TABLA DE CONTENIDO

I.Gases: Resumen – Introducción – Principios teóricos – Datos, cálculos y resultados – Discusión de resultados Conclusiones Recomendaciones – Bibliografía – Anexos –

GASES

I.- RESUMENEn esta práctica experimental del laboratorio de fisicoquímica se determinó la tensión superficial de líquidos como el agua y soluciones por el método del peso de la gota y el método en función de la temperatura. Para eso graduamos el goteo de una bureta con agua, obtenemos 25 gotas de las cuales obtenemos su volumen y su masa, esto lo realizaremos a diferentes temperaturas.

Mediante el cual observamos la relación que existe entre la temperatura y la tensión superficial.

Al realizar los experimentos por el método de la gota se obtuvo como mejor resultado la tensión superficial de la solución de hidróxido de sodio a 25ºC que es igual a 68.6422 dinas/cm , que comparado a la teórica de 68.6265 dinas/cm nos arroja un error porcentual de 0.0229%.

Otro resultado para resaltar es la tensión superficial hallada a 20ºC que es 73.2329 dinas/cm que comparado con la teórica de 72.8 dinas/cm se obtuvo un error porcentual igual a 0.5946%.

La comparación de los resultados obtenidos experimentalmente con los teóricos son muy bien mostrados en la gráfica, y donde se puede observar la precisión y exactitud que se obtuvo. Hay gran similitud entre los datos.

Se cumplió con el objetivo de esta práctica, la cual es conocer la relación inversa entre la temperatura y la tensión superficial, obteniéndose resultados verdaderamente confiables para cálculos posteriores.

II.- INTRODUCCIONTodo el universo está conformado de materia, esta se le puede encontrar principalmente en tres estados de agregación o estados físicos: solido, líquido y gaseoso.

El estado gaseoso el cual se trata en esta práctica de laboratorio consta de átomos que poseen mucha energía y se mueven libremente de manera caótica, volando en un espacio.

Los gases han interesado y estimulado la imaginación de los científicos durante siglos. La fascinación de este estado reside en que podemos experimentar con él sin verlo, puesto que la mayoría es incolora.

El comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes, las cuales relacionan el volumen de un gas con su temperatura y presión. Los gases que obedecen estas leyes son llamados gases ideales o perfectos

Las investigaciones sobre los gases fueron fundamentales en el conocimiento de la estructura interna de la materia. Citemos los más importantes:

Lavoisier, científico francés, para descubrir la ley de conservación de la masa estudió la reacción entre hidrógeno y oxígeno en fase gaseosa para sintetizar el agua.

Dalton, científico inglés, planteó la idea del átomo indivisible para explicar las leyes de la combinación química y las leyes empíricas de los gases.

Gay – Lussac y Avogadro, al estudiar el comportamiento de los gases, descubrieron la ley de la combinación de los gases e introdujeron el concepto de molécula.

En metalurgia la ley de Boyle tiene muchas aplicaciones, entre ellas tenemos a la obtención de monóxido de carbono(CO) para usarlo como agente reductor para la obtención del hierro y acero(en siderurgia).

En cuanto a la expansión adiabática se aplica en el campo de la criogenia, en la nitruración de la superficie de aceros.

EL OBJETIVO

Principalmente comprobar experimentalmente algunas leyes importantes de los gases, en estos experimentos nuestros objetivos fueron los siguientes

1) Comprobar la ley de Boyle ( PV= constante ), mediante el primer experimento: Compresión isotérmica del aire.

2) Comprobar la relación Cp/Cv, gracias al segundo experimento: Expansión adiabática.

III.-PRINCIPIOS TEÓRICOS

EL COMPORTAMIENTO DE UN GASPara el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: presión, volumen, temperatura y masa de la muestra del material (o mejor aún cantidad de sustancia, medida en moles). Cualquier gas se considera como un fluido, porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal. Sus moléculas, en continuo movimiento, colisionan elásticamente entre sí y contra las paredes del recipiente que contiene al gas, contra las que ejercen una presión permanente. Si el gas se calienta, esta energía calorífica se invierte en energía cinética de las moléculas, es decir, las moléculas se mueven con mayor velocidad, por lo que el número de choques contra las paredes del recipiente aumenta en número y energía. Como consecuencia la presión del gas aumenta, y si las paredes del recipiente no son rígidas, el volumen del gas aumenta. Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir, al estar sus partículas en continuo movimiento chocando unas con otras, esto hace más fácil el contacto entre una sustancia y otra, aumentando la velocidad de reacción en comparación con los líquidos o los sólidos. Para entender mejor el comportamiento de un gas, siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal, aunque éste en realidad nunca existe y las propiedades de este son:

Una sustancia gaseosa pura está constituida por moléculas de igual tamaño y masa. Una mezcla de sustancias gaseosas está formada por moléculas diferentes en tamaño y masa.

