Departamento de Qu’mica Inorg‡nica
UNIVERSIDAD
DE ALCALÁ
Química Inorgánica Experimental Experimentaciónn en Síntesis Inorgánica Experimentació
Licenciatura de Química
Curso 1997-98
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Los números entre paréntesis indican el número másico del isótopo más estable de un elemento radiactivo
i NORMAS GENERALES
• DEDICACION: El curso práctico comprende las asignaturas
Química Inorgánica
Experimental Experimental y Experimenta Experimentación ción en Síntesis Síntesis Inorgánica , con 4.5 y 7.5 créditos
respectívamente. Por lo tanto, es obligatoria una dedicación de 120 horas con la distribución: 4 horas x 5 días x 6 semanas. Las primeras 45 horas se dedicarán a la primera asignatura (prácticas 1 -11) y el resto a la segunda (prácticas 12 - 24)
• ASISTENCIA: La falta de asistencia a alguna sesión deberá ser motivada por una causa justificab justificable, le, debien debiendo do recuperar recuperar el tiempo no dedicado. dedicado. En caso contrario, se suspenderá suspenderá la asignatura correspondiente. correspondiente. También También es imprescindible imprescindible la asistencia con puntualidad y nadie abandonará la sesión sin antes avisar al profesor.
• EN EL LABORATORIO: Cada alumno dispondrá de un lugar de trabajo y del material necesario. Cualquier material que falte al comienzo del curso, o se rompa durante su desarrollo, deberá ser solicitado al profesor. Es responsabilidad del alumno mantener perfectamente perfectamente limpio y ordenado el material y la mesa de trabajo. La mesa deberá estar limpia y todo el material recogido en la taquilla al acabar la sesión del día. Al finalizar el curso el profesor dará el visto bueno al estado de la taquilla y material, que será imprescindible para
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Los números entre paréntesis indican el número másico del isótopo más estable de un elemento radiactivo
i NORMAS GENERALES
• DEDICACION: El curso práctico comprende las asignaturas
Química Inorgánica
Experimental Experimental y Experimenta Experimentación ción en Síntesis Síntesis Inorgánica , con 4.5 y 7.5 créditos
respectívamente. Por lo tanto, es obligatoria una dedicación de 120 horas con la distribución: 4 horas x 5 días x 6 semanas. Las primeras 45 horas se dedicarán a la primera asignatura (prácticas 1 -11) y el resto a la segunda (prácticas 12 - 24)
• ASISTENCIA: La falta de asistencia a alguna sesión deberá ser motivada por una causa justificab justificable, le, debien debiendo do recuperar recuperar el tiempo no dedicado. dedicado. En caso contrario, se suspenderá suspenderá la asignatura correspondiente. correspondiente. También También es imprescindible imprescindible la asistencia con puntualidad y nadie abandonará la sesión sin antes avisar al profesor.
• EN EL LABORATORIO: Cada alumno dispondrá de un lugar de trabajo y del material necesario. Cualquier material que falte al comienzo del curso, o se rompa durante su desarrollo, deberá ser solicitado al profesor. Es responsabilidad del alumno mantener perfectamente perfectamente limpio y ordenado el material y la mesa de trabajo. La mesa deberá estar limpia y todo el material recogido en la taquilla al acabar la sesión del día. Al finalizar el curso el profesor dará el visto bueno al estado de la taquilla y material, que será imprescindible para
i NORMAS GENERALES
• DEDICACION: El curso práctico comprende las asignaturas
Química Inorgánica
Experimental Experimental y Experimenta Experimentación ción en Síntesis Síntesis Inorgánica , con 4.5 y 7.5 créditos
respectívamente. Por lo tanto, es obligatoria una dedicación de 120 horas con la distribución: 4 horas x 5 días x 6 semanas. Las primeras 45 horas se dedicarán a la primera asignatura (prácticas 1 -11) y el resto a la segunda (prácticas 12 - 24)
• ASISTENCIA: La falta de asistencia a alguna sesión deberá ser motivada por una causa justificab justificable, le, debien debiendo do recuperar recuperar el tiempo no dedicado. dedicado. En caso contrario, se suspenderá suspenderá la asignatura correspondiente. correspondiente. También También es imprescindible imprescindible la asistencia con puntualidad y nadie abandonará la sesión sin antes avisar al profesor.
• EN EL LABORATORIO: Cada alumno dispondrá de un lugar de trabajo y del material necesario. Cualquier material que falte al comienzo del curso, o se rompa durante su desarrollo, deberá ser solicitado al profesor. Es responsabilidad del alumno mantener perfectamente perfectamente limpio y ordenado el material y la mesa de trabajo. La mesa deberá estar limpia y todo el material recogido en la taquilla al acabar la sesión del día. Al finalizar el curso el profesor dará el visto bueno al estado de la taquilla y material, que será imprescindible para obtener la calificación de estas asignaturas. La limpieza y orden también serán exigidos en las zonas comunes (zona de balanzas, estufas, campanas de gases, seminario, etc).
• DESARROLLO DEL CURSO: Las experiencias a realizar son individuales. Cada práctica será asignada previamente. Antes de comenzar, el alumno deberá haber leído el guión correspondiente y repasado los conceptos teóricos necesarios. El profesor podrá plantear cuestiones antes, durante y después de la realización de la práctica. También podrá solicitar el cuaderno de laboratorio en cualquier momento. Concluida la práctica, se completará el cuaderno y se entregará obligatoriamente al profesor.
• CALIFICACION: Las dos asignaturas se calificarán por separado y a sus notas finales contribuirá un 60 % el trabajo de laboratorio y un 40 % el examen final. Por trabajo de laboratorio se entiende la media de las calificaciones obtenidas en las prácticas realizadas, donde la nota de cada práctica será una valoración de las contestaciones a las cuestiones del profesor y del cuaderno, así como la destreza en la ejecución de la práctica. El examen final consistirá en una serie de preguntas breves y de carácter fundamentalmente práctico, que habrán quedado resueltas durante la experimentación del curso. Para aquellos que suspendan, la convocatoria de septiembre consistirá en la realización completa de una práctica de este guión, tanto en su parte experimental como teórica.
ii NORMAS DE SEGURIDAD
Es obligatorio conocer las normas de seguridad recogidas en el boletín titulado “La Seguridad en los Laboratorios de Prácticas” elaborado por la Comisión de Seguridad e Higiene de la Universidad de Alcalá. En adición a dichas normas y concretando para los Laboratorios Laboratorios de Química Inorgánica, Inorgánica, se exigirá el conocimiento conocimiento de la siguiente información:
SEGURIDAD EN EL LABORATORIO GENERAL: Nunca trabajar en el laboratorio solo. No realizar experimentos no autorizados. No succionar con la boca para llenar pipetas. Nunca utilizar material de vidrio roto. En el laboratorio esta prohibido beber, comer o fumar. Recogerse pelo largo y ropas sueltas mientras se trabaja en el laboratorio. Utilizar batas preferentemente de algodón, usar guantes cuando se indique y no utilizar calzado de tela o sandalias. Saber la localización y uso correcto de los extintores más próximos. Saber la localización de la ducha de emergencia, lava-ojos y botiquín, y estar preparado para socorrer a otros.
GAFAS DE PROTECCION: Las gafas de protección deben llevarse puestas en todo momento en el recinto del laboratorio, tanto si se esta participando activamente en un experimento como si no. Las lentes de contacto no deben usarse nunca en el laboratorio por dos razones. Porque no se pueden retirar con la suficiente rapidez en caso de salpicadura accidental de reactivos en los ojos y porque algunos reactivos volátiles se concentran entre la lente y el ojo sin que el lagrimal pueda eliminarlos convenientemente. convenientemente.
FUEGO: Evitar llamas innecesarias, apagar el mechero cuando no se precise. Observar si en las proximidades hay disolventes volátiles e inflamables antes de encender el mechero. Así mismo, observar si hay llamas en las proximidades antes de comenzar a trabajar con disolventes volátiles e inflamables. Ser particularmente cuidadoso al utilizar los siguientes disolventes volátiles e inflamables: dietil éter, hexanos, tolueno, metanol, etanol, cloroformo y acetona.
REACTIVOS: Manejar los reactivos químicos con cuidado. Evitar el contacto con la piel o ropa. Limpiar cualquier derrame inmediatamente, especialmente en la zona de balanzas y en las estanterías de reactivos. Reponer las tapas en botes y tapones en en botellas tan pronto como se haya tomado la cantidad necesaria. No manipular reactivos mal etiquetados. Nunca utilizar un disolvente orgánico para lavar un reactivo químico de la piel ya que ésto puede aumentar la absorción del reactivo a través de la piel. Evitar la inhalación de vapores inorgánicos u orgánicos, particularmente con disolventes aromáticos y disolventes clorados. Tener cuidado al oler un reactivo y no degustarlos nunca. Nota: Las etiquetas de los botes y botellas de reactivos, incluyen información sobre su toxicidad, inflamabilidad, volatilidad, etc,... . Esta información es tanto simbólica como escrita. Hacerse familiar con los símbolos.
ELIMINACIÓN DE REACTIVOS: En aquellos casos especiales que así lo requiera, el guión de la práctica dará las instrucciones necesarias. En general, pequeñas cantidades de reactivos no peligrosos y solubles en agua se pueden eliminar por la pila de desagüe con abundante agua. Los reactivos peligrosos y sólidos, los disolventes orgánicos no halogenados y los disolventes halogenados, se recogen en tres contenedores que a tal efecto se localizarán localizarán en el laboratorio.
PRECAUCION: Se ha determinado que varios reactivos químicos que se utilizan habitualmente en el laboratorio (e. g., benceno, cloroformo y tetracloruro de carbono) producen
iii cáncer en animales cuando se administran grandes dosis. En los pocos casos en los que se usan reactivos que se sospecha son cancerígenos, extremar las precauciones y seguir estrictamente las notas que al respecto incluye el guión. Un caso de particular peligrosidad es cromo en estado de oxidación +6. El polvo de sólidos de sales de Cr +6 es cancerígeno.
EN CASO DE ACCIDENTE En caso de accidente accidente notifíquelo notifíquelo a su profesor profesor inmediatamente Para auxiliar mejor a un accidentado conviene mantener la calma
Ropa ardiendo: Evitar que la persona corra avivando las llamas. Hacerla rodar en el suelo ayudará a extinguir las llamas y evitará que las inhale. Si hay una ducha de seguridad cerca, mantener a la persona bajo la ducha hasta que las llamas se extingan y los posibles reactivos químicos se laven. Si se dispone de una ducha, no usar una manta ya que ésta no enfría y los focos de llamas latentes pueden continuar. A continuación, quitar la ropa pero no la que eventualmente pueda estar pegada a la piel (utilizar tijeras si fuese necesario). Arropar a la persona para evitar un shock y si palidece y tiembla darla un a bebida dulce o un terrón de azúcar. Buscar atención médica rápidamente. Nota: Si se utiliza un extintor para extinguir las llamas, tener mucho cuidado de no sofocar al accidentado.
Reactivos ardiendo: Apagar todos los mecheros de alrededor y retirar todos los reactivos y disolventes combustibles. Un fuego pequeño en un matraz o vaso de precipitados se puede apagar cubriéndolo con un vaso grande, o un vidrio de reloj. Si es necesario, utilizar un extintor seco apuntando directamente a la base de las llamas. Nunca utilizar agua . En caso de incendio mayor dar la alarma y abandonar el recinto con clama.
Quemadura térmica o química: Enjuagar la zona quemada con agua fría durante al menos 15 min. Seguir mas tiempo si el dolor no cesa. Lavar los reactivos con un jabón suave y agua. Actualmente se desaconseja el uso de reactivos neutralizantes, ungüentos, cremas o lociones. No obstante, en caso de quemaduras térmicas menores se podrá aplicar una crema calmante. Si el reactivo causante de quemadura se encuentra derramado en una gran superficie del accidentado, quitar rápidamente la ropa contaminada mientras se le mantiene bajo la ducha de seguridad. Los segundos cuentan y no es momento para pudores. Buscar atención médica rápidamente. SALPICADURAS DE REACTIVOS EN LOS OJOS: Lavar los ojos con agua abundante en la fuente lava-ojos. Aunque se sienta dolor o escozor, es muy importante que la persona mantenga abiertos los ojos para que también se lave detrás de los párpados. Independientemente Independientemente de la severidad de la lesión, buscar atención médica inmediatamente. CORTES: Menores. Este tipo de corte es el mas común en el laboratorio y se produce normalmente por la manipulación de cristal roto. Lavar el corte, observar observar y eliminar eliminar fragmentos de cristal cristal y aplicar presión para detener detener la hemorragia. Si se considera oportuno, oport uno, buscar atención médica. Mayores. Si la hemorragia es considerable aplicar aplicar una compresa esterilizada en la herida, heri da, aplicando presión firme, arropar al accidentado para evitar un shock y buscar atención médica inmediatamente . Nunca utilizar un torniquete. VENENOS: Si se sospecha un posible envenenamiento de cualquier tipo, comunicarlo inmediatamente a su profesor. De nuevo, los segundos cuentan y no es momento para valorar individualmente el incidente y así evitar una posible responsabilidad.
iv MATERIAL
MATERIAL
MATERIAL ESPECÍFICO Y ESMERILADO
(al comenzar el curso práctico)
(al comenzar Experimentación en Sínt. Inorgánica)
Bureta *
Agitador magnético con calefacción (1 x 2 alumnos)
Crisol porcelana
Barra de agitación o núcleo
Doble nuez (2)
Embudos adición compensada H y M-19
Embudo Buchner
Matraz dos bocas 250 ml H-19 y H-19
Embudo cónico
Matraz una boca 100 ml H-19
Embudo de decantación *
Matraz fondo redondo / tapón corcho
Erlenmeyer 250 ml (2)
Oliva con esmerilado M-19
Erlenmeyer 100 ml (2)
Refrigerante recto, H y M-19
Frasco lavador de gases
Tapón vidrio M-19
Gradilla para tubos de ensayo
Termómetros *
Kitasato o fiola
Tubo en U / 2 tapones corcho
Matraz aforado 100 ml
Tubo de combustión cerrado por un lado
Mechero Bunsen Pinza de bureta Pinza de madera Pinza de matraz (2) Pinza de Mohr Pipeta 10 ml con jeringa émbolo-plástico Pipeta 5 ml con jeringa émbolo-plástico Probeta 50 ml Rejilla Soporte Trípode o aro para soporte Tubos de ensayo (10) Vaso de precipitados 500 ml Vaso de precipitados 250 ml (2) Vaso de precipitados 100 ml (2) Vaso de precipitados 50 ml (2) Vidrio de reloj (2)
* material que se proporcionará el día de la práctica en que se utiliza.
v INDICE
ASIGNATURA :
Práctica
Química Inorgánica Experimental. Título
Página
1 Medida y cálculo de concentraciones
1
2 Estudio de la reacción de sodio con agua
6
3 Periodicidad. Estudio práctico en el tercer periodo de la Tabla Periódica
7
4 Descomposición de nitratos de los metales de los grupos 1 y 2
9
5 Reacciones y comportamiento químico de los halógenos
10
6 Reacciones y comportamiento químico de los elementos del grupo 16
15
7 Reacciones y comportamiento químico de los elementos del grupo 15
16
8 Reacciones y comportamiento químico de los elementos del grupo 14
18
9 Reacciones y comportamiento químico de los elementos del grupo 13
20
10 Reacciones y comportamiento químico de los elementos del grupo 1
22
11 Reacciones y comportamiento químico de los elementos del grupo 12
23
ASIGNATURA :
Práctica
Experimentación en Síntesis Inorgánica Título
Página
12 Preparación de yodato potásico
24
13 Preparación de haluros metálicos anhidros: SnI 4 y SnI4(PPh3)2
28
14 Síntesis y reactividad de oxígeno gas
30
15 Combinaciones nitrógeno-hidrógeno: preparación de sulfato de hidracina
34
16 Preparación de sales derivadas del ácido fosfórico
35
17 Reacciones inorgánicas implicando cambios de estado
37
18 Preparación de cloruro de estaño (II) dihidratado y anhidro
38
19 Preparación y comportamiento de compuestos de boro
40
20 Preparación de un alumbre: (NH4)Al(SO4)2·12H20
41
21 Preparación de cloruro cálcico hexahidratado
42
22 Preparación de peróxido de bario
44
23 Preparación de tetracloro cincato amónico
45
24 Preparación de organo-polisiloxanos (siliconas)
47
vi BIBLIOGRAFIA Para la confección de este guión de prácticas se ha utilizado principalmente la siguiente bibliografía:
Libros de texto o referencia 1.-
D. F. Shriver, P. W. Atkins, C. H. Langford. "Inorganic Chemistry" . Oxford University Press, 1990.
2.-
W. Masterton. "Química General Superior" .
3.-
R. Chang. "Chemistry" . McGraw-Hill, 1994
4.-
K. F. Purcell, J. C. Kotz. "An Introduction to Inorganic Chemistry" . Saunders College, 1980.
5.-
F. A. Cotton, G. Wilkinson. "Advanced Inorganic Chemistry" . John Wiley & Sons Ltd, 1988.
6.-
N. N. Greenwood, A. Earnshaw. "Chemistry of the Elements" . Pergamon Press, 1984.
Libros de prácticas 1.-
D. M. Adams, J. B. Raynor. "Química inorgánica práctica avanzada" . Reverté, 1966.
2.-
R. J. Angelici. "Técnica y síntesis en química inorgánica" . Reverté, 1979.
3 .-
W. L. Jolly. "The Synthesis and Characterization of Inorganic Compounds" . PrenticeHall, 1970.
4 .-
W. L. Jolly. "Preparative Inorganic Reactions" . Interscience Publishers, 1964.
5.-
G. Marr, B. W. Rocket. "Practical Inorganic Chemistry" . Van Nostrand Reinhold Company, 1972.
6.-
W. G. Palmer. "Experimental Inorganic Chemistry" . Cambridge University Press, 1970.
7.-
G. Pass, H. Sutcliffe. "Practical Inorganic Chemistry Preparations, Reactions and Instrumenthal Methods" . Chapman and Hall, 1974.
