Química Inorgánica Práctica-laboratorio

PROLOGO La presente Guía de Trabajos Prácticos de Química Inorgánica (63.03) para estudiantes de la carrera de Ingeniería Química contiene el material utilizado durante muchos años en la Cátedra de Química General e Inorgánica de la Facultad de Ingeniería de la Universidad de Buenos Aires, modificado a lo largo de los últimos años. Hemos pretendido que el trabajo experimental de laboratorio tenga una alta carta curricular en las actividades de enseñanza - aprendizaje de esta materia, de allí el numeroso grupo de trabajos prácticos incluidos. La estructura general de esta publicación pone especial énfasis en el concepto de periodicidad química como recurso didáctico, de allí el estudio sistemático de las propiedades de los elementos y sus compuestos, en los diferentes grupos de la tabla periódica. En las introducciones teóricas que preceden a cada práctica se destacan las estructuras electrónicas y parámetros atómicos que determinan el comportamiento de los elementos. Asimismo se indican las reacciones de obtención en el laboratorio de diferentes sustancias y su correspondiente ensayo de reconocimiento. Dado que esta materia está destinada a alumnos de la carrera de Ingeniería Química, se describen métodos industriales de obtención de los productos más importantes de la industria química. Hemos incluido un número significativo de experiencias en tubos de ensayo con el objeto que el estudiante conozca el mayor número posible de sustancias y que pueda experimentar individualmente desarrollando su capacidad de observación e interpretación de las modificaciones químicas. Cuando los recursos materiales lo permiten, se realizan prácticas de obtención de distintas sustancias con el objeto de entender y aplicar el fundamento de los procesos químicos más importantes.

INSTRUCCIONES I. Instrucciones para el estudio previo. 1. Se debe leer el trabajo practico antes de ir al laboratorio. Al hacerlo plantearse las siguientes preguntas: a) Objetivo del trabajo práctico(T.P.) b) ¿Cuáles son los fundamentos teóricos y empíricos que conducirán al logro del objetivo? ¿Las experiencias son cualitativas y/o cuantitativas? En este ultimo caso ¿qué es lo que se desea medir? ¿Cuáles son los cálculos que deberán realizarse para obtener los resultados buscados? II. Instrucciones para el laboratorio.

1. Se deben seguir las instrucciones de la Guía de T.P. complementadas con las indicaciones dadas por el Jefe de T.P. 2. Está prohibida la realización de cualquier experiencia no autorizada por el Jefe de T.P. 3. No pesar sustancias directamente sobre el platillo de la balanza. 4. Los frascos con los reactivos para la realización del T.P. del día se encuentran en sectores del laboratorio. a) No se deben transportar a otro sitio. b) En caso de que un frasco este vacío, solicitar al docente que reponga el contenido. c) No se debe devolver a los frascos de reactivos lo que se a extraído de ellos d) No se debe introducir en ellos ningún objeto. 5. a) No se deben tocar las sustancias con las manos. b) No frotarse los ojos cuando esté en el laboratorio. c) No probar ninguna sustancia. d) No oler directamente acercando la cara al recipiente de reacción; traer un poco de gas hacia la nariz, moviendo la mano sobre la superficie del mismo. 6. a) Al calentar sustancias en un tubo de ensayos, evitar inclinarlo hacia un compañero o hacia uno mismo. b) Observar que el recipiente que se está por calentar, no esté rajado. c) Cuando se trabaja con sustancias peligrosas, utilizar gafas protectoras. d) Utilizar las vitrinas con campana cuando se desprenden gases. 7. En caso de que una sustancia corrosiva se ponga en contacto con la piel o con los ojos, lo primero que debe hacerse, es lavar con abundante cantidad de agua, e inmediatamente recurrir al docente. 8. Dejar pasar bastante hasta que se enfríe el vidrio caliente (este tiene el mismo aspecto que el frío). desconectar el mechero Bunsen, Bunsen, asegúrese asegúrese que se ha cerrado la llave de 9. Antes de desconectar gas. 10. a) Se deben tirar todos los sólidos y papeles inservibles en el cajón adecuado. b) No echar ningún objeto en las piletas; solamente los líquidos se tirarán en estas dejando correr abundante agua. c) Si se derramara alguna sustancia, o se rompiera material de vidrio limpiar inmediatamente el sitio. 11. SE DEBE INFORMAR INMEDIATAMENTE AL JEFE, SOBRE CUALQUIER ACCIDENTE, POR PEQUEÑO PEQUEÑO QUE PAREZCA. PAREZCA.

INSTRUCCIONES I. Instrucciones para el estudio previo. 1. Se debe leer el trabajo practico antes de ir al laboratorio. Al hacerlo plantearse las siguientes preguntas: a) Objetivo del trabajo práctico(T.P.) b) ¿Cuáles son los fundamentos teóricos y empíricos que conducirán al logro del objetivo? ¿Las experiencias son cualitativas y/o cuantitativas? En este ultimo caso ¿qué es lo que se desea medir? ¿Cuáles son los cálculos que deberán realizarse para obtener los resultados buscados? II. Instrucciones para el laboratorio.

1. Se deben seguir las instrucciones de la Guía de T.P. complementadas con las indicaciones dadas por el Jefe de T.P. 2. Está prohibida la realización de cualquier experiencia no autorizada por el Jefe de T.P. 3. No pesar sustancias directamente sobre el platillo de la balanza. 4. Los frascos con los reactivos para la realización del T.P. del día se encuentran en sectores del laboratorio. a) No se deben transportar a otro sitio. b) En caso de que un frasco este vacío, solicitar al docente que reponga el contenido. c) No se debe devolver a los frascos de reactivos lo que se a extraído de ellos d) No se debe introducir en ellos ningún objeto. 5. a) No se deben tocar las sustancias con las manos. b) No frotarse los ojos cuando esté en el laboratorio. c) No probar ninguna sustancia. d) No oler directamente acercando la cara al recipiente de reacción; traer un poco de gas hacia la nariz, moviendo la mano sobre la superficie del mismo. 6. a) Al calentar sustancias en un tubo de ensayos, evitar inclinarlo hacia un compañero o hacia uno mismo. b) Observar que el recipiente que se está por calentar, no esté rajado. c) Cuando se trabaja con sustancias peligrosas, utilizar gafas protectoras. d) Utilizar las vitrinas con campana cuando se desprenden gases. 7. En caso de que una sustancia corrosiva se ponga en contacto con la piel o con los ojos, lo primero que debe hacerse, es lavar con abundante cantidad de agua, e inmediatamente recurrir al docente. 8. Dejar pasar bastante hasta que se enfríe el vidrio caliente (este tiene el mismo aspecto que el frío). desconectar el mechero Bunsen, Bunsen, asegúrese asegúrese que se ha cerrado la llave de 9. Antes de desconectar gas. 10. a) Se deben tirar todos los sólidos y papeles inservibles en el cajón adecuado. b) No echar ningún objeto en las piletas; solamente los líquidos se tirarán en estas dejando correr abundante agua. c) Si se derramara alguna sustancia, o se rompiera material de vidrio limpiar inmediatamente el sitio. 11. SE DEBE INFORMAR INMEDIATAMENTE AL JEFE, SOBRE CUALQUIER ACCIDENTE, POR PEQUEÑO PEQUEÑO QUE PAREZCA. PAREZCA.

III. Informes del Laboratorio 1. En la libreta correspondiente, anotar nombre del alumno, fecha y título de la experiencia. 2. Registrar todos los datos y observaciones. 3. Indicar las operaciones matemáticas realizadas y las unidades usadas en cada medición.

QUIMICA INORGÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio


INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 1 Tabla Períodica 1) Generalidades: La tabla periódica es un instrumento utilísimo para organizar la química de los elementos; sus rasgos fundamentales son: la ordenación de los elementos de acuerdo a su número atómico creciente y la ubicación de elementos de propiedades similares, en columnas verticales, formando grupos o familias. Conforme a las recomendaciones de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), los grupos de elementos se numeran del 1 al 18. Este sistema sustituye al antiguo, que utiliza una mezcla de números romanos y letras. Los grupos 1 y 2 y del 13 al 18 abarcan los elementos representativos. Los grupos del 3 al 11 se clasifican como metales de transición, a veces el grupo 12 se incluye también. Existe una gran diferencia entre el comportamiento de los elementos del extremo izquierdo de la tabla periódica (metales) y los del extremo derecho (no metales). Se analizará como van variando algunas propiedades físicas y químicas de los elementos del tercer período que comprende a los siguientes elementos: sodio, magnesio, aluminio, silicio, fósforo, azufre, cloro y argón. 2) Propiedades físicas: El sodio, magnesio y aluminio son metales típicos presentando las características metales siguientes: en las condiciones ambiente de presión y temperatura son sólidos; recién cortados reflejan bien la luz; poseen propiedades termomecánicas (ductilidad y maleabilidad) y poseen alta conductividad eléctrica y térmica. Todas estas propiedades están relacionadas con el tipo de enlace entre los átomos. El enlace metálico se explica por electrones de valencia “móviles”. El siguiente elemento, el silicio, aunque tiene un aspecto metálico, ya es mucho más duro que los anteriores; esto se debe a su estructura cristalina, en la cual cada átomo de Si se encuentra unido a otros cuatro átomos por enlaces covalentes. También por esta causa la conductividad eléctrica del Si es mucho menor que la de los metales típicos por lo que se lo clasifica como semiconductor. Los restantes elementos: fósforo, azufre, cloro y argón, se consideran como no metales. El fósforo blanco es un sólido molecular de aspecto céreo, formado por moléculas de P4 , donde cada átomo de P se encuentra unido covalentemente a otros tres. El azufre, un sólido molecular amarillo, está formado por moléculas de S 8 , donde cada átomo de S se halla unido a otros dos por enlace covalente, formando una corona. El cloro es un gas amarillo verdoso, formado por moléculas de Cl 2 y el argón un gas incoloro de moléculas monoatómicas.

Ejercicio: completar el siguiente cuadro

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Grupo Símbolo

IA

II A

III A

IV A

VA

VI A

VII A

VIII A

Tipo de enlace del sólido Temperatura de fusión (ºC) Primera energía de ionización (Kjoule/mol) 3) Propiedades químicas de elementos del 3° período: El sodio, el magnesio y el aluminio, son reductores enérgicos. Esta tendencia a perder electrones y a reaccionar con otros elementos hace que se encuentren en la naturaleza, únicamente en forma de sustancias compuestas. Los tres reaccionan con el agua desprendiendo hidrógeno, aunque en el caso del Mg y del Al, la reacción se ve dificultada, pues se encuentran recubiertos por una capa muy delgada y tenaz del óxido respectivo. Esta característica del perder electrones y pasar a cationes en solución acuosa, está de acuerdo con los elevados valores de sus potenciales de oxidación: Na (s)

Na+ (aq) + e-

;

Eº(Na/Na +) = + 2,71 volts

Mg (s)

Mg2+ (aq) + 2 e- ; Eº(Mg/Mg2+) = + 2,37 volts

Al (s)

Al3+ (aq) + 3e -

;

Eº(Al/Al3+) = + 1,66 volts

Las fuertes propiedades reductoras también pueden ser observadas en reacciones en medio seco. Por ejemplo en el proceso de aluminotermia: 2 Al (s) + Fe2O3 (s) Fe2O3)

2 Fe (s) + Al2O3 (s) ;

H

= -848,54 Kjoule (por mol de

Aunque el Si es también un agente reductor (forma SiO2 con el oxígeno), sus propiedades reductoras son ya mucho más débiles que las de los metales típicos, debido a su elevada energía de ionización y a la gran estabilidad del cristal de Si. El fósforo presenta propiedades reductoras como por ejemplo: P4 (s) + 5 O2 (g)

P4O10 (s)

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P4 (s) + 6 Cl2 (g)

4 PCl3 (l)

Y también puede actuar como oxidante: P4 (s) + 6 Mg (s) 2 Mg3P2 (s) El azufre también presenta propiedades reductoras y oxidantes, por ejemplo: 1/8 S8 (s) + O2 (g)

SO2 (g)

El azufre adquiere número de oxidación +4; en cambio forma sulfuros con un gran 2número de metales, donde se encuentra al estado de ión sulfuro: S . Ej: S8 (s) + 8Zn (s)

8 ZnS (s)

Aunque se tienen compuestos del cloro donde se encuentra al estado de oxidación +1, +3, +5 y +7, se conoce un enorme número de compuestos donde actúa con estado de oxidación –1 (cloruros) lo que indica que el cloro se comporta como un agente oxidante en la mayoría de sus reacciones. 4) Al gunos c ompuest os de l os elementos del tercer perío do: Para estudiar la variación en las propiedades químicas de los elementos del tercer período, es muy útil analizar el comportamiento de sus compuestos. Ejercicio: completar el siguiente cuadro (fórmulas) Elementos

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Hidruros Cloruros Oxidos (el de menor Nº ox.) Hidróxidos y oxácidos (el de menor Nº ox.) a) Hidruros: Son los compuestos formados con el hidrógeno. El hidruro de sodio, NaH, es un sólido iónico formado por iones Na + y iones H- ; este ión no es estable en solución acuosa. El MgH2 también es un sólido iónico. El hidruro de aluminio, de fórmula empírica AlH3, tiene característica más molecular. Los restantes hidruros son todos compuestos gaseosos donde forman moléculas de forma SiH 4 , PH3, H2S y HCl. En los tres primeros hidruros, los elementos adquieren la estructura de gas noble al ceder sus electrones de valencia a los átomos de H y en los cuatro últimos, por

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compartición de electrones con los átomos de H, es decir, formando uniones de tipo covalente. b) Cloruros y óxidos: Nuevamente los átomos adquieren la estructura electrónica de gas inerte de dos maneras: por transferencia de electrones, dando origen a compuestos iónicos (NaCl, MgCl2, Na2O, MgO) o por compartición de electrones, dando origen a compuestos covalentes (SiCl4, SiO2, PCl5, PCl3, P4O10, P4O6, S2Cl2, SO3, SO2, Cl2O7). c) Hidróxidos y oxácidos: Un importante cambio de las propiedades a lo largo del periodo, se ve en las soluciones acuosas de los óxidos hidratados. Así, los hidróxidos de sodio y magnesio son compuestos iónicos. El NaOH es muy soluble en agua, el Mg(OH) 2 es poco soluble en agua, pero se disuelve en soluciones ácidas, de acuerdo a la reacción: Mg(OH)2 (s) + 2 H+ (ac)

Mg2+ (ac) + 2 H2O

Tanto el NaOH como el Mg(OH)2 son bases fuertes, es decir, están completamente ionizados en solución acuosa. El Al(OH)3, es muy poco soluble en agua pero reacciona con una solución ácida del siguiente modo: Al(OH)3 (s) + 3 H+ (ac)

Al3+ (ac) + 3 H2O

o con una solución básica: Al(OH)3 (s) + 3 OH- (ac)

Al(OH)4- (ac)

Estas reacciones muestran que el Al(OH)3 puede reaccionar con un ácido o con una base y por lo tanto es una sustancia anfótera. El óxido hidratado de silicio, SiO2 · x H2O, es un sólido que contiene cantidades variables de agua; reacciona con iones OH - para dar el ión silicato soluble. SiO2 · x H2O + 2 OH- (ac)

SiO32- (ac) + H2O

De acuerdo con esta reacción, el óxido hidratado de silicio actúa como un ácido. El fósforo puede presentar varios estados de oxidación. Se conocen tres oxiácidos: el hipofosforoso H3PO2, el fosforoso H3PO3 y el ácido fosfórico H3PO4. Todos estos ácidos son moderadamente débiles.

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El oxiácido más común del azufre, es el ácido sulfúrico, H 2SO4, que ya es un ácido fuerte y donde el S se encuentra con el número de oxidación +6. El ácido sulfuroso, H2SO3, es un ácido débil con número de oxidación +4. El cloro forma una serie de oxiácidos, donde el cloro puede tener número de oxidación +1, +3, +5 o +7. El ácido hipocloroso, HClO, es un ácido débil; El ácido cloroso, HClO2, es moderadamente débil; el ácido clórico, HClO3, es fuerte y el ácido perclórico, HClO4, es el ácido más fuerte conocido.

Metales y no Metales

Una clasificación conveniente de los elementos es su agrupación en nometales y metales. El alumno deberá tener presente las propiedades diferenciales siguientes (se indica entre paréntesis los elementos que pertenecen al grupo que se considera, constituyen una excepción dentro del mismo): Caracteres físicos de las sustancias simples No-Metales Metales 1) Pueden ser gases, líquidos o Todos sólidos a la temperatura ambiente sólidos a la temperatura ambiente. (Hg) 2) Malos conductores del calor y la electricidad (H, C, Si)

En general, buenos conductores (Li)

3) No reflejan bien la luz (I, Se, Te, C)

Reflejan bien la luz.

4) Carecen de propiedades termomecánicas (Te)

Poseen propiedades termomecánicas (ductilidad, maleabilidad)

5) Se volatilizan a temperaturas muy bajas (C, B, Si)

Se volatilizan a altas temperaturas (Li, Na, K)

Propiedades químicas d e las sustancias si mples 6) Forman hidruros estables gaseosos Forman algunos hidruros en cuyo caso covalentes son sólidos iónicos.

7) Dan lugar a la formación de óxidos ácidos con nº de oxidación variable

Forman óxidos básicos

8) No se disuelven en los ácidos

Se disuelven en los ácidos.

9) Las moléculas son generalmente poliatómicas

Las moléculas son monoatómicas al estado gaseoso

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10) Las fuerzas intermoleculares son en general pequeñas, aún en líquidos como el Br 2 y sólidos como el I2 (considérese por las presiones de vapor)

Las fuerzas intermoleculares son mucho mayores, con iones en número prácticamente ilimitado unidos por electrones relativamente libres.