Debido a la gran distancia entre unas moléculas y otras y a que se mueven a gran velocidad, las fuerzas de atracción entre las moléculas se consideran despreciables.

El tamaño de las moléculas del gas es muy pequeño, por lo que el volumen que ocupan las moléculas es despreciable en comparación con el volumen total del recipiente. La densidad de un gas es muy baja.

Las moléculas de un gas se encuentran en constante movimiento a gran velocidad, por lo que chocan elásticamente de forma continua entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene. Para explicar el comportamiento de los gases, las nuevas teorías utilizan tanto la estadística como la teoría cuántica, además de experimentar con gases de diferentes propiedades o propiedades límite, como el UF6, que es el gas más pesado conocido. Un gas no tiene forma ni

volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y la gran energía cinética de sus moléculas, las cuales se mueven.

ECUACION DE ESTADO PARA GASES IDEALES

La Ley de Boyle-Mariotte, o Ley de Boyle, formulada independientemente por el físico y químico irlandés Robert Boyle (1662) y el físico y botánico francés Edme Mariotte (1676), es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que:

La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante.

o en términos más sencillos:

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

Por lo que la expresión matemática de esta ley es:

 

Si la presión se expresa en atmósferas (atm)  y el volumen en litros (l), la constante k estará dada en (l·atm), que son unidades de energía y entonces, la constante de Boyle representa el trabajo realizado por el gas al expandirse o comprimirse.

Otra forma de expresar la Ley de Boyle es:

 

 

PRESIÓN DE UN FLUIDO

Todas las presiones representan una medida de la energía potencial por unidad de volumen en un fluido. Para definir con mayor propiedad el concepto de presión

en un fluido se distinguen habitualmente varias formas de medir la presión. La presión media, o promedio de las presiones según diferentes direcciones en un fluido, cuando el fluido está en reposo esta presión media coincide con la presión hidrostática.

La presión hidrostática es la parte de la presión debida al peso de un fluido en reposo. En un fluido en reposo la única presión existente es la presión hidrostática, en un fluido en movimiento además puede aparecer una presión hidrodinámica adicional relacionada con la velocidad del fluido. Es la presión que sufren los cuerpos sumergidos en un líquido o fluido por el simple y sencillo hecho de sumergirse dentro de este.

La presión hidrodinámica es la presión termodinámica dependiente de la dirección considerada alrededor de un punto que dependerá además del peso del fluido, el estado de movimiento del mismo.

Se calcula mediante la siguiente ecuación:

PL = YL x h

Dónde:

PL: es la presión que ejerce el líquido h : distancia desde la superficie o nivel superior del líquido YL: es el peso específico del líquido

Se llama presión manométrica a la presión relativa que ejerce un fluido con respecto a la presión atmosférica local. La mayoría de los medidores de presión, o manómetros, miden esta presión.

LEY DE BOYLE

La generalización empírica inicial fue el resultado de los trabajos iniciales de Robert Boyle (1662), quien descubrió que cuando una cantidad fija de aire, a una temperatura constante, se somete a diferentes presiones, el volumen del aire varía en proporción inversa a la presión. Esta relación inversa se expresa cuantitativamente como sigue:

La temperatura y la cantidad de gas permanecen constantes. A lo largo esta unidad V, P, T y n son respectivamente, el volumen, la presión, la temperatura y los moles de gas, (n se puede convertir a gramos). K es una constante de proporcionalidad. También se puede expresar así:

La ecuación para “n” estados es:

P1V1=P2V2=P3V3=…=K

DIFUSION DE GASES

Se puede describir el fenómeno de la difusión, como la tendencia mostrada por cualquier sustancia para extenderse uniformemente a lo largo del espacio aprovechable para ella. Tratándose de los gases se aplica apropiadamente el término difusión al paso de un gas por membranas porosas y el de efusión cuando el gas pasa por un agujero pequeño.

