El documento describe las propiedades de varios ácidos (ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido clorhídrico) y metales (zinc, aluminio, hierro, magnesio, cobre). Explica que el objetivo de la práctica es reconocer estas propiedades y observar las reacciones químicas e identificar el gas hidrógeno cuando se mezclan los ácidos con los metales.

1. Reporte de Práctica Nº 9Fecha: 29/Julio/2009Título de la práctica: Comportamiento de metales con ácidos.Estudiante: Mario Enrique Aguaguiña Méndez.Grupo: A Paralelo: 05Profesora: Ing. Qca. Ana Avilés Tutivén. Ms. C Objetivos de la práctica:Reconocer las propiedades de algunos ácidos importantes como: Ácido sulfúrico (H2SO4), Ácido nítrico (HNO3), Ácido clorhídrico (HCl).Reconocer las propiedades de algunos metales importantes como: Zinc (Zn), Aluminio (Al), Hierro (Fe), Magnesio (Mg), Cobre (Cu).Observar las reacciones químicas e identificar el gas hidrógeno.Teoría:A continuación revisaremos algunos conceptos útiles para la realización de esta práctica y que nos ayudarán a comprender los objetivos de la misma.Ácido sulfúricoÁcido sulfúrico, de fórmula H2SO4, es un líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y con una densidad relativa de 1,85. Tiene un punto de fusión de 10,36 °C, un punto de ebullición de 340 °C y es soluble en agua en cualquier proporción. Al mezclar ácido sulfúrico con agua se libera una considerable cantidad de calor. A menos que la mezcla se agite bien, el agua añadida se puede calentar más allá de su punto de ebullición y la formación repentina de calor puede hacer saltar el ácido fuera del recipiente. El ácido concentrado destruye la piel y la carne, y puede causar ceguera si se introduce en los ojos. El mejor tratamiento en caso de accidente es eliminar el ácido con grandes cantidades de agua. A pesar del peligro potencial si se maneja sin cuidado, el ácido sulfúrico ha sido muy importante comercialmente durante muchos años. Los usos del ácido sulfúrico son tan variados que el volumen de su producción proporciona un índice aproximado de la actividad general industrial. Por ejemplo, a principios de la década de 1970, la producción anual de ácido sulfúrico en Estados Unidos, el mayor productor, sobrepasaba los 29 millones de toneladas, que corresponden a una producción diaria de 1/3 kg por persona al año. El ácido sulfúrico se utiliza principalmente para hacer fertilizantes, tanto superfosfato como sulfato de amonio. También se usa para fabricar productos orgánicos, pinturas y pigmentos, y rayón, así como para refinar petróleo y procesar metales. Uno de los pocos productos de consumo que contienen ácido sulfúrico como tal, es la batería de plomo, que se utiliza en los automóviles.Ácido nítricoLíquido incoloro y corrosivo cuya fórmula química es HNO3. Los alquimistas medievales lo conocían como aqua fortis (agua fuerte). El ácido nítrico se obtiene comercialmente por la acción del ácido sulfúrico sobre nitrato de sodio. También se puede preparar por oxidación catalítica del amoníaco. Es un ácido fuerte y un agente oxidante poderoso.El ácido nítrico concentrado de uso comercial contiene un 71% de HNO3 y el resto de agua. El ácido nítrico fumante, también empleado comercialmente, está compuesto de ácido nítrico y óxido de nitrógeno gas en solución. Presenta un color rojizo o pardo y es más activo que otras formas de ácido nítrico. Se emplean en síntesis químicas, en la nitración de materiales orgánicos para formar compuestos nitrogenados (compuestos que tienen un grupo NO2) y en la fabricación de tintes y explosivos. El ácido nítrico tiene un punto de fusión de -42 °C y un punto de ebullición de 83 °C.Las sales del ácido nítrico se denominan nitratos. El nitrato de potasio, o salitre, y el nitrato de sodio son los nitratos más importantes comercialmente. Casi todos los nitratos son solubles en agua. Una de las excepciones es el subnitrato de bismuto, BiONO3·H2O, utilizado en medicina para el tratamiento de trastornos intestinales. El amitol, un potente explosivo, es una mezcla de nitrato de amonio y trinitrotolueno (TNT). La reacción del ácido nítrico con compuestos orgánicos produce importantes nitratos, como la nitroglicerina y la nitrocelulosa. Los nitratos de calcio, sodio, potasio y amonio se emplean como fertilizantes que proporcionan nitrógeno para el crecimiento de las plantas.Ácido clorhídricoEl ácido clorhídrico, hidroclórico o todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal marina), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo 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 4 cm3 presentes en el agua 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 incoloro 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 por volcanes.