11) Tendencia a captar o compartir electrones.

Tendencia a ceder electrones.

12) Reacciones de auto oxidación (dismutación) del no-metal o de alguno de sus compuestos

Reacciones similares involucrando elementos metálicos son menos comunes.

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INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 2 HIDROGENO 1) Propiedades generales La ubicación del hidrógeno en la tabla Periódica ofrece dificultades por su estructura electrónica única: le falta un electrón, para adquirir la estructura del gas inerte contiguo (He), lo que lo asemeja a los halógenos; por otra parte, tiene un solo electrón de valencia, al igual que los metales alcalinos. La sustancia simple, hidrógeno, es un gas diatómico, en condiciones normales, con propiedades físicas semejantes a las de los halógenos; mientras que en las soluciones acuosas de los ácidos, existe como un catión monovalente a semejanza de los cationes monovalentes de los metales alcalinos. Por estas y otras razones se lo suele colocar en algunas Tablas Periódicas, en el lado izquierdo junto con el grupo de los metales alcalinos pero separado de ellos para indicar su comportamiento especial. a) El alumno debe completar la siguiente tabla PROPIEDADES DEL HIDROGENO SIMBOLO NOMBRE NUMERO ATOMICO PESO ATOMICO CONFIGURACION ELECTRONICA ENERGIA DE IONIZACION (kJoule/mol) AFINIDA D ELECTRÓNICA (kJ oule/mol ) ELECTRONEGATIVIDAD RADIO ATOMICO (A° ) PUNTOS DE FUSION (°C) PUNTO DE EBULLICION (°C)

b) Definiciones Energía de ionización (HI ): es la cantidad de energía necesaria para separar un electrón de un átomo gaseoso, para formar un ion gaseoso. Lo expresamos en Kjoule por mol de átomos gaseosos; así para el hidrogeno será: H (g)

H+ (g)+ e- ; Δ HI = 1310,85 Kjoule/mol

Afinidad electrónica (Δ HE): es la cantidad de energía desprendida, cuando un átomo gaseoso adquiere un electrón, para formar un ión gaseoso negativo. Por ejemplo: Cl (g) + e- (g)

Cl- (g) ; Δ HE = -368,68 Kjoule/mol

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Electronegatividad: a los efectos de disponer de una medida de la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones cuando forma una unión covalente con otro átomo, se introduce un tercer parámetro, que se denomina electronegatividad. Utilizaremos la escala propuesta por Pauling. 2) Propiedades químicas En condiciones adecuadas puede combinarse con la mayoría de los elementos. a) Con oxígeno libera gran cantidad de energía H2 (g) + ½ O2 (g)

H2 O (g); ΔH = -241,6 Kjoule

Esta reacción se produce a velocidad apreciable a temperatura elevada o en presencia de un catalizador. LAS MEZCLAS DE H2 Y AIRE SON VIOLENTAMENTE EXPLOSIVAS. Se deben tomar muchas precauciones cuando se prepara H 2, pues una chispa o trozos de algún catalizador, son suficientes para provocar una explosión. b) Con los no metales Reacciona fácilmente con los no metales dando hidruros covalentes. Ej.: HCl, HF, H2 S, NH 3 , PH3 , CH4 , SiH4 , etc. c) Con los metales No reacciona tan fácilmente y a menudo se requieren temperaturas elevadas. Así paras obtener hidruro de sodio se hace burbujear H 2 sobre sodio liquido a 360°C. d) Propiedades reductoras Para obtener metales a partir de sus óxidos, por Ej: en la obtención wolframio a partir de WO3. e) En procesos de hidrogenación Por ejemplo: en la obtención del metanol CO (g) + 2 H2 (g)

catalizador

CH3 OH (g)

3) Compuestos Presenta tres estados de oxidación: +1, 0 y –1 a) Estado de oxidación +1 Es el más importante, pues es el que tiene en la mayoría de los compuestos. Ej: en los hidruros covalentes ya citados, donde esta combinado con un elemento más electronegativo que él; y en los compuestos con mas de dos elementos: todos los oxoácidos, hidróxidos, sales, etc. b) Estado de oxidación: -1 Cuando el hidrogeno se combina con los elementos de los grupos IA y IIA origina hidruros iónicos donde el hidrogeno se encuentra como anión: H-. Estos compuestos

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son sólidos iónicos, que fundidos conducen la corriente eléctrica desprendiendo H 2 en el ánodo: 2 NaH (l)

electrólisis

H2 (g) + 2 Na (s)

El anión hidruro H- es inestable en la solución acuosa y se oxida dando H 2. Así el hidruro de calcio reacciona con el agua: H2 (g) + Ca2+ (ac) + 2 OH- (ac)

CaH2 (s) + 2 H2 O (l) 5) Preparación industr ial a) Por electrólisis del agua

Generalmente se somete a electrólisis a soluciones alcalinas, en cubas diseñadas para que los productos anódico y catódico se mantengan separados. Las reacciones eléctricas son:

anódica:

2OH- (ac)

½ O2 (g) + H2O(l) + 2e

catódica:

2H2 O+ 2e

H2 (g) + 2OH- (ac)

Neta:

H2 O(l)

½ O2(g) + H2(g)

b) Como subproducto de la electrólisis de soluciones acuosas de cloruro de sodio para la obtención de hidróxido de sodio y cloro. c) Como subproducto en las refinerías de petróleo. d) A partir del gas de agua ( CO + H2 ) C (s) + H2O (v)

1000ºC

CO (g) + H2 (g) + H2O (v)

CO (g) + H2 (g)

500ºC catalizador

2 H 2 (g) + CO2(g)

6) Preparación en el laboratori o a) Por reacción de zinc metálico con un ácido Zn (s) + H2SO4 (ac)

ZnSO4 (ac) + H2 (g)

b) Por desplazamiento del hidrogeno del agua, con un metal muy activo.

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Como con el agua la concentración de H+ es de 1,0x10 -7 M y el potencial de oxidación que corresponde a la reacción parcial, se deduce que para desplazar el hidrogeno del agua, el metal debe poseer un potencial de oxidación mayor que 0,41 v. 2H+ (ac) [1 ,0x10-7M] + 2e ;

H2 (g)

EH2/H+ = 1,41 v

Por esta razón el Na reacciona con el agua así: ½ H2 (g)+ Na+ (ac) + OH- (ac)

Na (s) + H2 O(l)

c) por reacción del aluminio con una base 2 Al(s) + 2 NaOH(ac) + 6 H2O

2 Na [ Al ( OH )4] (ac) + 3 H2 (g)

Por su E° Al/Al3+ = 1,66 V el Al debería desplazar al H2 del agua, pero la reacción no se produce por la capa de oxido que protege al metal: como el Al 2O3 es anfótero, si se disuelve en las bases. d) Por reacción del hidruro cálcico con agua Ca2+ (ac) + 2OH- (ac) + H2 (g)

CaH2(s) + 2 H2O(l)

OXIGENO 1) Propiedades generales del gr upo 16 Comprende los siguientes elementos, oxigeno, azufre, selenio, teluro y polonio. La configuración electrónica externa corresponde a la forma ns 2 np4 es decir les faltan dos electrones para adquirir configuración de gas inerte. TABLA I

1

Element o O S Se Te Po

-

2

Configuraciones electrónicas 4

3

s

s

p

s p d

2 2 2 2 2

2 2 2 2 2

4 6 6 6 6

2 2 2 2

4 6 10 6 10 6 10

s

p

d

f

5 s p d

2 4 2 6 10 2 4 2 6 10 14 2 6 10

2 ) Regularidades dentro del grupo El alumno deberá completar la siguiente tabla 71


6 s

p

2 4


TABLA II SÍMBOLO NOMBRE NUMERO ATOMICO PESO ATOMICO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 1ª. ENERGIA DE IONIZACIÓN (kJ/mol) AFINIDA D ELECTRÓNICA (kJ/mol) ELECTRONEGATIVIDAD RADIO ATOMICO PUNTO DE FUSION PUNTO DE EBULL ICIÓN

Propiedades periódicas S Se Te

O

Po

1,52 -

Los elementos oxígeno y azufre son relativamente abundantes (46,6% y 0,052%) en las rocas ígneas. Los otros miembros de la familia son relativamente raros. Muestran una variación sistemática de sus propiedades, a medida que aumenta el número atómico. Así, el O y el S son nometales, el Se y el Te son semiconductores mientras que el Po que es radioactivo presenta características metálicas. Comparando las electronegatividades de estos elementos con la de los correspondientes halógenos, se comprueba una marcada disminución en su capacidad para ganar electrones y formar aniones. A causa de sus electronegatividades más reducidas, comparadas con los de los halógenos, los elementos de este grupo presentan más frecuentemente estados de oxidación positivos; con excepción del oxigeno, cuando se pasa del S al Te los estados de oxidación más frecuentes son: +4 y +6, donde los enlaces son covalentes y donde usualmente se encuentran combinados con oxigeno. En este grupo, igual que en los demás grupos, el elemento más liviano, el oxigeno, tienen propiedades que difieren notoriamente de las de los elementos más pesados. Así el oxigeno es un gas diatómico y en su química presenta estados de oxidación negativos casi exclusivamente. Su tamaño pequeño le confiere gran poder oxidante y gran reactividad frente a una gran variedad de sustancias y desde un punto de vista químico, se asemeja más a los halógenos que al S, Se y Te. 3) Oxígeno a ) Estado natural El oxigeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre; constituye el 49,5% de la misma. El silicio, que le sigue en abundancia, alcanza solo la mitad de ese valor. Libre se encuentra en la atmósfera formando moléculas O2. El aire contiene un 20% de oxigeno en volumen es decir de cada 100 L, 20 L son de oxigeno. En masa constituye el 21% de la del aire. El oxigeno presenta el fenómeno de alotropía. Cuando se suministra energía al oxigeno, se forma el ozono: O3.

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3 O2 (g) + Energía eléctrica

2 O3 (g)

b ) Preparación industrial I.

A partir del aire: se lo extrae por licuefacción y destilación fraccionada del aire. Por repetición cíclica de este proceso se puede obtener oxigeno de 99,5% de pureza. A partir del agua: Se obtiene un oxigeno muy puro por electrólisis, como subproducto en la preparación del hidrógeno. En el laboratorio: Se suele preparar por descomposición térmica del KClO3 en presencia de un catalizador como el MnO2, o por calentamiento de distintos óxidos como HgO, BaO2 , H2O2 o sales como NaNO3 ó KMnO4 .

II. III.

4 ) Estados de Oxidación Excepto en los fluoruros de oxigeno, este elemento presenta un estado de oxidación negativo en todos sus compuestos. (ver tabla III) 5 ) Óxidos: Clasificación: Todos los elementos, con excepción de los gases inertes, forman óxidos. Pueden clasificarse en seis grupos principales, de acuerdo con su comportamiento químico. a ) Óxidos neutros No presentan tendencia a formar sales, ni con ácidos, ni con bases. Ej. NO, CO. b ) Óxidos básicos Son de carácter iónico y corresponden a elementos situados a la izquierda de la tabla periódica. Así, el óxido de bario (BaO) contiene iones Ba2+ y O2- y, al igual que todas las sustancias iónicas, es sólido a temperatura ordinaria. Con el agua, el anión óxido reacciona dando soluciones básicas: O2-(s) + H2O(l) 2OH-(aq) Por esta razón se da el nombre de óxidos básicos a los óxidos iónicos. Na2 O (s) + H2O (l) NaOH (aq) Cuando los óxidos básicos se tratan con ácidos forman sales y agua. Ej.: CuO(s) + 2HNO3(aq) Cu(NO3)2 (aq)+ H2O(l)

-2

-1

TABLA III - Estados de Oxidación del Oxígeno Es el estado de oxidación más frecuente. Se incluyen los óxidos, algunos iónicos y otros covalentes; los oxoácidos, las bases y las sales. Ej.: BaO, H2O, P2O5 , NaOH, CaSO4, , H2SO4, H3PO4, etc.

Los compuestos cuyo oxígeno posee este número de oxidación, se denominan peróxidos y se caracterizan por el enlace o-o. Ej.: Na 2O2, SrO2, BaO2, H2O2

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+1

Se forman con el K, Rb y Cs. Son sólidos iónicos del tipo MO2 y se denominan superóxidos. El anión O2-, hiperóxido, existe únicamente en el estado sólido. Ej.: KO2, RbO2 . O2 y O3. El O2F2 difluoruro de dioxígeno se obtiene haciendo pasar una descarga eléctrica a través de una mezcla de fluor y oxigeno a –100ºC

+2

El difluoruro de oxígeno, OF2, se obtiene haciendo pasar F2 a través de una solución diluida de NaOH.

-1/2 0

2 F2(g) + 2OH-(aq)

2F-(aq) + OF2 (g) + H2O(l)

c ) Óxidos ácidos Los elementos de la derecha de la tabla periódica comparten electrones con el oxígeno, dando compuestos covalentes. Muchos son gases a temperatura ambiente. Se disuelven en agua dando soluciones ácidas: SO2(g) + H2O (l) H2SO3 (aq) Con las bases dan sales: CO2(g) + 2 NaOH (aq) Na2CO3(aq) + H2O(l) d ) Óxidos anfóteros: Los elementos situados hacia el centro de la tabla dan óxidos anfóteros. Se caracterizan por ser capaces de neutralizar a los ácidos y a las bases. ZnO(s) + 2 HCl (aq) ZnCl2 (aq) + H2O(l) ZnO(s) + 2 NaOH(aq) + H2O(l) Na2[Zn(OH) 4] (aq) (tetrahidroxozincato (II) de sodio) Ej.: PbO, As2O3, Sb2O3, SnO, Al2O3. e ) Polióxidos ( actúan como oxidantes) Son óxidos de metales, donde este se encuentra con su mayor número de oxidación. Se caracterizan por desprender O 2 por calentamiento; con ácidos diluidos desprenden O2 y dan los cationes de menor estado de oxidación; con solución de halogenuros desprenden el halógeno correspondiente. Ej.: PbO2, MnO2 I)

PbO2 (s) + 4 HCl ( conc. y frío) 

PbCl4 (aq) II )

PbO2



(s)

PbCl4 (aq) + 2 H2O (l)

Cl2 (g) + PbCl2 (aq) PbO (s) + ½ O2 (g)

f ) Peróxidos En estos compuestos el oxígeno posee estado de oxidación –1 . Se caracteriza por formar H2O2 al ser tratados con un ácido diluido. BaO2 (s) + H2SO4 (aq)

H2O2 (aq) + BaSO4 (s)

g ) Óxidos compuestos o salinos

71



Se comportan como si estuvieran formados por dos óxidos. Ej.: Pb3O4, Fe3O4 y Mn3O4 Ej. : Pb3O4 (s) + 4 HNO3 (aq)

2Pb(NO3)2 (aq) + PbO2 (s) + 2 H2O (l)

El Pb3O4, minio, se comporta como si fuera la sal de Pb del ácido débil correspondiente al es decir: Pb 2 PbO4 o tetraoxoplumbato (IV) de plomo (II)

INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 3

71



Ag ua oxigenada

a ) Preparación industrial I ) Electrólisis de H2SO4 II) Métodos químicos I)Método electrolitico Electrolito H2SO4 60% = 1,35 a 1,45 g/cm3 Electrodos inertes (Pt) Temperatura 0º i ) Reacciones correspondientes a la electrolisis cátodo ánodo

2 H+(aq) + 2e 2 SO42- (aq)

H+(aq)+ 2 SO42- (aq)

H2 (g) S2O82-(aq) + 2e S2O82- (aq) + H2 (g)

ión hexaoxoperoxodisulfato.

i ’) Destilación a presión reducida H2S2O8 (aq) + 2 H2O (l)

2 H2SO4 (l) + H2O2 (aq)

II ) Métodos químicos – i ) A partir de BaO2 El peroxido de Ba se obtiene calentando Ba sólido con oxigeno gaseoso a una presión de 3 atmósferas. Tratando el peróxido sólido con solución de ácido sulfúrico se obtiene H2O2 BaO2 (s) + H2SO4 (aq)

BaSO4 (s) + H2O2 (l)

i ’) Método orgánico – A partir de derivados de la quinona Se basa en la siguiente reacción:

Δ Ni o Pd

b ) Preparación en el laboratorio Tratando los peróxidos sólidos con soluciones ácidas se forma peróxido de hidrogeno, H2O2 : BaO2 (s) + 2 H+ (aq) Ba2+(aq) + H2O2 (aq) Las soluciones de peróxido de hidrógeno son inestables y se descomponen: 71



2 H2O2 (aq)

2 H2O (l) + O2 (g)

Esta descomposición es lenta, pero se acelera por impurezas y la presencia de luz; por estas razones, es necesario, guardar las soluciones en frascos oscuros, a temperatura baja y con algún agregado para inhibir la descomposición. Se llama titulo, de una solución de peróxido de hidrógeno al volumen de O2, medido en C.N. que se desprende por unidad de volumen de solución. Así el agua oxigenada al 3% se lo denomina de “10 volúmenes” pues produce 10 cm3 de O2 por cada cm3 de solución. En solución acuosa actúa como un ácido débil H+ (aq) + HO2- (aq) ; Kif = 1,55 x 10-12

H2O2 (aq)

ion hidr ogenoperóxo

Debido a que el oxigeno también presenta los estados de oxidación 0 y –2, el H2O2, donde el oxígeno actúa con número de oxidación –1, puede oxidarse o reducirse ya sea en medio ácido o en medio básico. Acción Oxidante

H2O2 + 2 H+ + 2 e HO2- + H2O + 2 e

2 H2O ; Eº = 1,77 V (1/2 ácido ) 3 OH- ; Eº = 0,87 V (1/2 básico)

Ion hidrogenoperoxo

Acción Reductora

H2O2 HO2- + OH-

O2 + 2 H+ + 2e ; Eº = -0,68 V(1/2 ácido) O2 + H2O + 2e ; Eº = 0,076 V (1/2 básico)

Ion hidrogenoperoxo

7 ) Fórmulas electrónicas y confi guración espacial de algunas sus tancias . Esta fórmula esta de acuerdo con el paramagnetismo que presenta, pero no cumple con la regla del octeto, ni explica que el enlace o-o le corresponda una energía de unión, mayor que la correspondiente a un enlace simple.