De acuerdo con la ley de Graham (1829) “la velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su respectivo peso molecular o de su densidad”.

Si la presión y temperatura de dos gases diferentes, son las mismas, se puede calcular la relación entre sus velocidades de difusión, a partir de sus densidades, pesos moleculares y los tiempos necesarios para que fluyan a través del orificio.

V1/ V2 = √M 2M 1 =√ p2p1= t1/t2

CAPACIDAD CALORIFICA

La capacidad calorífica es una cantidad que se puede medir directamente. Conociendo la cantidad de la sustancia que hay, el calor agregado y el aumento de temperatura, se puede calcular con facilidad el valor de la capacidad calorífica de la sustancia. Sin embrago, sucede que el valor que se calcula depende también de cómo se efectúe el proceso de calentamiento. Consideraremos dos casos importantes: a volumen constante y a presión constante.

En un proceso a volumen constante, el calor que absorbe el sistema es igual al aumento de energía interna, esto es, ∆U = qv. Por consiguiente, la capacidad calorífica Cv a volumen constante es:

Cv= qv∆T

=∆U∆T

O bien, expresada en derivadas:

dU = Cv.dT

De igual modo, en el caso de un proceso a presión constante,

∆H = qp, por lo que la capacidad calorífica a presión constante es:

Cp= qp∆T

=∆ H∆T

Y expresa en derivadas:

dH = Cp.Dt

EXPANSION ADIABATICA

En termodinámica se designa como proceso adiabático a aquél en el cual el sistema (generalmente, un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor con su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como proceso isoentrópico. El extremo opuesto, en el que tiene lugar la máxima transferencia de calor, causando que la temperatura permanezca constante, se denomina proceso isotérmico.

El término adiabático hace referencia a elementos que impiden la transferencia de calor con el entorno. Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático. Otro ejemplo es la temperatura adiabática de llama, que es la temperatura que podría alcanzar una llama si no hubiera pérdida de calor hacia el entorno. En climatización los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son adiabáticos, puesto que no hay transferencia de calor, a pesar que se consiga variar la temperatura del aire y su humedad relativa.

El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurren debido al cambio en la presión de un gas. Esto puede ser cuantificado usando la ley de los gases ideales.

La ecuación que describe este proceso se deduce del principio de conservación de la energía:

dE = Q + W

Dónde:

dE : cambio de energía de un sistema, dE = nCv.dT Q : calor suministrado W : trabajo realizado por el sistema, W = -P.dV

En el proceso adiabático: dE: -W, luego nCv.dT = -P.dV, y para el caso de gases ideales:

nCv.dT = -nRT.dV

Integrando para el proceso del estado 1 al estado 2:

CvLnT2/T1 = -RLnV2/V1

Se observa que el cambio de energía se relaciona con el cambio de volumen del sistema.

IV.DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS

EXPERIMENTO 1: “COMPRESIÓN ISOTÉRMICA DEL AIRE”El experimento trata de comprobar la ley de Boyle, para lo cual se miden volúmenes de aire para diferentes presiones.

Radio del tubo = 0.4cm Altura inicial (Ho) = 45.8cm Volumen inicial = πx(0.4cm)2(45.8cm) = 23.0216cm3

Condiciones ambientales:

Temperatura ambiente= Ta = 20°C Porcentaje de Humedad= 90% Presión atmosférica= Pa = 756 mmHg

Diferencia de niveles de mercurio ∆H Ho - ∆H

∆H1 = 0.9 cm 44.9 cm

∆H2 = 1.5 cm 44.3 cm

∆H3 = 1.6 cm 44.2 cm

∆H4 = 2 cm 43.8 cm

∆H5 = 2.5 cm 43.3 cm

CALCULANDO LOS VOLUMENES DEL AIRE(de las columnas de aire) :

V=π r2×(Ho−∆ H )

