PRACTICA 5

                                          OBTENCIÓN DEL ALUMINIO

 OBJETIVO:

Experimentar y comprobar algunas de las propiedades físicas y químicas del Aluminio.

INTRODUCCIÓN:

El Aluminio no se encuentra libre en la naturaleza sino formando compuestos como los Silicatos dobles y simples, como Feldespatos, Caolín, Arcilla, Mica, etc.

Es excesivamente ligero, maleable, de color brilloso como Plata, es muy dúctil (ocupa el 6° lugar). Es muy buen conductor del calor y de la electricidad mejor que el Hierro y menor que el Cobre.

Su nombre Aluminio se deriva del mineral alumbre, Sulfato doble de Aluminio y Potasio.

Se utiliza en la industria aeronáutica, automovilística, fotográfica,  de explosivos, pinturas y con el Cobre, Magnesio, Manganeso formando aleaciones.

PROCEDIMIENTO:

 1.- Montar un aparato generador de energía con un foco y Bornes. Comprobar si este conduce  la electricidad, y hacer lo mismo con Cobre y Hierro, compararlos.

 USANDO VARIOS METALES

 2.- Coloque 4 tubos de ensayo en una gradilla.

 3.- Agregue un trozo o una pequeña porción de Aluminio en el primer tubo. En los tubos 2, 3 y 4 coloque muestras de Cobre, Cinc y Magnesio respectivamente.

 4.- Agregue 2 mililitros de Ácido Clorhídrico 6 M, a cada uno de los tubos de ensayo. Realice esta operación tubo por tubo, observando si se produce gas en cada caso, anotando la velocidad relativa de la reacción. Observe la reacción por lo menos tres minutos para cada tubo y anote.

5.- Con precaución compruebe la presencia de gas Hidrógeno acercando cuidadosamente un palillo o fósforo encendido a la boca de cada tubo de ensayo, anote sus observaciones.

 USANDO VARIOS ACIDOS:

 En esta parte el objetivo es comparar la facilidad con la cual el Aluminio desplaza al Hidrógeno de una variedad de ácidos. Los ácidos mas fuertes reaccionan a una velocidad mayor que los ácidos mas débiles.

 6.- Coloque tres tubos de ensayo en una gradilla y agregue 2 ml de Ácido Clorhídrico concentrado al primer tubo, Ácido Acético concentrado al segundo, y Ácido Sulfúrico concentrado al tercero.

 7.- Agregue una pequeña cantidad de virutas de Aluminio a cada uno de los tubos de ensayo. Procediendo de uno por uno.

 8.- Observe la reacción que se genera en cada uno de los tubos de ensayo. Anote la variación en las velocidades de evolución de gas Hidrógeno, ya que esta es una medida de las fuerzas relativas de los ácidos. Espere que la reacción prosiga por lo menos durante tres minutos, antes de hacer la operación.

 FORMACIÓN DE ALUMINATOS:

 9.- En un tubo de ensayo poner Hidróxido de Potasio y Aluminio, calentar hasta ebullición Y observar . Poner un palillo o fósforo encendido. ¿Qué fenómeno se presenta? ¿Qué ocurre en la llama del fósforo? y haga la reacción correspondiente.

 10.- En un vidrio de reloj colocar 1 gramo de Óxido Férrico y 5 gramos de aluminio. Prender fuego mediante un trozo de cinta de Magnesio.

 ¿Qué fenómeno se presenta?, realice la reacción correspondiente.

  MATERIAL                                                  REACTIVOS

 Foco                                                                Aluminio en trozos

 Borne y circuito eléctrico                               Cobre

 1 Vaso de precipitado de 250 ml                    Cinc

 8 Tubos de ensayo de 18 x 150                       Magnesio (cinta)

  Gradilla                                                           Ácido Sulfúrico

  2 Pipetas de 5 y 10 ml                                   Ácido Clorhídrico

 1 Balanza                                                        Hidróxido de Potasio

 1 Mechero                                                      Oxido Férrico

2 Vidrios de reloj                                             Ácido Acético

 2 Pinzas para tubo de ensayo

  CUESTIONARIO:

 1.- ¿Cuál es el mineral mas importante del Aluminio?

 2.- ¿ Cual es el ácido que lo ataca con mayor intensidad?

 3.- ¿ Que otros usos conoce para el Aluminio?