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.ZincZinc, de símbolo Zn, elemento metálico blanco azulado que tiene muchas aplicaciones industriales. Es uno de los elementos de transición del sistema periódico; su número atómico es 30. Los minerales de cinc se conocen desde hace mucho tiempo, pero el cinc no fue reconocido como elemento hasta 1746, cuando el químico alemán Andreas Sigismund Marggraf aisló el metal puro calentando calamina y carbón de leña.El metal se usa principalmente como capa protectora o galvanizador para el hierro y el acero, y como componente de distintas aleaciones, especialmente del latón. También se utiliza en las placas de las pilas (baterías) eléctricas secas, y en las fundiciones a troquel. El óxido de cinc, conocido como cinc blanco, se usa como pigmento en pintura. También se utiliza como rellenador en llantas de goma y como pomada antiséptica en medicina. El cloruro de cinc se usa para preservar la madera y como fluido soldador. El sulfuro de cinc es útil en aplicaciones relacionadas con la electroluminiscencia, la fotoconductividad, la semiconductividad y otros usos electrónicos; se utiliza en los tubos de las pantallas de televisión y en los recubrimientos fluorescentes.AluminioEl aluminio es un elemento químico, de símbolo Al y número atómico 13. Se trata de un metal no ferroso. Es el tercer elemento más común encontrado en la corteza terrestre. Los compuestos de aluminio forman el 8% de la corteza de la tierra y se encuentran presentes en la mayoría de las rocas, de la vegetación y de los animales.[1] En estado natural se encuentra en muchos silicatos (feldespatos, plagioclasas y micas). Como metal se extrae del mineral conocido con el nombre de bauxita, por transformación primero en alúmina mediante el proceso Bayer y a continuación en aluminio mediante electrólisis.Este metal posee una combinación de propiedades que lo hacen muy útil en ingeniería mecánica, tales como su baja densidad (2.700 kg/m3) y su alta resistencia a la corrosión. Mediante aleaciones adecuadas se puede aumentar sensiblemente su resistencia mecánica (hasta los 690 MPa). Es buen conductor de la electricidad, se mecaniza con facilidad y es relativamente barato. Por todo ello es desde mediados del siglo XX[2] el metal que más se utiliza después del acero.Fue aislado por primera vez en 1825 por el físico danés H. C. Oersted. El principal inconveniente para su obtención reside en la elevada cantidad de energía eléctrica que requiere su producción. HierroHierro (química), de símbolo Fe (del latín ferrum, ‘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.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.Según estimaciones para 2000, la producción anual de hierro se situaba en torno a los 1.010 millones de toneladas.MagnesioEl magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número atómico 12. Su masa atómica es de 24,305 u.Los compuestos de magnesio, principalmente su óxido, se usan como material refractario en hornos para la producción de hierro y acero, metales no férreos, cristal y cemento, así como en agricultura e industrias químicas y de construcción.El uso principal del metal es como elemento de aleación del aluminio, empleándose las aleaciones aluminio-magnesio en envases de bebidas. Las aleaciones de magnesio, especialmente magnesio-aluminio, se emplean en componentes de automóviles, como llantas, y en maquinaria diversa. Además, el metal se adiciona para eliminar el azufre del acero y el hierro.CobreCobre, de símbolo Cu, es uno de los metales de mayor uso, de apariencia metálica y color pardo rojizo. El cobre es uno de los elementos de transición de la tabla periódica, y su número atómico es 29.El cobre tiene una gran variedad de aplicaciones a causa de sus ventajosas propiedades, como son su elevada conductividad del calor y electricidad, la resistencia a la corrosión, así como su maleabilidad y ductilidad, además de su belleza. Debido a su extraordinaria conductividad, sólo superada por la plata, el uso más extendido del cobre se da en la industria eléctrica. Su ductilidad permite transformarlo en cables de cualquier diámetro, a partir de 0,025 mm. La resistencia a la tracción del alambre de cobre estirado es de unos 4.200 kg/cm2. Puede usarse tanto en cables y líneas de alta tensión exteriores como en el cableado eléctrico en interiores, cables de lámparas y maquinaria eléctrica en general: generadores, motores, reguladores, equipos de señalización, aparatos electromagnéticos y sistemas de comunicaciones.Materiales y reactivos:A continuación se enlista los materiales utilizados durante esta práctica.Gradilla8 tubos de ensayo 3 pipetasMuestra: H2SO4Muestra: HNO3Muestra: HClTrocitos de ZnTrocitos de AlTrocitos de FeTrocitos de MgTrocitos de CuEsquema del procedimiento:A continuación se describen los pasos que se realizaron para llevar a cabo esta práctica.Colocar en una gradilla 8 tubos de ensayo numerados