8.-
M. J. Sienko, R. A. Plane, S. T. Marcus. "Experimental Chemistry" . McGraw Hill, 1984.
9.-
J. D. Woolins. "Inorganic Experiments" . VCH.
Libros de consulta 1.-
Handbook of Chemistry and Physics.
2.-
D. D. Perrin, W. L. Armarego, D. R. Perrin. "Purification of Laboratory Chemicals" . Pergamon Press, 1980.
3.-
A. J. Gordon, R. A. Ford. "The Chemist's Companion" . John Wiley & Sons, 1972
Química Inorgánica Experimental y Experimentación en Síntesis Inorgánica
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PRACTICA 1: MEDIDA Y CALCULO DE CONCENTRACIONES. Reactivos: - HCl - HNO3 - H2SO4 - CH3COOH (HAc) - NH4OH
comercial comercial comercial comercial comercial
Material específico: – Probetas de 250 ml que se ubicarán en las campanas de gases – Aerómetros de Beaumé de diferentes graduaciones. – Densímetro graduado de 0.9 a 1 g/ml. Objetivos: – Medida de la concentración de una disolución de un ácido o base comercial mediante la utilización de densímetros y aerómetros. – Conocimiento y correcta utilización de las diferentes expresiones que permiten el cálculo de la concentración de una disolución. – Manipulación apropiada de ácidos y bases fuertes. Bibliografía: - Cualquier libro de Química General (Atkins, Masterton, Chang, Sienko, Purcell & Kotz, Russell & Larena, etc,...) Introducción: En el laboratorio es fundamental e imprescindible el conocimiento de la estequiometría de las reacciones que se llevan a cabo. La mayoría de estas reacciones se realizan en disolución, de manera que para su control es necesario conocer las concentraciones de los reactivos en uso y manejar perfectamente las ecuaciones y expresiones que rigen su cálculo. Eso ocurre en la utilización de ácidos y bases fuertes que se suministran comercialmente como reactivos en disoluciones muy concentradas. Antes de hacer uso de ellas, el sentido químico nos plantearía la cuestión: ¿Qué concentración tienen estas disoluciones comerciales?. En este punto hay que señalar que esa concentración oscila dependiendo del fabricante e incluso de la remesa que suministra un proveedor determinado. Estos productos vienen etiquetados con un valor de concentración aproximado que no siempre coincide con el valor exacto y real. En esta práctica se verá cual es el protocolo que se sigue para medir la concentración de esos productos comerciales, y se realizarán una serie de cálculos que están encaminados al manejo de las diferentes expresiones de la concentración de una disolución. NOTA: Los resultados de estas medidas y cálculos serán utilizados en prácticas posteriores para preparar disoluciones diluidas de concentración conocida a partir de ácidos y bases comerciales, de manera que algún dato erróneo en las tablas de esta práctica tendría consecuencias negativas en experimentos futuros . Cuestiones previas: 1. ¿ Qué se pretende medir en esta práctica ? 2. Defina densidad (g / ml), concentración (g / l), molaridad, normalidad, molalidad, %peso.
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Precauciones especiales de seguridad: Los ácidos y bases que se utilizarán en esta práctica son sustancias muy corrosivas y/o tóxicas. Evite en todo momento su inhalación directa, o el contacto con ojos o piel . En caso de accidente lave inmediatamente la zona afectada con agua abundante y consulte a su profesor para prevenir quemaduras químicas severas. Si se requiere la eliminación de una disolución, se hará vertiéndola lentamente en la pila de desagüe con el grifo abierto para diluirla. Si duda, pregunte a su profesor.
Experimental: Una probeta de 250 ml perfectamente limpia y seca, se llena hasta el enrase con HCl comercial y se introduce en ella un aerómetro de Beaumé (graduado de 0 a 70 grados Beaumé: ˚Be). Cuando el aerómetro permanece inmóvil y sin tocar las paredes de la probeta, se realiza la medida mirando paralelamente a la superficie del líquido. Apunte el resultado en su cuaderno. Repita la misma operación con los ácidos HNO 3, H2SO4, y HAc. Para el caso de NH4OH utilice directamente un densímetro (graduado de 0.9 a 1 g/ml). Si fuese necesario utilizar el mismo aerómetro para medir ˚Be de otros ácidos, éste debe estar limpio y seco antes de volverlo a utilizar. Complete las tablas I, II y III de las “Cuestiones Sobre la Práctica” teniendo en cuenta lo siguiente: a) .- Para una disolución determinada, existe una relación entre ˚Be y su densidad relativa al agua (∂ en g/ml) que es ∂ = 145/145-˚Be para líquidos mas densos que el agua, y ∂ = 140/130+˚Be para líquidos menos densos que el agua. La tabla 1 adjunta, recoge la densidad correspondiente para valores de 0 a 66˚Be. Utilizando esta tabla y a partir de sus medidas con el aerómetro puede conocer la densidad de las disoluciones en estudio (cuidado para el caso de NH 4OH, pues se midió directamente la densidad; y para la densidad de H 2SO4 se recomienda que la utilización de la tabla 2 que es más precisa). b) .- Una vez conocidas las densidades de nuestras disoluciones, en un Handbook de constantes físicas y químicas encontraríamos las tablas que aparecen en este guión para cada sustancia. En cada caso, un valor de densidad relativa ( ρ ó D204 en las tablas) se corresponde con un valor de concentración (g/l), %peso y concentración molar. Atención Si su valor de densidad esta comprendido entre dos de la tabla, deberá calcular la concentración exacta interpolando. HAc y NH 4OH tienen un comportamiento particular. El primero aumenta su densidad con la concentración hasta el 78%, donde comienza a descender; como utilizamos ácido acético glacial muy concentrado, tome el mayor de los dos valores de concentración posibles para su densidad. Si fuese nesesario interpolar para determinar la concentración de NH 4OH tenga en cuenta que su densidad desciende al aumentar la concentración. Así mismo, también para este último, la columna de concentración en g/l que aparece en la tabla es para el NH 3 que hay disuelto en agua y no para hidróxido amónico. Téngalo en cuenta para calcular C(NH4OH) en g/l.
Cuestiones sobre la practica: 1.- Con ayuda de las tablas de equivalencia (tablas 1 y 2) ˚B, densidad, %peso, y concentración para cada reactivo, complete los siguientes datos:
TABLA I HCl ˚Beaumé d ( g / ml )
HNO3
H2SO4
NH4OH
HAc
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C(g/l) %peso
TABLA II HCl
HNO3
H2SO4
NH4OH
HAc
Molaridad M Normalidad N Molalidad m 2.- Complete la siguiente tabla para preparar un litro de disolución con la concentración que se indica en cada caso, a partir de los reactivos comerciales:
TABLA III 0.1 M HCl
vol.reactivo (ml) vol.agua (ml)
H2SO4
vol.reactivo (ml) vol.agua (ml)
0.1 N
12%
HNO3 vol.reactivo (ml) vol.agua (ml) HAc
vol.reactivo (ml) vol.agua (ml)
NH4OH
vol.reactivo (ml) vol.agua (ml)
NaOH peso reactivo (g) peso agua (g)
Tabla 1. GRADOS BEAUME (˚B) - DENSIDAD (g/ml) ˚B 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16
g/ml 0.9991 1.006 1.013 1.020 1.028 1.035 1.042 1.050 1.058 1.066 1.074 1.082 1.090 1.098 1.106 1.115 1.124
˚B 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33
g/ml 1.133 1.142 1.151 1.160 1.169 1.179 1.189 1.199 1.209 1.219 1.229 1.240 1.250 1.261 1.273 1.284 1.295
˚B 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50
g/ml 1.307 1.319 1.331 1.344 1.356 1.369 1.382 1.396 1.409 1.423 1.437 1.452 1.467 1.482 1.497 1.513 1.529
˚B 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66
g/ml 1.545 1.562 1.579 1.597 1.615 1.633 1.652 1.671 1.690 1.710 1.731 1.752 1.773 1.795 1.818 1.841
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PRACTICA 2: ESTUDIO DE LA REACCION DE SODIO CON AGUA Reactivos: - sodio metal - fenoftaleina - ácido clorhídrico HCl Material específico: - matraz aforado de 100 ml - bureta - papel de pH Objetivo: El objetivo de esta práctica es estudiar la reacción de sodio con agua y ver si es posible calcular la pureza de una muestra de sodio metálico. Introducción: El sodio metal que se obtiene comercialmente en el laboratorio está contaminado con impurezas que provienen de la reacción del metal con el oxígeno y la humedad ambiental. Para ver si es posible calcular la pureza y analizar la naturaleza de estas impurezas, estudiaremos la reacción del sodio con agua y valoraremos la disolución obtenida con HCl. Experimental: 1.- Cortar y pesar aproximadamente 0.5 gramos de sodio. (Atención: debido al peligro que existe en la manipulación de sodio metálico, esta operación será realizada por el profesor encargado de esta práctica). 2.- Tomar un vaso de precipitados de 250 ml y añadir aproximadamente 80 ml de agua destilada (Cuidado: no añadir en ningún caso más de 100 ml de agua). 3.- Echar el sodio pesado sobre el vaso de agua. (Atención: esta operación se debe realizar en vitrina y con mucho cuidado, ya que el sodio puede arder. Por ello, conviene tapar inmediatamente el vaso con un vidrio de reloj). 4.- Observar y anotar el fenómeno que se produce. 5.- Detectar si hay desprendimiento gaseoso, ¿de qué gas se trata? 6.- Una vez que el sodio ha dejado de reaccionar con agua, comprobar el pH de la disolución utilizando papel indicador. Anotar el pH. 7.- Añadir la disolución obtenida, en frio, a una matraz aforado de 100 ml y enrasar correctamente. 8.- Preparar una disolución de HCl de concentración aproximada 0.1 M (esta disolución habrá de ser valorada con una disolución de NaOH 0.1 M). Valorar la disolución obtenida en el aparatado anterior con la disolución de HCl preparada. Cuestiones: 1.- Indicar la reacción que se produce entre el sodio y el agua. 2.- Justificar químicamente esta reacción. 3.- ¿Qué tipo de reacción es? 4.- Justificar el valor de pH obtenido. 5.- Explicar el fundamento de la valoración. 6.- Indicar la pureza del sodio empleado en la práctica utilizando los resultados obtenidos.
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PRACTICA 3: PERIODICIDAD: ESTUDIO PRACTICO EN EL TERCER PERIODO DE LA TABLA PERIODICA Reactivos: - sodio metal - magnesio metal - aluminio metal - silicio - fósforo - azufre - óxido de sodio Na2O (o peróxido de sodio Na 2O2) - óxido de magnesio MgO - óxido de aluminio Al 2O3 - sílice SiO2 - pentóxido de fósforo P 2O5 - dióxido de azufre SO2 para generarlo: a) pirosulfito sódico Na2S2O5 b) ácido sulfúrico concentrado H 2SO4 - ácido clorhídrico (disolución 2 N) - hidróxido sódico NaOH (disolución saturada) - cloruro de sodio NaCl - cloruro de magnesio MgCl 2 - tricloruro de aluminio AlCl3 - tricloruro de fósforo PCl3 Introducción La Tabla Periódica constituye uno de los puntos de referencia más importantes en el estudio de la Química. La intención de esta práctica es estudiar algunas de las tendencias en las variaciones de las propiedades tanto de los elementos como de algunas de sus combinaciones químicas (óxidos y cloruros) a lo largo del tercer periodo del sistema periódico, llegando, incluso, a establecer una clasificación de estas combinaciones de acuerdo con su tipo de estructura y enlace. A.- Periodicidad de las propiedades de los elementos Examinar muestras de los elementos del periodo 3, desde sodio hasta argón. Hacer una tabla donde vengan reflejadas las siguientes propiedades: número atómico, apariencia y estado físico, punto de ebullición, conductividad, estructura y tipo de elemento (metal o no metal) (usar libros si hace falta). B.- Periodicidad de las propiedades de los óxidos de los elementos del periodo 3 1.- Elaborar una tabla en la que aparezca: estado a temperatura ambiente, apariencia y volatilidad de los óxidos que se relacionan: Na 2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5 y SO2. 2.- Solubilidad en agua: Tomar con una punta de espátula una pequeña muestra de Na 2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5 y SO2 e introducir cada una de ellas en un tubo de ensayo. Añadir 3 ml de agua destilada en cada uno de los tubos que contienen las muestras y agitar vigorosamente. Anotar en una tabla qué óxidos se disuelven y con qué facilidad.
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Para el estudio del dióxido de azufre, SO 2, deberemos primero formar el óxido. Procedimiento : en un matraz de dos bocas de 250 ml colocar 2 g de Na 2S2O5 y 2 ml de agua destilada. Adicionar ácido sulfúrico concentrado desde un embudo de adición de forma muy lenta. Se observará la formación del dióxido de azufre cuando borbotee el gas en el matraz con agua. Observar si aparece precipitado o todo el dióxido de azufre se disuelve en agua. 3.- Estudio del carácter ácido-base: Medir el pH de las disoluciones en agua utilizando papel indicador. Anotar el pH de cada disolución. 4.- Solubilidad de los óxidos en medio ácido y básico: Si un óxido es insoluble en agua, sus reacciones con ácidos y bases se pueden usar para decidir si tiene carácter ácido o básico. Si el óxido se disuelve en ácido, reacciona con él y se trata por lo tanto de una base. Si el óxido se disuelve en una base se considera ácido. Si el óxido se disuelve tanto en ácidos como en bases posee carácter ácido y básico, son los denominados anfóteros. A continuación estudiaremos la solubilidad de los óxidos en ácido clorhídrico diluído y en hidróxido sódico. Tomar dos tubos de ensayo y añadir en cada uno de ellos una punta de espátula de Na 2O. Añadir en uno de los tubos unas gotas de una disolución 2 N de HCl y en el otro 3 ml de una disolución saturada de NaOH. Anotar los resultados obtenidos. Repetir esta experiencia con cada uno de los restantes óxidos de los elementos del periodo 3 de la tabla periódica, desde Na2O hasta SO2. C.- Periodicidad de las propiedades de los cloruros de los elementos del tercer periodo. 1.- Indicar en una tabla: la fórmula de los cloruros de los elementos del tercer periodo, apariencia y su estructura. 2.- Tomar una punta de espátula de los cloruros de sodio, magnesio y aluminio e introducir cada una de ellas en un tubo de ensayo. 3.- Calentar las muestras con la llama de un mechero Bunsen y anotar si la volatilidad de los mismos es alta o baja. 4.- Tomar nuevas muestras de los cloruros y colocarlos, separadamente, en tubos de ensayo. Añadir a cada tubo de ensayo 3 ml de agua destilada. Agitar y anotar su solubilidad. 5.- Medir el pH de las disoluciones obtenidas con papel indicador, anotar los resultados. Cuestiones 1.- ¿Cómo varían los puntos de ebullición de los óxidos y los cloruros de los elementos a lo largo del periodo 3 de la tabla periódica? ¿Están relacionados los puntos de ebullición con la estructura que presentan dichos elementos?. 2.- Describir los cambios de estructura y tipo de elementos a lo largo del periodo 3. 3.- ¿Cuáles de los óxidos de los elementos del tercer periodo forman disoluciones ácidas en agua? ¿Cuáles forman disoluciones alcalinas? ¿Cuáles son insolubles en agua?. 4.- Escribir las reacciones de aquellos óxidos que son solubles en agua. 5.- Escribir las reacciones de los óxidos insolubles en agua, cuando se disuelven en HCl o en NaOH. 6.- Describir cómo varía el estado, el carácter ácido-base y la estructura de los óxidos a lo largo del periodo. 7.- Escribir las reacciones de los cloruros de sodio, aluminio y fosforo con agua. 8.- Describir cómo varía la fórmula, el estado, el pH, y la estructura de los cloruros a lo largo del perido 3 de la tabla periódica. 9.- Describir las reacciones para la formación de SO 2.
