Universidad del Perú, Decana de América
Integrantes:
o
Huayanay Palma, Katherine Valeria Morales Mexicano, Anita
o
Palomino Zelaya, Claudia María
o
Tema:
Sales Halogenadas: Preparación y propiedades
Profesora:
Ing. Marcela Paz Castro
Fecha de práctica:
09/09/2014
Fecha de entrega:
16/09/2014
Esta práctica tiene como objetivos:
La obtención de sales halogenadas a través de diversas reacciones llevadas a cabo en laboratorio.
Comprobar las propiedades teóricas de las diversas sales halogenadas, tales como la oxidación.
Identificar los diversos compuestos halogenatos por medio de reacciones hechas en la práctica.
1.
Preparación de KClO3
En un matraz con agua destilada preparamos una solución de KOH, calentamos la solución y agregamos Cl2 (g) gota a gota hasta saturación. Se calienta la solución hasta ebullición, luego enfriarla con agua de caño y hielo.
3Cl2 (g)+ 6KOH (aq)
∆
KClO3 (aq) + 5KCl (aq)
(T°>80°)
Observaciones durante el proceso: Notamos que la solución ha alcanzado el punto de saturación cuando se observa el cambio de coloración hacia un verde traslúcido en la solución que recibe el Cl 2 (g). Al calentar en ebullición y luego enfriar, se denota el proceso de cristalización, al notar los cristales que se forman en la base del matraz.
Saturación de KOH
2.
a
con Cl2
Ebullición de KClO3
a
Cristalización de KClO3
Propiedades de los cloratos 2.1- En
un tubo de ensayo se coloca 0.2g de KClO 3 y se añade a gota a gota HCl
KClO3 (s)+HCl (cc)
(cc).
→ Cl2 (g) + KCl (aq) +ClO2 (aq)
Observaciones durante el proceso: Se observa el cambio de coloración de blanco hacia un amarillo intenso, además se desprende olor a lejía, que señala la presencia del Cl 2 (g)
2.2- En
un tubo de ensayo completamente seco se coloca unos cristales de KClO 3. Se sujeta con pinzas y en posición vertical se calienta hasta que la sal se funda, y se introduce una astilla incandescente. Se repite lo mismo, pero agregando MnO2.
Primera reacción:
KClO3 (s)
∆
KCl (l) +O2 (g)
KClO3 (s)
∆
KCl (l) +O2 (g)
Segunda reacción: MnO2
Observaciones durante el proceso: En estas reacciones no varían los productos, sino la velocidad de reacción. En la primera reacción, al introducir la astilla, demora en avivarse el fuego. Además, la sal no llega al punto de fusión rápidamente, demora en volverse líquida. Al añadirse el catalizador, vemos que la reacción se produce más rápido. El desprendimiento de oxígeno es mayor y el cloruro de potasio se fusiona más rápido.
3.
Oxidación de yoduros por acción de los halogenatos en función del pH Se forma una serie de tres tubos de ensayo y se agrega a cada uno 1ml de la solución de KClO 3 al 5%.Luego al primer tubo se adiciona mezcla reguladora, a la segunda ácido acético diluido y la tercera con 1ml de HCl 0.1N. A continuación se adiciona a cada tubo de ensayo 1ml de KI al 5% y almidón. 3.1-
Reacciones con el KClO 3 (aq):
KClO3 (aq) +M.R+KI (aq) Almidón
KClO3(aq)+6CH3COOH(aq)+6KI(aq)
KClO3(aq)+6HCl(aq)+6KI(aq)
Almidón
I2 (aq) +2KCl (aq)+3H2O
3I2(aq)+6CH3COOK(aq)+KCl(aq)+3H2O
Almidón
3I2(aq)+7KCl(aq)+KClO2(aq)
Observaciones durante el proceso: En todas las reacciones producidas en la serie del KClO 3 se denota la presencia del I 2 en la coloración azul oscuro que presentan todos los tubos al ser agregado el almidón. Individualmente, notamos que en la primera reacción se forma una solución transparente; en la segunda, también se ve la falta de coloración, mientras que en la tercera se ve un color amarillo traslúcido.
3.2- Se
forma una serie de tres tubos de ensayo y se agrega a cada uno 1ml de la solución de KBrO 3 al 5%.Luego al primer tubo se adiciona mezcla reguladora, a la segunda ácido acético diluido y la tercera con 1ml de HCl 0.1N. A continuación se adiciona a cada tubo de ensayo 1ml de KI al 5% y almidón.