Molécula de oxígeno.

Molécula de ozono H

H 105º 0.96A

H

H

0.96A

71



Agua H 97º 94º 97º

H

Peróxido de hidrógeno 2-

Ión óxido

2-

ión peróxido

INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 4 Aguas El agua es un constituyente de todos los seres vivos. Es un material de principal importancia en tecnología pues sirve como solvente, agente de transmisión del calor, reactivo químico, etc. El agua casi nunca es pura en la naturaleza y según el uso para que se la destine es el tratamiento al que se la debe someter. Las aguas naturales pueden contener gases y sales disueltos, polvo, polen, etc.; en suspensión. El agua de lluvia (que es una de las más puras) tan pronto penetra en el suelo comienza a atacar a diversas rocas, tejidos en descomposición, etc., y en su recorrido el agua que se infiltra disuelve sustancias minerales. Así el agua subterránea puede contener disueltos diversos compuestos de Ca, Mg, Na etc., tales como cloruros, sulfatos nitratos, etc. Las aguas que contienen dióxido de carbono ya sea de origen atmosférico o disuelto durante su pasaje por el suelo atacan a los carbonatos, tales como las calizas, el carbonato de hierro (II) etc., formando hidrogenocarbonatos (bicarbonatos) solubles. Agua para uso doméstico El agua “potable” debe ser o estar: a) libre de material en suspensión b) incolora c) inodora d) libre de microorganismos patógenos e) de sabor aceptable es decir dulce, no salada o amarga. f) Blanda Agua para uso indus trial En algunas industria las aguas naturales, aún el agua de mar, se usan sin tratamiento alguno.

71



En otros casos, el agua debe cumplir especificaciones aún mucho más estrictas que las que corresponden al agua para alimentación. Las aguas empleadas en calderas no deben formar depósitos o incrustaciones (sarro) es decir no deben ser aguas duras. Agua dur a Se dice que un agua es dura cuando su contenido en iones disueltos Ca 2+ y Mg2+ excede lo tolerado para el uso al que se destina dicha agua. Se comprende pues que no hay un único valor del máximo de Ca2+ y Mg 2+ tolerable para todos los diferentes usos a que se destina el agua. La dureza de un agua se manifiesta por: a) “cortado” del jabón El jabón es una sal de sodio de un ácido graso superior (generalmente de 16 a 18 átomos de carbono por molécula). Estos jabones son solubles, al menos dispersables coloidalmente, en agua y se caracterizan por la formación de espuma. En cambio, las sales (“jabones”) de los cationes Ca 2+ y Mg2+ son insolubles en agua. Se dice que el agua dura corta el jabón, ya que solo mediante un gran agregado de éste (Superando la cantidad estquiometricamente necesaria para precipitar todo el Ca 2+ y Mg2+) se logra espuma y la detergencia de una lejía de jabón.

b) Formación de depósitos (sarro) Los hidrogenocarbonatos (“bicarbonatos “) de calcio y de magnesio solubles en agua se descompones por calentamiento, se elimina el dióxido de carbono y precipitan los correspondientes carbonatos que son insolubles y se incrustan en las superficies calefactoras. La dureza del agua se clasifi ca en: I) dureza temporaria: es la que desaparece por calentamiento, es debida a los bicarbonatos de Ca y Mg

Ca(CO3H)2 (aq)

CaCO3 (s) + H2O (l) + CO2 (g)

II) dureza permanente: no es eliminada por el calentamiento, es debida a otras sales solubles de Ca y Mg ( cloruros , sulfatos etc.) Las incrustaciones debidas a la dureza permanente son originadas principalmente por el sulfato de calcio, ya que las otras sales: CaCl2, Mg Cl2 y MgSO4 son muy solubles en agua. El sulfato de calcio, es medianamente soluble, 2g/l a 20 ºC, pero 1,6 g/l a 100ºC. Por eso, cuando el agua de una caldera se calienta y parte se convierte en vapor, se deposita CaSO4 en forma compacta, de modo que redisolución con agua es prácticamente imposible. Expres ión de la dureza de una agua

Se suele expresar la dureza de un agua en términos de concentración de carbonato de calcio; por ejemplo 1mol de MgSO4 =120g es equivalente a 1 mol de CaCO 3 = 100g pues, de ser soluble el carbonato de Ca, 100 g de CaCO 3 cortarían la misma cantidad de jabón (2 moles) que 120 g de MgSO4. La razón de la elección del carbonato de calcio como sustancia de referencia es que su peso molecular es exactamente 100, lo que facilita los cálculos. 71



1 gramo Francés de dureza, es una dureza equivalente a la de 1g de CaCO3 en 100 L de agua. Determinaci ón de la dureza de un agua

La dureza de un agua se puede determinar: a) por el método del jabón: Consiste en titular el agua con una solución de jabón de concentración conocida, el indicador es la propia espuma del jabón, que sólo se forma cuando toda la dureza se ha consumido (o sea después que el jabón de sodio se ha combinado con los iones Ca y Mg formando jabones insolubles) con un volumen de solución de jabón que se lee en una bureta. Cálculo de la dureza : Si 1cm3 de solución de jabón corresponde a 2,5 mg de CaCO 3 por lo tanto si para V cm3 de agua dura se han gastado (n-f) cm3 de solución de jabón, la dureza referida a 1000cm3 de agua será: D= (n-f)2500/V = mgCaCO3 /L N+cm3 de solución jabonosa gastados F= factor de espuma V= volumen de la muestra empleada (en cm3) Reacción: 2JNa + Ca 2+ J Ca + 2Na+ J J representa el resto hidrocarbonado de la molécula de jabón. Cálculo del factor de espuma: 1cm3 solución de jabón--------2.5 mg CaCO3 (n-f) cm3 sc. de jabón-----------(n-f)2.5 Vcm3--------(n-f)2.5 1000cm3-------(n-f) 2500/V

b) por el método del EDTA Este método consiste en titular la solución de agua dura con una solución de sal de sodio del ácido etilén –diamino-tetracético (EDTA) y utilizando como indicador negro de eriocromo T, NET, (Eriochrome black T) que forma un complejo de color rojo vinoso el cual vira a azul cuando se ha agregado una cantidad de sal de EDTA que estequiometricamente corresponde a la reacción: Me2+ 2OH - + Na2 (C10H12N2O8H2)  Na2 (C10H12N2O8Me) + 2 H2O El medio tiene que ser básico para que se disponga de los iones OH - necesarios, tal como lo indica la ecuación. LIMITES ACEPTABLES DE DUREZA Tipo de agua Contenido en dureza total (ppm CaCO3) Blandas Menos de 50 Medianas Entre 50 y 150 Duras Entre 150 y 300 Muy duras Más de 300

71



Ablandami ento del agua (eliminación de dureza) Los métodos de ablandamiento se basan en algunos de los siguientes objetivos: 1) producir compuestos insolubles de Ca y Mg o 2) Mantener el Ca y Mg en solución, pero con perdida de su carácter iónico. Ablandami ento del agua por el método de cal-soda El carbonato de calcio es el compuesto (de constitución química más sencilla) de Ca más insoluble. Solubilidad de CaCO3 en agua a 20ºC 0,01g/l El hidróxido de magnesio es el menos soluble de los compuestos de magnesio. Solubilidad de Mg(OH) 2 en agua a 20ºC 0,009 g/l El método de la cal-soda se basa en la obtención de compuesto insolubles de Ca y Mg en el uso consecutivo de cal (hidróxido de calcio) y soda (carbonato de sodio).

Dureza debida a iones calcio(eliminación) El hidrógenocarbonato de calcio –dureza temporaria- puede ser convertido en carbonato tratado con un hidróxido. El hidróxido más barato es el de calcio (cal apagada) de modo que se utiliza en esta etapa. Ca(CO3H)2 + Ca(OH)2 2CaCO3 + H2O

La dureza permanente debido a cloruros, nitratos,etc. Se elimina tratando con carbonato de sodio (soda) CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + NaCl Dureza debida al magnesio(eliminación) Siendo el Mg(OH)2 el mas insoluble de los compuestos sencillos de magnesio, se eliminan ambas durezas (temporaria y permanente de magnesio) con cal (Ca(OH) 2 ) Dureza temporaria

Mg(CO3H)2 +2 Ca(OH)2

Mg(OH)2 +2CaCO3 + 2H2O

Dureza permanente: MgCl2 +Ca(OH)2

Mg(OH)2 + CaCl2

Como sé puede observar al eliminarse la dureza permanente de Mg se crea dureza permanente de Ca. Eliminación de la dureza por el uso de zeolitas y de resinas de intercambio. Existen varios sílicoaluminatos naturales y artificiales cuyas fórmulas de óxidos son : nSiO2 . Al2O3 . Na2O (abreviadamente ZNa2) nSiO2 . Al2O3 . Ca2O (abreviadamente ZCa) nSiO2 . Al2O3 . Mg2O (abreviadamente ZMg) En el que n=5 a 13. Son materiales insolubles en agua y químicamente constituyen macro-aniones fijos neutralizados eléctricamente con iones Na, Ca, etc. Que se sustituyen entre sí con relativa facilidad. Estos silicoaluminatos llamados zeolitas se mantienen formando un lecho dentro de tanques cilíndricos (“columnas”). se hace pasar el agua dura (solución que contiene 71



Ca 2+ y Mg2+) por un lecho de estos intercambiadores iónicos al estado sódico y ocurre lo siguiente: ZNa2 (s) + Ca2+ ZCa(s) + 2Na+ intercambiador sódico agua dura

intercambiador agotado

agua blanda

La reacción puede hacerse total gracias a que el agua atraviesa un lecho de cierto espesor, encontrándose poco a poco con silicoaluminato puramente sódico. Cuando el intercambiador está ”agotado” hay que regenerarlo. Se agrega una solución concentrada haciendo pasar a través del lecho, una solución concentrada de una sal de sodio (NaCl). Generalmente la regeneración se realiza haciendo pasar la solución de la sal de sodio en el sentido inverso (por ej; ascendente) al que se empleó para el agua dura(por ej; descendente). Reacción que tiene lugar al regenerar la zeolita: Ca(s)

2Na+

+

intercambiador agotado

ZCa(s)

salmuera

+

intercambiador regenerado

Ca2+

efluente que se desecha

existen intercambiadores artificiales como las permutitas y las resinas de intercambio. Las resinas de intercambio tienen la siguiente constitución:

Resina catiónica

Resina aniónica H

O-

O

S

R'

O

N

H

H

R

Donde R y R’ son radicales orgánicos. Las resinas actúan como las zeolitas intercambiando iones, pero su gran ventaja es que se las puede utilizar para: Deionización del agua: es decir que se pueden eliminar totalmente los cationes y aniones existentes en el agua. Se procede haciendo pasar agua: a)Por un lecho de resina catiónica sulfónica al estado de ácido: RSO3H (S)

+

Resina catiónica ácida

Na+

+

cationes del agua Na

R-SO3Na(s)

resina catiónica agotada

+

H+

acidez del agua efluyente sin otros cationes ej.: HCl

b) pasar a continuación el agua “decationizada” por un segundo lecho de resina aniónica al estado de hidróxido (resina neutralizadora): R-NH3OH (S)

+

Resina aniónica como hidróxido

H+

+ Cl-

agua con acidez

Con lo que queda el agua deionizada.

R’-NH3Cl(s)

+

resina aniónica agotada

71


H2O


La regeneración de las resinas agotadas se efectúa con soluciones acuosas de ácidos e hidróxidos, según la columna, haciendo pasar dichas soluciones a través de los lechos sin sacar la resina de las respectivas columnas.

INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 5 Halógenos A.1) PROPIEDADES GENERAL ES DE LA COLUMNA

Los elementos Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Ástato (At) constituyen la familia de los halógenos, grupo VII A de la tabla periódica. Están ubicados inmediatamente delante de los gases inertes, difiriendo cada halógeno del gas inerte que le sigue en un electrón menos en su capa de valencia. TABLA 1 - CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Elemento 1

Flúor Cloro Bromo Iodo Ástato

2

3

4

s

s p

s p d

s p d

2 2 2 2 2

2 2 2 2 2

2 2 2 2

2 5 2 6 10 2 5 2 6 10 14 2 6 10

5 6 6 6 6

5 6 10 6 10 6 10

f

5

6

s p d

s p

2 5

2) REGULARIDADES DENTRO DEL GRUPO

Con ayuda de la tabla siguiente se estudiarán algunas de las importantes regularidades que presenta esta familia. El alumno debe completar la TABLA 2: Color (según estado de agregación)

F Gas:amarillo pálido

Sólido:más oscuro

Cl Gas:amarillo

Br I Líq.: pardo-rojizo Sólido:cristales verdoso Sólido:más rojizo violáceos Líq. y sól.: ídem Gas: violeta más oscuro

Nº Atómico (Z) Masa atómica relativa T fusión (ºC)

71



T ebullición (ºC)

Calor de disoluci ón (kJ/mol) Energía de ionización (kJ/mol) Afinidad electr ónica (kJ/mol) – Eº X2/ X (a 25º C) Si se tiene en cuenta que los colores se producen en los halógenos por absorción por las moléculas de la luz visible, que excita a los electrones externos, se desprende de la observación de la tabla que la energía necesaria para excitar la molécula de iodo es mucho menor que la necesaria para la molécula de cloro. De la misma forma varía la energía necesaria para separar un electrón de un átomo de iodo respecto de cualquiera de los otros átomos de halógeno (observar cómo decrecen las energías de ionización del F al I). Los potenciales de reducción disminuyen con el aumento de la masa molar, lo que significa que el halógeno más liviano oxida al ion haluro más pesado. Ejemplo:

Cl2 (g) + 2 I – (aq)



2 Cl – (aq) + I2 (g)

En cuanto a la electroafinidad (cantidad de energía vinculada a la toma de un electrón por un elemento que se encuentra en el estado de gas monoatómico) está dentro de lo esperado, salvo en el caso del flúor que presenta una anomalía difícil de explicar. Paradójicamente el flúor es el agente químico oxidante más enérgico que se conoce. 3) PREPARACIÓN DE LAS SUSTANCIAS SIMPLES

I) Flúor : se obtiene por electrólisis de una mezcla de fluoruro de potasio y ácido fluorhídrico fundidos, con electrodos de carbón o de metal, recubiertos con una película de fluoruro. II) Cloro : obtención industrial. Cloro-Soda cáustica: el cloro se obtiene hoy exclusivamente a partir de cloruros

alcalinos por electrólisis. Electrólisis cloro-álcali:

a) electrólisis en fase fundida (método Downs) b) método del diafragma c) método de la amalgama

a) Método Downs: dispositivo

Cl2 (g)

Na (fundido) 71 ánodo de C

(–) cátodo anular de Fe

(+



Ánodo: electrodo de grafito Cátodo: electrodo anular de Fe rodeando al ánodo. El espacio catódico esta separado por ambos lados del resto de la célula mediante una tela metálica. Sobre el ánodo hay una campana que capta el Cl2 para que no se ponga en contacto con el Na fundido. Electrolito: NaCl (fundido) 2 Na+ + 2 e 2 Cl – 2 Na+ + 2 Cl –

Cátodo Ánodo

2 Na (ℓ)  Cl2 (g) + 2 e  2 Na (ℓ) + Cl2 (g) 

b) Método del diafragma: dispositivo (+ )

Cl2

salmuera

H2 (–) lejía de sosa (solución de NaOH con NaCl)

Ánodo: electrodo de grafito Cátodo: parrillas de Fe Diafragma: (formado por varias capas de asbesto) separa la zona anódica de la catódica. Electrolito: solución acuosa saturada de NaCl que entra continuamente por la parte superior. Ánodo Cátodo

 Cl2 (g) + 2 e 2 Cl – (aq) 2 H2O (ℓ) + 2 e  H2 (g) + 2 OH – (aq) ________________________________________________ 2 H2O (ℓ) + 2 Cl – (aq)  H2 (g) + Cl2 (g) + 2 OH – (aq) 2 H2O (ℓ) + NaCl (aq)  H2 (g) + Cl2 (g) + 2 NaOH (aq)

c) Método de la amalgama: dispositivo

71



Ánodo: electrodo de grafito Cátodo: Hg líquido que cubre el piso de la cuba y fluye lentamente. No hay diafragma. Los iones sodio se descargan en el cátodo y forman (ya descargados) con el Hg una amalgama de Na, que fluye fuera de la celda con un contenido de 0,2% de sodio. La amalgama pasa a una torre rellena con grafito en la que se produce la descomposición de la misma con agua, produciéndose Hg, lejía de sosa e hidrógeno. Ánodo Cátodo

En la torre

2 Cl – (aq) Cl2 (g) + 2 e  + e  2 Na (aq) + 2 2 Na (ℓ) Na (ℓ) + Hg (ℓ)  amalgama Hg (Hg + Na) (ℓ) _________________________________________________________  2 Cl – + 2 Na+ + Hg Cl2 + 2 (Hg + Na) amalgama 2 ( Hg + Na ) (ℓ) + 2 H2O (ℓ) 

2 Hg (ℓ) + 2NaOH (aq) + H2 (g)

En los dos últimos métodos se obtiene además de Cl2, NaOH e H2. La obtención de H2 por este método no tiene mayor importancia.