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PRACTICA 4: DESCOMPOSICION DE NITRATOS DE METALES DE LOS GRUPOS 1 Y 2 Reactivos: - nitrato de litio LiNO3 - nitrato de sodio NaNO 3 - nitrato de potasio KNO 3 - nitrato de rubidio RbNO3 - nitrato de magnesio Mg(NO3)2 - nitrato de calcio Ca(NO3)2 - nitrato de estroncio Sr(NO3)2 - nitrato de bario Ba(NO3)2 - ácido clorhídrico HCl (disolución 2 M) Objetivo: El objetivo de esta práctica es identificar los productos de descomposición térmica y estimar el orden de estabilidad de nitratos de los elementos de los grupos 1 y 2. Introducción: En esta práctica calentaremos pequeñas muestras de nitratos de los elementos de los grupos 1 y 2. Para ello usaremos un mechero Bunsen, manteniendo el mismo tamaño de la llama en cada experimento. Deberemos ser capaces de reconocer dióxido de nitrógeno, NO 2 (un gas marrón), producido en el calentamiento de nitratos . Experimental: 1.- Colocar dos filas de cuatro tubos de ensayo cada una, y colocar en los tubos de la primera fila una muestra de los nitratos de los elementos del grupo 1 (nitrato de litio, sodio, potasio y rubidio) y en la segunda una muestra de los elementos del grupo 2 (nitrato de magnesio, calcio, estroncio y bario). Conviene marcar los tubos con los nombres de los correspondientes nitratos. 2.- Calentar cada uno de los tubos de ensayo midiendo el tiempo desde el momento en que se empieza a calentar la muestra del nitrato, hasta que se observe el desprendimiento gaseoso, manteniendo el tubo de ensayo justo por encima del cono azul de la llama de un mechero Bunsen. Posteriormente, seguir calentando las muestras durante un minuto más. 3.- En cada caso comprobar si se desprende oxígeno (gas incoloro) y si aparecen humos de color marrón. Esto nos dará una idea de los productos que se forman en el calentamiento de los correspondientes nitratos. 4.- Anotar los resultados obtenidos en una tabla. 5.- Al residuo obtenido después de calentar cada nitrato, añadirle unas gotas de una disolución 2 M de HCl en frío y calentar. Apuntar lo que se observa. Cuestiones 1.- Explicar por qué cuando se empiezan a calentar los nitratos de los elementos de los grupos 1 y 2, rápidamente viran a líquidos incoloros y cuando el calentamiento se continúa se vuelven sólidos de nuevo, antes de su descomposición. 2.- ¿Qué nitratos de los elementos del grupo 1 se parecen más en su comportamiento frente al calor, a los nitratos del grupo 2? 3.- Describir cómo varía la estabilidad térmica de los nitratos al descender en el grupo.
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4.- Comparar el comportamiento químico estudiado de los nitratos de los elementos del grupo 1 con los correspondientes del grupo 2. 5.- Escribir las ecuaciones para las descomposiciones térmicas de los nitratos estudiados. 6.- ¿Por qué se producen humos marrones cuando se añade ácido clorhídrico al residuo obtenido después de calentar los nitratos de los elementos del grupo 1?
PRACTICA 5: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS HALOGENOS Reactivos necesarios: Disoluciones: HCl, HNO3 y H2SO4 comerciales Agua de bromo I2 en KI 0.01 M en I2 NaOH 2 M Yodo Dicromato potásico K2Cr2O7 0.5 M acidificada Acetato de plomo (II) Pb(CH3COO)2 0.5 M Nitrato de plata AgNO3 0.1 M Nitrato de plomo (II) Pb(NO3)2 0.1 M Cloruro potásico KCl 1 M Bromuro potásico KBr 1 M Yoduro potásico KI 1 M
Sólidos y Líquidos: Permanganato potásico KMnO 4 Dióxido de manganeso MnO 2 Bromo Br2 I2 Cloruro potásico KCl Bromuro potásico KBr Yoduro potásico KI Clorato potásico KClO3 Bromato potásico KBrO3 Yodato potásico KIO3 Acido fosfórico H3PO4
Ioduro / Almidón 0.1 M en I - * Disolventes: dietiléter, hexano
* Se prepara disolviendo 10 g de almidón y 15 g de NaI en 1 litro de agua destilada. Material específico: – Un erlenmeyer de 1000 ml por laboratorio Objetivos: – Obtener cloro gas y disoluciones de éste en el laboratorio. – Comportamiento de los halógenos en agua, en disolución alcalina y en disolventes orgánicos. – Estudio de su poder oxidante. – Reacciones de precipitación de haluros. – Reacciones de halatos con ácidos. Bibliografía: – Cotton & Wilkinson – Shriver – Purcell & Kotz – Handbook of Chemistry and Physics – Palmer
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Introducción: Por su reactividad, ninguno de los elementos del grupo 17 se encuentran en la naturaleza en estado elemental. Estos elementos se presentan como moléculas diatómicas no polares de formula general X 2, que es a lo que nos referimos habitualmente al hablar de halógenos. (El último del grupo, el astato, At, es radioactivo y se conocen poco sus propiedades). Los halógenos tienen potenciales de ionización y electroafinidades elevadas, lo que justifica que formen preferiblemente aniones del tipo X -. Estos aniones derivados de los halógenos (F -, Cl-, Br- y I-) son los denominados haluros, y son isoelectrónicos con el gas noble más cercano en el Sistema Periódico. Con la mayoría de los elementos alcalinos y alcalino-térreos los haluros dan compuestos iónicos. Para los haluros, el indice de coordinación generalmente es 1; sólo en excepciones es 2 (HXH +, FClF-, I3- y X- como ligando puente). Los halógenos también dan lugar a muchos compuestos moleculares, bien combinándose entre ellos (interhalógenos como ICl, BrF 3, ClF5, etc,...), o bien en combinaciones con otros elementos no metálicos (e.g., PCl 5, NF 3, etc,...). Cuando el estado de oxidación formal es positivo se pueden asignar indices de coordinación superiores en torno al halógeno central. Ese es el caso de la mayoría de óxidos, oxo-ácidos y oxo-aniones. La tendencia de los puntos de fusión o ebullición de X 2 a lo largo del grupo está dominada por el aumento de las fuerzas de van der Waals, a medida que aumenta el tamaño y la polarizabilidad de los átomos o moléculas. De manera que Cl 2 es un gas a temperatura ambiente, al igual que F 2 (no utilizado en esta práctica), mientras que Br 2 es líquido y I 2 es sólido. Los colores son: incoloro para F 2, amarillo verdoso para Cl 2, marrón rojizo para Br 2 y morado oscuro para I2; y se pueden razonar, explicando que al descender en el grupo disminuye la diferencia energética entre el orbital HOMO y el LUMO de estas moléculas, y por tanto las bandas de absorción electrónica entre esos niveles se van desplazando a longitudes de onda más largas. Los halógenos (X 2) reaccionan con H 2 para dar el ácido HX correspondiente, siendo esta reacción explosiva con F 2. Casi todos los métodos de preparación de halógenos implican la oxidación de iones haluro: 2 X- - 2 e-
X2
En concreto, Cl 2 se prepara habitualmente en el laboratorio por la acción de agentes oxidantes sobre HCl, o sobre mezclas de NaCl y H 2SO4 como fuente de Cl - y H + . Entre los agentes oxidantes utilizados se encuentran MnO 2, KMnO4, PbO2, KClO3 y HNO3. Así con MnO2, la reacción global sería: MnO2 + 4 HCl
MnCl2 + Cl2↑ + H2O
Y con KMnO4: 2 KMnO4 + 16 HCl
2 MnCl2 + 5 Cl2↑ + 8 H2O + 2 KCl
Siendo esta última más favorable termodinámicamente (Ver E o(KMnO4 /Mn2+) y E o(MnO2 /Mn2+) en medio ácido). Un método útil para detectar Cl 2, es poner sobre el recipiente, que se sospecha lo contiene, una tira de papel filtro impregnada con una disolución I - / almidón. Este reactivo se
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utiliza como detector de gases oxidantes, ya que I - se oxidaría a I2, que forma un complejo azulmorado con el almidón. Cl2 y Br2 son moderadamente solubles en agua, mientras que I 2 es muy poco soluble. Dependiendo del halógeno se verifica el siguiente equilibrio en disolución acuosa: 2 X2(aq) + 2 H 2O
4 X-(aq) + 4 H +(aq) + O 2
El proceso es complejo y depende de las condiciones, pudiendo, incluso, darse otros cambios químicos, como el proceso de hidrólisis (para dar HX + XOH). La reacción está controlada por el valor del potencial de los semisistemas X 2 /X- y O2 /H2O. Así, en condiciones ordinarias, además de F 2 también Cl2 es capaz de oxidar el agua, aunque en este caso la reacción es lenta y se acelera por acción de la luz. Dada su naturaleza apolar, en general los halógenos son más solubles en los disolventes orgánicos convencionales que en agua. Es conocido que I 2 da disoluciones de color violeta en disolventes no polares, mientras que en disolventes polares con átomos dadores de O ó N (e.g., éter etílico) da disoluciones de color marrón. Eso es debido a la formación de complejos de transferencia de carga, cuyo estado fundamental sería un híbrido entre I 2 ···S y I2-S+ (S disolvente). Su formación supone un cambio significativo en las bandas de absorción electrónica, y por tanto de color. Aunque es menos frecuente, Cl 2 y Br 2, e incluso los interhalógenos, se comportan de un modo similar. En contraste con los elementos del grupo 18, los halógenos presentan una gran reactividad y son agentes oxidantes enérgicos. Este carácter oxidante disminuye al descender en el grupo, siendo F 2 una de las sustancias más oxidante que se conoce. Todos los halógenos reaccionan en medio básico dando el hipohalito correspondiente: X 2 + 2 OH-
X- + XO- + H2O
Desde el punto de vista cinético todas estas reacciones son muy rápidas y dan equilibrios muy desplazados hacia la derecha, o lo que es lo mismo, son termodinámicamente favorables. Sin embargo, en algunos casos la obtención de disoluciones acuosas de hipohalitos no es tan inmediata, ya que estas especies son capaces de desproporcionar en medio básico según: 2 XO-
X- + XO2-
3 XO-
2 X- + XO3-
Ambos procesos, y mucho más el último, son favorables termodinámicamente, pero no cinéticamente. De manera que ClO- es estable a temperatura ambiente, pero a temperaturas superiores a 75˚C se obtienen disoluciones de ClO 3-. En cambio BrO - es estable en disoluciones a 0˚C y desproporciona a temperatura ambiente, y en el caso de IO - la desproporción es tan rápida, incluso a bajas temperaturas, que no se conoce esta especie en disolución. Cuestiones previas: 1.- Consultando la tabla de potenciales normales ¿ Sería posible preparar Cl 2 por adición de HCl sobre MnO2, KMnO4, ó PbO2 ?. ¿ Por qué cree que HCl comercial con MnO 2 sólido tiene un comportamiento anómalo ? 2.- ¿ Qué reacción se verifica entre Cl 2 (ó Br2) y una disolución de I - / almidón ? 3.- ¿ Qué pH esperaría en una disolución acuosa de Cl 2, Br2, ó I2 ? 4.- ¿ Por qué los halógenos son más solubles en disolventes orgánicos que en agua ? 5.- ¿ Qué haluros pueden ser oxidados por cada halógeno ?
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Precauciones especiales de seguridad: . En general los halógenos son irritantes y en especial el cloro por ser un gas. Este último además, es muy tóxico y corrosivo, por lo que se evitará inhalar sus vapores o que sus disoluciones entren en contacto con los ojos o a piel.
Experimental: A) Preparación de cloro en el laboratorio 1.2.3.4.-
Colocar una pequeña cantidad de dióxido de manganeso (punta de espátula) en el fondo de un tubo de ensayo. Añadir 1 ml de HCl concentrado. Colocar una pequeña cantidad de permanganato potásico (punta de espátula) en el fondo de un tubo de ensayo. Añadir 1 ml de HCl concentrado. En ambos casos comprobar la evolución de un gas colocando en la boca del tubo de ensayo una tira de papel de filtro humedecido con un disolución de yoduro/almidón. Explicar las observaciones encontradas.
B) Reacciones de los ha lógenos con agua 1.- La siguiente operación la harán los alumnos que designe el profesor, en campana de gases y bajo la supervisión de éste. Introduzca en un erlenmeyer de 500 ml, 15 g de MnO 2 y 100 ml de HCl 3 M. Cierre el recipiente con un tapón perforado, caliente con el mechero suavemente y mediante un tubo de goma con una varilla de vidrio al final, haga borbotear el Cl2 formado en 1 litro de agua destilada durante 15 min. La calefacción debe ser tal, que el agua no revierta hacia el matraz de reacción. Al finalizar, antes de retirar el mechero deberá sacar el tubo del segundo erlenmeyer. Una vez preparado el agua de cloro, cada alumno tomará 5 ml, observará el color de la disolución y medirá el pH. Anote sus observaciones y conserven el resto del agua de cloro para el resto de la práctica. 2.- Introduzca una gota de Br 2 en un tubo de ensayo con 5 ml de agua, agite y anote el color y el pH de la disolución. Repita el mismo experimento con un cristal de I 2. C)
Solubilidad de los halógenos en disolventes orgánicos
1.-
2.-
Coloque en tres tubos de ensayo 1 ml de las disoluciones de Cl 2, Br2 y I2 respectivamente. Añada a cada uno aproximadamente 1 ml de hexano, observando si la fase orgánica queda por encima o por debajo de la acuosa. Agite los tubos, deje que las fases se separen y anote el color de cada una de ellas. Repita utilizando éter etílico como disolvente.
D)
Los halógenos como agentes oxidantes (frente a los iones haluro)
1.- Coloque en tres tubos de ensayo media punta de espátula de KI, KBr y KCl respectivamente. Añada a cada uno de ellos 1 ml de agua de cloro. Agite, añada 5 ml de hexano a cada uno de ellos y vuelva a agitar. Anote sus observaciones. 2.- Repita utilizando agua de bromo y agua de yodo. E)
Reacciones de los halógenos en disoluciones alcalinas
1.-
Coloque en tres tubos de ensayo 2 ml de las disoluciones de Cl 2, Br2 y I2 respectivamente. Añada a cada una de ellas, gota a gota, unos 2 ml de una disolución 2 M de NaOH. Observe si se producen cambios de color. Añada ahora unas gotas de disolución I- / almidón. Observe si hay cambios de color.
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2.- Prepare de nuevo una disolución de cloro en NaOH, añada unas gotas de HCl concentrado y por último unas gotas de disolución de I - / almidón. Anote sus observaciones. F)
Reacciones de los haluros alcalinos
1.- Introduzca en tres tubos de ensayo una pequeña cantidad de KCl, KBr y KI respectivamente. En cada uno de ellos añada una pequeña cantidad de MnO 2. Mezcle ambos sólidos con una varilla y añada con precaución unas 10 gotas de H 2SO4 concentrado, agitando el tubo tras la adición de cada gota. Identifique los gases desprendidos en cada caso mediante las siguientes pruebas, anotando sus resultados: i) Coloque un papel indicador humedecido con agua destilada en la boca del tubo sin tocarla. ii) Coloque una tira de papel de filtro humedecida con una disolución acidificada de dicromato potásico cerca de la boca del tubo. iii) Repetir la prueba anterior humedeciendo la tira con una disolución de acetato de plomo. iv) Coloque una tira de papel de filtro impregnada de I - / almidón. 2.- Repita todas las experiencias anteriores sin añadir MnO2. 3.- Repita con ácido fosfórico en lugar de H 2SO4 las experiencias del apartado 1 (sin añadir MnO2). 4.- Ponga en tres tubos de ensayo 1 ml de disoluciones 1 M de KCl, KBr y KI respectivamente. A continuación, añada 1 ml de disolución de AgNO 3 y agite. Anote sus observaciones. 5.- Repita la experiencia anterior añadiendo disolución de Pb(NO 3)2 en lugar de AgNO3. G)
Reacciones de los halatos con los ácidos
1.-
Mezcle en un tubo de ensayo 1 ml de HNO 3 concentrado y 4 ml de agua destilada. Con cuidado, añada esta disolución sobre otro tubo en el que se ha colocado una punta de espátula de KClO3. Estudie el desprendimiento gaseoso colocando en la boca del tubo una tira de papel humedecida con una disolución de I - / almidón. Si no observa nada, caliente el tubo con precaución. Repita la misma experiencia utilizando KBrO3 y KIO3.
2.-
Cuestiones: 1.
2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.
Escriba los semisistemas, con sus correspondientes E 0, de las reacciones de obtención de cloro. Compare la acción de MnO 2 y KMnO4 como agentes oxidantes en ambos experimentos y señale que resultados obtuvo en los ensayos con I - / almidón. Encuentre las solubilidades en agua de los halógenos y justifique los valores de pH observados en sus disoluciones. Escriba y explique los cambios ocurridos en las experiencias del apartado C). En términos del poder oxidante de los halógenos, justifique las observaciones realizadas en las experiencias del apartado D). Razone los resultados encontrados en el apartado E). Averigue qué es la lejía y cómo podría prepararla en el laboratorio. ¿ A qué reacciones responden las observaciones realizadas en el apartado F) ? Comente las reacciones de los halatos con ácido nítrico. ¿Cómo varia el carácter ácido de los oxoácidos de los halógenos?