Reacciones con el KBrO 3 (aq):
KBrO3(aq)+M.R+KI(aq) KBrO3(aq)+6CH3COOH(aq)+6KI(aq)
Almidón
Almidón
I2(aq)+2KBr(aq)+3H2O(l) 3I2(aq)+6CH3COOK(aq)+KBr(aq)+3H2O(l)
KBrO3(aq)+6HCl(aq)+6KI(aq)
Almidón
3I2 (aq)+6KCl(aq)+KBr(aq)+KBrO2(aq)
Observaciones durante el proceso: En todas las reacciones producidas en la serie del KBrO 3 se denota la presencia del I 2 en la coloración azul oscuro que presentan todos los tubos al ser agregado el almidón. Individualmente, notamos que en la primera reacción se forma una solución amarilla; en la segunda, también se ve la coloración amarilla, mientras que en la tercera se ve un color marrón oscuro.
3.3- Se
forma una serie de tres tubos de ensayo y se agrega a cada uno 1ml de la solución de KIO 3 al 5%.Luego al primer tubo se adiciona mezcla reguladora, a la segunda ácido acético diluido y la tercera con 1ml de HCl 0.1N. A continuación se adiciona a cada tubo de ensayo 1ml de KI al 5% y almidón.
Reacciones con el KIO 3 (aq):
KIO3(aq)+M.R+KI(aq) KIO3(aq)+6CH3COOH(aq)+5KI(aq) KIO3(aq)+6HCl(aq)+5KI(aq)
Almidón
Almidón
Almidón
I2(aq)+3H2O(l)
3I2(aq)+6CH3COOK(aq)+3H2O(l) 3I2(aq)+6KCl(aq)+KIO2(aq)
Observaciones durante el proceso: En todas las reacciones producidas en la serie del KIO 3 se denota la presencia del I 2 en la coloración azul oscuro que presentan todos los tubos al ser agregado el almidón. Individualmente, notamos que en la primera reacción se forma una solución rojo vino; en la segunda, se ve una coloración marrón intenso, mientras que en la tercera se ve un color marrón oscuro.
4.
Identificación de Halogenatos 4.1- Se
forma una serie de tres tubos de ensayo, en cada uno se añade KClO 3 al 5%. Al primer tubo se añade 1ml de solución de BaCl 2 al 5%.
KClO3(aq)+BaCl2(aq)→Ba(ClO3)2↓+2KCl(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos una ausencia de precipitado en la solución incolora: el clorato de bario es soluble. Al segundo tubo se añade 1ml de solución de AgNO 3.
KClO3(aq)+AgNO3(aq) →AgClO3↓+KNO3(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos una ausencia de precipitado en la solución incolora: el clorato de plata es soluble. Al tercer tubo se añade gota a gota KNO 2 al 5% hasta exceso, después se acidula con HNO 3 y se añade gota a gota 1ml de AgNO 3 al 1%.
KClO3(aq)+ KNO2(aq)+ HNO3(aq)+ AgNO3(aq)→AgCl↓ +KNO3(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos un precipitado blanco situado en la parte superior del tubo: el cloruro de plata.
4.2-
Se forma una serie de tres tubos de ensayo, en cada uno se añade KBrO3 al 5%. Al primer tubo se añade 1ml de solución de BaCl 2 al 5%.
KBrO3(aq)+BaCl2(aq)→Ba(BrO3)2↓+KCl(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos poco precipitado de color blanco: el bromato de bario es poco soluble. Al segundo tubo se añade 1ml de solución de AgNO 3.
KBrO3(aq)+AgNO3(aq)→ AgBrO3↓+KNO3(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos poco precipitado color blanco: el bromato de plata es poco soluble. Al tercer tubo se añade gota a gota KNO 2 al 5% hasta exceso, después se acidula con HNO 3 y se añade gota a gota 1ml de AgNO 3 al 1%.
KBrO3(aq)+ KNO2(aq)+ HNO3(aq)+ AgNO3(aq)→AgBr↓+KNO3(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos un precipitado amarillo situado en la parte superior del tubo: bromuro de plata.
4.3- Se
forma una serie de tres tubos de ensayo, en cada uno se añade KIO 3 al 5%. Al primer tubo se añade 1ml de solución de BaCl 2 al 5%.
KIO3(aq)+BaCl2(aq)→Ba(IO3)2↓+KCl(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos precipitado de color blanco: el yodato de bario no es soluble. Al segundo tubo se añade 1ml de solución de AgNO 3.