H2 NaOH

(+

Cl2

H2O amalgama (–)

Hg

Obtención en el laboratorio

Cloro: en el laboratorio se prepara comúnmente por acción de un agente oxidante (MnO2, KMnO4, PbO2, KClO3 o HNO3) sobre HCl concentrado o sobre NaCl + H2SO4. Ejemplos: 

MnO2 (s) + 2 Cl – (aq) + 4 H+ (aq)

Mn2+ (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O (ℓ)

2 MnO4 – (aq) + 10 Cl – (aq) + 16 H+ (aq)

2 Mn2+ (aq) + 5 Cl2 (g) + 8 H2O (ℓ) 71



PbO2 (s) + 4 H+ (aq) + 2 Cl – (aq)

Pb2+ (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O (ℓ)



Bromo: puede obtenerse oxidando los bromuros que se encuentran en la naturaleza con cloro libre. Cl2 (g) + 2 Br – (aq) Br 2 (g) + 2 Cl – (aq) En el laboratorio se obtiene en forma similar al cloro. ¡NO SE HACE! Iodo: se obtiene tratando el iodato de sodio, que se encuentra en los depósitos de nitrato sódico de Chile, NaNO3, con un reductor, como el bisulfito de sodio 

2 IO3 – (aq) + 5 HSO3 – (aq)

5 SO42– (aq) + 3 H+ (aq) + I2 (aq) + H2O (ℓ)

4) REACCIONES: a) Con los metales: el flúor y el cloro reaccionan directamente con todos los metales para formar haluros metálicos. El bromo y el yodo también lo hacen, excepto con los metales nobles.

M = metal Ecuación general:

2 [ M ]+ + 2 [ X ] –

2 M + X2

b) Con los no metales: forman compuestos covalentes. El flúor reacciona mas rápidamente que el cloro con todos los no metales (excepto N, O, C y gases inertes). El bromo y el iodo no dan reacciones de este tipo.

noM= no metal Ecuación general:

2 noM + X2

2 noMX

c) Con el agua: pueden reaccionar de dos formas

1)

4 H+ (aq) + 4 X – (aq) + O2 (g)

2 X2 + 2 H2O (ℓ)

Esta reacción ocurre con el flúor en forma instantánea y completa a temperatura ambiente (da H2F2). Con el cloro es completa, pero lenta (se acelera con la luz del sol). Con el bromo es lenta e incompleta. En cambio con el iodo solo ocurre la reacción inversa. 2)

H+ (aq) + X – (aq) + HXO (aq)

X2 + H2O (ℓ)

HXO: halogenato (I) de hidrógeno Esta reacción tiene lugar únicamente con el cloro, bromo e iodo. d) Con los hidróxidos: solo reaccionan cloro, bromo e iodo.

1) en frío

X2 + OH – (aq)

XO – (aq)+ X – (aq)+ H2O (ℓ)

71



2) en caliente 3 X2 + 6 OH – (aq)

XO3 – (aq)+ 5 X – (aq)+ 3 H2O (ℓ)

5) ESTADOS DE OXIDACIÓN DE LOS HALÓGENOS:

El intervalo de variación de los estados de oxidación se extiende desde –1, que corresponde al caso en que cada átomo de halógeno adquiere la estructura del gas noble adyacente, a +7, que corresponde para el cloro a la estructura del gas noble que le antecede (neón) y para el iodo a la estructura con una capa electrónica de 18 e – . TABLA 3 - ESTADOS DE OXIDACIÓN +7

Cl2O7

HClO4

heptóxido de dicloro

+6

HIO4

H5IO6

clorato (VII) de hidrógeno iodato (VII) de hidrógeno

ClO3 trióxido de cloro

+5

HClO3

HBrO3

I2O5

clorato (V) de hidrógeno bromato (V) de hidrógeno pentóxido de diiodo

+4

ClO2

BrO2

dióxido de cloro

I2O4

dióxido de bromo

+3

tetróxido de diiodo

HClO2

Cl2O

bromato (III) de hidrógeno

HClO

monóxido de dicloro clorato (I) de H

0 -1

HF

F2

Br 2O

HBrO

monóxido de dibromo

bromato (I) de H

Cl2 HCl

–

F

IO2 dióxido de iodo

HBrO2

clorato (III) de hidrógeno

+2 +1

HIO3 iodato (V) de H

Br 2

I2 HBr

–

Cl

Br –

HIO iodato (I) de H

I –

HI

6) DIAGRAMAS DE LATIMER PARA EL CLORO

(potenciales standard de reducción, en volt) a) En solución ácida ClO4 –

1,19

ClO3 –

1,21

HClO2

0,35

ClO2 –

1,63

1,47

Cl2

1,36

Cl –

Cl2

1,36

b) En solución básica ClO4 –

0,17

ClO3 –

0,59

0,47

ClO –

0,43

71


0,90

Cl –


Halogenuros 1) PREPARACIÓN

a) Por síntesis: H2 + X2  2 HX La facilidad con la que se produce esta reacción decrece del flúor al yodo. b) Por tratamiento de sus sales con H2SO4 Únicamente para HF o HCl, pues el HBr y el HI se oxidan dando el halógeno libre.

Ej.:

NaCl (s) + H2SO4 (conc.) NaCl (aq) + NaHSO4 (aq) 2 NaF (s) + H2SO4 (conc.)

NaHSO4 (aq) + HCl (g) (temperatura ambiente) Na2SO4 (aq) + HCl (g) Na2SO4 (aq) + 2 HF (g)

c) Por hidrólisis de otros haluros (principalmente PX3)

Ej.:

PX3 + 3 H2O (ℓ)  H3PO3 (aq) + 3 HX (aq) Esta reacción se utiliza en la preparación de HBr y HI.

2) PROPIEDADES

TABLA 4 - PROPIEDADES Fórmula molecular

HF

HCl

HBr

HI

Punto de ebullición (ºC) Punto de fusión (ºC) Solubilidad en agua (g/100g solución) 1 atm y 20ºC Calor de formación (kJ/mol) Constante dieléctrica del líquido

19,5

–84,9

–66,8

–35,4

–83,1

–115

–86,9

–50,7

35,3

42

49

57

–269,4

–91,6

–30,5

5,5

66

9

6

3

De la tabla anterior surge que el HF presenta un comportamiento anormal con respecto a los restantes halogenuros de hidrogeno. Dicho comportamiento es atribuido a que en el estado líquido y aun en el gaseoso, las moléculas están asociadas debido

71



a la existencia de uniones hidrógeno. A consecuencia del carácter fuertemente electronegativo del flúor, que atrae al átomo de hidrógeno de otra molécula vecina manteniéndose unidos por fuerzas electrostáticas, se forman dímeros (H 2F2) y también cadenas con un gran número de uniones H–F. La estructura sería la siguiente: H

F 134º

F

H

H

F

a) Reacciones en las que actúan como ácidos a) neutralización con bases b) liberación de CO2 a partir de CO32– c) liberación de H2 con un metal activo b) Reacciones en las que actúan como agentes reductores La propiedad reductora se incrementa: HF < HCl < HBr < HI El HI se oxida por exposición al aire: 4 H+ (aq) + 4 I – (aq) + O2 (g)

2 H2O (ℓ) + 2 I2 (aq)

c) Reacción entre SiO2 y HF (ataque al vidrio) SiO2 (s) + 4 HF (ℓ) Na2SiO3 (s) + 6 HF (ℓ)

SiF4 (g) + 2 H2O (ℓ) Na2SiF6 (aq) + 3 H2O (ℓ)

3) HALUROS METÁLICOS

En general son solubles en agua. Son excepciones los fluoruros de litio, alcalino-térreos y de las tierras raras. Los cloruros de plata, mercurioso, talioso, cuproso, plumboso, auroso, platinoso y platínico son muy poco solubles. Los correspondientes bromuros e ioduros son escasamente solubles y en muchos casos menos solubles aun que los cloruros. La solubilidad de estos haluros disminuye por agregado del ion metálico correspondiente (efecto de ion común). Con excepción de los haluros alcalinos y alcalino-térreos, para los restantes haluros la solubilidad se incrementa por agregado de un gran exceso del ion halogenado correspondiente, por la formación de aniones complejos. AgCl (s) + 2 Cl – (aq)

[AgCl3]2– (en HCl concentrado)

Algunos ejemplos de iones complejos: [FeF6]3– , [AlF6]3– , [SnCl6]2– , [PtCl6]2– , [PtBr 6]2– , [HgI4]2– , [AuI4] – . 4) HALUROS NO METÁLICOS

71



a) Compuestos covalentes. Se incluyen compuestos inter-halógenos (nombrarlos):

CCl4 SiCl 4 GeCl4 SnCl 4

NCl3 PCl3 AsCl3 SbCl3

OCl2 SCl2 SeCl2 TeCl2

F2O ClF ClF3 ICl

Todos estos compuestos presentan estructuras covalentes con configuraciones de gas noble para el átomo central: Cl Cl

C

Cl

Cl

Cl

As

Cl

I

Cl

Cl

Te

Cl

Cl

b) Reacción de hidrólisis. El elemento más electronegativo se combina con el hidrógeno y el menos electronegativo se combina con el grupo hidroxilo. Ejemplo: ClF (g) + H2O (ℓ)

HClO (aq) + HF (aq)

PCl3 (ℓ) + 3 H2O (ℓ)

H3PO3 (aq) + 3 HCl (aq)

5) REACCIONES DE RECONOCIMIENTO DE LOS IONES HALOGENURO X –

a) Los iones Cl – , Br – e I – , precipitan con solución de AgNO3 el correspondiente halogenuro de plata, que es insoluble en ácido nítrico. El F – no precipita. El AgCl es blanco mientras que el AgBr y el AgI son amarillos.

TABLA 5 - SOLUBILIDAD DE LOS HALUROS DE PLATA Fórmula mínima Color AgF

blanco

Solubilidad en g/L (20ºC) 1820

AgCl

blanco

2,0 × 10 –3

2 × 10 –10

AgBr

crema

1,3 × 10 –4

5 × 10 –13

se solubiliza a: [Ag(NH3)2]+ ligeramente soluble

amarillo

2,5 × 10 –6

8 × 10 –17

insoluble

AgI

Constante del producto de solubilidad Kps –

Acción del NH3 concentrado

71


–


INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 6 Azufre 1) Propiedades generales de la columna y (2) Regularidades dentro del grupo Ver el Trabajo Práctico Nº2: Oxígeno.

3) Azufre a ) Estado natural y preparación Aunque no es muy abundante (0,052% de la corteza terrestre), el azufre es fácil de extraer por hallarse formando extensas capas en estado libre. Se le obtiene de esos yacimientos por el método Frasch, que consiste en inyectar agua sobrecalentada (a 170ºC) en las capas de azufre para fundirlo, obligando luego a ascender al azufre líquido por medio del aire caliente a presión. También se lo encuentra combinado formando parte de numerosos minerales: galena, PbS; pirita, FeS2; calcopirita, (Cu,Fe)S2; cinabrio, HgS; yeso, CaSO4 · 2 H2O. b ) Alotropía El azufre sólido presenta varias modificaciones alotrópicas. Las más importantes son el azufre rómbico (alfa) y el monoclínico (beta), que difieren entre sí por la simetría de sus cristales. En la forma rómbica, que es la más estable a la temperatura ambiente, los átomos de azufre se enlazan formando un anillo octoatómico alabeado. Por encima de los 95,5ºC, la forma estable es el azufre monoclínico cuya estructura no se conoce, pero queprobablemente esté también compuesta por moléculas de S 8. El azufre líquido, a temperaturas cercanas al punto de fusión de la forma monoclínica, 119ºC, es un líquido móvil de color amarillo. Si se lo calienta, se va espesando gradualmente, siendo máxima su viscosidad entre los 165 y los 200ºC. Si se continúa el calentamiento, el líquido se vuelve cada vez mas fluido, hasta alcanzar su punto de ebullición a los 444,6ºC. Si en su estado más viscoso (que puede tomar un color rojo oscuro cuando contiene impurezas) se lo vierte en agua, se formará el azufre amorfo o plástico. Este alótropo está compuesto por largas cadenas de átomos de azufre. De acuerdo con estos hechos, se atribuye el cambio de la viscosidad con la temperatura a estas cadenas, que se siguen fragmentando cada vez más. En el estado de vapor, en equilibrio con el líquido, el azufre se encuentra en forma de anillos de S8. A medida que aumenta la temperatura las moléculas de S 8 se disocian en moléculas de S6, S4, S 2 y S. Por encima de 2000ºC prácticamente todo el vapor de azufre es monoatómico. 4 ) Compuest os del azufre (ver Tabla 3) La diferencia del comportamiento químico entre el azufre y el oxígeno es muy marcada. Al disponer de orbitales 3d, el azufre puede formar 6 enlaces covalentes, como en el SF 6, mientras que el oxígeno solo puede rodearse de sus electrones de valencia. El azufre puede formar largas cadenas o anillos de S 8, mientras que el oxígeno como máximo da el O3.

71



Los estados de oxidación más comunes que presenta el azufre son: –2, +4 y +6. El único ion monoatómico es el sulfuro, S2– , que se presenta en los sulfuros de los metales. En los demás compuestos el azufre forma enlaces de tipo covalente, por compartición de electrones con otros átomos.

TABLA 3 Tipo de compuesto

Nº de oxidación

Compuestos más importantes Fórmula Configuración espacial Molecular Electrónica

Hidruros Sulfuro de hidrógeno –2

H2S

–1

H2S2

Ion trisulfuro

–2/3

S -2 3

Ion tetrasulfuro

–1/2

S -42

Azufre elemental

0

S8

0

SX

Disulfuro de hidrógeno

Polisulfuros

Azufre rómbico

Azufre amorfo

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TABLA 3 (continuación) Tipo de compuesto Nº de oxidación

Compuestos más importantes Fórmula Configuración espacial Molecular Electrónica

Óxidos Dióxido de azufre

+4

SO2

Trióxido de azufre

+6

SO3

Sesquióxido de azufre +3

S2O3

Oxoácidos Ácido sulfoxílico

+2

H2SO2

Ácido sulfuroso

+4

H2SO3

Ácido sulfúrico

+6

H2SO4

Ácido tiosulfúrico

+2

H2S2O3

4) Diagramas de potenciales de oxidación-reducción

Como una manera de sistematizar la predicción de que una reacción química pueda o no producirse, Wendell M. Latimer utilizó unos diagramas donde se combinan potenciales de oxidación y reducción en medio en medio ácido o en medio básico. Este sistema demostró ser muy útil, pues permite correlacionar una variedad de hechos químicos, además de poder predecir si muchas reacciones químicas en donde interviene un mismo elemento, pueden o no producirse. Conociendo los distintos estados de oxidación de un elemento y para cada estado las fórmulas de los iones simples o los compuestos y los valores de los potenciales de oxidación que correspondan a dos estados de cualesquiera, se tienen los datos necesarios para prever la posibilidad de que una reacción química se produzca.

71



Los siguientes diagramas de potenciales de oxidación (!) de Latimer, para el elemento azufre en medios ácido y básico, contienen átomos, iones y moléculas, donde el S se encuentra en sus distintos estados de oxidación y aparecen los valores numéricos para los potenciales de oxidación, E0, para varios pares de estados de oxidación. Los datos de E0 en volt son los normales o standard, es decir, los referidos a la concentración de los iones 1 M y a 25ºC de temperatura. a ) En solución ácida: –2

H2S

–0,14

0

S

–0,50

+2

–0,40

S2O32 –

+4

–0,20

+4

+0,92

H2SO3

+6

SO42 –

–0,09 +2,5 –0,50

S4O62 –

–0,45

b ) En solución básica: –2

S 2 –

+0,51

0

S

+0,74

+2

+0,58

S2O32 –

SO32 –

+6

SO42 –

+0,66

–0,45

Ejemplo para su aplicación: ¿Es posible que el azufre dismute (se oxide y reduzca al mismo tiempo) en medio ácido? Por observación directa de los valores numéricos de E0: H2S (g)

–0,14

S (s)

–0,50

S2O3 2 – (aq)

Se deduce que la reacción se producirá. Escribiendo las ecuaciones implícitas en el diagrama de Latimer se tiene: 2 S(s) + 3 H2O(ℓ) 0,50 V

S2O32 – (aq) + 6 H+(aq) + 4 e –

2 × ( S(s)+2 H+ (aq) + 2 e – V)

H2S(g) )

4 S(s) + 3 H2O(ℓ) V

S2O32 – (aq)+ 2 H+(aq)+ 2 H2S(g)

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E0 S/S2O32 – = – – ( E0 H 2S/S

= – 0,14

Δ E0 pila = – 0,36


El valor negativo de ΔE0 pila significa que la dismutacion no se producirá en solución ácida. En cambio, en una solución básica se puede prever que la reacción tendrá lugar, pues el ΔE0 pila da un valor positivo: S2O32 – (aq) + 3 H2O(ℓ) + 4 e –

2 S(s) + 6 OH – (aq) V 2 S(s) + 4 e – V)

2 S2 – (aq)

–

S2O32 – (aq) + 3 H2O(l) + 2 S2 – (aq)

4S(s) + 6 OH – (aq) +0,23 V

E0 S/S2O32 – =

+0,74

( E0 S2 – /S

+0,51

=

ΔE0 pila

=

Observación: en los diagramas el estado de oxidación del azufre –2, aparece como H2S en medio ácido (recordar que es un ácido débil) y, por lo tanto, en medio básico aparece como sulfuro, S2 – . Análogamente, para el estado de oxidación +4, en solución ácida se tiene H2SO3 y en solución básica SO32 – .