V 1=π (0.4cm)2×44.9cm ¿ 22.569cm3

V 2=π (0.4cm)2×44.3cm ¿ 22.268cm3

V 3=π (0.4cm)2×44.2cm ¿ 22.217cm3

V 4=π (0.4 cm)2×43.8cm ¿ 22.016 cm3

V 5=π (0.4cm)2×43.3cm ¿ 21.765cm3

Presión total que soporta el aire: Ptotal = Patmosferica+ Ph

Ph= ρHg(kg/m3)xgx∆H(m)x0.007501=.........mmHg

Medición Ph (mmHg) Patm (mmHg) Ptotal (mmHg)1 9 756 765

2 15 756 771

3 16 756 772

4 20 756 776

5 25 756 781

Pexperimental =771.2mmHg

Hallando el producto PV = K

Medición Presión experimental(mmHg)

Volumen (cm3) PV (mmHgxcm3)

1 765 22.569 17265.285

2 771 22.268 17168.628

3 772 22.217 17151.524

4 776 22.016 17084.416

5 781 21.765 16998.465

Promedio PV = 17133.664 mmHgxcm3

Hallando PV promedio: (Qcritico = 0.64, para 5 datos)

Veremos si hay dato discordante para descartarlo( prueba Dixon o prueba de Q)

Valor mínimo: 16998.465 valor máximo: 17265.285

17084.416−16998.46517265.285−16998.465=0.322

17265.285−17168.62817265.285−16998.465 =0.362

(*)obs: Los cocientes son menores que el cociente crítico, por lo tanto se conservan los datos.

PV promedio=17265.285+17168.628+17151.524+17084.416+16998.465

5

Kpromedio=PV promedio=17133.664mmHgx cm3

Hallando la presión teórica: Pteórica=K

V medido

P1=¿ 17133.664mmHg×cm3

22.569cm3=

759.168mmHg

P1=¿ 17133.664mmHg×cm3

22.268 cm3=

769.430mmHg

P2=¿ 17133.664mmHg×cm3

22.217 cm3771.196mmHg

P3=¿ 17133.664mmHg×cm3

22.016 cm3=

778.237mmHg

P5=¿ 17133.664mmHg×cm3

21.765 cm3=

787.212mmHg

Pteorico=773 .049mmHg

EXPERIMENTO 2: “EXPANSIÓN ADIABÁTICA”El experimento permite calcular la relación de capacidades caloríficas Cp/Cv

Ecuación para un proceso:

Cv lnP2P3

=−R lnP1P3

Dónde:

P1 = Presión inicial del sistema P2 = Presión inmediatamente después de la expansión P3 = Presión luego que el gas alcance la temperatura inicial

Se demuestra:

γ=CP

CV

=P1−P2P1−P3

También:

Cp

C v

= h1h1−h2

Calculo de la relación Cp / Cv experimental

H1 (cm) H2 (cm) Cp/Cv = H1 / (H1 – H2)

15.1 4.4 1.4112

11.1 3.1 1.3875

13.3 1.9 1.4149

16.9 4.8 1.3967

10.1 2.6 1.3467

Cp /Cvpromedio=1.4112+1.3875+1.4149+1.3967+1.34675

Cp/Cv promedio experimental = 1.3914

CALCULO DEL %ERROR:

Experimento 1:

Para la presión:

Valor teórico: 773.049 mmHg

Valor experimental: 771.2 mmHg

%error=¿ 773.049mmHg−771.2mmHg773.049mmHg

∨x 100=0.239%

Experimento 2:

Valor teórico: 1.4008

Valor experimental: 1.3914

%error=1.4008−1.39141.4008

x100=0.671%

V.DISCUSIÓN DE RESULTADOSEn el gráfico PV vs Presión obtuvimos los siguientes datos y errores al analizar la grafica y su ecuación:

1. Se comprobó de la ley de Boyle que el primer dato presenta un PV igual a 17265.285 mmHgxcm3, comparando con nuestro PV promedio de 17133.664mmHgxcm3 obtenemos un porcentaje de error igual a 0.768%.

2. Se comprobó de la ley de Boyle que el segundo dato presenta un PV igual a 17168.628mmHgxcm3, comparando con nuestro PV promedio de 17133.664mmHgxcm3 obtenemos un porcentaje de error igual a 0.204%.

3. Se comprobó de la ley de Boyle que el tercer dato presenta un PV igual a 17151.524 mmHgxcm3, comparando con nuestro PV promedio de 17133.664mmHgxcm3 obtenemos un porcentaje de error igual a 0.104%.