de T1 a T8.Introducir en cada tubo lo siguiente:T1 5 mL de solución H2SO4 al 20%. Agregar trocitos de Zn.T2 5 mL de solución HNO3 al 20%. Agregar trocitos de Zn.T3 5 mL de solución HCl al 20%. Agregar trocitos de Zn.T4 5 mL de solución HCl al 20%. Agregar trocitos de Al.T5 5 mL de solución HCl al 20%. Agregar trocitos de Fe.T6 5 mL de solución HCl al 20%. Agregar trocitos de Mg.T7 5 mL de solución HCl al 20%. Agregar trocitos de Cu.T8 5 mL de solución HNO3 al 20%. Agregar trocitos de Cu.Comprobar el gas desprendido en T3 con el ensayo del “gas fulminante”; el mismo que consiste en taparle la boca al tubo al momento de la reacción, con otro tubo invertido para que el gas que se desprende quede retenido en éste último, el que se lo introducirá en una llama del mechero. Anote lo que sucede.Utilizar 2 mL del líquido del T6 después de la reacción para evaporar totalmente el agua.Registrar todas las observaciones en una tabla de datos (ayúdese con la que se muestra a continuación del gráfico).Explicar las reacciones químicas de T1 al T8, igualmente la comprobación del gas en T3 con ecuaciones correspondientes. Nota: Para trabajar con ácidos hay que considerar, que éstos son peligrosos para la piel y para los ojos.Práctica Dibujos y/o gráficos:Tabla de datos:Tubo de ensayoT1T2T3T4T5T6T7T8Ácido diluido al 20%H2SO4HNO3HClHClHClHClHClHNO3Metal agregadoZnZnZnAlFeMgCuCuReacción inmediata (en su inicio)xxxxReacción retardada (en su inicio)xxxxReacción rápida (reacción total)xReacción lenta (reacción parcial)Presenta variación de temperaturaxPresencia de burbujasxxxxxxColor: en solución y/o gasxxxNo hubo cambio aparentexxFue necesario calentarxTabla de resultados:ReactivoEcuación de la reacciónObservacionesH2SO4 + ZnH2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2Se forma Sulfato de Zinc (ZnSO4), el zinc hizo burbujas (hidrógeno desprendiéndose) y se deshizo. No presentó mayor cambioHNO3 + Zn2HNO3 + Zn → Zn(NO3)2 + H2Se forma Nitrato de zinc (Zn(NO3)2), se produjeron burbujas (hidrógeno desprendiéndose) y se deshizo lentamenteHCl + Zn2HCl + Zn → ZnCl2 + H2Se forma Cloruro de zinc (ZnCl2), al introducir el zinc en el tubo, inmediatamente se produjo una efervescencia y se produjeron burbujas (hidrógeno desprendiéndose).HCl + Al6HCl + 2Al → 2AlCl3 + 3H2Se forma Cloruro de aluminio (AlCl3), al inicio no reaccionó, pero después se comenzó a producir burbujas (hidrógeno desprendiéndose) y el Al no se consumió.HCl + Fe6HCl + 2Fe → 2FeCl3 + 3H2Se forma Cloruro férrico (FeCl3), reaccionó inmediatamente produciendo burbujas (hidrógeno desprendiéndose) y el Fe se deshizo, las paredes del tubo quedaron empañadas.HCl + Mg2HCl + Mg → MgCl2 + H2Se forma Cloruro de magnesio (MgCl2), fue una reacción inmediata y hubo presencia de burbujas (hidrógeno desprendiéndose), el Mg se deshizo completamente.HCl + Cu2HCl + Cu → CuCl2 + H2Se forma Cloruro cúprico CuCl2, se produjeron burbujas (hidrógeno desprendiéndose), no hubo cambio aparente y el Cu no se deshizo.HNO3 + Cu2HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 +H2Se forma Nitrato cúprico Cu(NO3)2, luego de calentar por un momento, se produjeron burbujas (hidrógeno desprendiéndose), se tornó de una color celeste-azulado. Observaciones y recomendaciones:Se recomienda seguir estrictamente el procedimiento de la práctica, a fin de tener óptimos resultados. Tener mucho cuidado cuando se tome los ácidos de los frascos con la pipeta, porque de caer en la piel se podrían producir quemaduras.Utilizar una pipeta para cada tipo de ácido y procurar no confundirlas entre ellas, porque se mezclarían.En caso de que algún ácido tenga contacto con los ojos, se recomienda lavar con abundante agua por un tiempo aproximado de 15 minutos.Tener cuidado cuando se realicen las reacciones ya que podrían ser un poco explosivas.Conclusiones:Se estudió las características de algunos ácidos y metales importantes. Se observó lo que ocurrió en cada una de las reacciones realizadas.Se pudo identificar que el gas desprendido en cada una de las reacciones era hidrógeno gaseoso. Se pudo observar además la formación de nuevos compuestos químicos (sales), a partir de reacciones entre ácidos y metales.Se presentó las ecuaciones químicas que regían cada reacción.Bibliografía:Sitios web consultados:http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulfuricohttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_nitricohttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdricohttp://es.wikipedia.org/wiki/Zinchttp://es.wikipedia.org/wiki/Aluminiohttp://es.wikipedia.org/wiki/Hierrohttp://es.wikipedia.org/wiki/Aluminiohttp://es.wikipedia.org/wiki/Magnesiohttp://es.wikipedia.org/wiki/CobreMicrosoft ® Encarta ® 2007. © 1993-2006 Microsoft Corporation. __________________________Mario Aguaguiña MéndezC.I. 0927993329Fecha de entrega: 05/Agosto/2009