Oxoácidos del azufre

H2Ox

H2Sx

x=1

x=2

H2O

+6

SO3

H2SO4

SO3

H2O2

H2S

H2S2O71 H2SO5

SO 3

H2S2O8

SO2

SO2

H2SO3

H2S2O33

H2Sn

SO 3

H2S3O62

1

H2S2O6

H2Sn+1O3

+4 +4

x>1

+6

+5

SO3

x=1

2 SO 3

H2Sn+2O6

2

H2S2O52 +3

SO

Ácidos monosulfúricos

H2S2O42

Ácidos disulfúricos

Ácidos peroxosulfúricos

71


Ácido tiosulfúrico Ácidos polisulfano Ácidos polisulfano disulfónicos monosulfónico Ácidos politiónicos


Se puede aislar en forma estable. Solamente estable en disolución. 2 No se ha podido aislar ni es estable en disolución, pero sí se conocen y son estables sus aniones. 3 Se ha podido aislar en forma de eterato, pero es inestable. 1

Aniones de los oxoácidos de azufre

5) Sulfur o de hidrógeno

Es una sustancia gaseosa a temperatura ambiente. Es sumamente tóxico, pero este hecho no suele ser tenido en cuenta, a pesar de ser mucho más tóxico que el cianuro de hidrogeno. Pequeñísimas concentraciones son suficientes para paralizar los centros nerviosos, que actúan sobre la respiración. a ) Método de obtención en el laboratorio FeCl 2(aq) + H2S(g) 1. FeS(s) + 2 HCl (aq) 2. Por hidróli sis de la tioacetamida

CH3

calentamiento

CH3

C = S + H2O

C = O + H2S

NH2 tioacetamida

NH2 acetamida

b ) Soluciones acuosas de H2S (propiedades): 71



Las propiedades físicas y químicas de las soluciones acuosas de H 2S dependen de: 1) características muy débilmente ácidas; 2) la volatilidad del H2S; 3) precipitación de una serie de cationes. El H 2S es muy poco soluble en agua, formando una solución aproximadamente 0,1 M a temperatura ambiente y a pH2S= 1 atm. Así, en una solución de H2S, además del equilibrio del agua existen otros dos equilibrios: H+ + HS – ; Ka1 =

H2S

–

HS

+

[ H+ ] [ HS – ]

= 1,1 × 10 –7

[ H2S ] [ H+ ] [ S2– ]

2–

H + S ; Ka2 =

= 1,0 × 10 –14

[ HS – ]

A partir de estos dos se obtiene: [ H+ ]2 [ S2– ] H2S 2 H+ + S2– ; Ktotal = Ka1 × Ka2 = c ) Precipitación de sulfuros

= 1,1 × 10 –21 [ H2S ]

En el análisis cualitativo de los iones metálicos, un procedimiento muy importante consiste en la precipitación del sulfuro correspondiente, método por el cual se precipitan unos quince de los veinticuatro metales corrientemente analizados. La gran utilidad de los sulfuros en el análisis depende de dos factores: 1) el gran intervalo que abarcan los productos de solubilidad de los sulfuros y 2) la posibilidad de variar la concentración del ion S2– de la solución, variando la [ H+ ] por el agregado de un ácido fuerte o de un buffer . Así, en una solución saturada de H 2S con el pH2S igual a 1 atm, el valor de su concentración, [ H2S ], es alrededor de 0,1 M. Por lo tanto, de la ecuación anterior: [ S2– ] =

[ H2S ] × 1,1 × 10 –21 + 2

[ H ]

1,1 × 10 –22 =

[ H+ ]2

Se puede ver que variando el pH desde 0 ([ H+ ] = 1,0 M) hasta 12 ([ H+ ] = 10 –12 M), la concentración de sulfuro puede variar en el intervalo de 10 –22 a 102. En una solución saturada de H2S a 1 atm y siendo la concentración de la solución de HCl igual a 0,3 M, la [ S2– ] tiene un valor suficiente como para precipitar sulfuros muy insolubles, como CuS, CdS, Ag2S, As2S3, Sb2S3, Sb2S5, SnS, etc., mientras que el ZnS, el NiS y otros permanecerán en solución. Si se neutraliza o alcaliniza la solución, luego de haber separado el precipitado inicial por filtración, precipitarán los restantes sulfuros. Los únicos sulfuros solubles son el de amonio, los de metales alcalinos y los de metales alcalino-térreos. Estos últimos sufren un proceso de hidrólisis, siendo las sales resultantes muy solubles:

71



2 CaS (s) + 2 H2O (ℓ)

Ca(OH)2 (aq) + Ca(HS)2 (aq)

TABLA 4 Valores de los productos de solubilidad de algunos sulfuros, a 25ºC.

Sustancia

Color

Kps

Ag2S CuS CdS As2S3 Sb2S3 SnS ZnS NiS

Negro Negro Amarillo Amarillo Anaranjado Pardo Blanco Negro

7,9 × 10 –51 7,9 × 10 –37 1,0 × 10 –27 1,2 × 10-26 2,0 × 10-25 4,0 × 10 –20

6) Dióxido de azufre - Ácido sulfur oso

El dióxido de azufre es un gas incoloro, de olor sofocante, que se licúa fácilmente. Es muy estable y no se descompone por el calor. Puede prepararse haciendo arder azufre, reduciendo ácido sulfúrico con cobre metálico o añadiendo un ácido fuerte a un sulfito. En la industria se lo obtiene como subproducto en los procesos de tostación. La solución acuosa de SO 2 contiene ácido sulfuroso, H2SO3, pero este no puede aislarse. 7) Acido sulfúrico

a ) Generalidades El ácido sulfúrico es una sustancia de notable importancia en la industria. Se usa en la refinación del petróleo, en explosivos, en la fabricación del rayón, en la industria química, etc. Cuando se diluye tiene las propiedades un ácido común, pero concentrado y en caliente es un vigoroso oxidante y deshidratante. Carboniza las sustancias orgánicas eliminando de su composición el hidrógeno y el oxígeno en la proporción del agua. b) Preparación industrial: Obtención de H2SO4 por el método de contacto . 1º) Obtención del SO2 En los países que disponen de S se utiliza el azufre nativo para la fabricación de SO2. Donde no se dispone de azufre, se hace uso de la tostación de minerales sulfurados, por ej.: pirita de hierro (FeS 2). También se usa el H2S obtenido del gas natural. S (s) + O2 (g) Ø

SO2 (g)

4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) Ø

2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)

71



2 H2S (g) + 3 O2 (g)

2 SO2 (g) + 2 H2O (g)

2º)Obtención del SO3 El SO2 se oxida con el oxígeno del aire sobre un catalizador (V 2O5 / Pt / vanadato de potasio sobre dióxido de silicio como portador): 2 SO2 (g) + O2 (g)

cataliz.

2 SO3 (g)

H

= –45,2 kcal

Esta etapa se realiza en el horno de contacto y se opera entre 400ºC y 550ºC. 3º) Absorción El SO3 se lleva a columnas de absorción. Aunque el SO3 es el anhídrido del H2SO4, no se disuelve fácilmente en agua y da con ella una densa niebla de gotitas de agua. Por el contrario, el SO3 se puede disolver muy fácilmente en el H2SO4 concentrado, formando el óleum , con mayor o menor contenido en SO 3 (H2SO4 · SO3): SO3 (g) + H2SO4 (conc.)

H2S2O7 (conc.) ácido pirosulfurico

4º) Mezclado y destilación Para producir ácido mas diluido, el concentrado se deja fluir sobre la cantidad necesaria de agua con refrigeración y agitación simultanea: H2S2O7 (conc.) + H2O (ℓ)

2 H2SO4 (aq)

Diagrama de Frost para el azufre

)e l o m . (V e r b iL . E

SO 42-

3 2 1 0 -1 -2 -3 -4 -5 -6

Medio ácido

S2-

SO2

H 2S SO 32-

Medio Básico

SO 428

6

4

2

0

-2

Estados de oxidación

71



INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 7 Corrosión Corrosión: Es la transformación indeseable de un material como consecuencia del

medio que lo rodea. Se llaman agentes agresivos a aquellos que producen la corrosión, estos pueden ser: la atmósfera, el agua de mar, el aire húmedo, los vapores ácidos, etc. El fenómeno de corrosión se extiende a todos los materiales; pero solamente se tendrá en cuenta la corrosión metálica. Todos los metales pueden ser usados siempre que su velocidad de deterioro sea aceptablemente baja. De este modo en corrosión se estudia la velocidad con que se deteriora los metales y las formas en que dicha velocidad puede ser controlada. Clasificación de los procesos de corros ión

La corrosión se puede clasificar según su morfología o según el medio en que se desarrolla es decir Corrosión uniforme Según la forma

Corrosión localizada

Corrosión

Corrosión en placas Corrosión por picado Corrosión intergranular Corrosión fisurante

Corrosión química Según el medio Corrosión electroquímica 2.1 Clasificación según la forma

Cuando se quiere evaluar los daños producidos por la corrosión resulta muy conveniente la clasificación según la forma. a) Corrosión uniforme: El ataque se extiende en forma homogénea sobre toda la superficie metálica y la penetración media es igual en todos los puntos. Esta es la forma más benigna de corrosión pues permite calcular fácilmente la vida útil de los materiales corroídos.

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b) Corrosión en placas: Incluye los casos intermedios entre corrosión uniforme y corrosión localizada. El ataque se extiende más en algunas zonas, pero se presenta aún como un ataque general. c) Corrosión por picado: Durante el picado, el ataque se localiza en puntos aislados de superficies metálicas pasivas, propagándose hacia el interior del metal en forma de canales cilíndricos. Este tipo de ataque, así como el intergranular y el fisurante, son las formas más peligrosas bajo las cuales se puede presentar la corrosión. d) Corrosión intergranular: Se presenta como una franja estrecha de ataque que se propaga a lo largo de los límites de grano. Corrosión fisurante: Se conoce como corrosión bajo tensiones. Se presenta cuando un metal está sometido simultáneamente a la acción de un medio corrosivo y de tensiones mecánicas de tracción. Se forman fisuras que pueden ser intergranulares o transgranulares y que se propagan hacia el interior del metal, se puede llegar hasta la fractura del metal. La velocidad de propagación oscila en general entre 1 y 10 mm/hora.

2.2 Clasificación según el medio

a) Corrosión química: Bajo esta denominación se estudian aquellos casos en que el metal reacciona con un medio no-iónico (por ejemplo oxidación en aire a altas temperaturas). Supongamos que exponemos una superficie metálica limpia a la acción del oxígeno, el metal comenzará a reaccionar con el oxígeno formando óxidos. Por ejemplo una pieza de Fe (metal que presenta más de una valencia)

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calentada al aire seco, por encima de 500ºC se oxida a apreciable velocidad formando una película con la siguiente estructura:

Fe FeO

Fe3O4

(interior)

Fe2O3 (exterior)

Se han producido reacciones redox sin la intervención de iones en solución y no ha habido corrientes eléctricas recorriendo el metal. Si el grado de corrosión se expresa como aumento de peso (por el óxido formado) por unidad de área, se observa que la corrosión se propaga en forma lineal con el tiempo. g/cm²

Corrosió n = K. tiempo

tiempo

b) Corrosión electroquímica: A temperatura ambiente la forma de corrosión más frecuente y más seria es de índole electroquímica, este tipo de corrosión implica un transporte de electricidad a través de un electrolito. En los procesos de corrosión electroquímica circulan, sobre el material expuesto a corrosión, corrientes eléctricas. Se demostró que durante la corrosión se cumplen las leyes de Faraday. Las causas más frecuentes de estas corrientes eléctricas son: : i)

ii) iii) iv) v) vi)

El contacto de dos materiales diferentes, tal como ocurre con el hierro en contacto con el cobre, el aluminio en contacto con el cobre, el cobre en contacto con el zinc, etc. La unión de dos partes de un mismo metal mediante un material de soldadura(Ej: Fe con Sn-Fe). Presencia de fases diferentes de una misma aleación. Ej: aceros inoxidables. Presencia de óxidos conductores de electrones. Por ejemplo óxido de laminación en chapas de Fe. Diferentes grados de aireación de una pieza metálica. Corrientes inducidas por circuitos eléctricos mal aislados. Tal es el caso de corrientes vagabundas en estructuras metálicas enterradas. Impurezas, tensiones en el metal, etc.

Los factores anteriormente mencionados hacen que en el metal existan zonas de diferente potencial, es decir aparecen zonas anódicas y zonas catódicas (microelectrodos) que convierten al cuerpo metálico junto con el medio agresivo en un gran conjunto de micropilas electroquímicas. El medio agresivo puede ser la delgada capa de humedad que casi inevitablemente recubre a todo cuerpo expuesto al aire atmosférico.

71



3) Reaccio nes que tienen lugar durante la corro sión

1) Reacciones anódicas: (en zonas anódicas) Las reacciones anódicas que interesan son las de disolución del material afectado, o sea, el pasaje de iones metálicos de la red metálica al medio corrosivo. Ejemplo:

Metal n+ + neFe2+ + 2eZn2+ + 2e-

Metal Fe Zn

Los electrones originan una corriente eléctrica que circula dentro del metal (conducción metálica). 2) Reacciones catódicas: (en zonas catódicas) Una de las reacciones catódicas más importantes que se produce en los procesos de corrosión es la reducción del oxígeno.

O2 + 4 H+ + 4 e-

2 H2O

Esta reacción ocurre en casi todos los procesos de corrosión en medio acuoso. Otra reacción catódica importante, en especial en los casos de corrosión en ácidos o en ausencia de oxígeno es la de desprendimiento de hidrógeno: pH< 4.3

2H+ + 2e-

H2(g)

El hidrógeno formado en esta reacción puede desprenderse y pasar al medio ambiente o puede ser absorbido por un metal en proceso de corrosión. En el segundo caso, el metal puede formar hidruros o fragilizarse. Otra reacción catódica en zona bastante oxigenada puede ser:

O2(g) + 2 H2O(l) + 4e-

4 OH-

pH > 4.3

4.1 Polarización

Dado que el proceso de corrosión electroquímica corresponde a los procesos que tienen lugar en los electrodos de una pila galvánica, corresponde conocer los potenciales de los mismos cuando a través de ellos circula corriente, es decir cuando el circuito se ha cerrado (pila cortocircuitada). La determinación de los potenciales de los electrodos de una pila cuando por ellos circula corriente muestra que dichos potenciales varían apreciablemente. Esta variación en el potencial de los electrodos cuando se hace circular corriente por los mismos, se conoce como polarización. Es decir que la polarización es el cambio en el potencial de un electrodo a medida que la corriente fluye de o hacia él. Existen diversas causas de la polarización entre ellas consideraremos:

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a) Concentración iónica localizada en las zonas anódicas y catódicas aumentada o disminuida debido a que la difusión de iones en un medio líquido es lenta. b) Películas de superficie. Las películas de superficie pueden estar presentes desde antes del instante en que el metal y medio se pongan en contacto pero también pueden formarse posteriormente como productos de las reacciones de corrosión. Las sustancias que las constituyen pueden ser sólidas (por ej: un producto anódico insoluble, digamos, un óxido) o gaseosas (por ej: películas o aún burbujas de gases como oxígeno o hidrógeno). Estas películas disminuyen o impiden la difusión de iones o sustancias sin carga que forman parte den las reacciones de corrosión (por ej: la llegada de gas oxígeno). Si el electrodo se recubre completamente por una película de este tipo, la corrosión ya no puede proseguir y entonces se dice que el metal está pasivado. c) Existen otras causas de polarización y las cuales suelen actuar simultáneamente y la contribución individual de cada una de ellas no es fácil de estimar. 4.2 Curvas d e Polarización

Las curvas de polarización muestran la interdependencia entre el potencial de electrodo y la intensidad de corriente (relaciones i vs. E). Las curvas de polarización pueden determinarse aplicando una corriente constante y midiendo el potencial, repitiendo este procedimiento para diversos valores de corriente y midiendo en cada caso el nuevo potencial alcanzado. Otra forma de determinar la relación i-E es aplicando un potencial constante y determinando la forma en que varía la corriente. Curvas de polarización anódica. (E-log i) Formas posibles que puede tomar una curva de polarización anódica

71



Si la sobretensión es pequeña se suele observar una relación lineal entre la sobretensión y el logaritmo de la corriente. En la zona 1-2 se dice que el metal se disuelve en forma activa. En la zona 2-3 aparece una zona de pasividad (sobre el metal se forma una película muy delgada de óxido que dificulta su disolución). Si la película pasivante es aisladora, al aumentar el potencial el óxido pasivante irá aumentando su espesor sin que se note un aumento importante de la corriente, es la zona 3-4. (por ejemplo: Al, Zr, Te, etc). Se dan otros casos en que ocurren otros fenómenos como los indicados por las curvas 5, 6, 7. Curva 5: cuando la película pasivante está formada por elementos que pueden oxidarse a una valencia mayor y dar productos solubles, se nota también un aumento de la corriente acompañado por disolución del metal. Este fenómeno se conoce como transpasividad, y lo presentan elementos tales como el cromo, o el manganeso, así como las aleaciones de que forman parte. Curva 6: por encima de cierto potencial cuando hay presentes ciertos iones”agresivos” cloruros, nitratos, bromuros, etc. La película pasivante puede perder estabilidad y se produce un fenómeno de corrosión localizada, el picado y lo presentan metales tales como el hierro, cromo, etc. (El picado crea problemas muy serios). Curva 7: Si el óxido pasivante es buen conductor de electrones una vez alcanzado el potencial de desprendimiento de oxígeno, la solución comenzará a descomponerse y se notará aumento en la corriente de corrosión. Si el potencial se puede mantener entre los valores 3 y 8 la corrosión será despreciable y se dice que hay protección anódica. Por debajo de 1 también la corrosión se torna imposible. Curvas de polarización catódica. (E-log i) Las características más frecuentes de las curvas de polarización catódica son las indicadas en la figura:

Diagrama de Evans Se representan para un material sobre un mismo diagrama las curvas de polarización anódica y catódica.