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PRACTICA 6: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 16 Reactivos: - azufre S8 - óxido de selenio SeO 2 - óxido de teluro TeO 2 - sulfato potásico K2SO4 (disolución 0.1 M y 0.2 M) - tiosulfato sódico Na 2S2O3 (disolución 0.2 M) - peroxodisulfato sódico Na2S2O8 (persulfato) (disolución 0.2 M) - selenato potásico K2SeO4 (disolución 0.1 M) - telurato potásico K2TeO4 (disolución 0.1 M) - cloruro de bario BaCl2 (disolución 0.5 M) - nitrato de plata AgNO 3 (disolución 0.2 M) - dióxido de azufre SO2 (Práctica 3) generación: Na2S2O5 + H2SO4 pirosulfito sódico Na2S2O5 ácido sulfúrico concentrado H 2SO4 - sulfito sódico Na2SO3 (disolución 0.1 M y 0.2 M) - selenito sódico Na2SeO3 (disolución 0.1 M) - telurito sódico Na2TeO3 (disolución 0.1 M) - yoduro potásico KI (disolución 0.5 M) - yodo I2 (sólido y disolución) - hidroxilamina NH2OH (cloruro de hidroxilamina NH2OH.HCl) - hidracina N2H4 (sulfato de hidracina N 2H4.H2SO4) - ácido clorhídrico HCl (disolución 2 M) Experimental a) Algunas reacciones de los óxidos y oxisales 1.- Relacionar el estado de agregación de los óxidos O 3, SO 2, SeO2 y TeO2 con sus estructuras y comparar su reactividad frente al agua. Colocar en tres tubos de ensayo 5 ml de agua y añadir en cada uno de ellos SO 2, SeO2 y TeO2, respectivamente. Medir el pH de la disolución resultante. ¿Qué productos se forman en las reacciones que se producen?. (Para generar SO2: ver Práctica 3) b) Reactividad y estabilidad relativa de los estados de oxidación +4 y +6 de S, Se y Te. 1.- Adicionar 1 ml de una disolución 0.5 M de BaCl 2 a 2 ml de una disolución 0.1 M de K2SO4. Repetir el experimento usando 2 ml de disoluciones 0.1 M de K 2SeO4 y K2TeO4, respectivamente. A la vista de las solubilidades de las correspondientes sales de bario razonar el orden de solubilidad encontrado. 2.- Sobre 2 ml de una disolución 0.1 M de K 2SO4 añadir una punta de espátula de cloruro de hidroxilamina. Repetir el ensayo utilizando sulfato de hidracina en vez de hidroxilamina. Repetir estas dos experiencias con las disoluciones 0.1 M de K 2SeO4 y K2TeO4.
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3.- Hacer pasar una corriente de SO 2 a través de 5 ml de una disolución 0.1 M de Na 2SO3. Repetir el mismo ensayo usando 5 ml de una disolución 0.1 M de Na 2SeO3 y Na2TeO3. Repetir la misma operación con Na 2SeO3 en una disolución acidulada con HCl 0.1 N. 4.- Sobre 2 ml de una disolución 0.1 M de Na 2SO3 añadir una punta de espátula de I 2 . Repetir la misma experiencia con las disoluciones 0.1 M de Na 2SeO3 y Na2TeO3. 5.- Describir las observaciones encontradas en cada experimento, interpretar los resultados y escribir las ecuaciones correspondientes. c) Estudio de algunas reacciones de oxisales de azufre 1.- Preparar disoluciones 0.2 M de cada una de las siguientes sales: sulfito sódico; sulfato potásico; tiosulfato sódico; peroxodisulfato sódico. (Puede suceder que estas disoluciones ya estén preparadas. En este caso, los alumnos sólo deben hacer los cálculos necesarios para preparar las mismas). 2.- Sobre 1 ml de cada una de las disoluciones anteriores añadir igual volumen de una disolución de HCl 2 M. Calentar suavemente al baño maría, sin hervir, comprobando el desprendimiento de gas colocando un papel de pH universal humedecido con agua destilada en la boca del tubo de ensayo 3.- Sobre 0.5 ml de cada una de las disoluciones anteriores añadir 0.5 ml de una disolución de AgNO3 0.2 M. (Al finalizar este ensayo vertir los residuos en una botella que será proporcionada por el profesor encargado de la práctica). 4.- Sobre 1 ml de cada una de las disoluciones anteriores añadir unas gotas de una disolución de yodo en yoduro potásico. 5.- Sobre 1 ml de cada una de las disoluciones anteriores añadir unas gotas de una disolución de KI 0.5 M. 6.- Calentar porciones separadas (punta de espátula) de sulfato y peroxo disulfato sódico en un tubo de ensayo. Comprobar si existe o no evolución de gas colocando en la boca del tubo de ensayo una tira de papel pH universal humedecido. 7- Colocar, aproximadamente, 0.5 g de azufre en polvo en un tubo de ensayo. Adicionar 10 ml de una disolución de sulfito sódico 0.2 M. Hervir la mezcla durante 2 o 3 minutos y entonces filtrar. El filtrado contiene un oxoanión de azufre (‘X’). Volver a realizar las experiencias 2-5 de este apartado e identificar ‘X’. 8- Describir las observaciones encontradas en cada experimento, interpretar los resultados y escribir las ecuaciones correspondientes.
PRACTICA 7: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 15. Reactivos: - cloruro de fósforo (III) PCl3 (se puede obtener: ver Davis) - cloruro de antimonio (III) SbCl3 - cloruro de bismuto (III) BiCl3 - arsenito sódico NaAsO 2 - yodo I2 - nitrito sódico NaNO2
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- sulfato de manganeso (II) MnSO 4 (disolución 0.1 M) - arseniato sodico Na3AsO4 (disolución 0.1 M) - yoduro potásico KI (disolución 0.5 M ; disolución 2 M) - ácido clorhídrico HCl (disolución 1 M) - ortofosfato sódico Na 3PO4 - bismutato sódico Na 3BiO4 - hidróxido sódico NaOH (disolución 1 M) - ácido sulfúrico H2SO4 (disolución 3 M) - antimonito (óxido de antimonio Sb2O3 en HCl diluido 0.1 M) - cobre hilo - dicromato amónico (NH4)2Cr2O7 - ácido nítrico HNO3 (concentrado y disoluciones 2 M y 0.5 M) - permanganato potásico KMnO4 [sólido; disolución acidulada (gotas H2SO4) 0.2 M] - magnesio polvo - hielo Experimental a) Reacciones de hidrólisis de las combinaciones MCl 3 (M= P, Sb, Bi): 1.- Preparar una disolución, añadiendo una punta de espátula de cada uno de los tricloruro en agua (3 ml) y con cada una de ellas realizar las siguientes experiencias: a) medir el pH de la disolución; b) añadir a cada tubo de ensayo una disolución 1 M de NaOH (previamente preparada) hasta que la disolución tenga pH básico. Luego añadir otra disolución 1 M de HCl hasta que el pH sea nuevamente ácido. 2.- Anotar los resultados y comentar lo que ocurre en cada caso. b) Estabilidad de la valencia V en el grupo 15: 1.- En tres tubos de ensayo añadir en cada uno 5 ml de una disolución de MnSO 4 0.1 M y 2 ml de H2SO4 3 M. En cada uno de ellos añadir una de las siguientes sales. - Fosfato de sodio (sólido) - Disolución 0.1 M de arseniato de sodio - Disolución saturada de bismutato de sodio 2.- Anotar los resultados y comentar lo que ocurre en cada caso. c) Estabilidad de la valencia (III) en los elementos del grupo 15: 1.- Preparar una disolución 0.2 M de KMnO4 acidulada (gotas H 2SO4) y añadir en tres tubos de ensayo 5 ml de la misma. A continuación añadir en cada uno de ellos cada una de las siguientes sales. - Nitrito - Arsenito - Antimonito (Sb2O3 en HCl 0.1 M) 2.- Repetir el experimento anterior pero con la disolución de KMnO 4 caliente. 3.- Preparar una disolución de yodo en yoduro potásico y añadir en tres tubos de ensayo 5 ml de la misma. A continuación añadir en cada uno de ellos cada una de las siguientes sales. - Nitrito - Arsenito - Antimonito ( Sb2O3 en HCl 0.1 M)
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d) Estudio de los estados de oxidación del nitrógeno d1.- Reacciones del ácido nítrico: 1.- Añadir unas pocas gotas de HNO 3 concentrado en un tubo de ensayo que contiene un hilo de cobre. 2.- Con cuidado diluir 2 ml de HNO 3 concentrado en un volumen igual de H 2O destilada (realice la operación en tubo de ensayo). Añadir en el tubo dos o tres filamentos de Cu. ¿Qué concentración tiene la disolución de HNO 3 preparada? 3.- Preparar una disolución de HNO 3 2 M y añadir cinco ml de ella en un tubo de ensayo que contiene un poco de Mg en polvo. Repetir la misma operación con hilo de cobre. 4.- Preparar una disolución de HNO 3 0.5 M y añadir cinco ml de ella en un tubo de ensayo que contiene un poco de Mg en polvo. Repetir la misma operación con hilo de cobre. 5.- Describir cada uno de los procesos anteriores aclarando las observaciones encontradas e indicar la reacción que ocurre en cada tubo. d2.- Reacciones del ácido nitroso: 1.- Enfriar 10 ml de H2SO4 3 M en un tubo de ensayo (previamente enfriado en hielo durante 10 minutos). Añadir 1 gramo de NaNO 2 en un segundo tubo de ensayo y adicionar sobre este último tubo el H 2SO4 poco a poco. 2.- Tomar unos ml de la disolución anterior y añadirlos en un tubo de ensayo. Calentar el tubo suavemente y anotar las observaciones. 3.- En un tubo de ensayo añadir unas pocas gotas de una disolución de KI 0.5 M y sobre ella añadir 2 ml de la disolución de HNO 2 preparada en el apartado anterior. 4.- Repetir la reacción anterior empleando una disolución 0.2 M de KMnO 4 en lugar de la disolución de KI. 5.- Describir cada uno de los procesos anteriores aclarando las observaciones e indicando la reacción que ocurre en cada tubo. d3.- Reacciones con amoníaco: 1.- Añadir una punta de espátula de dicromato(VI) amónico en un tubo de ensayo y calentar directamente a la llama. 2.- Describir las observaciones en cada uno de los experimentos e indicar las reacciones que se han llevado a cabo.
PRACTICA 8: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 14. Reactivos: - estaño metal - plomo metal - óxido de plomo (IV), PbO 2 - óxido de estaño (IV), SnO 2 - ácido sulfúrico, H2SO4 - ácido clorhídrico, HCl (concentrado: disolución 0.1 M; disolución 1 M) - ácido nítrico, HNO3 (disolución 1 M) - hidróxido sodico, NaOH (disolución concentrada; disolución 0.5 M)
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- cloruro de estaño (II), SnCl 2 (disolución 0.1 M; disolución 1 M en HCl 0.05 M) - nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2 (disolución 0.1 M) - yoduro potásico, KI (disolución 0.1 M) - yodo, I2 sólido - permanganato potásico, KMnO 4 (disolución 0.1 M en ácido etanóico diluido 0.1 M) - cromato potásico, K2CrO4 (disolución 0.1 M) - sulfuro sódico, Na2S (disolución 0.02 M) - cloruro mercúrico, HgCl2 (disolución 0.03 M en HCl 1 M) - cloruro plúmbico, PbCl4 (se prepara en esta misma práctica) - cloruro férrico, FeCl3 (disolución 2 M) - cloruro de plomo (II), PbCl2 (disolución 0.1 M en HCl 1 M) - sulfocianuro potásico, KSCN (disolución 2 M) - amoníaco Experimental: a) Estabilidad de la valencia +2 y +4 en el grupo 14. 1.- Añadir 2 ml de una disolución 0.03 M acidificada (HCl 1 M) de HgCl 2 sobre 4 ml de otra disolución 1 M acidificada (HCl 0.05 M) de SnCl 2, gota a gota. 2.- Calentar una disolución SnCl 2 1 M acidificada a ebullición y añadir, gota a gota una disolución acidificada (HCl 1 M) de PbCl 2 0.1 M. 3.- Colocar en tres tubos de ensayo 2 ml de una disolución de FeCl 3 2 M y realizar las siguientes operaciones: i) sobre el primer tubo de ensayo, añadir 10 gotas de una disolución de KSCN 2 M ii) sobre el segundo tubo de ensayo, añadir 2 ml de una disolución acidificada de SnCl 2 1 M y 10 gotas de una disolución de KSCN 2 M. iii) calentar la disolución del tercer tubo a ebullición y añadir 2 ml de una disolución de PbCl4 2 M (para preparar esta disolución ver experiencia 5) y después 10 gotas de KSCN 2 M. 4.- Colocar pequeñas muestras de SnO 2 y PbO2 en dos tubos de ensayo y calentarlos a la llama del mechero. Comprobar si se desprende oxígeno y anotar la apariencia del resíduo. 5.- Repetir el experimento usando PbCl 4. Tener en cuenta que este compuesto es inestable y debe ser generado “in situ”. Para ello, operar de la siguiente forma: poner 5 ml de HCl concentrado en un tubo de ensayo y enfriar durante 10 min en un baño de hielo. Añadir pequeñas cantidades de PbO 2 y agitar. La reacción produce PbCl 4. Tomar 1 ml de esta disolución y añadirle igual volumen de una disolución 0.1 M de KI. 6.- Acidificar 1 ml de una disolución 0.1 M de SnCl 2 con un volumen igual de HNO 3 1 M. Adicionar una porción de yodo sólido. Observar si el I 2 se decolora. Repetir el experimento usando una disolución 0.1 M de Pb(NO 3)2 en lugar de SnCl 2. 7.- Adicionar, cuidadosamente, una pequeña porción de PbO2 sobre una disolución 2 M de NaOH. Repetir la misma experiencia utilizando una disolución concentrada de HCl en lugar de NaOH. 8.- Investigar la reacción de SnO 2 con bases y ácidos mediante calentamiento de pequeñas porciones del óxido con disoluciones concentradas de NaOH y HCl. 9.- Comentar todas las reacciones observadas. b) Reacciones de plomo y estaño con los ácidos. Reacciones de Sn 2+ y Pb 2+ . 1.- Colocar una pequeña muestra de plomo metal en tres tubos de ensayo. 2.- Añadir 2 ml de una disolución 1 M de HCl en uno de ellos y calentar. ¿Se puede detectar algún gas? Si no, repetir con HCl concentrado con el segundo tubo de ensayo.
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3.- En el tercer tubo añadir 2 ml de una disolución concentrada y caliente de HNO 3. 4.- Repetir las experiencias anteriores con una pequeña porción de estaño metal. 5.- Poner 2 ml de la disolución de Sn 2+ (SnCl2 0.1 M) en 7 tubos de ensayo y añadir los siguientes reactivos a cada tubo: a) una disolución 0.5 M de NaOH, inicialmente gota a gota y luego de golpe (exceso). b) Una disolución de NH 4OH comercial, gota a gota y luego de golpe. c) 2 ml de una disolución 0.1 M de HCl, calentar y enfríar con agua del grifo. d) 2 ml de disolución de KMnO 4 acidificada (en ácido etanóico 0.1 M). e) 1 ml de una disolución 0.1 M de cromato potásico. f) 5 gotas de una disolución 0.02 M de Na 2S (cuidado, en vitrina y guantes). g) 2 ml de una disolución 0.1 M de KI . 6.- Repetir el mismo experimento con una disolución de Pb 2+ (disolución de PbCl 2 0.1 M). 7.- Comentar todas las reacciones observadas.
PRACTICA 9.- REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 13 Reactivos: - borax (borato sódico) Na 2B4O7 - ácido bórico H3BO3 - fluoruro de calcio CaF2 - H2SO4 concentrado - glicerol - nitrato de talio (I) TlNO3 - ácido clorhídrico HCl (concentrado; disolución 2 M) - hidróxido de sodio NaOH (disolución 4 M; disolución 2 M) - aluminio virutas - aluminio papel - magnesio cinta - cloruro de mercurio (II) HgCl 2 (disolución 0.1 M) - óxido de aluminio Al 2O3 - óxido de magnesio MgO - tricloruro de aluminio AlCl3 (sólido; puede estar hidratado) - cloruro de magnesio MgCl 2 (sólido) - cloruro de cobre (II) CuCl2 (disolución 0.1 M) Experimental:
Apartado A: 1.- Mezclar una determinada cantidad de borax con una cantidad igual de fluoruro cálcico y hacer una pasta fina con una gota de ácido sulfúrico. Coger, con una punta de espátula, un poco de esta pasta y calentarla a la llama del mechero Bunsen. Observar la llama (verde) que se forma, primero directamente y después a través de un espectroscopio manual. Explicar la reacción y el efecto observado.
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2.- Preparar una disolución concentrada de ácido bórico (3 o 4 puntas de espatula en 3 o 4 ml de agua destilada) y dividirla en dos porciones. A una porción añadirle glicerol (5 gotas). Medir el pH de ambas disoluciones con un papel de pH indicador universal. Comentar los resultados observados. ¿Presentará el aluminio un comportamiento similar?. 3.- En tres tubos de ensayo colocar, en cada uno de ellos, una punta de espátula de los siguientes compuestos sólidos: bórax; tricloruro de aluminio y nitrato de talio (I). Añadir 10 ml de agua destilada para formar las correspondientes disoluciones. Tomar 1 ml de cada una de ellas y ponerlos en otros tubos de ensayo. Añadir a cada uno de los tubos de ensayo una disolución de NaOH 4 M gota a gota hasta que ya no se observa que se forme más precipitado. Comparar y explicar los resultados observados. ¿Cuál de los tres elementos es más básico?.
