Los Pigmentos en la Química

Los Pigmentos en la Química 

Introducción

Un pigmento es un material que se usa para teñir desde un plástico hasta un producto textil y demás tipos de productos diferentes. Los pigmentos se dividen en dos grandes clases, los orgánicos y los inorgánicos, la diferencia es que los primeros contienen en ellos Carbono (C), y los otro no. En la practica, los orgánicos son más potentes en sus tonos que sus contrapartes inorgánicas.

Cabe destacar que los pigmentos que surgen por acción de la naturaleza, que pueden ser minerales como el carbón, vegetales en las platas, y animales en sangres, caparazones, etc. Ya eran utilizados por el hombre prehistórico, como por ejemplo la conocida cueva de las manos en la provincia de Santa Cruz. Con el tiempo, la sociedad comenzó a desarrollar pigmentos artificiales por medio de mecanismos industriales, como las grandes empresas de maquillajes y perfumes, por ej: "Pigmento", "L’Oréal Paris", entre muchas otras. 

William Perkin

Fue un químico, nacido en Londres. Desarrolló los primeros tintes sintéticos.

Con 17, era alumno del ilustre August Wilhelm von Hofmann. Este último pretendía sintetizar quinina para que no fuera necesario la muerte de animales como los crustáceos para fabricarla, sino que fuera artificial. La quinina era un componente de la medicina contra la malaria, muy demandado en las colonias. En 1856, mientras Holfmann estaba de viaje, Perkin probó una idea suya y oxidó la anilina. Al diluirla para eliminarla, observó que esta se coloraba, y se dio cuenta de que había obtenido el primer tinte sintético. Con solo 18 años patentó la idea.

Junto con su padre y hermano, Perkin fundó una fábrica para producir estos tintes. El color obtenido, el violeta, había sido el más difícil de obtener naturalmente y fue Perkin quien llevó adelante el experimento que lo hizo posible. 


El Capricho de la Duquesa
Mientras el señor Perkin se encontraba en su laboratorio, un día llega a la visita menos pensada.... era la mismísima duquesa de Inglaterra, que venía con un pedido bastante exquisito. Sabiendo que él era experto en pigmentos, le pidió que le fabrique un pigmento color blanco, pero no cualquier blanco, uno nuevo, alguno que no se haya visto nunca antes, el mejor blanco de todos. 

Perkin con la ansiedad de poder conseguir el pedido de la duquesa. Para esto utilizó barras de aluminio y las quemó para acelerar el proceso de oxidación. 

Experiencia	Largo de la cinta(cm)	Resto de la cinta(cm)	Pigmento obtenido(g)
Video 1	4 cm	1 cm	0,111g
Video 2	6 cm	1 cm	0,166g
Video 3	8 cm	1 cm	0,245g
Video 4	10 cm	4 cm	0,238g

Debido a que con todas las medidas de cintas cada vez producía más pigmento, llegó un momento que al intentar con una cinta de 10cm no incinero toda la cinta por lo que también produjo menos pigmento de lo esperado, luego de analizarlo se dió cuenta que si también aumentaba el largo de la cinta, también tendría que agrandar el frasco con el que cubría el aluminio para que todo el pigmento quedara ahí dentro. Por lo que ésta vez, usó la cinta de 10cm pero en un frasco mucho más grande. Dándole mejores resultados. 

Experiencia	Largo de la cinta(cm)	Resto de la cinta(cm)	Pigmento obtenido(g)
Video 5	10 cm	1 cm	0,313g

¿Qué será más importante para lograr quemar todo el metal: la cantidad de metal o el tamaño del frasco? 
Lo más o importante para determinar la cantidad de pigmento que podemos obtener son ambas cosas, teniendo en cuenta el tamaño que usaremos de cinta y el tamaño del frasco. Ya que si solo nos quedamos en agrandar el frasco nos limitamos a utilizar cintas cortas por no buscar más allá, y si sólo nos preocuparamos por el largo de la cinta llegaría un momento en el que desperdiciariamos cinta y pigmento por la falta de oxígeno al no agrandar el frasco. Es decir lo más importante es ir agrandando ambas cosas a medida que realizamos el experimento. 
Al fin y al cabo Perkin resuelve el experimento y gracias al gran pigmento blanco que desarrolló, la duquesa pudo mantener su imagen capilar de cabello blanco. 

Reacciones Químicas

1) Clorato de potasio propiedades: solida, parece húmeda, blanca.