71



A curva de polarización anódica B curva de polarización catódica Ea potencial de equilibrio de la reacción anódica Eb potencial de equilibrio de la reacción catódica Umix. Potencial de corrosión

Donde se cortan las dos curvas queda determinado el potencial de corrosión y la intensidad de corriente de corrosión. Modificando adecuadamente la polarización anódica y/o la polarización catódica se puede disminuir la intensidad de la corriente de corrosión según muestran los siguientes gráficos:

Inhibición del proceso catódico: aumentando la pendiente de la curva catódica disminuye la intensidad de corrosión

Inhibición del proceso anódico: aumentando la pendiente de la curva anódica disminuye la intensidad de corrosión

5. Densidad de corr iente y Velocidad de Corros ión

Conocida la densidad de corriente (intensidad de la corriente) a que se disuelve un metal, es posible calcular la velocidad de corrosión del mismo expresada como 71



Δm/Δt por ejemplo g/año o bien Δespesor/Δt por ejemplo mm/día o bien Δm/(Δt.s) por ejemplo g/(m2. año)

Ejemplo: Si una chapa de Fe se disuelve según la siguiente reacción Fe(s) → Fe2+(ac) + 2eA una densidad de corriente de 1A/cm2 se tiene (equivalente gramo del Fe=27.8g). 1 A

cm 2



1coulombio

cm 2 s g 2.88 x10 4 cm 2 s 

1





96500 

2,49

equiv.gr .de Fe cm 2 s



27,8 gr .deFe 96500 cm 2 s



kg dm 2 día

Densidad del Fe =7.86 g/cm3 1 A

cm

2



27,8 96500 x7,86



3,66 x10 5

cm de Fe s



31,7 mm

día

6. Análisis de algunos casos de corrosión a) Objeto de hierro recubierto por una película de humedad, aireado y con pH >4.3 (CORROSIÓN POR DIFERENCIA DE AIREACIÓN)

El oxìgeno del aire se disuelve pobremente en la gota de agua, creando zonas de mayor y menor concentración. En la zona de mayor concentración de O2 pero en contacto con el metal conductor (el borde de la gota) se establece la zona catódica, donde llegan los electrones para reducir al O2. Por diferencia, en la zona de menor concentración de O 2 (en el medio de la gota y abajo), se establece la zona anódica donde se oxida el metal. Debido a los puntos de diferente potencial que se encuentran sobre la superficie (microelectrodos), el trozo de Fe junto con el medio agresivo se convierte en un gran conjunto de micropilas. Reacciones que ocurren en los electrodos de estas micropilas: Zona anódica (-) 2 {Fe(s) → Fe2+(ac) + 2 e-} Zona catódica (+) 2 H2O(l) +O2(g) + 4 e- → 4OH-(ac) Reacción global: 2 Fe(s) +2 H2O(l) +O2(g) → 2 Fe2+(ac) + 4 OH-(ac) 71



i) Reacciones primarias Los iones Fe2+ y OH- generados en diferentes puntos de la superficie de contacto metal-solución acuosa se desplazan en sentidos opuestos en un medio que además tiene gas oxígeno, y en las zonas en que se encuentran forman óxido hidratado (hidróxido) de Fe(II). Fe2+ + 2OH- + (n-1)H2O

FeO.n H2O (escasamente soluble)

Las sustancias que como el hidróxido de Fe(II) resultan de la primera de una serie de reacciones que comienzan con la combinación del catión con el anión disponible se llaman productos inmediatos de la corrosión. ii) Reacciones secundarias

En una oxidación ulterior, ajena al proceso de corrosión electroquímica en sí el “hidróxido” de Fe(II) se oxida a “hidróxido” de Fe(III). A continuación ambos hidróxidos irán absorbiendo paulatinamente CO2 del medio agresivo, produciéndose “carbonatos de Fe”. El depósito o mancha de “hidróxidos” y “carbonatos” de Fe se llama herrumbre. Fe2O3.nH2O

O2 FeO.nH2O

CO2. FeO

CO2

Si el medio agresivo contiene otros aniones fuera del anión hidróxido, como por ej. cloruros o sulfatos (ambos se hallan en el agua de mar) se formarán también como productos las correspondientes sales de Fe. La capa formada puede ser floja o porosa o bien adherente y protectora. En el caso del Fe las capas de herrumbre formadas no son lo suficientemente protectoras (se rompen y despegan fácilmente) y el metal sigue siendo corroído. No ocurre esto por ejemplo con Al, Zn, Cr, etc. o algunas de sus aleaciones en que la capa de óxido formada resulta realmente protectora. Se advierte que el área catódica es de mayor aereación que el área anódica, y como la capa de herrumbre generada por corrosión actúa como barrera entre el metal subyacente y el oxígeno del medio agresivo, resulta que la corrosión genera un área de superficie metálica poco expuesto al aire. De aquí, pues que la corrosión produce otra área anódica con lo que se renuevan las condiciones necesarias para que opere el mecanismo electroquímico antes descripto, es decir, la corrosión se propaga. Reconocimiento de los productos finales: El ión Fe2+ se reconoce con hexacianoferrato(III) de potasio (color amarillo) con el que da un compuesto azul (precipitado) hexaciano ferrato(III) de Fe(II). 2 K 3[Fe(CN)6](ac) + 3 Fe2+(ac)

→ Fe3[Fe(CN)6]2 (ac) +

71


6 K +(ac)


Amarillo

Azul

El ion OH- se reconoce con fenolftaleína. b) Zn y Cu sumergidos en agua que contiene O2 disuelto La corrosión electroquímica característica del Fe en soluciones de pH mayor que 4.3 y en presencia de humedad se manifiesta también cuando dos metales diferentes sumergidos en soluciones acuosas (o en agua) se conectan con un conductor. Restringiendo las consideraciones a aquellos metales de los cuales se conocen cationes metálicos divalentes en soluciones acuosas(caso del Fe, Cu y Zn) pueden formularse los procesos elementales del proceso electroquímico asociado a la corrosión mediante las siguientes ecuaciones:

e(-)

En región anódica:

(+)

Metal2+ + 2e-

Metal

En región catódica:

2H2O + O2 + 4e-

Zn Cu

4OH-

Z. Anódica(-) Zn(s) Zn2+(ac) + 2eZ. Catódica(+) O2(g) + 2H2O + 4e4OH-(ac) -

Zn2+(ac) + 2OH-(ac)

Zn(OH)2 (s) blanco gelatinoso

Zn(OH)2

Resulta así que habrá acumulación de OH - en la región catódica y ello se pone de manifiesto aprovechando el viraje del indicador fenolftaleína incorporado a la solución acuosa. c) Metales de diferente potencial en contacto Un tornillo de bronce (Cu-Sn) en una chapa de Zn en un medio agresivo adecuado (humedad + O2).

71



Se oxida el metal de menor potencial de reducción. El Zn se corroe y el tornillo de bronce actúa como cátodo inerte. 7. Protección A) Protección catódica

Para dar protección catódica hay que conectar el trozo de Fe (u otro metal) a un cuerpo de menor potencial de reducción, por ejemplo Mg (Eº Mg= -2.38V) y expuesto al mismo medio agresivo. El Mg se convierte en ánodo y el Fe (EºFe= -0.44V) se convierte en cátodo. Mg(s) Mg +(ac) + 2eEl ánodo agregado se corroe y tiene capacidad de proteger al trozo de Fe que se transforma en cátodo inerte. El ánodo que se llama ánodo de sacrificio debe ser renovado cada vez que se haya consumido. Se protegerán así tanques, calderas, cascos de buques, tuberías sumergidas, etc. Metal a proteger Suelo húmedo o agua

Mg2+

Mg

Otra forma de dar protección es conectar el metal a proteger en forma permanente al polo negativo de una fuente de corriente continua y de voltaje adecuado. En general esto se realiza estableciendo una diferencia de potencial constante de 1-2 volts entre el cuerpo a proteger y un ánodo que se entierra (trozo de grafito, coque, etc.)

e-

(+

Corriente impresa

OH- H2 H2O

O2 H+ H2O

(-)

Anodo de grafito 2H2O O2 +4H++4e-

Cañería de metal 2H2O+ 2eH2

71



B) Protección anódica:

Por formación de capas de óxidos no porosos o bien se puede dar protección anódica por formación de capas pasivantes de silicatos, cromatos, fosfatos. Estas capas se forman en el lugar adicionando, por ejemplo al agua que circula por una cañería, un silicato, cromato, o fosfato (por ejemplo cromato de sodio). (El pH deber ser el adecuado para la formación de las capas por lo tanto en estos casos se lo controla). Otros recursos de protección consisten en la aplicación de capas adherentes, impermeables sobre el metal a proteger. Se pueden usar para obtener estas capas diferentes técnicas. I) Por electrodeposición del metal M de recubrimiento utilizando como cátodo el cuerpo a proteger, como ánodo el metal M y una solución electrolítica que contiene iones metálicos Mn+. Así por galvanoplastia se depositan Zn, Cu, Cd, Sn, etc. sobre hierro. II) Por pulverización del metal de recubrimiento sobre Fe. III) Inmersión en caliente de cuerpos de Fe en el metal fundido que se usa para el recubrimiento (casos de Zn, Sn y Pb). Ejemplos: 



Zn sobre Fe = Fe galvanizado EºZn= -0.76V (ánodo), EºFe=-0,44V (el Zn no sufre corrosión debido a la formación de capas de óxidos pasivantes) Sn sobre Fe = Hojalata EºSn =-0,15V , EºFe=-0.44V. (El Sn resulta anódico con respecto al Fe, debido a la formación de iones complejos). Se puede proteger por recubrimiento de capas no metálicas, por ejemplo pinturas especiales, esmaltes, vidriados, etc.

Resumen de métodos de protección

Se puede proteger la corrosión electroquímica por dos tipos de métodos:

b) Protección no electroquímica 1) recubrimiento con pintura 2) Eliminación de humedad: con desecantes, silicagel, etc.

71



INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 8 NITROGENO A.1) Propiedades generales del grupo 15

Los elementos de este grupo: N, P, As, Sb y Bi presentan un número de oxidación máximo de +5, lo que está de acuerdo con la presencia de cinco electrones de valencia. El átomo de N, el más pequeño del grupo, presenta una gran tendencia a adquirir tres electrones para completar el octeto; pero esta propiedad decrece con el aumento del radio atómico y, así, el Bi no forma compuestos estables con número de oxidación negativo.

TABLA 1 Elemento Nitrógeno Fósforo Arsénico Antimonio Bismuto

1 s 2 2 2 2 2

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS 2 3 4 5 s p s p d S p d f s p d 2 3 2 6 2 3 2 6 2 6 10 2 3 2 6 2 6 10 2 6 10 2 3 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10

6 s p

2 3

2) Regularidades dentro del gr upo Completar la siguiente tabla:

TABLA 2 Símbolo Nombre Número atómico Masa atómica relativa 1ra Energía de ionización (kJ/mol) Electronegatividad (según Pauling) Conductividad eléctrica

PROPIEDADES PERIÓDICAS N P As Sb

71


Bi


a 20ºC (μΩ –1) Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Al examinar las propiedades de los elementos se observa una variación regular de sus propiedades físicas y químicas. Mientras que el nitrógeno y el fósforo son nometales y originan óxidos ácidos, el arsénico y el antimonio son semi-metales (ver su conductancia eléctrica), que originan óxidos anfóteros, y el bismuto es un metal que forma esencialmente óxidos básicos. El cambio de comportamiento desde el no-metálico al metálico dentro del grupo se debe fundamentalmente al aumento del tamaño de los átomos (radios atómicos). Según indican los valores de las energías de ionización, es mucho más difícil arrancarle un electrón al pequeño átomo de nitrógeno que al de bismuto, que posee mayor radio atómico. El nitrógeno puede formar enlaces múltiples con otros átomos. Esto origina que el nitrógeno elemental esté formado por moléculas biatómicas, mientras que en condiciones ordinarias los otros miembros del grupo no las originan. No obstante, el fósforo, el arsénico y posiblemente el antimonio forman moléculas tetratómicas discretas, al menos en alguno de sus estados alotrópicos. Esto indica que la tendencia a formar enlaces covalentes persiste en el grupo. 3) Estados de oxi dación

Tanto el nitrógeno como el fósforo presentan estados de oxidación desde –3 a +5, mientras que el arsénico, antimonio y bismuto al presentar electronegatividad decreciente presentan una menor variación en sus estados de oxidación.

TABLA 3 +5 N2O5 HNO3 +4 +3

+2 +1

NO2 N2O4 N2O3 HNO2 NCl3 NO N2O2 N2O H2N2O2

ácido hiponitroso

0

N2

–1

NH2OH

ESTADOS DE OXIDACIÓN P4O10 (P2O5) As4O10 Sb4O10 H3PO4 H3AsO 4 H3SbO4 PCl5 AsCl5 SbCl5 P4O6 (P 2O3) H3PO3 PCl3

Bi4O10 Bi2O5 NaBiO3

As4O6 H3AsO 3 NaAsO2 AsCl3 As3+

Sb4O6 H3SbO3 NaSbO2 SbCl3 Sb3+

Bi4O6 Bi2O3 BiCl3 Bi3+

As4, As

Sb

Bi

H3PO2

ácido hipofosforoso

P4, P

fósforo blanco fósforo rojo

71



hidroxilamina

–2

N2H4

P2H4

hidrazina

difosfina

NH3 NH4+ Mg3N2

fosfina

–3

PH3

AsH3

SbH3

arsina

PH4+

estibina

fosfonio

nitruro de magnesio

Ca3P2

fosfuro de calcio

4) Diagramas de Latimer

a) Para el nitrógeno en solución ácida: +0,94 NO3 –

+0,99

+1,59

HNO2

+1,77

NO

–0,23

N2O

N2

+0,95

N2H5

+1,27 +

+0,27

b) Para el fósforo en solución ácida: –0,28

H3PO4

– 0,50

–0,51

H3PO3

–0,04

P4

H3PO2

PH3

–0,49

c) Para el fósforo en solución básica: –1,05

PO4

3 –

–1,65

–1,82

HPO32 –

Diagrama de Frost para el nitrógeno

H2PO2 –

–0,87

P4

PH3

HNO3

7 6 5

HNO2

) e l 4 o m . V ( 3 e r b i L . E

Condiciones básicas Condiciones ácidas

NH2OH N2H4

2

NO3-

NH3OH+

NO2-

1

NH3

N2H5+

0 N2

71

-1 6

5

4

3

2

1

NH4+

0 -1 -2 -3 -4

Estados de oxidación


NH4+


5) Estructu ras electró nicas y configu ración espacial de algunas sustancias

71



6) Obtención industrial del nitrógeno: Por destilación fraccionada del aire líquido (entre –195,8 y –183,0 ºC). 7) Algunas reacciones químicas del nitrógeno

a) Con metales reductores:

400ºC

3 Mg (s) + N 2 (g)

Mg3N2 (s)

Se combina con metales electropositivos dando nitruros iónicos b) Con el hidrógeno: proceso industrial de obtención de NH3. Síntesis a partir de N2(g) e H2(g). Ecuación:

N2 (g) + 3 H2 (g)

0

2 NH3 (g)

Δ H

= –46,11 kJ

Estudiando la reacción según Le Chatelier, se demuestra que esta síntesis es favorecida: i) Por el empleo de altas presiones (200 a 900 atm). ii) Por bajas temperaturas. Pero como la velocidad de la reacción está favorecida por la temperatura elevada, se contemplan las exigencias cinéticas y de equilibrio y se trabaja a una temperatura de alrededor de 500ºC. Analizar: ΔH 0 = –46,11 kJ

K P =

p2 NH p N · p3 H 3

2

2

Hay distintos métodos y según el que se use varían las condiciones de trabajo.

71



1) Haber-Bosch: Presión = 200 atm Temperatura = 550ºC Catalizador: óxidos de Fe 2) Claudé: Presión = 900-1000 atm Temperatura = 500-650ºC Catalizador de Fe 3) Casale: Presión = 600 atm Temperatura = 500ºC Catalizador de Fe 8) Óxidos y ox oácidos del nitrógeno (obtención)

a)Óxido nitroso: por calentamiento del nitrato de amonio a temperaturas no mayores que 250ºC: NH4 NO3 (s)

200ºC

N2O (g) + 2 H2O (g)

b)Óxido nítrico: se obtiene comercialmente en la primera etapa del proceso Ostwald para la obtención del HNO3, por oxidación catalítica del amoníaco en fase gaseosa.

500ºC

4 NH3 (g) + 5 O2 (g)

4 NO (g) + 6 H2O

Pt c)Ácido nítrico: industrialmente se obtiene por el proceso Ostwald. Enfriando el NO obtenido en la primera etapa y tratándolo con exceso de oxígeno se obtiene dióxido de nitrógeno.

2 NO (g) + O2 (g)

2 NO2 (g)

Y haciéndolo reaccionar con agua:

2 NO2 (g) + H2O (ℓ)

HNO3 (conc.) + HNO2 (aq)

El HNO2 dismuta (ver diagrama de Latimer):

3 HNO2 (aq)

HNO3 (conc.) + H2O ( ) + 2 NO (g)

INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 9 P-Sb-Bi

71



Propiedades Propiedades generales generales del gr upo: ver ítems 1-2-3 del TP N°8 9)Obte 9)Obtención nción i ndustr ial del del fósfor o

Consiste en la reducción del fosfato de calcio con carbón (coque) y dióxido de silicio (arena) en un horno eléctrico.