Apartado B: a) Reacciones con HCl. 1.- Colocar unas virutas de aluminio en un tubo de ensayo y añadir unas gotas de HCl concentrado. Si el aluminio no ha comenzado a reaccionar en unos cinco minutos, calentar la mezcla. 2.- Repetir la misma experiencia utilizando magnesio en cinta en lugar de virutas de aluminio. 3.- Explicar las reacciones observadas. b) Reacciones con una disolución de hidróxido sódico. 1.- Colocar unas virutas de aluminio en un tubo de ensayo y añadir unas gotas de una disolución 2 M de NaOH. Si no se observa reacción después de cinco minutos, calentar suavemente la mezcla. 2.- Repetir la misma experiencia con magnesio en cinta. 3.- Escribir las reacciones que tienen lugar e identificar el gas que se desprende. 4.- ¿Porqué las sartenes de aluminio nunca deben ser limpiadas con soda (carbonato de sodio)?. c) Reacciones con oxígeno. 1.- Cortar tres trozos de papel de aluminio y colocarlos en un vaso de precipitados de 25 ml y cubrirlos con una disolución 0.1 M de cloruro de cobre (II). Después de dos minutos, sacar uno de los papeles de aluminio, lavarlo con agua destilada y dejarlo al aire. Hacer lo mismo con los otros dos trozos de aluminio, pero en lugar de dejarlos al aire, colocarlos en dos tubos de ensayo y añadirle a uno, 1 ml de una disolución de NaOH 2 M y al otro 1 ml de una disolución de HCl 2 M. 2.- Colocar una pieza de papel de aluminio en un vaso de precipitados de 25 ml y cubrirlo con una disolución 0.1 M de cloruro de mercurio (II). Dejar la mezcla durante dos minutos. Transcurrido este tiempo sacar el papel de aluminio con unas pinzas y lavarlo con agua destilada. Dejar el papel de aluminio seco durante otros cinco minutos al aire. 3.-Repetir las mismas experiencias, pero ahora con papel de aluminio sin tratar con las disoluciones de Cu (II) ó Hg (II). 4.- Comparar los resultados de las tres experiencias realizadas. 5.- Describir y explicar vuestras observaciones escribiendo las reacciones apropiadas. d) Comparación de las propiedades de cloruro de aluminio y magnesio. 1.- Tomar con una punta de espátula una pequeña cantidad de cloruro de aluminio y colocarlo en un tubo de ensayo. Calentar la muestra, primero suavemente, y después más fuertemente, colocando en la boca del tubo de ensayo un papel de pH universal humedecido. 2.- Repetir la misma experiencia con cloruro de magnesio. 3.- Describir la acción del calor sobre los dos cloruros. ¿Qué sugiere esta experiencia acerca de la estructura de estos compuestos?.
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4.- Colocar una pequeña cantidad de cloruro de aluminio en un tubo de ensayo y añadirle 1 ml de agua gota a gota. 5.- Describir lo que sucede. ¿Se calienta el tubo?. ¿Cuál es el pH final de la disolución obtenida?. 6.- Repetir la misma experiencia con cloruro de magnesio. 7.- Escribir las reacciones que tienen lugar. e) Comparación de las propiedades ácido/base de los óxidos de aluminio y magnesio. 1.- Colocar una pequeña cantidad de óxido de aluminio en un tubo de ensayo y añadirle 1 ml de agua destilada. Comprobar lo que sucede. Medir el pH de la disolución resultante. 2.- Repetir la misma experiencia con óxido de magnesio. 3.- Repetir la misma experiencia con ambos óxidos utilizando una disolución de HCl 2 M, primero en frío y después calentando suavemente. 4.- Repetir las mismas experiencias con ambos óxidos utilizando una disolución de NaOH 2 M. 5.- Escribir todas las reacciones que tienen lugar
PRACTICA 10: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 1 Reactivos: - peróxido de sodio Na 2O2 - dicromato potásico K2Cr2O7 (disolución 1 M) - ácido sulfúrico H2SO4 (disolución 1 M) - ácido clorhídrico HCl (disolución 4 M) - amoníaco (disolución 4 M) - pentan-1-ol (alcohol amílico) C5H11OH - carbonato de litio Li2CO3 - fluoruro amónico NH4F (disolución 4 M) - carbonato amónico (NH4)2CO3; disolución 4 M) - cloruro de litio LiCl - cloruro de potasio KCl - alcohol absoluto (etanol) - perclorato de litio LiClO4 - carbonato de potasio K2CO3 - perclorato de potasio KClO4 Experimental: 1.- Preparar una disolución de 0.5 g de LiCl en el mínimo volumen posible de agua. 2.- Preparar una disolución de 0.5 g de KCl en 5 ml de agua. 3.- Tomar 1 ml de la disolución de cloruro de litio y adicionar 0.5 ml de una disolución de amoníaco acuoso 4 M y después 1 ml de una disolución de NH 4F 4 M. Realizar las mismas
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experiencias con la disolución de cloruro potásico. Comparar y explicar los resultados observados. 4.- Sobre 1 ml de la disolución de cloruro de litio añadir cinco gotas de amoníaco acuoso concentrado y después 1 ml de una disolución concentrada de carbonato amónico. Realizar las mismas experiencias con la disolución de cloruro potásico. Comentar los resultados observados. 5.- Agitar 0.1 g de perclorato potásico en 2 ml de etanol y posteriormente en 2 ml de agua. Repetir las mismas experiencias con perclorato de litio. Comentar las observaciones encontradas. 6.- Colocar una pequeña cantidad de carbonato de litio en un tubo de ensayo y calentar, observando si se desprende algún gas. Añadir al residuo unos ml de una disolución de HCl 4 M comprobando si se disuelve. Repetir la misma experiencia con carbonato de potasio. Explicar las diferencias observadas. 7.- Añadir, con mucho cuidado, 0.1 g de peróxido de sodio sobre 3 ml de agua destilada en un tubo de ensayo, observando si se desprende algún gas. Medir el pH de la disolución resultante con un papel de pH universal. 8.- Sobre un tubo de ensayo añadir los siguientes reactivos en este orden: 0.1 g de peróxido de sodio, 3 ml de agua destilada, 3 gotas de una disolución 1 M de dicromato potásico, 1 ml de pentanol y 3 ml de ácido sulfúrico diluido. Agitar la mezcla y observar las dos capas formadas. Comentar las observaciones encontradas. Cuestiones 1.- Hallar los cálculos para preparar las disoluciones de NH 4OH 4 M y NH 4F 4 M. 2.- Establecer un cuadro con las solubilidades de las siguientes parejas de sustancias: (LiCl, KCl); (LiF, KF); (Li2CO3, K2CO3). Analizar la variación de la solubilidad en cada una de las parejas y razonar la misma. 3.- Estudiar la variación de la solubilidad de Li 2CO3 con la temperatura. 4.- Estudiar la estabilidad térmica de los carbonatos de los metales del grupo 1 y comparar esta propiedad con los metales del grupo 2. 5.- Discutir el comportamiento químico de las combinaciones de oxígeno con los elementos del grupo 1. 6.- Buscar en la bibliografía y discutir las observaciones encontradas en la experiencia 8.
PRACTICA 11:
REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 12
Reactivos: - sulfato de cinc (II) ZnSO4 (disolución 2 M) - hidróxido de sodio NaOH (disolución 2 M) - amoníaco (concentrado; disolución 2 M) - tiocianato potásico KSCN - piridina - hidrógeno fosfato amónico (NH 4)2HPO4 (disolución al 10 %) - ácido clorhídrico HCl (disolución 2 M) - rojo de metilo (indicador)
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Experimental: 1.- Preparar una disolución de sulfato de cinc(II) 2 M en agua (puede suceder que esta disolución esté ya preparada; los alumnos tendrán, entonces, que hacer los cálculos para la preparación de la misma). 2.- Sobre 5 ml de la disolución de Zn (II), preparada según el apartado anterior, añadir 5 ml de una disolución de NaOH 2 M y dividir la mezcla en tres partes iguales. a) Sobre una de ellas añadir 8 ml más de la disolución de NaOH 2 M y calentar suavemente la disolución. b) Sobre otra añadir 8 ml de amoníaco concentrado. c) Sobre la otra añadir 10 ml de una disolución de HCl 2 M. 3.- Sobre 3 ml de la disolución de Zn (II) añadir 0.5 g de tiocianato potásico y después 10 gotas de piridina, y agitar la mezcla vigorosamente. 4.- Sobre 5 ml de la disolución de Zn (II) añadir 2 gotas de indicador rojo de metilo. Neutralizar la disolución con amoníaco 2 M. Calentar la disolución y añadir 10 ml de una disolución de hidrógeno fosfato de amonio al 10%. 5.- Comentar todas las reacciones llevadas a cabo. Cuestiones 1.- Hallar los cálculos para preparar las disoluciones de sulfato de cinc heptahidratado 2 M, hidrógeno fosfato amónico al 10%, NaOH 2 M y HCl 2 M. 2.- Estudiar el comportamiento ácido-base del óxido de cinc y comparar el mismo con los óxidos de cadmio y mercurio. 3.- ¿Qué precipitado se forma cuando se trata una disolución de Zn 2+ con NaOH?. ¿Qué sucede con un exceso de NaOH?. ¿Qué especie se forma cuando este precipitado se trata con HCl?. 4.- ¿Qué especie se forma cuando la disolución de Zn 2+ se trata con NH 4OH?. 5.- ¿Existe alguna diferencia en la reacción con NaOH entre cinc, cadmio y mercurio?. 6.- Comparar el comportamiento en la Química de la Coordinación de cinc y cadmio con los metales de transición, por un lado, y los elementos de los grupos principales, por otro. 7.- ¿Cuál es el comportamiento de Zn 2+ y Cd2+ con el ligando (SCN) -. Formular el complejo que se forma con uno y otro metal. ¿Qué diferencia existe entre ellos?. ¿Qué otras posibilidades de combinación presenta dicho ligando?. ¿Qué sucede al añadir piridina en el apartado 3 de la práctica?. 8.- Comentar las reacciones que se observan en el apartado 4 de la práctica. 9.- Comentar algunas semejanzas y diferencias entre el comportamiento químico de los elementos del grupo 12 entre si y entre los elementos del grupo 12 con los del grupo 2.
PRACTICA 12: PREPARACION DE KIO 3. Reactivos: - hidróxido potásico KOH 12 M - hidróxido sódico NaOH (sólido y disolución 10%) - clorato potásico KClO 3 - yodo I 2
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- ácido nítrico HNO3 Material específico: - tubo de goma - matraz de cuello largo y tapón de corcho - frasco lavador - erlenmeyer de 100 ml Objetivos: - Comportamiento redox de los halógenos y oxoaniones derivados. Bibliografía: - Cotton & Wilkinson - Shriver - Purcell & Kotz - Greenwood & Earnshaw Introducción: En esta práctica se va a preparar yodato potásico a partir de clorato potásico. Casi todos los métodos de preparación de halógenos implican la oxidación de iones haluro. Por ejemplo, Cl2 se prepara habitualmente en el laboratorio por la acción de MnO 2 sobre HCl: MnO 2 + 4 HCl
MnCl 2 + Cl2↑ + H2O
Las disoluciones de hipohalitos se pueden preparar fácilmente por la desproporcionación del halógeno en disoluciones alcalinas frias: X 2 + 2 OH X- + XO- + H2O Desde el punto de vista cinético todas estas reacciones son muy rápidas y dan equilibrios muy desplazados hacia la derecha. Sin embargo, en algunos casos la obtención de disoluciones acuosas de hipohalitos no es tan inmediata, ya que estas especies son capaces de desproporcionar en medio básico según: 2 XO-
X- + XO2-
3 XO-
2 X- + XO3-
Ambos procesos, y mucho más el último, son favorables termodinámicamente, pero no cinéticamente. Por ejemplo, ClO - es estable en disolución alcalina a temperatura ambiente, pero a temperaturas superiores a 75˚C se obtienen disoluciones de ClO 3-. De hecho, un procedimiento general de laboratorio para sintetizar cloratos y bromatos es la desproporcionación de X2 en disoluciones alcalinas en caliente: 3 X 2 + 6 OH-
XO3- + 5 X- + 3 H2O
A escala industrial este método no tiene aplicabilidad porque sólo 1/6 del halógeno se oxida. Para preparar halatos se conocen otros métodos; por ejemplo, mediante la electrólisis de salmueras se producen cientos de miles de toneladas de cloratos al año.
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Los yodatos se preparan mediante electrólisis, o bien por la oxidación directa de yoduros de metales alcalinos con oxígeno a altas presiones y temperaturas, o bien por oxidación de I 2 con cloratos. Este último será el procedimiento que utilizaremos en esta práctica. Responde a una ecuación global: I2 + ClO 3 -
Cl2 + IO3-
El mecanismo de reacción es complejo y consta de dos etapas: 1ª (muy lenta)
I2 + ClO 3-
ICl + IO 3-
2ª (rápida)
ICl + ClO 3 -
Cl2 + IO3-
Esta reacción es autocalítica, ya que aunque su velocidad está condicionada por la primera etapa, en cuanto se produce algo de Cl 2 se forma el interhalógeno: 1/2 I2 + 1/2 Cl 2
ICl (rojo)
y éste a su vez favorece la segunda etapa, donde además se produce más cloro. De manera que, una vez iniciada la reacción, ésta responde mejor a la suma de los siguientes procesos: (rápidas)
1/2 I2 + 1/2 Cl2 ICl + ClO 3-
ICl Cl2 + IO3-
Conviene puntualizar dos aspectos. Primero, como la cantidad de cloro se duplica en cada ciclo catalítico y eso puede producir el disparo incontrolado de la reacción, es necesario moderar la velocidad de formación del mismo utilizando un baño de agua fría si fuese oportuno. Y segundo, la etapa de iniciación es tan lenta que es mejor sustituirla por otra que genere fácilmente Cl2 al principio de la reacción. Esto se consigue añadiendo unas gotas de HNO 3 al matraz de reacción: (rápida)
ClO 3- + H+
HClO 3
∆
HClO 4 + Cl2 + O2 + H2O
Cuestiones previas: 1.- ¿Qué reacción tiene lugar entre MnO 2 y HCl?. Sugiera al menos otras dos reacciones que generen el mismo gas. 2.- ¿Qué especie mayoritaria obtendría si disuelve Cl 2 en agua, en disolución de NaOH fría, o en la anterior en caliente? 3.- En la preparación de KIO 3 a partir de KClO3 y I2 , ¿por qué se dice que este proceso es autocatalítico? 4.- En la reacción anterior, ¿por qué es conveniente añadir unas gotas de HNO 3 a la mezcla inicial?
Precauciones especiales de seguridad: . En general los halógenos son irritantes y en especial el cloro por ser un gas. Este último, además, es muy tóxico y corrosivo, por lo que se evitará inhalar sus vapores o que sus disoluciones entren en contacto con ojos o piel. Del mismo modo, por ser sustancia oxidantes, evite el contacto con las disoluciones de halatos.
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Experimental: Preparación de iodato potásico Monte el sistema esquematizado en la figura 1, poniendo agua destilada en el frasco lavador hasta que el tubo quede sumergido y 50 ml de disolución de NaOH al 10% en el vaso de precipitados. A continuación, introduzca en el matraz de cuello largo 5 g de clorato potásico, 3.5 g de yodo y 10 ml de agua. Por último añada 8 gotas de ácido nítrico concentrado y cierre el sistema. Comience a calentar suavemente el contenido del matraz moviéndolo ligeramente hasta que la temperatura sea aproximadamente de 50˚C (nunca superior) y comience a desprenderse cloro. Retire entonces la llama y modere la velocidad de reacción, si es preciso con un baño de agua fría durante unos segundos. Cuando la reacción cese, caliente de nuevo y así hasta que se disuelva todo el sólido. Adicionar finalmente 0.1 g más de yodo y hervir hasta que el yodo se disuelva y no se desprenda más cloro.
Figura 1 Al enfriar la disolución resultante se producirá una cristalización copiosa del aducto KIO 3·HIO3. Filtre, lave con unos mililitros de agua fría y seque el sólido triturándolo entre papel de filtro. Echelo en un vaso de 100 ml con 30 ml de agua en ebullición, agite hasta que prácticamente todo se haya disuelto y neutralice la disolución en caliente añadiendo KOH 12 M con precaución. Si precipitase algo de iodato durante la neutralización, redisuelva añadiendo agua a la temperatura de ebullición (el volumen final no deberá sobrepasar los 50 ml). Si queda algún residuo insoluble, filtre con un filtro de pliegles calentado previamente con agua hirviendo. Por enfriamiento del filtrado se obtiene el iodato en forma de pequeños cristales. Filtre, lave y seque los cristales por succión de aire. Pese el producto y anote el resultado. Propiedades y usos: Los cloratos son agentes oxidantes. NaClO 3 es muy utilizado para preparar ClO 2, que es un agente para blanquear la pasta de papel sin degradar la celulosa. También se utiliza como herbicida, defoliante y como desecante, así como para preparar otros cloratos y percloratos útiles. Por ejemplo KClO3, que se utiliza en pirotécnia como oxidante (NaClO 3 es higroscópico), y que mezclado con sales de metales da diversidad de colores (Sr-rojo, Baverde, Cu-azul, etc). Además KClO 3 es un componente importante en la fabricación de cerillas (KClO3, S, Sb2S3, vidrio en polvo y dextrina en pasta). Los yodatos son agentes oxidantes más suaves. Son producidos por la industria química en mucha menor escala, y su uso más frecuente está relacionado son sus aplicaciones en procesos de valoración redox.