KIO3(aq)+AgNO3(aq)→AgIO3↓+KNO3(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos precipitado de color blanco: el yodato de plata no es soluble. Al tercer tubo se añade gota a gota KNO 2 al 5% hasta exceso, después se acidula con HNO 3 y se añade gota a gota 1ml de AgNO 3 al 1%.
KIO3(aq)+ KNO2(aq)+ HNO3(aq)+ AgNO3(aq)→AgI↓+KNO3(aq) Observaciones durante el proceso:
Observamos un precipitado blanco situado en la parte superior del tubo: yoduro de plata.
5.
Obtención de un hipobromito
En un tubo de ensayo se agrega 2ml de NaOH al 5% y se enfría con hielo, luego se añade un volumen igual de agua de bromo al 1%.
6NaOH(aq)+3Br2(aq)→NaBrO(aq)+5NaBr(aq)+3H2O(l)
(T°=0°C)
Observaciones durante el proceso: Se nota un cambio en la coloración de la solución: pasa de amarillo a incoloro al agitar el tubo de ensayo, lo que denota la presencia del hipobromito de sodio
6.
Propiedades de los hipobromitos
A la solución del hipobromito del experimento anterior, se añade gota agota 1ml de H2SO4(cc), hasta que reaccione.
NaBrO(aq)+NaBr(aq)+H2SO4(cc)→Br2(aq)+Na2SO4(aq) Observaciones durante el proceso: Al añadir el ácido sulfúrico concentrado, se da el medio ácido para la obtención del Br2, que se denota por su coloración amarilla.
7.
Propiedades de los hipocloritos 7.1- A
un tubo de ensayo se agrega 1ml de hipoclorito de calcio, luego se adiciona 10gotas de HCl(cc).
Ca(ClO)2(aq)+4HCl(aq)→ Cl2(aq)+CaCl2(aq)+H2O(l) Observaciones durante el proceso: No se nota un cambio en la coloración, sin embargo se aprecia un olor a lejía, característico del Cl2
7.2- En
2ml de agua, se disuelve cristales pequeños de FeSO 4 y se añade un volumen igual de NaOH al 5%. Luego se añade 1ml de hipoclorito de calcio.
Primera reacción:
FeSO4(s)+2NaOH(aq)→Fe(OH)2(aq)+Na2SO4(aq) Observaciones durante el proceso:
Se observa una coloración verde oscura producto del hidróxido ferroso.
Segunda reacción:
Fe(OH)2(aq)+Ca(ClO)2(aq)→Fe(OH)3(aq)+CaCl2(aq)+H2O(l)
Observaciones durante el proceso:
Se observa una coloración rojo ladrillo en la parte superior del tubo de ensayo, producto del hidróxido férrico. El fondo del tubo permanece con la coloración verde oscuro.
7.3- A
un tubo de ensayo se agrega 1ml de solución de una sal de Mn(II), se adiciona 1ml de NaOH al 5%, se forma un precipitado de Mn(OH)2. Luego se agrega 1ml de solución de hipoclorito de calcio sobre el precipitado. Primera reacción:
MnCl2(aq)+2NaOH(aq)→Mn(OH)2(aq)+2NaCl(aq) Observaciones durante el proceso:
Se observa un cambio de coloración de transparente a naranja, producto del hidróxido de manganeso.
Segunda reacción:
Mn(OH)2(aq)+Ca(ClO)2(aq)→MnO2(aq)+CaCl2(aq) Observaciones durante el proceso:
Se observa una coloración negra en la parte superior de la solución, que representa al dióxido de manganeso. Al fondo del tubo se nota la coloración transparente.
La presencia de un catalizador que en este caso fue MnO 2, da lugar a variaciones en los productos y en la velocidad de reacción, siendo el uso de este dióxido fundamental para que la reacción tenga una velocidad mayor, lo que se puede notar en la rapidez de cambio de fase.
Las reacciones de oxidación varían según el medio en el que se llevan a cabo y se concluye que el sistema es más oxidante en medio ácido. El pH influye porque se produce la precipitación de alguno de los iones cambiando la relación de concentraciones. Podemos notar que todas las reacciones llevadas a cabo en esta práctica dan nuevos productos, al observar los cambios en coloración.
El ión hipoclorito es un agente oxidante más débil a comparación del ácido hipocloroso y por lo regular reduce al ión cloruro llevándolo al cloro gaseoso que se evidencia por el olor característico que se desprende en la solución.