2 Ca3(PO4)2 (s) + 6 SiO2 (s) P4O10 (g) + 10 C (s)

6 CaSiO3 (s) + P4O10 (g) P4 (g) + 10 CO (g)

10)Métodos 10)Métodos industri ales ales de obtención de compuestos del fós foro

a)

Cloruros: Tricloruro Tricloruro y pentacloruro por combustión combustión de fósforo blanco en atmósfera de cloro.

P4 (s) + 6 Cl2 (g) P4 (s) + 10 Cl2 (g)

4 PCl3 (ℓ) 4 PCl5 (s)

b) Óxidos: Pentóxido, por combustión de fósforo blanco en exceso de aire. c)Ácidos: Fosfórico u ortofos o rtofosfórico: fórico: i) vía seca: combustión del fósforo blanco en exceso de aire y absorción del P 2O5 en agua. ii) vía húmeda: ataque de fosfatos con ácido sulfúrico. d)Sales: NaH2PO4 y Na2HPO4, por neutralización del ácido ortofosfórico con carbonato de sodio. Ortofosfato neutro de sodio Na3PO4: neutralización del ácido á cido fosfórico con hidróxido de sodio. Ortofosfato biácido y ortofosfato monoácido de amonio (NH4)H2PO4 y (NH4)2HPO4: acción del amoníaco gaseoso sobre el ácido ortofosfórico. Ortofosfato biácido de calcio Ca(PO4H2)2·H2O: por neutralización del ácido ortofosfórico con cal viva(CaO). viva(CaO). Ortofosfato monoácido de calcio Ca(PO4H)·2H2O: por neutralización del ácido ortofosfórico con caliza (CaCO3). e)Abonos fosfatados:

71



En general son productos obtenidos por acción de ácidos sobre minerales de fósforo (fosfatos). Comprenden tanto a los fosfatos como a las sales derivadas del ácido empleado. Superfosfatos: ataque de fosfatos minerales con ácido sulfúrico. Superfosfatos dobles: ataque de fosfatos minerales minerales con ácido fosfórico. Abonos nitrogenados: ataque de fosfatos minerales con ácido nítrico. Abonos calcinados: calcinación de fosfatos minerales con cal, arena y carbonato de sodio.

INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 10 Grupo 14 A.1) Propi Pro pi edades edad es genera ge nerales les de la c olum ol umna na .

Los elementos de grupo IV A son el carbono, silicio, germanio, estaño y plomo. No presentan tendencia a ganar cuatro electrones para adquirir la configuración del gas inerte, excepto el carbono en los carburos iónicos. En cambio todos presentan enlaces covalentes de hidruros XH4 y en lo s tetracloruros XCl4. Estas moléculas son tetraédricas tetraédrica s y por lo tanto el átomo ccentral entral presenta hibridación sp 3. La formación del enlace covalente de este tipo, se presentan fundamentalmente en los compuestos de carbono y silicio pero los elementos de mayor peso atómico originan iones positivos; de esta manera los tetrafloruros de carbono, silicio y germanio son moleculares mientras que el SnF4 y el PbF4 presentan propiedades salinas. TABLA I Elemento

1 s

Configuraciones Configuraciones electrónicas 2 3 4 s p s p d s p d f

Carbono

2

2 2

Silicio

2

2 6

2

Germanio

2

2 6

2 6 10

2 2

Estaño

2

2 6

2 6 10

2 6 10

2

2

Plomo

2

2

2

2 6 10 14

2

6 10

6

5 6 s p d f s

p

2

6 10

2) Regularidade Regularidadess dentro del grupo El alumno debe completar la siguiente tabla.

71


2

2


TABLA II Símbolo

PROPIEDADES PERIÓDICAS Si Ge Sn

C

Pb

Nombre Nro Atómico Masa atómica Relativa Configuración Electrónica 1ª Energía de Ionización (Kcal./mol) Electronegatividad Punto de Fusión (ºC) Punto de Ebullición (ºC) Este grupo presenta una variación va riación marcada en sus propiedades no-metálicas a metálicas, a medida que aumenta el número atómico. De esta manera, el C tiene propiedades no metálicas, el Si y el Ge son semiconductores, mientras que el Sn y el Pb son considerados metales. El Carbono presenta una diferencia marcada con los restantes miembros del grupo; tiene la propiedad de unirse por enlaces covalentes con otros átomos de carbono formando caden cadenas; as; como además forma enlaces muy estables con el H, O, S, N, halógenos, etc.; esto da origen a un número de compuestos compuestos que se estudian en la Química Orgánica. B.3) Estados Estados d e oxidación

Los estados de oxidación oxidación más usuales usuales son +2 y +4. A medida medida que se se desciende en la columna crece la estabilidad del estado de oxidación oxidación +2. TABLA III ELEMENTO C

ALGUNOS ALGUNOS COMPUESTOS COMPUESTOS OXIDO – iones en solución N O +2 C O (neutro)

Si

Ge

GeO (anfótero) (anfó tero) GeO22-(germanito)

N.O. +4 CO2 (ácido) CO3, HCO3-

Hidruros CH4 y otros

SiO2 (débilm.ácido) SiO32-, SiO44Si2O76-

SiH4 y otros

GeO2 (débilm ácido) GeO32-, GeO44(germanatos)

GeH4 y otros

71



Sn

Sn (anfótero) SnO22-(estannito) Sn2+

SnO2(déb.ácido) SnO32-, Sn(OH)6 2-

SnH4

Pb

Pb (anfótero) PbO22-(plumbito) Pb2+

PbO2 (déb.ácido) PbO32-, Sn(OH)6 2-

PbH4

4) Propiedades físicas de las sust ancias simples

El carbono existe en formas cristalinas y amorfas. Entre las cristalinas están el diamante, grafito y fullerenos. En el diamante, cada átomo de carbono se encuentra entrelazado de forma covalente a otros cuatro átomos de carbono distribuidos tetraédricamente; la estructura es por lo tanto la de un “cristal atómico” o red tridimensional. En el cristal del grafito, los átomos de carbono están ordenados en hojas de hexágonos regulares. Forman una red covalente bidimensional. El otro elemento del grupo IV A que presenta alotropía es el estaño que existe en tres formas sólidas. Estaño gris 13,2ºC estaño blanco 161 ºC (tipo diamante) (tetragonal)

estaño frágil (rómbico)

Diagramas de Látimer

En disolución ácida:

Sn4+

+ 0,15

PbO2

+ 1,455

Sn2+

- 0,136

Sn

Pb2+

-0,126

HSnO2-

- 0,91

Pb

En disolución básica:

Sn(OH)6 PbO2

- 0,93

+ 0,28

PbO

- 0,54

Sn Pb

Diagrama de Frost para el Sn y el Pb

71



3 ) e l o m . V ( e r b i L . E

PbO2

2 1

Sn4+

0 -1

Pb2

Pb,Sn

Sn2 5

4 3 2 1 Estados de Oxidación

0

-1

5) Características químicas de los elementos.

Ecuación general M=Si, Ge, Sn y Pb y C solamente si se lo indica específicamente. Observaciones M + 2X2 MX4 Con los halógenos. El Pb forma PbI2 y los compuestos inestables PbBr 4 y PBCl4. M + O2

MO2

Con el C, Si, Ge, Sn y Pb. El Pb da PbO y Pb3O4.

M + 2S

MS2

El Pb da PbS.

M + 2 H+

M2+ + H2

Sólo con el Sn y el Pb.

3 M + 4 HNO3 (aq)

M + 2OH-(aq) + H2O(l)

3MO2(aq) + 4NO (g)+ 2H2O(l)

MO32-(aq)

+ 2H2 (g)

Con el C, Si, Ge y Sn especialmente con los dos últimos. El Pb da Pb2+. Con el Si y Ge. El Sn y el Pb dan MO22lentamente.

71



6) Algunas estruc turas electr ónicas

7) Características de algunos compuestos

a) Hidruros Forman hidruros volátiles de fórmula general MH 4. Para el carbono se conocen una enorme cantidad de compuestos con el nombre genérico de hidrocarburos. Tanto para el Si como para el Ge se conocen varios hidruros de tipo MnH 2n+2 , es decir compuesto a que desde un punto de vista formal son análogos a los hidrocarburos, de la parte del metano; se denominan silanos y germanos, prefijos para indicar el número de átomos de Si y Ge que se encuentran en la molécula. Ej: SiH4, Si2H6 (disilano), Si3H8 (trisilano) Ge2H6, Ge3H8, etc. b) Haluros Se conocen todos los haluros de fórmula general MX4 excepto el PbBr 4; esto se atribuye a las propiedades fuertemente oxidantes del Pb(IV) que convertiría al Br - y al I- en el halógeno libre. Puede obtenerse PbCl4 tratando PbO2 con HCl concentrado y frío. PbO2(s) + 4 HCl PbCl4(s)

frío

ø

2H2O(l) + PbCl4(s) líq.amarillo inestable

PbCl2(s) +Cl2(s) . El PbCl2(s) es poco soluble en agua .

71



Los tetrafluoruros de C, Si y Ge son gaseosos a temperatura ambiente, mientras que el SnF4 y el PbF4 son sólidos. Los otros tetrahaluros son generalmente líquidos volátiles o sólidos de bajo punto de fusión. Se conocen haluros complejos:[Ge F6]2- [Ge F6]2- ,[PbCl6]2-, [PbBr 6]2-,etc. El [SnF6]2-, se obtiene por hidrólisis del SiF4. SiF4(s) + 2H2O(l) SiF4(s) +2 F-

SiO2 + 4 HF(aq) [SnF6]2-(aq)

Oxidos Los monóxidos de fórmula MO tienen las siguientes propiedades: el CO es neutro y los monóxidos de Ge, Sn y Pb son anfóteros aumentando sus propiedades básicas a medida que aumenta el número atómico del elemento. El carbono es el único que presenta un subóxido de fórmula C3O2. Los dióxidos MO2, presentan propiedades débilmente ácidas El Pb forma tres óxidos de importancia: el PbO, litargirio de color amarillo, el PbO2 marrón oscuro y el Pb 3O4, minio de color rojo. El Pb3O4(s) puede considerarse como un óxido de valencia mixta (PbII)2 PbIVO4 Ej: tratándolo con HNO3 diluído: Pb3O4 (s) + 4 HNO3 (aq)

2 Pb(NO3)2 (aq) + PbO2 (s) +2 H2O (l)

Dióxido de carbono. Obtención y propiedades Se lo puede obtener:

a) Como producto de las combustiones ordinarias. b) Los carbonatos normales (excepto los del sodio, potasio, rubidio, cesio y bario) se descomponen por el calor y desprenden CO2. CaCO3(s)

ø

CaO(s) +CO2(g)

c) Por acción de los ácidos sobre los carbonatos 2 H+ (aq) + CO32- (aq)

H2CO3 (aq)

CO2(g)+ H2O(l).

El CO2 es un gas incoloro moderadamente soluble en agua. Se lo utiliza para extinguir incendios.

INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 11 Grupo 13

71



A.1) Propiedades generales de l grupo 13

El grupo III A comprende los siguientes elementos: boro, aluminio, galio, indio y talio. La configuración electrónica externa es ns 2np1, presentando un número de oxidación máximo de +3, aunque presentan número de oxidación +1 a medida que se desciende por la columna.

TABLA 1 – CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Elemento 1 s

2 s p

3 s p d

4 s p d f

Boro Aluminio Galio Indio Talio

2 2 2 2 2

2 2 2 2

2 1 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10

2 2 2 2 2

1 6 6 6 6

1 6 10 6 10 6 10

5 s p d

6 s p

2 1

2 ) Regularidades dentro del grupo

El boro presenta propiedades semimetálicas mientras que en el resto del grupo se van intensificando las características metálicas. El átomo de boro es el de menor tamaño, el que posee energía de ionización más elevada y estas razones determinan que no existan compuestos con cationes B3+, entrando en cambio en combinación por compartición de electrones. Se analizarán las propiedades químicas del grupo del boro. El alumno debe completar la siguiente tabla:

TABLA II Símbolo

PROPIEDADES PERIÓDICAS Al Ga In

B

Nombre Nro Atómico Masa atómica Relativa

71


Tl


Configuración Electrónica 1ª Energía de Ionización (Kcal./mol) Electronegatividad Radio Atómico (A) E° (Volts) para X→X3++3e-

+1,66

+0,53

+0,34

-0,72

Punto de Fusión (ºC) Punto de Ebullición (ºC) B). Algunos compuestos

a) Hidruros Tanto el boro como el aluminio, forman hidruros covalentes. El BH 3 no ha podido ser preparado, pero se conocen una serie de hidruros que llevan el nombre general de boranos: B 2H6 (diborano), B4H10, B5H9, B5H11, B6H10 y B 10H14. Todos estos compuestos poseen elevadas energías de combustión: en especial el B 2H6 (gas), el pentaborano B5H9 (líq.) y el B10H14 (sólido) presentan interés como combustible de cohetes. El aluminio forma un hidruro sólido polimerizado de fórmula (AlH3)n de estructura poco conocida. Se ha preparado un grupo de hidruros complejos de boro y aluminio de propiedades reductoras útiles en la industria y en la investigación: Na [BH 4], tetrahidroborano de sodio, Li [AlH4], tetrahidroaluminato de litio.

Estructuras del BH4 - y AlH4-

71



b) Halogenuros El boro forma los cuatro haluros de la forma BX 3, todos son moléculas gaseosas covalentes, triangulares planas. Se hidrolizan dando ácido ortobórico: BX3 + 3 H2O → H3BO3 + 3 HX ( X: Cl, Br o I) BF3 + 3 H2O → H3BO3 + 3 H [BF4 ] tetrafluoroborato de hidrógeno El aluminio también forma los cuatro haluros, siendo el fluoruro el único iónico. El cloruro, bromuro e ioduro se presentan en la fase gaseosa y en solventes no polares como dímeros de la fórmula Al 2X6. La estructura es la siguiente:

c) Compuestos oxigenados El óxido bórico, B2O3, se obtiene por la combustión del boro en oxigeno o por deshidratación del ácido ortobórico, H3BO3. Este es un ácido muy débil( Ki= 6.10-10). En el proceso de deshidratación se obtiene ácido metabórico, HBO 2, y ácido tetrabórico, H2B4O7 (pirobórico). 100 C°

4 H3BO3

4HBO2 + 4 H2O Φ

4HBO2

H2B4O7 + H2O Al rojo

H2B4O7

2 B2O3+ H2O

Se conocen las correspondientes sales. El óxido de aluminio, Al2O3 , se obtiene ya sea calentando el metal en presencia de aire o por deshidratación de los óxidos hidratados. Es un óxido anfótero que se disuelve en ácidos y en álcalis.

Al2O3 + 6 OH -

2 Al3+ + 3 H2O

71



Al2O3 + 2 OH - + 3 H2O

2 [Al (OH)4] - ion tetrahidroxoaluminato

Como es previsible, debido al anfoterismo de su óxido, el aluminio se disuelve en ácidos y en bases con desprendimiento de hidrógeno. Las ecuaciones iónicas son: 2 Al + 6 H + 2 Al + 2 OH - + 6 H2O

2 Al3+ + 3 H2 2 [Al (OH)4] - + 3 H2

En solución acuosa, la mayor parte de las sales de aluminio son ácidas debido a la hidrólisis del catión Al 3+; en realidad este catión se encuentra hidratado con seis moléculas de agua: [Al (H2O) 6]3+. Cuando se disuelve cloruro de aluminio en agua, la solución se vuelve buena conductora de la electricidad, a diferencia del cloruro anhidro fundido. La siguiente ecuación explica el cambio en el comportamiento: Al2Cl6 + 12 H2O

2 [Al (H2O) 6]3+ + 6 Cl –

Los cationes aluminio se hidrolizan de ahí que la solución acuosa sea ácida. Al (H2O) 6]3+ + H2O

[Al (H2O) 5 (OH)]2+ + H3O + Ión hidroxopentaacuoaluminio

INTRODUCCION TEORICA AL TRABAJO PRÁCTICO N° 12 “Compuestos de Coordinación” Existe una amplia clase de sustancias, llamadas compuestos de adición, en las que dos o más compuestos, capaces de existir independientemente, se unen entre sí en proporciones estequiométricas definidas. Si el compuesto de adición se descompone en sus iones componentes al ingresar en un medio acuoso, se denominan sales dobles , por ejemplo: la Carnalita KCl.MgCl2.6H2O se encuentran K+, Cl- y Mg2+ ; sin embargo en el caso del Ferrocianuro de Potasio Fe(CN) 2.4KCN, se esperaría encontrar Fe2+ , CN- y K + pero se hayan pruebas evidentes de una entidad más compleja que responde a la formula [Fe(CN)6]4-. Las sustancias de este tipo son llamados compuestos complejos o de coordinación .

71



La presencia de un grupo o un ión complejo puede detectarse por una serie variada de procedimientos, aprovechando propiedades tales como color, actividad óptica, absorción, solubilidad, potencial de reducción y otras propiedades análogas. Una de las propiedades más importantes es la estabilidad termodinámica con respecto a su disociación en un ambiente determinado, la cual esta caracterizada por la constante de formación del complejo. Por ejemplo, en el caso del complejo tetraamíncobre (II): Cu2+(ac) + 4 NH3(ac) ↔ [Cu(NH3)4 ]2+(ac) 2+

[Cu(NH3)4 ]

Kf = 2+

4

[Cu ] [NH3]

Kf = 1,1 1013 (a 25ºC) Esta constante depende de: la temperatura, la naturaleza del disolvente, la naturaleza del ión metálico y de la naturaleza y número de los ligantes. Ligantes y complejos de coordinación Un complejo es una especie formada por un átomo o catión central (metal) y n ligantes que tienen existencia química significativa y que se forma a través de una reacción química que puede ocurrir en condiciones de trabajo de laboratorio. Es condición indispensable que el ligante sea una base de Lewis (que tenga un par disponible de electrones) Los ligantes que se unen al metal mediante un solo sitio (un sitio equivale a un par de electrones) se llaman monodentados y los que se unen por más de un sitio a la vez reciben el nombre de polidentados . Los complejos formados por un ión metalico y ligantes polidentados reciben el nombre de quelatos . El número de coordinación de un ión metálico en un complejo es el número de sitios a los que se coordina y no coincide necesariamente con el número de ligantes.