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Cuestiones: 1.- Escriba las reacciones completas y ajustadas que tienen lugar en la preparación de yodato potásico. Calcule el rendimiento obtenido. 2.- ¿Qué finalidad tienen el frasco lavador con agua destilada y el vaso de precipitado con la disolución de NaOH?. ¿Qué pH debe esperarse en la disolución del frasco lavador?. 3.- ¿Cuál es el motivo de la neutralización con KOH una vez obtenido el producto crudo?.
PRACTICA 13: PREPARACION DE HALUROS METALICOS ANHIDROS: SnI 4 y SnI4(PPh3)2 Reactivos: - estaño granulado - yodo, I2 - trifenil fosfina, PPh3 - dicloruro de calcio, CaCl 2 - hidróxido potásico, KOH - disolventes: ácido acético glacial anhídrido acético cloroformo seco amoniaco Material específico: – Matraz (100 ml), refrigerante y tubo de CaCl 2 para proceder a un reflujo – Desecador a vacío. – Placa calefactora con agitación. Objetivos: – Síntesis de un haluro de estaño y un compuesto de coordinación de éste. – Utilización de medios no acuosos – Manipulación y estabilización de sustancias higroscópicas Bibliografía: – Palmer, pág. 246 – Marr / Rocket, pág. 195 – Adams, pág. 35 – Pass / Sutcliffe, pág. 10 Introducción: El estaño metal se emplea ampliamente como componente en aleaciones (e.g. latón). El estudio de la química de este elemento ha dado lugar a importantes avances tecnológicos. Por
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ejemplo, algunos de sus compuestos se utilizan como estabilizadores de policloruro de vinilo (PVC), otros como desinfectantes de bacterias gram(+), biocidas en controles de pestes, fungicidas en pinturas, recubrimiento de vidrios, etc... . Esta práctica tiene como objetivo preparar yoduro de estaño (IV) a partir de los elementos que lo constituyen, en un medio no acuoso (método alternativo a partir de SnCl 2.2H2O en Palmer, pág. 246). Los compuestos de la mayoría de los metales pesados de los grupos principales tienen la capacidad de aumentar su número de coordinación por encima del número que representa la mayor de sus valencias. En el caso particular de SnI 4, con ligandos neutros como las fosfinas se forman complejos octaédricos de fórmula general SnI 4(PR 3)2. Como consecuencia de la coordinación de la fosfina se produce un descenso en la reactividad de la sustancia, de modo que, por ejemplo, SnI 4 se hidroliza rápidamente en agua, mientras que SnI4(PPh3)2 no. Cuestiones previas: 1.- ¿Que tipo de reacción se da en la preparación de SnI 4 a partir de I2 y Sn?. Escriba su ecuación ajustada. 2.- ¿Es del mismo tipo la reacción entre SnI 4 y PPh3?. Escriba su ecuación ajustada. 3.- ¿Que entorno presenta el átomo central en SnI 4 y en SnI 4(PPh3)2?.
Precauciones especiales de seguridad: El yodo , las fosfinas, los compuestos de estaño y el cloroformo son muy perjudiciales para la salud, y el ácido acético y su anhídrido son muy corrosivos. Evite su inhalación o contacto con la piel u ojos.
Experimental: a) Tetrayodo estaño (IV) o yoduro estánnico ( en ca mpana de gases ). En un matraz de 100 ml se mezclan ácido acético glacial (25.0 ml) y anhídrido acético (25.0 ml), añadiendo a continuación estaño granulado o en granalla (0.5 g) y finalmente yodo (2.0 g). Al matraz se le adapta un refrigerante con tubo secante de CaCl 2 en la parte superior, procediendo al calentamiento suave de la mezcla en la placa calefactora hasta que la reacción es vigorosa. En ese momento se retira la calefacción y cuando ésta pierde vigor, se refluye la disolución hasta que todo, o casi todo, el estaño metal ha desaparecido (aproximadamente 2.5 horas). En caliente se decanta el líquido (MUY CORROSIVO– use guantes) a un erlenmeyer seco y caliente. Enfriar en baño de hielo y filtrar rápidamente, por succión, los cristales naranjas que precipitan. El producto obtenido se transfiere a un vaso de 50 ml y se seca en un desecador a vacío. Pese, anote el resultado y almacene el sólido en un vial cerrado y sellado con parafilm. b) Tetrayodobis(trifenilfosfina)estaño (IV). Se preparan una disolución de SnI 4 (1.0 g) y otra de PPh 3 (0.9 g) en cloroformo (10.0 ml). Mezclar las dos disoluciones agitando y dejar en reposo en un matraz cerrado con tapón durante unos 25 min. Los cristales naranja oscuros que se obtienen se filtran y se secan en el desecador a vacío. Pese y anote el resultado. Pruebas analíticas: 1.-Disuelva una punta de espátula de SnI 4 en agua. Después añada una lenteja de KOH. Repita con SnI4(PPh3)2. Anote sus observaciones. 2.-Añada unas gotas de amoníaco comercial a una punta de espátula de SnI 4 disuelta en cloroformo. Anote sus observaciones.
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Cuestiones: 1.- Escriba las ecuaciones en la formación de SnI 4 y SnI4(PPh3)2. Calcule el rendimiento en cada reacción. 2.- Dibuje los diferentes isómeros a que puede dar lugar SnI 4(PPh3)2. 3.- ¿A qué se debe que el complejo con fosfina sea más inerte que SnI 4? 4.- Anote sus observaciones en las pruebas analíticas y de una explicación química a lo sucedido.
PRACTICA 14: SINTESIS Y REACTIVIDAD DE OXIGENO GAS Reactivos. parte A: Síntesis del catalizador: - cloruro de cobre (II) hexahidratado CuCl2.6H2O - tricloruro de hierro hexahidratado FeCl 3.6H2O - hidróxido sódico NaOH (disolución 5 M) Síntesis de oxígeno: - agua oxigenada comercial H 2O2 - hidróxido potásico KOH (disolución 5 M) - cloruro cálcico anhidro CaCl 2 - sulfuro de molibdeno (IV) MoS2 parte B: - clorato potásico KClO3 - dióxido de manganeso MnO 2 - sulfuro de molibdeno (IV) MoS2 Material específico: - matraz de dos bocas esmeriladas - matraz de cuello largo con tapón de corcho - bureta de 50 ml - embudo de adición con tapón teflón o vidrio - oliva esmerilada - tubo de combustión con tapón de corcho - grasa de esmerilado - tubos en U con sus dos tapones de corcho o goma - algodón o lana de vidrio Conceptos a manejar - función de un catalizador - estructura de las espinelas - propiedades y comportamiento del agua oxigenada - reactividad del oxígeno (con sulfuros)
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A.- Síntesis catalítica por descomposición de peróxidos. Introducción El oxígeno gas es sintetizado por descomposición de peróxido de hidrógeno en medio alcalino usando una espinela de cobre y hierro como catalizador. Esta práctica se realizará en dos partes. a) Síntesis del catalizador: Cu xFe3-xO4 donde 0 < x < 3. b) Síntesis de oxígeno gas. La preparación de la espinela implica los siguientes pasos: a) Coprecipitación de los hidróxidos de Cu(II) y Fe(III) a partir de los derivados cloruro correspondientes, en presencia de una disolución 5 M de NaOH. xCuCl2 6H2O + (3-x) FeCl3 6H2O + (9-x)NaOH
Cux Fe3-x(OH)9-x + (9-x)NaCl + 18H 2O b) Proceso de oxidación y posterior deshidratación al aire para formar la espinela. 0.5O 2 + 4Cu1.5Fe1.5(OH)7.5
4Cu1.5Fe1.5 O4 + 15H2O
El producto tiene por fórmula general Cu xFe3-xO4, donde 0 < x < 3. La estequiometría de la espinela depende de la cantidad pesada de cada reactivo, por lo que se requiere exactitud y minuciosidad a la hora de pesar. La generación de oxígeno se comprueba por la reacción que se produce con un sulfuro metálico. Experimental:
Síntesis del catalizador (espinela). En un vaso de precipitados o en un erlermeyer de 50 ml, se disuelven 3.63 g (0.015 mol) de CuCl2.6H2O en 20 ml de agua destilada. En otro vaso de precipitados, también de 50 ml, se disuelven 4.05 g (0.015 mol) de FeCl 3.6H2O en 20 ml de agua destilada y se transfiere, posteriormente, a un vaso de precipitados de 250 ml. La disolución de Cu(II) se adiciona lentamente (aproximadamente 5 min) sobre la disolución de Fe(III) con constante agitación. Para mantener la estequiometría, el vaso de precipitados conteniendo Cu(II) se lava con agua destilada y se adiciona a la mezcla de reacción. El volumen total de la disolución debe estar entre 50-60 ml. Medir el pH del medio. Un valor correcto debería ser 6.8. Preparar una disolución de NaOH 5 M y rellenar con ella una bureta de 50 ml. Adicionar la disolución de sosa lentamente sobre la disolución conteniendo la mezcla de reacción manteniendo una agitación fuerte y continuada hasta la aparición de un precipitado marrón, aproximadamente a un pH = 12.5. Calentar la mezcla al baño maría durante 30 min para a continuación dejarla enfriar hasta alcanzar temperatura ambiente. Filtrar y lavar directamente sobre el Buchner hasta que dejan de
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ser básicas las aguas de lavado (posiblemente sea necesario, primero, dejar reposar el precipitado y decantar la disolución, antes de filtrar). Secar el sólido en un horno a 85-100 °C durante toda la noche.
Síntesis de oxígeno. Montar el aparato que se describe en la figura. Pesar 1 g de la espinela e introducirlo en el matraz de dos bocas ( A). Una de las bocas servirá para conectar un embudo de adición para añadir el H2O2 y el otro como escape del O2 generado. La salida del gas se conecta a un tubo en U conteniendo CaCl 2 anhidro (B). El otro extremo del tubo en U se introducirá en un matraz de fondo redondo ( C) conteniendo una muestra de sulfuro de molibdeno (preguntar esta cantidad al profesor). El final del conducto de gas debe contener un disco poroso (trozitos de porcelana porosa) para repartir de forma homogénea las burbujas de oxígeno dentro del matraz conteniendo la mezcla de reacción (matraz C ), el cual debe poseer una salida de seguridad que se conectará a un vaso de precipitados conteniendo agua destilada ( D ). Adicionar a través del tubo de adición que contiene el matraz A una disolución de H 2O2 diluida (disolución al 5%) en una disolución 5 M de KOH (con el fin de que al ponerse en contacto el H 2O2 con el catalizador no se produzca una efervescencia demasiado violenta). Tan pronto como se observe borboteo en el vaso D , comenzar a calentar suave pero progresivamente el MoS 2 existente en C . La reacción se dará por terminada cuando al colocar un trozo de papel indicador universal humedecido con agua destilada en la salida del tubo que contiene el vaso D (sin tocar las paredes), el pH deje de ser ácido.
Figura 1
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B.- Síntesis de oxígeno gas por descomposición de oxisales. Experimental: El oxígeno es generado por descomposición térmica de clorato potásico en presencia de dióxido de manganeso. KClO y MnO Sulfuro
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metálico
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Figura 2 Montar el aparato que se describe en la figura 2. Colocar en el matraz una mezcla de KClO3 (1 g) y MnO2 (1 g). Colocar en el tubo de combustión una muestra de sulfuro de molibdeno (1 g). Calentar suavemente y de forma alternativa ambos tubos para evitar el contacto de los productos que se forman con los tapones de goma, con los cuales pueden reaccionar de forma violenta. Si el extremo del tubo que se introduce en el vaso de precipitados conteniendo el agua destilada queda por debajo de la superficie del líquido, se debe de tener mucho cuidado con el calentamiento con el fin de evitar que el agua se introduzca en el tubo de combustión por succión. Cuestiones: PARTE A: 1. Escribir la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno que tiene lugar (recordar que tenemos un medio alcalino) 2. ¿Qué es una espinela?. ¿Cuál es la espinela que se prepara en la práctica? 3. ¿Cuál es la reacción de formación de la espinela que se utiliza como catalizador en la práctica? 4. ¿Qué es un catalizador?. ¿Cuál es la función termodinámica de un catalizador?. ¿Y la función cinética? 5. ¿Por qué se calienta la mezcla de reacción en la preparación de la espinela a baño maría? 6. ¿Qué fundamento tiene colocar sulfuro de molibdeno en el matraz de fondo redondo?. ¿Qué otro tipo de sulfuro metálico se podría utilizar? 7. ¿Por qué se coloca el vaso con agua al final del sistema de generación de oxígeno?. ¿Qué proceso tiene lugar en el mismo?. ¿Qué pH se obtiene y por qué? PARTE B: 1. ¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo para generar oxígeno? 2. ¿Qué fundamento tiene colocar sulfuro de molibdeno en el tubo de combustión? 3. ¿Por qué se coloca el vaso de agua al final del sistema de generación de oxígeno?. ¿Qué proceso tiene lugar en el mismo?. ¿Qué pH se obtiene y por qué?
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PRACTICA 15: COMBINACIONES DE NITROGENO CON HIDROGENO SINTESIS DE SULFATO DE HIDRACINA Reactivos: - gelatina - hidróxido sódico NaOH (disolución 20%) - disolución comercial de hipoclorito sódico - amoníaco concentrado - ácido sulfúrico concentrado H2SO4 (disolución 13 M; disolución 3 M) - ácido clorhídrico concentrado HCl - cloroformo - yodato potásico KIO3 (disolución standard 2.5 M) - etanol - ferrocianuro potásico K 3[Fe(CN)6] (disolución al 20%) - hielo Material específico: - bureta Conceptos a manejar: - Reacciones de preparación y comportamiento químico de las combinaciones de nitrógeno con hidrógeno. Introducción: Esta práctica tiene como finalidad preparar una compuesto de nitrógeno con hidrógeno: hidracina. Este compuesto, en estado puro es muy inestable, por lo que se prepará una de sus sales: sulfato de hidracina. Así mismo, se pretende estudiar el comportamiento químico y estructural de esta sustancia. Experimental: A) Preparación de una disolución de gelatina: Pesar 5 g de gelatina y disolverlos en H 2O caliente (100 ml). El agua no se debe calentar por encima de 60 °C para evitar que la gelatina se reduzca. B) Preparación de una disolución de hipoclorito sódico: (Esta disolución se dispone comercial. Si es necesario prepararla, proceder como se indica) Disolver 32 g de NaOH en 100 ml de H 2O y dejar que la disolución se enfríe hasta temperatura ambiente. Una vez enfriada pasar sobre ella una corriente de Cl 2 (preparado a partir de KMnO4 y HCl) hasta que el peso de la disolución se haya incrementado en 21-25 g. C) Preparación de la hidracina: Mezclar en un vaso de 500 ml los siguientes reactivos: 100 ml de amoníaco concentrado; 50 ml de la disolución de gelatina; 35 ml de H 2O y 80 ml de la disolución de hipoclorito. Agitar unos minutos y concentrar la disolución hasta un tercio de su volumen. Dejar, entonces, que la disolución alcance la temperatura ambiente. Filtrar la disolución y enfríar el filtrado en un baño
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de hielo a 0 °C. Añadir sobre esta disolución, seguidamente, desde una bureta y gota a gota 25 ml de H2SO4 13 M. Poner la disolución resultante en un baño de hielo durante 20 minutos y filtrar recogiendo el sólido que se ha formado por precipitación. Lavar este sólido con 25 ml de H2SO4 3 M y con etanol. D) Reactividad de la hidracina: i) Pesar entre 0.2 y 0.3 gramos de sulfato de hidracina (el peso debe ser conocido exactamente ) y ponerlo en un erlenmeyer de 250 ml. Añadir sobre este compuesto 30 ml de HCl concentrado, 50 ml de H 2O y 10 ml de cloroformo. Finalmente valorar la disolución resultante con una disolución de KIO 3 2.5 M (fuerte agitación). ii) Disolver 0.1 g de sulfato de hidracina en 5 ml de H 2O destilada y añadir sobre esta disolución 10 ml de otra disolución de ferrocianuro potásico al 20%. A esta mezcla añadir gota a gota 2 ml de una disolución de NaOH al 20%. Cuestiones: 1.- ¿Cuál es la reacción de formación de hidracina? 2.- ¿Qué fundamento tiene la adición de gelatina al medio de reacción? 3.- ¿Cuál es el nombre industrial que recibe este procedimiento de preparación de hidracina? 4.- Describir algún otro método alternativo para preparar esta sustancia 5.- ¿Cómo se podría convertir el sulfato de hidracina en el correspondiente hidrato?. 6.- ¿Cuáles son las propiedades físicas de la hidracina pura? 7.- ¿Cuáles son las propiedades químicas de la hidracina pura? 8.- Discutir el comportamiento ácido-base y oxidante-reductor de la hidracina. 9.- Comentar el proceso de la valoración de la hidracina con yodato potásico. ¿Cuando se alcanza el punto final de la valoración de la hidracina con KIO 3?. ¿Cómo se puede detectar este punto final?. ¿Qué volumen de disolución de KIO 3 2.5 N se necesitan para alcanzar dicho punto?. Indicar las cantidades y el procedimiento para preparar la disolución de KIO 3 2.5 N. Justificar todas las respuestas. 10.- Comentar las reacciones que tienen lugar y las observaciones encontradas en la reacción de la hidracina con ferrocianuro potásico.
