identificación de reacciones propias. En química se utiliza en análisis de laboratorio. en presencia de ácido sulfúrico. El reactivo se prepara al 1% p/v en alcohol de 90° y tiene duración indefinida.wikipedia.14 CONCLUSIONES y Mediante comprobaciones experimentales se puede determinar cada elemento según sus características tanto físicas como químicas. pero en presencia de bases se torna color rosa. Es un líquido blanco o incoloro. y De los metales analizados podemos concluir que el mas reactivo es el aluminio ya que es el que más rápido reacciona y el menos reactivo seria el cobre debido a que es demasiado lento para reaccionar y Entre más concentrado se encuentre el ácido más rápido se oxidara el metal Bibliografía 1. realizando la transición cromática de incoloro a rosado. http://html. se puede medir la alcalinidad o acidez presente en una sustancia para determinar el tipo de elemento presente en ella. http://es. En resumidas cuentas. htm 8.mx/Curso/Proceso1/Temario1_IV.wikipedia.mx/web/conocimientos/oxidacion. http://www.com/trabajos13/quimidos/quimidos. http://www.aprendizaje.shtml 10.. http://www.7&d=HASH71eea5c3d284eb8a6aa87f./r10219.org/wiki/PH 13.com.org/wiki/Fenolftaleína 15.itescam. http://www. http://es.org/gsdlmod?e=d-00000-00---off-0gtz--00-0----0-10-0---0--0direct-10---4-------0-1l--11-en-50---20-about---00-0-1-00-0-0-11-1-0utfZz-810&cl=CL2.mx/Curso/Proceso1/Temario1_IV.textoscientificos.com.3&x=1 5.DOC 16.co.lenntech. http://es.nzdl.com/ciencias_experimentales/pagwebciencias/PAGWE B/la_ciencia_a_tu_alcance/Experiencias_quimica_ensayos_a_la_llama.htm 24.jpimentel.php 7.profesorenlinea.lenntech.textoscientificos.html#uno 18. http://es..com/quimica/inorganica/azufre/obtencionaplicaciones 23.wikipedia. http://www.es/periodica/elementos/w.scribd.aprendizaje.jpimentel.html 6.monografias. http://www.wikipedia.htm 21. http://www.uk/inorganic/extraction/introduction. http://www.shtml 12.org/wiki/Reducción-oxidación 9.com/ciencias_experimentales/pagwebciencias/PAGWE B/la_ciencia_a_tu_alcance/Experiencias_quimica_ensayos_a_la_llama. http://www.4.chemguide. http://www. http://www.6.edu.htm 19. http://www. www.nervion. http://es.icarito. .com/quimica/inorganica/azufre/obtencionaplicaciones 17. http://www.mx/principal/sylabus/fpdb/. http://es.es/periodica/elementos/mg.com.org/wiki/Indicador_de_pH#Papel_tornasol 14.com/doc/339086/NO-METALES-Propiedades-fisicas-yquimicas-Qblo 11. http://www.html#uno 22.cl/enciclopedia/articulo/segundo-ciclo-basico/cienciasnaturales/la-materia-y-sus-transformaciones/2010/09/62-7445-9-metalesno-metales-y-semimetales.wikipedia.cl/Quimica/Oxidacion.htm 20.
Report "Laboratorio de tabla periodica y nomenclatura"