4. Se comprobó de la ley de Boyle que el cuarto dato presenta un PV igual a 17084.416 mmHgxcm3, comparando con nuestro PV promedio de 17133.664mmHgxcm3 obtenemos un porcentaje de error igual a 0.287%.

5. Se comprobó de la ley de Boyle que el quinto dato presenta un PV igual a 16998.465 mmHgxcm3, comparando con nuestro PV promedio de 17133.664mmHgxcm3 obtenemos un porcentaje de error igual a 0.789%.

VI.CONCLUSIONES1.- Se obtuvo del primer dato un error bastante bajo, lo que indica que se realizó ese procedimiento de una manera precisa, contribuyendo así a la línea de trabajo.

2.- Se obtuvo del segundo dato un error bastante bajo, lo que indica que se realizó ese procedimiento de una manera precisa, contribuyendo así a la línea de trabajo.

3.- Del tercer dato obtuvimos el error mas bajo de todos, lo que indica que se realizó ese procedimiento de una manera precisa, contribuyendo así a la línea de trabajo.

4.- Se obtuvo del cuarto dato un error precisamente bajo, pero no exacto, dando así la satisfacción de el objetivo de este experimento, contribuyendo así a la línea de trabajo.

5.- Se obtuvo del primer dato un error bastante bajo, lo que indica que se realizó ese procedimiento de una manera precisa, contribuyendo así a la línea de trabajo.

Se logró comprobar de manera confiable en la primera práctica la ley de Boyle, la cual nos explica que “en todo proceso gaseoso, si la temperatura de una masa gaseosa es constante, la presión absoluta es inversamente proporcional a su volumen y esta relación es constante” , PV=K.

nuestro porcentaje de error fue bastante bajo, menor al 5%, concluímos que nuestros datos del experimento fueron tomados de manera apropiada.

En la segunda parte se logró determinar la relación Cp/Cv del aire, la cual fue también bastante próxima la teórica.

Se concluye entonces que el cambio en su volumen se relaciona con el trabajo realizado por el sistema,sea una expansión o compresión.

VII.RECOMENDACIONESDatos 1 , 2 , 3 , 4 y 5 fueron tomados con éxito, ya que los errores fueron bastante bajos. Se recomienda mejoramiento de equipo para reducir los errores producidos por los instrumentos usados.

En el primer experimento es muy importante tener el cuidado y las condiciones de seguridad necesarias para el trabajo con el mercurio, no derramar fuera del tubo capilar y no tener contacto directo con el mismo, debido a ser un elemento químico tóxico que podría causar daño a nosotros.

La intoxicación con mercurio se llama hidrargiria, hidrargirismo o mercurialismo. Con bajas concentraciones de mercurio (42 μg/m3) en el cuerpo se puede sufrir intoxicación.

Se debe iniciar el experimento atrapando una columna de aire, manteniendo constante en un inicio la altura del mercurio.

Para el experimento 2, tratar en lo posible medir las alturas en un mismo tiempo de forma exacta para obtener una diferencia de altura que sea válida para el cálculo del Cp/Cv del aire.

verificar que todos los datos sean lo mas cercano al valor real posible y si es debido, descartar los valores extremos para no tener un error grande.

VIII.BIBLIOGRAFIA

PONS MUZZO, Gastón. Fisicoquímica. Editorial Bruño. Segunda Edición. Lima – Perú, 1973.

CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. Fondo Educativo Interamericano S.A. Massachusetts E.U.A., 1975.

http://arquimedes.matem.unam.mx/Descartes4/doctec/fisica/calor/MaquinasTermicas.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/Mercurio_%28elemento%29 http://www.nlm.nih.gov/medlineplus/spanish/ency/article/002476.htm

IX.ANEXOS

PRUEBA DE DIXON O MÉTODO DEL COEFICIENTE CRÍTICO(Q). Este método se emplea para determinar si el valor extremo de una serie de datos debe de ser rechazado desde el punto de vista estadístico para un conjunto pequeño de datos.