PRACTICA 16: PREPARACION DE SALES DERIVADAS DEL ACIDO FOSFORICO Reactivos: - Acido fosfórico H3PO4 - Ortofosfato de sodio dodecahidratado Na 3PO4.12H2O - cloruro cálcico CaCl2 (disolución 1 M) - sulfato férrico Fe2(SO4)3 (disolución 1 M) - Acetato sódico NaCH3COO - Sulfocianuro potásico KSCN (disolución 1 M) - Nitrato de plata AgNO 3 (disolución 1 M)
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Introducción: El ácido ortofosfórico es un ácido tribásico y forma sales de los tipos: neutras, monoácidas y diácidas. Por otro lado, se conocen sales derivadas de otros ácidos condensados, como son los piro y metafosfatos. En esta práctica trataremos de preparar alguna de estas sales y estudiaremos su comportamiento Experimental: A) Preparación de dihidrógeno fosfato de sodio dodecahidratado NaH 2PO4 .12H2 O. Pesar 5 g de ortofosfato sódico dodecahidratado y disolverlos en 50 ml de H 2O. Añadir a esta mezcla ácido fosfórico en proporción 1:3 (sal:ácido). Concentrar la disolución obtenida en baño de agua. Enfriar y aparecerán unos cristales. Estos cristales corresponden al NaH2PO4.12H2O. Filtrar y secar por succión y luego en una estufa a 100 °C. B) Preparación de hidrógeno fosfato de sodio dodecahidratado Na 2 HPO4.12H2O. Pesar 5 g de ortofosfato de sodio dodecahidratado y disolverlos en 50 ml de H 2O. Añadir a esta mezcla ácido fosfórico en proporción 2:1 (sal:ácido). Concentrar la disolución obtenida hasta que por evaporación cristalice Na 2HPO4.12H2O. C) Pruebas analiticas: Realizar las siguientes pruebas con pequeñas porciones del ortofosfato sódico y de cada uno de los productos preparados. 1- Medir el pH de una disolución de los mismos en agua con papel indicador. 2- Añadir con agitación unas gotas de una disolución 1 M de cloruro cálcico. 3- Añadir con agitación unas gotas de una disolución 1 M de Fe 2(SO4)3 y unos cristales de acetato de sodio. 4- A las disoluciones que en 3) no hayan precipitado, añadir unas gotas de una disolución 1 M de sulfocianuro potásico. 5- Añadir unas gotas de una disolución 1 M de nitrato de plata. Cuestiones: 1.- ¿Qué volumen de ácido fosfórico se ha añadido en cada reacción? 2.- Peso de los cristales de dihidrógeno fosfato dodecahidratado obtenido. 3.- Peso de los cristales de hidrógeno fosfato dodecahidratado obtenido. 4.- Calcular el rendimiento en la preparación de cada una de las sales. 5.- Indicar y comentar todas las observaciones y las reacciones llevadas a cabo en las pruebas analíticas. 6.- Explicar el comportamiento ácido-base en disolución acuosa del ácido ortofosfórico. 7.- Explicar como se produce el fenómeno de la condensación de los fosfatos. 8.- ¿Cómo varia el carácter ácido-base en disolución acuosa con el grado de polimerización? 9.- Discutir los datos estructurales de los ácidos de fósforo en función de la condensación. 10.- Indicar las aplicaciones industriales más importantes de los polifosfatos.
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PRACTICA 17: REACCIONES INORGANICAS IMPLICANDO CAMBIOS DE ESTADO Reactivos: - carburo cálcico CaC2 - carbonato cálcico CaCO 3 (generador de CO 2) - HCl concentrado (generador de CO 2); HCl disolución 1 N Material específico: - matraz de fondo redondo + tapón de corcho - matraz de dos bocas esmeriladas - embudo de adición + tapón de vidrio o teflón - oliva con esmerilado - pipeta pasteur Introducción: La práctica consiste en una serie de experimentos enlazados con la finalidad de poner de manifiesto algunos de los principios químicos fundamentales a través de la observación de fenómenos específicos sin entrar en medidas cuantitativas. Estos experimentos nos permitirán analizar algunas características de determinadas combinaciones del elemento más ligero del grupo 14. A la vez, esta práctica constituye un excelente ejemplo del manejo de sustancias sólidas, líquidas y gaseosas. Experimental: Pesar 1 g de CaC 2 y ponerlo en un matraz erlenmeyer de 250 ml, tapado con un tapón de corcho que encaje bien, con un agujero por el que debe pasar una pipeta pasteur de vidrio, que debe medir 4 ó 5 cm. aproximadamente. Adicionar 100 ml de H 2O al matraz erlenmeyer. Se debe tener un mechero o cerillas a mano.
Atención: Se puede producir una explosión si en el matraz hay oxígeno y además la pipeta se puede calentar mucho. Realizar la práctica en vitrina.
Después de unos segundos se cierra el matraz y se acerca una llama al extremo de la pipeta pasteur. Cuando la reacción acaba (cesa la llama en el extremo de la pipetilla), filtrar la disolución del matraz y extraer el residuo con 300 ml de agua destilada, juntándolo al primer filtrado. Colocar el filtrado en un vaso de precipitados de 500 ml y borbotear CO 2 a través de esta disolución (generado añadiendo gota a gota 25 ml de HCl concentrado sobre 10 gramos de CaCO3). Filtrar la disolución y conservar todo el precipitado blanco formado. Poner dicho precipitado en un vidrio de reloj y adicionar unas pocas gotas de una disolución de HCl 1 N previamente preparada. Cuestiones: 1.Escribir la reacción estequiométrica que se produce al poner en contacto el carburo cálcico con agua. 2. Calcular el volumen de gas que se desprende considerando condiciones normales. 3. ¿Qué sucede y por qué, cuando acercamos una cerilla al extremo de la pipeta? 4. Describir algunas utilidades prácticas de la reacción de carburo cálcico con agua.
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5. ¿Cúal es la disolución que se obtiene en el matraz de reacción? 6. ¿Qué efecto tendrá la variación de la temperatura en la solubilidad del soluto que contiene dicha disolución? 7. ¿Qué reacción se produce cuando se hace borbotear dióxido de carbono sobre dicha disolución? 8. ¿Qué reacción se produce con HCl 1 N ? 9. ¿Qué relación tiene esta experiencia con el fenómeno de la lluvia ácida y su efecto sobre los materiales usados en construcción? 10. ¿Qué pH tendrá el agua destilada si la dejamos en un recipiente abierto al aire durante unos días?. Justificar la respuesta.
PRACTICA 18: PREPARACION DE CLORURO DE ESTAÑO (II) DIHIDRATADO Y ANHIDRO Reactivos: - estaño (en láminas) - ácido clorhídrico concentrado - anhídrido acético. - hidróxido sódico 2 M - éter etílico - acetona - etanol
Sn metal HCl (CH3CO)2(µ-O) NaOH 2 M (CH3CH2)O (CH3)2CO CH3CH2OH
Objetivos: - Abordar la preparación de compuestos inorgánicos en disolventes no acuosos. - Sintetizar algunos derivados del grupo 14; en concreto, los cloruros de estaño (II) y discutir algunos aspectos relacionados con sus propiedades y su reactividad Bibliografía: 1.- Practical Inorganic Chemistry. G. Pass and H. Sutcliffe. Chapman and Hall. London, 1974, pag. 6. 2.- Experimental Inorganic Chemistry. W. G. Palmer. Cambridge at the University Press, 1970, pag. 246. 3.- Marr and Rocket, pag. 193 Introducción: Entre los cloruros de estaño (II) y estaño (IV), es posible observar una apreciable variación del carácter de enlace debido a la distinta naturaleza iónico/covalente de ambos compuestos. El ion Sn 2+ tiene una relación carga/radio más baja que Sn 4+ . Así, si consideramos el complejo SnCl 4, compuesto por iones Sn 4+ e iones Cl -, la polarización que sufrirían estos últimos por parte del catión Sn 4+ , sería mayor que la polarización ejercida por Sn2+ sobre los iones Cl - en el compuesto SnCl 2; consecuentemente cloruro de estaño (II)
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presenta un menor carácter covalente o un mayor carácter iónico que el correspondiente cloruro de estaño (IV). Lo mismo se puede concluir considerando los valores de las energías de ionización. Los valores muy elevados de la tercera y cuarta energías de ionización hacen que la energía total requerida para formar el catión Sn4+ no pueda ser compensada con la energía de formación de una red iónica. De este modo todos los compuestos de Sn (IV) presentan una contribución iónica muy pequeña y se puede decir que son esencialmente covalentes. Contrariamente, los bajos valores que presentan la primera y la segunda energías de ionización implican una mayor probabilidad en la formación del catión Sn 2+, lo que supone un aumento del caracter iónico de estos complejos. La práctica a realizar consiste en la preparación de cloruro de estaño (II) en su forma dihidratada y anhidra. La práctica se completará con la realización de una serie de ensayos complementarios que ayudarán a entender mejor la naturaleza de dichas especies. Experimental: En un vaso de precipitados de 100 ml disolver 15 g de estaño (en láminas) en 50 ml de ácido clorhídrico concentrado y calentar la mezcla para completar la reacción.(Mantener un volumen mínimo de 40 ml de disolución) Una vez finalizada la reacción, concentrar la disolución resultante hasta que la cristalización de un sólido comienza a ocurrir. Entonces enfriar la disolución con un baño de hielo y esperar hasta que la precipitación del sólido correspondiente es completa. Filtrar los cristales obtenidos en un Buchner y secarlos. Pesar la cantidad de producto obtenido. El producto obtenido es SnCl 2.2H2O y su conversión al complejo anhidro se hace a través de su reacción con anhidrido acético. Adicionar 5 g de SnCl 2.2H2O a 10 ml de anhidrido acético. Observar que se produce una reacción vigorosa, que no requiere calentamiento (REALIZAR ESTA OPERACION EN CAMPANA DE GASES). La sal anhidra precipitará en la disolución. Filtrar el producto obtenido en un Buchner, lavarlo con 5-10 ml de de éter etílico y secarlo en el mismo filtro. Pesar este nuevo producto y anotar el peso del mismo. Pruebas analíticas: 1.- Poner una pequeña cantidad del producto anhidro en un tubo de ensayo y adicionar agua lentamente (gota a gota) 2.- Poner una pequeña cantidad de la sal anhidra en un tubo de ensayo y adicionar lentamente una disolución de hidróxido sódico 2 M. 3.- Comprobar la solubilidad de la sal anhidra en acetona, éter etílico y etanol. Cuestiones: 1.- Calcular los rendimientos en la obtención de SnCl 2.2 H2O y SnCl2. 2.- Anotar todas las reacciones que tienen lugar en los ensayos complementarios y comentar las observaciones que se puedan extraer de los mismos. 3.- El punto de fusión de SnCl 2 es mayor que el SnCl 4 ¿Por qué?
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PRACTICA 19: PREPARACION Y COMPORTAMIENTO DE COMPUESTOS DE BORO Reactivos: - Bórax (borato sódico), Na2B4O7 - Fluoruro amónico, NH 4F - HCl (disolución al 20%) - H2SO4 (disolución 6 M) - NH4OH concentrado - Manitol Material específico: - Placa calefactora con agitación. Conceptos a manejar En esta práctica se deberá relacionar la preparación de ácido bórico con el carácter no metálico del boro; diferenciar el comportamiento frente a ácidos y bases de B(OH) 3 y Al(OH)3, etc. Repasar la química del ácido bórico y la estructura de los boratos. Objetivos: Preparar dos compuestos que constituyen ejemplos típicos de combinaciones de boro y que tienen aplicaciones en el campo de la conservación de alimentos y en el farmaceútico. Experimental: 1.- Preparación de ácido bórico Se colocan 10 g de bórax en un vaso de 250 ml y se añaden 20 g de agua destilada. Se calienta casi hasta ebullición y se añaden poco a poco 12 ml de ácido clorhídrico al 20% (comprobar si al final la disolución está a pH ácido). Se calienta a ebullición durante unos minutos y la disolución resultante, se enfría exteriormente con hielo y el precipitado cristalino obtenido se recoge en un embudo Buchner. Los cristales se lavan en el Buchner con agua a 0 °C, se secan por succión y se transfieren a un vidrio de reloj seco, previamente tarado. 2.- Preparación de tetrafluoroborato amónico Sobre 30 ml de ácido sulfúrico 6 M se añaden 4 g de ácido bórico, calentando si es necesario hasta que se disuelva. Atención: En las operaciones que siguen, se puede desprender HF que es muy corrosivo y tóxico por lo que deben de realizarse con precaución, obligatoriamente en la campana de gases. Sobre la disolución se adicionan 10 g de fluoruro amónico, en pequeñas porciones para evitar la perdida por evaporación del fluoruro de hidrógeno. Se completa la reacción una vez añadido todo el fluoruro, manteniéndola en un baño de agua hirviendo durante media hora. Posteriormente se enfría exteriormente con agua y después en baño de hielo. Se filtran los cristales obtenidos en un buchner con succión y se secan comprimiéndolos entre papeles de filtro.
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El fluoroborato obtenido está contaminado con algo de sulfato amónico y algo de fluorosilicato procedente del ataque del vidrio. Para purificarlo y cristalizarlo, disolver en la mínima cantidad de agua caliente, añadir 1 ml de hidróxido amónico concentrado y hervir la mezcla hasta que no precipite más. Filtrar y evaporar en baño de agua y cristalizar por enfriamiento como antes. Pruebas analíticas: Preparar una disolución concentrada de ácido bórico y dividirla en dos partes; a una de ellas añadir manitol. Comparar el pH. Cuestiones: 1.- Justificar el resultado obtenido en la prueba analítica. 2.- Escribir y comentar la reacción que conduce a la preparación del ácido bórico. 3.- ¿Por qué es necesario enfriar con hielo y lavar con agua a 0 °C? 4.- ¿Por qué no se puede secar por calentamiento? 5.- Escribir y comentar la reacción que conduce a la preparación de tetrafluoroborato amónico. 6.- ¿Por qué se realiza la purificación? Indique el fundamento de dicha purificación. 7.- Indique el peso del ácido bórico obtenido. Calcular el rendimiento de la operación. 8.- Indique el peso de tetrafluoroborato amónico obtenido. Calcular el rendimiento de la operación.
PRACTICA 20: PREPARACION DE UN ALUMBRE: NH 4Al(SO4)2.12H2O. Reactivos: - aluminio virutas - amoníaco (disolución 2 M) - hidróxido sódico NaOH (disolución al 10 %) - ácido sulfúrico H2SO4 (disolución 4 N) Experimental: Colocar 1 g de virutas de aluminio en un vaso de 250 ml. Cubrir el metal con agua. Calentar y añadir poco a poco 25 ml de una disolución de NaOH al 10 %. Cuando la efervescencia que se produce al comienzo cesa, hervir la mezcla durante 15 a 20 minutos para completar la disolución del aluminio. Diluir con agua destilada hasta aproximadamente el doble del volumen inicial. Si se ha formado un residuo negro, filtrarlo. Diluir la disolución obtenida hasta 200 ml, calentarla de nuevo y neutralizar con ácido sulfúrico 4 N. Mientras se añade el ácido mantener la disolución en caliente y en agitación. De esta forma, precipitará el óxido de aluminio hidratado. Filtrarlo en un embudo cónico sin succión. Lavar el precipitado con agua caliente para eliminar el sulfato sódico. Añadir al filtro 40 ml de la disolución de ácido sulfúrico 4 N. Remover con una varilla, perforar el fondo del filtro y dejar que la disolución y el sólido caigan en un vaso. Arrastrar el precipitado adherido con la misma disolución caliente hasta que no quede más sólido en el filtro. Disolver todo el óxido de aluminio por calentamiento y una vez disuelto, añadirle 20 ml de una disolución de amoníaco 2 M. Redisolver cualquier pequeña cantidad de óxido de aluminio que quede con unos ml de la disolución de ácido sulfúrico 4 N. Concentrar la disolución por
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evaporación y dejar enfriar lentamente hasta el dia siguiente. Los cristales obtenidos se secan y se pesan. Pruebas analíticas: - Disolver una muestra de los cristales obtenidos en unos 5 ml de agua destilada. Añadir unos ml de una disolución 2 M de amoníaco diluido y después concentrado. Finalmente, hervir la disolución. Cuestiones: 1.- ¿Qué es un alumbre y qué estructura presentan dichas sustancias? 2.- Comentar todas las reacciones que tienen lugar en la práctica 3.- Justificar, teóricamente, todos los pasos experimentales de la práctica 4.- Pesar los cristales obtenido y calcular el rendimiento 5.- Escribir y comentar las reacciones correspondientes a las pruebas analíticas
PRACTICA 21: PREPARACION DE CLORURO CALCICO HEXAHIDRATADO Reactivos: - hidróxido de bario Ba(OH) 2 - hidróxido de calcio Ca(OH)2 - disolución de hipoclorito cálcico 0.1 M - mezcla: carbonato cálcico CaCO 3 + arena - ácido clorhídrico HCl: i) concentrado ii) disolución al 40 % Material específico: - matraz de 250 ml de dos bocas esmeriladas - embudo de adición - frasco lavador - desecador - oliva esmerilada Conceptos a manejar Comportamiento químico de los carbonatos. Comportamiento químico de los elementos del grupo 2. Concepto de solubilidad. Experimental: Preparar las siguientes disoluciones:
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a) 50 ml de una disolución saturada de hidróxido de bario (se disuelven en 50 ml de agua la cantidad de soluto requerida y un ligero exceso de acuerdo con la solubilidad encontrada en las tablas). Filtrar en un embudo para obtener una disolución transparente. b) 50 ml de una disolución saturada de hidróxido de calcio (de la misma forma que se ha descrito para el hidróxido de bario). c) 40 ml de ácido clorhídrico comercial. Montar el aparato descrito en la figura 1.