Observación: el clorato con el contacto al calor pasa de estado solido a liquido (transparente) y luego de un rato ebulle con burbujas y al darlo vuelta se transformo en solido
Cuando se le agrega el palo con la punta roja se aviva debido a que el clorato esta compuesto también por oxigeno y esto es lo que aviva el fuego del palo
La punta del punto de ignición se aviva mas
El residuo es solido, parece la cascara de un huevo, seco, frágil, fino, puntos de aire.
Es descomposición

Ecuación: KCIO3(S) 👉 KCL (S) + O2 (G)

2) Bicarbonato de sodio propiedades: polvo. Parece sal fina. Seco.

Cuando se le agrega ácido clorhídrico al bicarbonato de sodio se ebullece y salen burbujas y al colocar la punta de ignición se apaga, ya que libera dióxido de carbono que ahoga a la punta de ignición.
Sustitución simple

Ecuación: NaHCO3 (s) + HCL (aq) 👉 CO2 (g) + NaCL (aq) + H2O (l)

3) La granalla de zinc tiene burbujitas alrededor y el ácido clorhídrico es amarillento.
Cuando se destapo y se acerco un fósforo prendido hizo un ruido debido a que libero hidrógeno (ladrido de perro), después de esto el liquido quedo amarillento con espuma debido a su vencimiento.
Zm (s) + HCL (aq) 👉 H2 (g) + ZmCL2 (aq)
Simple sustitución

4) Se coloco una barrita de magnesio encima de fuego y libero una chispa radiante blanca, consumiendo el magnesio y dejando como una lamina semi-dura blanca pero frágil

Mg (s) + O2 (g) 👉 MgO (s)
Síntesis

B) Se mezclo el oxido de magnesio con agua y formando un hidróxido de magnesio y para corroborarlo se le agrego felaftaneina provocando en la mezcla un color fucsia que afirma que es un hidróxido

MgO (s) + H2O (L) 👉 Mg (HO)2 (L)






Ecuaciones balanceadas:

1)  2KCIO3(S) 👉 2KCL (S) + 3O2 (G)

2)  2NaHCO3 (s) + 2HCL (aq) 👉 3CO2 (g) + 2NaCL (aq) + H2O (l)

3)  Zm (s) + 2HCL (aq) 👉 H2 (g) + ZmCL2 (aq)

4)  2Mg (s) + O2 (g) 👉 2MgO (s)

5)  3MgO (s) + 3H2O (L) 👉 3Mg (HO)2 (L)

Reacciones químicas cotidianas: 

1. Encender un fósforo: Cada vez que encendemos un fósforo, estamos viendo una reacción de combustión. La combustión combina las moléculas energéticas con oxigeno para poder producir dióxido de carbono y agua.

C3 H8 + 5O2 → 4H2 O + 3CO2 + energía

2. Digestión: Muchas de las reacciones químicas se generan durante la digestión. Desde el mismo momento que se coloca la comida en la boca, una enzima en la saliva denominada amilasa, la cual comienza a descomponer todos los azucares y otros carbohidratos en formas mas simples para que nuestro cuerpo pueda absorberla. El ácido clorhídrico en el estomago reaccionan con los alimentos para poder descomponerlos, mientras que las enzimas escinden a las proteínas y a las grasas para que puedan ser absorbidas por el torrente sanguíneo mediante las paredes de los intestinos.

3. Baterías: usamos baterías todos los días para diferentes funciones, controles remotos, radios, teléfonos, etc. Estas utilizan reacciones electrodo químicas o redox para convertir la energía química en energía eléctrica. Las reacciones redox espontáneas ocurren en las células galvánicas, mientras que las reacciones químicas no espontáneas tienen lugar en las células electrolíticas

4. El jabón: los jabones y detergentes poseen una parte polar, por lo general un ácido carboxílico, unida a una cadena alifática no polar lo que le da la capacidad de formar micelas. Estas micelas tienen la capacidad de rodear la suciedad para que pueda ser eliminado de la ropa, los platos y nuestros cuerpos.

5. Llorar por la cebolla: la cebolla contiene moléculas de amino ácidos sulfóxidos. Al cortar la cebolla se rompen las paredes celulares liberando estos sulfóxidos junto con enzimas que lo degradan a ácidos sulfénicos, un compuesto organosulfúrico que es irritante a los ojos.

Reacciones Físicas: 

•  Hervir agua (Su estado varía, más la composición es la misma).
• Arrugar una hoja de papel; es transitorio, ya que no hay cambio de sustancia.
• Cuando se pone agua a hervir en una hoya esta pasa de estado sólido al gaseoso.
• Cuando el helado queda afuera del freezer y se descongela, pasando de estado sólido a líquido.
• Cuando llenamos las hieleras con agua y las ponemos en el congelador, al rato tendremos cubitos de hielo. En este caso, el agua pasa del estado líquido al sólido.