Esta prueba consiste en comparar el valor del cociente Q con el cociente crítico dado para una serie pequeña de datos como son:

número de datos Q- crítico3 0.944 0.765 0.646 0.567 0.51

Para los datos extremos:

Menor valor:

Q=X 2−X1X n−X1

Mayor valor:

Q=X n−Xn−1Xn−X1

Dónde:

Xn = nésimo dato X1 = Primer dato

Se rechaza el valor si el cociente Q obtenido es mayor al Q crítico

Nosotros usamos 6 datos por lo que el cociente fue del valor de 56

CALCULANDO EL VALOR TEORICO DE γ:

Elementos existentes

% Peso Moles existentes

fm (fracción molar)

Cp Teórico(cal/mol)

Cv Teórico(cal/mol)

N2 78% 78 0.78 6.94 5.05

O2 20% 20 0.20 7.05 3.00

Ar 1% 1 0.01 5.00 7.00

CO2 1%. 1 0.01 9.00 4.95

Con los datos de fracción molar y de Cp y Cv calculamos el Cp y Cv del aire:

Determinación del Cp

Cp aire = Fm N2 x Cp N2 + Fm O2 x Cp O2 + Fm Ar x Cp Ar + Fm CO2 x Cp CO2

Cp aire = (6.94(0.78) +7.05(0.2) + 5.00(0.01) + 9.00(0.01)) cal/mol-ºK

Cp aire = 6.9632 cal/mol-ºK.

Por lo tanto el Cp/Cv teórico para el aire es:

Cp/Cv= (6.9632 cal/mol-ºK) = 1.4008

4.971cal/mol-ºK

Cp/Cv teórico del aire a 20°C = 1.4

INFORMACIÓN SOBRE EL MERCURIO Y LOS PELIGROS DE SU MANIPULACIÓN.

Símbolo: Hg Número atómico: 80 Serie química: Metales de transición Masa atómica: 200,59 uma Dureza(escala de Mohs): 1.5 Estado ordinario: líquido Densidad: 13579.04 kg/m3

Punto de fusión: 234.32K (-39°C)

Punto de ebullición: 629.88K(357°C) Entalpía de vaporización: 59.229 Kj/mol Entalpía de fusión: 2.295 Kj/mol Presión de Vapor: 0.0002 Pa a 234K Estructura cristalina: Romboédrica Calor específico: 140 J/(K-Kg)

CaracterísticasEs un metal pesado plateado que a temperatura ambiente es un líquido inodoro. No es buen conductor del calor comparado con otros metales, aunque es buen conductor de la electricidad. Se alea fácilmente con muchos otros metales como el oro o la plata produciendo amalgamas, pero no con el hierro. Es insoluble en agua y soluble en ácido nítrico.

Es insoluble en agua y soluble en ácido nítrico. Cuando aumenta su temperatura-por encima del los 40 °C - produce vapores tóxicos y corrosivos, más pesados que el aire por lo cual este se evapora, creando miles de partículas en vapor ya que estas se enfrían caen al suelo. Es dañino por inhalación, ingestión y contacto: se trata de un producto muy irritante para la piel, ojos y vías respiratorias. Es incompatible con el ácido nítrico concentrado, el acetileno, el amoníaco, el cloro y los metales.

ExtracciónEl mineral más importante del mercurio es el cinabrio, cuyas mayores reservas mineras se encuentran en España, en la localidad de Almadén (Ciudad Real).[cita requerida] En la época del Virreinato del Perú, la mina más importante de mercurio fue la mina Santa Bárbara en Huancavelica, ciudad hermanada con Almadén.

Efectos en el organismo

El sistema nervioso es muy sensible a muchas de las formas de mercurio. El metilmercurio y los vapores de mercurio metálico son más nocivos que otras formas, ya que más mercurio llega al cerebro en estas formas. La exposición a altos niveles de mercurio metálico, inorgánico, u orgánico puede dañar permanentemente el cerebro, los riñones y al feto en desarrollo. Efectos sobre el funcionamiento del cerebro: irritabilidad, timidez, temblores, cambios en los problemas de visión o audición, y en la memoria.