Figura 1 Colocar 5 gramos de la muestra que contiene carbonato cálcico en el matraz A . Adicionar agua destilada hasta que la varilla del frasco lavador B quede sumergida. Colocar 10 ml de la disolución de hidróxido de bario en el tubo de ensayo C . A continuación, añadir ácido clorhídrico concentrado (aproximadamente 10 ml) sobre el carbonato cálcico con lo que se producirá un desprendimiento de CO 2 que al borbotear sobre la disolución de hidróxido de bario hará aparecer un precipitado. Cuando se forme este precipitado cambiar el tubo de la disolución de hidróxido de bario por el de hidróxido de calcio. Continuar la adición de clorhídrico hasta que cesa el desprendimiento de CO 2. Transferir el agua contenida en el frasco lavador a un vaso limpio. Medir el pH. Adicionar, seguidamente, ácido clorhídrico (disolución al 40 %) y observar si tiene lugar algún cambio. Anotar los resultados. Filtrar la disolución contenida en el matraz en un Buchner. Lavar el sólido obtenido con agua, secarlo en una estufa, pesarlo y conservarlo. Recoger el filtrado en un vaso de 250 ml (disolución A). Añadir unos 40 ml de disolución de hipoclorito cálcico 0.1 M (preparar 100 ml cada dos alumnos) sobre la disolución A y calentar durante una media hora hasta que desaparezca el olor a cloro y dejar enfriar. Si la disolución es ácida, neutralizar con sucesivas adiciones de
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hidróxido cálcico hasta reacción ligeramente alcalina. Dejar reposar durante media hora y filtrar el precipitado obtenido en un embudo Buchner. Recoger el filtrado en un vaso de 250 ml. Calentar para concentrar hasta un volumen aproximado de 20 ml de disolución, enfriar en un baño de hielo. Filtrar los cristales que se forman. Secarlos en un desecador con cloruro cálcico, pesarlos y guardarlos. Cuestiones 1.- Expresar la solubilidad del hidróxido de bario y del hidróxido de calcio en agua a 20 °C en moles por litro. 2.- Indicar el volumen de ácido clorhídrico empleado en la reacción. 3.- Escribir, ajustar y comentar todas las reacciones que tienen lugar en la práctica. Expresar todas las observaciones encontradas en los tubos de ensayo (precipitación, redisolución de precipitados y nueva precipitación al hervir). 4.- ¿Cuál es el pH del agua contenida en el frasco lavador?. Razonar el resultado admitiendo que la concentración de la disolución saturada de CO 2 en las condiciones de reacción es 0.034 M. 5.- Explicar lo que sucede al añadir ácido clorhídrico sobre esta disolución. 6.- ¿Cuál es el peso del residuo sólido obtenido en el matraz de reacción?. 7.- ¿Cuál es la misión del tratamiento con hipoclorito cálcico?. Escribir todas las reacciones en las que participa. 8.- Peso de los cristales obtenidos.
PRACTICA 22: PREPARACION DE PEROXIDO DE BARIO Reactivos: - carbonato de bario BaCO3 - peróxido de hidrógeno H 2O2 (20 vol.) - ácido clorhídrico concentrado (HCl) - amoníaco concentrado - acetona - hierro en polvo - ácido sulfúrico (H2SO4) (disolución 4 M) - hielo Conceptos a manejar: Comportamiento químico de los elementos del grupo 2. Comportamiento químico de los derivados peróxidos. Experimental: Mezclar 10 ml de ácido clorhídrico concentrado con 10 ml de agua destilada en un vaso de 100 ml. Esta disolución se calienta y se añaden 7.5 g de carbonato de bario en pequeñas porciones (la adición debe hacerse muy lentamente, siempre, sobre la disolución a ebullición), hasta que ya no se disuelva más carbonato, procurando en todo momento que el volumen de
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disolución esté por encima de 25 ml. Añadir una pequeña porción más de carbonato de bario. Calentar la disolución para eliminar todo el CO 2 formado en la reacción y filtrar la disolución en caliente con un embudo cónico (si fuera necesario) para eliminar el exceso de carbonato de bario. Si precipita algo de BaCl 2 en la disolución añadir la mínima cantidad de agua caliente para que se redisuelva. Mezclar 5 ml de amoníaco concentrado con 10 ml de agua destilada en un vaso de 100 ml y añadir, lentamente, sobre esta disolución 30 ml de peróxido de hidrógeno de 20 vols. Enfriar la disolución resultante en un baño de hielo y añadir sobre la misma la disolución de cloruro de bario, que hemos preparado en la experiencia anterior, lentamente gota a gota con una pipeta pasteur, mientras se mantiene la disolución de peróxido en agitación y en frio. Terminada esta operación, dejar reposar la mezcla durante 30 minutos y filtrar el precipitado formado sobre un embudo Buchner. Lavar el precipitado con pequeñas porciones de agua fría y despues con acetona. Secar el peróxido en un desecador a vacío. Pesar el producto. Recomendación: Preparar la disolución de H 2O2 en NH 4OH concentrado y enfriarla en hielo, antes de llevar a cabo la adición de BaCO 3.
Prueba analítica: 1.- Disolver 0.3 g de peróxido de bario en 10 ml de H 2SO4 4 M en un vaso de 50 ml, enfriándolo en un baño de hielo. Recoger el filtrado que se forma por filtración, añadir hierro en polvo y calentar la mezcla. Explicar la reacción que tiene lugar. Cuestiones: 1.- Escribir todas las reacciones que tienen lugar en la práctica 2.- ¿Qué producto se obtendría en la primera parte de la práctica si no se utilizara ácido clorhídrico?. 3.- ¿Cuál es el peso del producto final obtenido?. ¿Cuál es el rendimiento de la operación?. 4.- Escribir y explicar la reacción que tiene lugar en la prueba analítica. 5.- Describir el comportamiento general de los peróxidos. 6.- Calcular la normalidad y la molaridad del agua oxigenada comercial y de la utilizada en la práctica.
PRACTICA 23: PREPARACION DE TETRACLORO CINCATO AMONICO Reactivos: - mezcla de sulfato de cinc ZnSO 4 y arena (al 50%) - ácido clorhídrico HCl (disolución al 20 %) - cloruro amónico NH4Cl - hidróxido sódico NaOH (disolución 1 M) - amoníaco concentrado - sulfuro amónico (NH4)2S (disolución 0.5 M) - nitrato de plata AgNO3 (disolución 0.1 M)
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Conceptos a manejar: Comportamiento químico de los elementos del grupo 12 Experimental: Colocar la muestra de partida (20 g de la mezcla de sulfato de cinc más arena) en un vaso de 250 ml y añadirle tres veces su peso de una disolución de ácido clorhídrico del 20 %. Calentar suavemente en la campana de gases. Dejar enfriar y filtrar en un embudo Buchner. Secar el residuo sólido por succión y después en la estufa. Pesarlo y conservarlo. Concentrar la disolución obtenida hasta un volumen de unos 10-15 ml. Añadir, con agitación y en caliente 2.5 g de cloruro amónico, tratando de que se disuelva completamente. Enfriar esta disolución y cristalizará el producto deseado. Filtrar los cristales en un embudo Buchner, secarlos por succión y luego en la estufa. Pesarlos y conservarlos. Pruebas analíticas: Disolver una pequeña fracción de cristales en un tubo de ensayo con unos 20 ml de agua. Hacer cuatro fracciones exactamente iguales y colocarlas en otros tantos tubos de ensayo y llevar a cabo las siguientes experiencias: 1.- Sobre el primer tubo de ensayo, añadir una gota de disolución 1 M de hidróxido sódico. Añadir 5 ml más y calentar. Reconocer al olfato los olores desprendidos. 2.- Sobre el segundo, añadir unas gotas de amoníaco acuoso y luego exceso. 3.- Sobre el tercero, añadir unas gotas de una disolución 0.5 M de sulfuro amónico. 4.- Sobre el cuarto, añadir unas gotas de una disolución 0.1 M de nitrato de plata y después amoníaco concentrado. Observar y anotar cuidadosamente los resultados. Cuestiones: 1.- Escribir y explicar todas las reacciones que tienen lugar en la práctica. 2.- ¿Cuál es el volumen de ácido clorhídrico comercial empleado para preparar la disolución del 20% en peso. 3.- ¿Cuál es el precipitado que se obtiene al tratar el producto inicial con HCl?. ¿Porqué?. ¿Cuál es su peso?. 4.- A partir del peso obtenido en la cuestión anterior, calcular la composición de la mezcla inicial en tanto por ciento. 5.- ¿Qué sucedería si se añadiese una cantidad mayor de cloruro amónico?. 6.- Indicar el peso de los cristales obtenidos finalmente. 7.- Calcular el rendimiento de la operación respecto del sulfato de cinc contenido en la muestra original. 8.- Explicar los resultados obtenidos en las pruebas analíticas indicando todas las reacciones que tienen lugar.
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PRACTICA 24: PREPARACION DE DERIVADOS ORGANOPOLISILOXANOS (SILICONAS). Reactivos: - dicloro dimetil silano SiCl2(CH3)2 10.0 ml - hidrógeno carbonato de sodio NaHCO 3 0.2 g - dicloro difenil silano SiCl2Ph2 4.0 ml - óxido de boro B2O3 - sulfato de magnesio MgSO4 - ácidos y bases: HCl comercial y NaOH 4 M - disolventes: éter dietílico, hexano, tolueno, etanol, t-butanol y acetato de etilo - otros: sal para baños Material específico: - campana de gases. - embudo de decantación de 100 ml - rota-vapor o línea de vacío. - baño de aceite, termómetro de 250-300 °C y papel indicador de pH. - matraz de 100 ml y refrigerante con esmerilados de 19. - placa de agitación. Objetivos: – Preparación de siliconas por hidrólisis de SiCl 2R2 en disolventes no acuosos. – Estudio del efecto del sustituyente orgánico en la estabilidad de los silanoles frente a la condensación. Bibliografía: – Inorganic Experiments J.D.Woollins, VCH, pág. 33. – Comprenhesive Inorganic Chemistry, vol. 1, pág. 1431. – Cotton / Wilkinson, 5ª ed., pág. 291. Introducción: Aunque los silanoles no son productos de gran volumen industrial, su estudio es muy importante ya que son intermedios en la preparación de polisiloxanos. Los siloxanos y polisiloxanos son familias de compuestos que en pocos años han pasado de ser curiosidades de laboratorio a productos de una industria de miles de millones de dólares al año. Se obtienen por hidrólisis de haluros de alquilo o arilo de silicio(IV) (SiX 4-nRn) y principalmente a partir de los cloruros. Dependiendo de las condiciones de reacción y de R (generalmente Me ó Ph), se obtienen silanoles (Si(OH) 4-nRn), ó los anteriores se condensan dando siloxanos con enlaces Si–O–Si. El más simple de ellos es R 3Si–O–SiR3 (partiendo de SiClR 3), pero si el grado de alquilación del cloruro de partida es menor (e.g. SiCl 2R2), el producto final de hidrólisis es una mezcla de trímeros y tetrámeros cíclicos ((SiOR 2)3 ó 4), más polímeros con unidades de cadena ((SiOR2)x) con grupos –OH terminales. Los siloxanos cíclicos pueden convertirse en lineales por catálisis ácida o básica, y viceversa por tratamiento térmico. Estas mezclas suelen ser líquidos en los que su composición también depende de las condiciones de reacción. El procesado posterior da lugar a diferentes tipos de materiales. Así, la mezcla de R 3Si–O–SiR3 (como agente terminador de cadenas) con (SiOR 2)4 (como fuente de unidades de cadena) tratada con H2SO4, conduce a aceites de “silicona”, que son cadenas lineales de bajo peso molecular.
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Si el proceso se realiza en ausencia de terminador de cadenas, el peso molecular del polisiloxano aumenta significativamente, generando gomas o elastómeros de “silicona” (el nombre de siliconas surgió porque en principio se creyó que su estructura era similar a la de cetonas, i .e. R2Si=O). Si se añaden haluros menos sustituidos (e.g. SiCl 3R) se originan enlaces de entrecruzamientos entre las cadenas dando lugar a lo que se conoce como resinas de “silicona”. Cuestiones previas: Debe responder lo siguiente 1.- ¿Qué reacción tiene lugar entre agua y SiCl 2Me2? 2.- ¿Por qué aunque el enlace Si–Cl es fuerte, los clorosilanos se hidrolizan mucho más fácilmente que los alquilclorosilanos? 3.- ¿Como explicaría que difenilsilanodiol se puede aislar mientras que dimetilsilanodiol no? 4.- ¿Qué diferencia estructural hay entre una cetona y una silicona? 5.- ¿A qué se debe la estabilidad térmica y química de las siliconas o polisiloxanos?. Precauciones especiales de seguridad: Los clorosilanos SiCl 4-n Rn (R = alquilo, arilo; n = 14) se hidrolizan fácilmente al aire dando HCl que es un gas altamente corrosivo. Por tanto, la manipulación de estos reactivos así como sus reacciones de hidrólisis se realizarán en campana extractora de gases. Cualquier derrame debe ser tratado con Na 2CO3. Dimetildiclorosilano, difenildiclorosilano y los disolventes orgánicos utilizados en esta práctica son tóxicos, volátiles e inflamables; evitar su inhalación o contacto con la piel y jamás los aproxime a una llama.
Experimental: a) Operaciones con dicloro dimetilsilano a.1.) Hidrólisis de SiCl2Me2. En una campana de gases, se prepara una disolución de dimetildiclorosilano (10 ml) en éter dietílico (20 ml) en un erlenmeyer de 100 ml y se enfria mediante un baño de hielo. Agitando, se añade agua (20 ml) gota a gota usando una pipeta o bureta de modo que la disolución no se caliente. Terminada la adición, se separa la fase orgánica en un embudo de decantación y se extrae la acuosa con hexano (15 ml). Las dos fases orgánicas extraídas se combinan y se neutraliza el HCl con una disolución 1 M de hidrogenocarbonato sódico. Se separa de nuevo la fase orgánica y se seca con MgSO 4 en un matraz. El agente secante se elimina por filtración recogiendo la disolución en un matraz de fondo redondo de 100 ml, que debe estar limpio, seco y previamente tarado . Se eliminan exhaustivamente los disolventes a vacío (línea o rota-vapor) y posteriormente, por diferencia de pesada, se obtiene el rendimiento, en gramos, del siloxano aceitoso. Apunte ese resultado. a.2.) Preparación de un siloxano de mayor peso molecular. En el matraz que contiene el producto anterior se introducen B 2O3 (7 % el peso del siloxano anterior) y se mezcla bien durante unos 3-5 minutos. Al matraz se le conecta un refrigerante de tubo recto y sin pasar agua por la camisa, se introduce el matraz en un baño de aceite de silicona, precalentado a 200 °C, por 3 horas. Transcurrido ese tiempo se deja enfriar el producto y con la ayuda de una espátula se transfiere a un vidrio de reloj tarado. Anote el rendimiento obtenido, haga una bola con el producto y calcule el porcentaje de rebote (deje caer la bola desde un metro de altura y mida la altura del rebote). Deje este material expuesto al aire un par de días y anote las diferencias en aspecto y %-rebote. b) Operaciones con dicloro difenilsilano b.1.) Preparación de difenilsilanodiol (monómero, sól. blanco cristalino m.p. 132˚C) En un erlenmeyer de 50 ml se mezclan tolueno (2 ml), t-butanol (4 ml) y agua (16 ml). El matraz se introduce en un baño de agua a temperatura ambiente y se agita la mezcla por unos 5