La exposición a corto plazo a altos niveles de vapores de mercurio puede causar efectos que incluyen daño a los pulmones, náuseas, vómitos, diarrea, aumento de la presión arterial o del ritmo cardíaco, erupciones en la piel, e irritación ocular. Ya que el mercurio y la mayor parte de sus compuestos son extremadamente tóxicos y son generalmente manejados con cuidado, en casos de derrames de mercurio (como el de algunos termómetros o tubos fluorescentes) los procedimientos específicos de limpieza se utilizan para evitar la exposición a sustancias tóxicas, en esencia, se recomienda combinar físicamente más gotas pequeñas sobre superficies duras, combinándolos en un solo grupo más grande para facilitar la extracción mediante el uso de un gotero, o empujando en un recipiente desechable. Las aspiradoras y escobas no deben ser utilizadas debido a que causan una mayor dispersión del mercurio. Posteriormente, el polvo de azufre, polvo de zinc, o algún otro elemento que forme fácilmente una amalgama (aleación) con el mercurio (por ejemplo, finamente dividido Cu o Bi) a temperaturas ordinarias se rocía sobre el área y posteriormente se recoge y se elimina correctamente. Una limpieza de superficies porosas y prendas de vestir no es eficaz para eliminar todos los rastros de mercurio y lo que es aconsejable es descartar este tipo de elementos que puedan haber estado expuestos a un derrame de mercurio.

El mercurio puede ser inhalado y absorbido a través de la piel y las mucosas, por lo que los contenedores de mercurio deben estar bien sellados para evitar derrames y evaporación. El calentamiento de mercurio, o compuestos de mercurio que pueden descomponerse cuando se calientan, se realiza siempre con una ventilación adecuada para evitar la exposición a vapores de mercurio. Las formas más tóxicas de mercurio son sus compuestos orgánicos, tales como dimetilmercurio y el metilmercurio. Sin embargo, los compuestos inorgánicos, como el cinabrio son también altamente tóxicos por ingestión o inhalación en polvo. El mercurio puede causar intoxicación aguda y crónica.

Síntomas por intoxicación con mercurio

MERCURIO ELEMENTAL

Por lo regular es inofensivo en caso de ser ingerido o tocado. Es tan denso y resbaladizo que generalmente se desprende de la piel o del estómago sin ser absorbido.

Sin embargo, se puede presentar daño considerable si el mercurio se convierte en gotitas aéreas pequeñas que se inhalan hacia los pulmones. Esto a menudo puede ocurrir por error cuando la gente trata de aspirar el mercurio que se ha derramado en el suelo.

La inhalación del mercurio elemental causa síntomas inmediatamente (agudos) si se inhala lo suficiente. Los síntomas también se presentan con el tiempo

(crónicos) si se inhalan pequeñas cantidades de mercurio todos los días. Si esto ocurre, los síntomas pueden abarcar:

Sabor metálico Vómitos Dificultad respiratoria Tos fuerte Encías inflamadas y sangrantes

Dependiendo de la cantidad de mercurio inhalado, se puede presentar daño pulmonar permanente y la muerte. Asimismo, se puede presentar daño cerebral a largo plazo a raíz de la inhalación de mercurio elemental.

MERCURIO INORGÁNICO

A diferencia del mercurio elemental, el mercurio inorgánico generalmente es tóxico cuando se lo ingiere. Dependiendo de la cantidad ingerida, los síntomas pueden abarcar:

Ardor en el estómago y en la garganta. Diarrea y vómitos con sangre.

Si el mercurio inorgánico ingresa al torrente sanguíneo, puede atacar los riñones y el cerebro, y presentarse insuficiencia y daño renal permanente. Una sobredosis grande puede ocasionar sangrado profuso y pérdida de líquidos por la diarrea e insuficiencia renal, lo cual provoca la muerte.

MERCURIO ORGÁNICO

Puede causar enfermedad si es inhalado, ingerido o puesto sobre la piel por períodos de tiempo prolongados. Este tipo de mercurio generalmente causa problemas en años o décadas, mas no inmediatamente. En otras palabras, estar expuesto a pequeñas cantidades de mercurio orgánico todos los días durante años probablemente hará que los síntomas aparezcan posteriormente. A pesar de todo, una sola exposición grande también puede causar problemas.

La exposición prolongada probablemente cause síntomas neurológicos, como:

Entumecimiento o dolor en ciertas partes de la piel. Estremecimiento o temblor incontrolable. Incapacidad para caminar bien. Ceguera y visión doble. Problemas con la memoria. Convulsiones y muerte (con grandes exposiciones).