Ligantes

Clasificación

Complejo

NH3

Monodentado

[Co(NH3)63+]

Amino

3+

6

2+

4

4+

6

3+

6

ión h examincobalto(III)

CNCianuro

Monodentado

NH3 Cl-

Monodentados

[Ni(CN)4]2ión tetracianoniquelato(II)

amino cloruro

H2N-CH2-CH2-NH2

N0 de N0 de oxidación coordinación

[Pt(NH3)4Cl2]2+ ión diclorotetraminplatino(IV)

Bidentado

[Co(en)3]3+ 71



etilendiamino(en)

ión trisetilendiamincobalto(III)

C2O42-

[Cu(C2O42-)]2-

Bidentado

Oxalato

2+

4

ión b isoxalocuprato(II)

Nomenclatura de los compuestos de coordinación La IUPAC ha adoptado una serie de reglas para nombrar los compuestos de coordinación, que se basan en la Teoría de Werner. Algunos ejemplos para nombrar ligantes son:

Molécula



Nombre

Nombre como ligante

Nombre

Nombre como ligante

amoníaco

amino

cloruro

cloro

agua

acuo

cianuro

ciano

monóxido de carbono

carbonilo

hidróxido

Hidroxo

fosfina

fosfina

nitrito

Nitrito

óxido de nitrógeno

nitrosilo

nitrito

Nitro

Ion

Los átomos subrayados son dadores de electron es

Los complejos son esenciales en muchos aspectos tanto de la vida (p.e.: la hemoglobina es un complejo de hierro encargado de llevar oxígeno a las células) como de la química, ya sea de la química a nivel industrial, como así también de la química analítica debido a que la formación de complejos metálicos frecuentemente está acompañada de cambios de color. Colores de algunos complejos de cromo(III)

[Cr(OH2)4Br 2]Br [Cr(OH2)6]Br 3 [Cr(OH2)4Cl2]Cl [Cr(NH3)6]Cl3

[Cr(CON2H4)6][SiF6]3 [Cr(NH3)5Cl]Cl2 [Cr(NH3)4Cl2]Cl [Cr(OH2)4Cl2]Cl

Verde Azul grisáceo Verde Amarillo

Aplicaciones

71


Verde Púrpura Violeta Verde


A nivel industrial: además de ser utilizados como pigmentos muchos complejos funcionan como catalizadores posibilitando o facilitando la realización de ciertas reacciones que de otra manera serían imposibles de realizar, ya sea por su alto costo como por sus impedimentos termodinámicos, siendo de esta manera imprescindibles para esas industrias. Un ejemplo de esto es la utilización de un complejo de aluminio y titanio llamado “catalizador de Ziegler-Natta” para la polimerización del etileno a bajas presiones, lo que nos permite tener infinitos artículos de uso cotidiano de polietileno a bajo costo. 

En el ámbito de la química analítica: se utilizan complejos tanto como indicadores de la presencia de ciertos iones como también para la separación de ciertos iones metálicos. Un claro ejemplo de esto es el ligando EDTA o ácido etilendiaminotetraacético utilizado en la práctica de aguas, que forma complejos de gran estabilidad con el calcio y el magnesio entre otros. Otro ejemplo son los indicadores metalocrómicos como el negro de ericromo T (NET) y la murexida, que son moléculas que forman complejos coloreados con los iones metálicos que tienen un color diferente al del indicador libre, evidenciando la presencia del metal. 

Complejos Amoniacales La mayoría de los hidróxidos metálicos son insolubles en agua pero algunos se disuelven en exceso de amoníaco formando complejos amoniacales. Las excepciones son los cationes de los metales del Grupo IA y los miembros más pesados del Grupo IIA. Ejemplos:

↔ Co(OH)2 (s) + 6 NH3 ↔ Cu(OH)2 (s) + 4 NH3

[Cu(NH3)4 ]2+ + 2 OH[Co(NH3)6 ]2+ + 2 OH-

NOTA: Repasar redisolución de hidróxidos poco solubles, con exceso de base (ej, Al(OH)3), o de amoníaco (ej, Ni(OH)2).

71


QUIMICA INORGÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio _

TRABAJO PRÁCTICO N° 1: Tabla Periódica a. b. c. d. e.

Observación de la reactividad de los metales del grupo I y II A Acidez de soluciones acuosas Cuarto período. Precipitación de hidróxidos. Valencias ácidas y básicas. Poder oxidante de ácidos fuertes

Drogas, solucion es y material a utilizar

a) Drogas y soluciones Agua amoniacal Cloruro de sodio Carbonato de sodio Ácido sulfúrico 1M Sodio Potasio Calcio Magnesio Cloruro de Magnesio(II) Cloruro de Aluminio(III) Cloruro de cromo (III) Solución de cloruro de bario (II) 1% Granallas de cobre Solución de fenolftaleína Indicador universal

Ácido sulfúrico concentrado Ácido clorhídrico 50% Ácido sulfúrico 50% Ácido nítrico 50% Ácido fosfórico 50% Solución de sulfato de cobalto (II) 0,03 M Solución de sulfato de manganeso (II) 0,03M Solución de sulfato de níquel (II) 0,03 M Solución de sulfato de hierro (II) 0,01 M Solución de hidróxido de sodio 0,03 M Alumbre de cromo (III) 0,03 M Solución de hidróxido de sodio 2 M Solución de dicromato de potasio 0,03 M Solución de permanganato de potasio Solución de sulfato de Cobre (II) 0,03M

b) Elementos de laboratorio Tubos de ensayo Mechero Erlenmeyers Pipeta Papel de filtro Varilla de vidrio

Papel de tornasol Vasos de precipitados Espátulas Gafas de seguridad

PARTE EXPERIMENTAL Experimento N°1 - Reactividad de los met ales del grup o I y II A

Nota: debido a la gran reactividad del Na y K la realización de la práctica estará a cargo del docente por lo menos para estos dos elementos. Usar vasos de precipitados con abundante agua


QUIMICA INORGÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio _ Procedimiento : Se toman dos vasos de precipitados y se introduce un trozo muy pequeño de Na en uno de ellos y de K en el otro. Observar. Agregar gotas de fenolftaleina y anotar las conclusiones 2 Na(S) + 2 H2O 2 K (S) + 2 H2O

 2 NaOH(ac) + H2(g)  2 KOH(ac) + H2(g)

a) ¿qué color tiene la solución y por qué?

b) ¿cuál es el más reactivo y por qué?

Tomar otros dos vasos de precipitados y agregar ahora un trozo pequeño de Ca y Mg respectivamente. Observar (calentar si es necesario para lograr la disolución) Ca(S) + 2H2O Mg(S) + 2H2O

 Ca(OH)2(ac) + H2(g)  Mg(OH)2  + H2(g) lenta en frío y rápida en caliente

a) ¿es posible establecer una relación entre las reactividades de los cuatro elementos frente al proceso de disolución? b) ¿cómo aumenta o disminuye la reactividad en un período?¿y en un grupo?

Experimento N° 2 - Acidez de solucio nes acuosas

Procedimiento: - Se toman cuatro tubos de ensayo y se agrega 1 cm3 de solución de NaCl, MgCl 2, AlCl 3 y Na2CO3 respectivamente - Se coloca indicador universal en cada tubo (una gota) y se observa el color de la solución del tubo. Comparando con la escala de colores: a) ¿cuál es la más ácida? ¿por qué?


QUIMICA INORGÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio _ b) ¿Es posible determinar una periodicidad en la acidez de las soluciones de estas sales? ¿cuál sería? Experimento N° 3 - Cuarto período. Precipitación d e hidróx idos

Procedimiento 1° paso: tomar diez tubos de ensayo tubos 1 y 2: solución de sulfato de manganeso (II) 0,03 M en el tubo 1 colocar 10 cm3 en el tubo 2 colocar 5 cm3, para ser utilizado como testigo tubos 3 y 4: solución de sulfato de hierro (II) 0,01 M en el tubo 3 colocar 10 cm3 en el tubo 4 colocar 5 cm3, para ser utilizado como testigo tubos 5 y 6 : solución de sulfato de cobalto (II) 0,03 M en el tubo 5 colocar 10 cm3 en el tubo 6 colocar 5 cm3, para ser utilizado como testigo tubos 7 y 8 : solución de sulfato de níquel (II) 0,03 M en el tubo 7 colocar 10 cm3 en el tubo 8 colocar 5 cm3, para ser utilizado como testigo tubos 9 y 10: solución de sulfato de cobre (II) 0,03 M en el tubo 9 colocar 10 cm3 en el tubo 10 colocar 5 cm3, para ser utilizado como testigo 2° paso: agregar gota a gota, en los tubos 1, 3, 5,7 y 9 solución de NaOH 0,03 M hasta la aparición de precipitado, anotar la cantidad de gotas utilizadas en cada tubo y agregar cinco gotas más para una mejor apreciación del precipitado Comparar los tubos con los testigos y las gotas utilizadas de NaOH en cada caso. Escribir las ecuaciones correspondientes a cada tubo 2+

-

2+

-

 Mn(OH)2 (S)

Tubo 1: Mn + 2OH

blanco

Tubo 3: Fe

+ 2OH

 Fe(OH)2 (S) Verde gelatinoso

2+

-

Tubo 5: Co + 2OH

 Co(OH)2(S)

Al hidratarse se vuelve rosa. Luego se oscurece por formación del Co(OH)3

Azul (anhidro)

Tubo 7: Ni

2+

-

+ 2OH

2+

-

 Ni(OH)2 (S) Verde claro gelatinoso

Tubo 9: Cu + 2OH

 Cu(OH)2(S) Azul gelatinoso

Experimento N° 4 - Características ácidas y básicas de algunos metales de transición


QUIMICA INORGÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio _ Alumbre: Familia

de compuestos formados por la combinación del anión Sulfato (VI) con un catión monopositivo (cualquiera de los alcalinos, excepto litio, o amonio) y un catión tripositivo (Al, Fe, Cr) hexahidratado. Su fórmula gral. es M+[ Me(H2O)6]3+ (SO4)2.6H2O o también MMe(SO4)2 . 12H2O Procedimiento: Tomar cinco tubos y agregar en cada uno 1cm3 de solución (Cr ó Mn) y gotas del reactivo: Tubo 1 : alumbre de cromo + NaOH ( muy lentamente) Tubo 2 : K2CrO4 + NaOH Tubo 3 : CrCl 3+ Na2CO3 Tubo 4 : K2CrO4+BaCl2 Tubo 5: K2CrO4 +HCl color NaOH Comparar las características de las valencias superiores de los metales de transición tomar nuevamente tubos y agregar en cada uno: tubo 1: KMnO4 + NaOH tubo 2: MnSO4 + NaOH Observa y escribir conclusiones sobre la acidez y basicidad de cada elemento. Tubo 1: K[Cr(H2O)6](SO4)2.6H2O Cr 3+ + 3OH-  Cr(OH)3 (S) + OH-(ac)  [Cr(OH)4]-(ac) o

gota a gota (verdoso)

gris verdoso

exceso

Tubo 2: K2CrO4(ac) + NaOH(ac)  CrO42-

amarillo

tetrahidroxocromato (III)

CrO2-. 2H2O cromito

el ion cromato (VI) es estable en 1/2 básico

Tubo 3: 2CrCl3(ac) + 3Na2CO3 (S) + 3H2O  2Cr (OH)3 (S) + 6NaCl (ac) + 3CO2 (g) Tubo 4: K2CrO4 (ac) + BaCl2 (ac)  BaCrO4 (S) + 2KCl(ac) amarillo

Tubo 5: 2 K2CrO4(ac) + 2 HCl(ac)  K2Cr 2O7(ac) + 2 KCl + H2O  Cr 2O72- + H2O 2 CrO42- + 2H+ Kc = 4,2.1014 Amarillo

anaranjado

Tubo 6: KMnO4(ac) + NaOH(ac)  no hay reacción química Tubo 7: MnSO4(ac) + 2 NaOH(ac)  Mn(OH)2 (S) + Na2SO4(ac) blanco

DISPONER LAS SOLUCIONES QUE CONTIENEN CROMO EN EL RECIPIENTE ROTULADO PARA ESE FIN


QUIMICA INORGÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio _ Experimento N° 5. Poder oxidante de ácidos fuertes

Esta experiencia por seguridad debe realizarse en campana. Tomar cuatro tubos y agregar en cada tubo una granalla de Cu y 1cm 3 de solución de: Tubo 1: HCl al 50% Tubo 2: H3PO4 al 50% Tubo 3: H 2SO4 al 50% Tubo 1: HNO3 al 50% Observar y discutir el poder oxidante de cada ácido. Ordenar de acuerdo al poder oxidante. Repetir el procedimiento calentando cuidadosamente (demostrativo, realizar en campana). Tubo 1: Tubo 2: Tubo 3: Tubo 4:

HCl (ac) + Cu(S)  No ocurre reacción H3PO4(ac) + Cu(S)  No ocurre reacción H2SO4(ac) (50%) + Cu(S)  No ocurre reacción 8 HNO3(ac) + 3 Cu(S)  3Cu(NO3)2(ac) + 2NO(g) + 4 H2O



TRABAJO PRÁCTICO N° 2: Hidrógeno, Oxígeno y Oxidos Hidrógeno (Hidrógeno y sus compuestos)

PARTE EXPERIMENTAL Objetivos: a. Observación del poder reductor del hidrógeno. b. Preparación de los hidruros no metálicos (HCl y NH3) y observación de sus propiedades Drogas, soluciones y material a utili zar

a) Drogas y soluciones Agua amoniacal Cloruro de sodio Cloruro de amonio Óxido de calcio Oxido cúprico diluido Solución de fenolftaleína

Ácido sulfúrico 1M Ácido clorhídrico 50% Ácido sulfúrico concentrado Zinc en granallas Solución de permanganato de potasio

b) Material de laboratorio Tubos de ensayo Mechero Erlenmeyers Pipeta Papel de filtro Varilla de vidrio

Tubos de vidrio Papel de tornasol Vasos de precipitados Espátulas Gafas de seguridad

Experimento N°1 - Propiedades reductoras del hidrogeno. (Demostrativa)

Objetivo: Visualizar las propiedades reductoras del hidrógeno molecular Zn(S) + H2SO4 (ac)  ZnSO4 (ac) + H2 (g) CuO(s) + H2 (g)

Ø

Cu (s) + H2O (g)

negro

rojizo

Procedimiento Limpiar escrupulosamente, un tubo de ensayo. 1



Introducir en él aproximadamente 1,5 gramos de oxido cúprico y pesar el conjunto. Armar el aparato de la figura conteniendo en el generador 15 gramos de cinc y 10 cm3 de agua. Agregar 30 cm3 de ácido sulfúrico diluido y, unas gotas de solución de sulfato de cobre si la reacción no progresa con el ritmo deseado. Comenzar a calentar moderadamente el tubo que contiene el oxido cúprico. A medida que la reacción progresa, se forman pequeñas gotas de agua que condensa a lo largo del tubo. Deben ser eliminadas, para ello, se flamea con el mismo mechero toda la longitud del tubo. El calentamiento se mantiene hasta que visualmente se observa que la muestra inicial, negra, se ha reducido a cobre metálico rojo, y aun unos 10 minutos más. Finalmente se suspende el calentamiento pero se permite que siga pasando hidrogeno hasta que el tubo este completamente frío. Se retira el tubo de reducción conteniendo el cobre y se pasa el sólido a un vidrio de reloj para observar.

Experimento N° 2: (Recoger el hidrógeno del generador preparado para la experiencia anterior, un tubo por mesada de trabajo)

Objetivo: Comparar las propiedades reductoras del hidrógeno molecular y del hidrógeno naciente. Preparar 2 tubos de ensayos con 3 cm3 de solución de permanganato de potasio diluido y 5 gotas de solución de ácido clorhídrico al 50 %. En uno de los tubos de ensayos sumergir durante unos minutos el tubo de desprendimiento del generador de hidrógeno y observar. En el segundo tubo agregar una pequeña granalla de Zn. Interpretar mediante ecuaciones químicas balanceadas el fenómeno observado. Tubo A: 2KMnO4 (ac) + 6HCl(ac) + 5H2 (g)  2MnCl2 (ac) + 8H2O + 2KCl(ac) púrpura rosa tenue Tubo B: KMnO4 (ac) + 3HCl(ac) + 5H (ac)  MnCl2 (ac) + 4H2O + KCl(ac)

h. ox. H  H+ + eEºox = 2,10 V h. red. MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O Eºred = 1,52 V a su vez también ocurre: H + H

→

H2 (g)

La vida media del hidrógeno atómico es 0,5 seg. H es un radical y por eso altamente reactivo (agente reductor).

2



Experimento N° 3:

Objetivo: Observar las propiedades de algunos hidruros de no-metales. 3a). En un tubo de ensayo limpio y seco colóquese aproximadamente 0,1 gramo de cloruro de sodio (sal común) y agréguese 1 cm 3 de H2SO4 conc.(18 M). a) Obsérvese el color del gas formado b) Sople sobre la boca del tubo de ensayo c) Examine el gas con papel tornasol humedecido con agua destilada d) Examine el gas acercando a la boca del tubo un papel de filtro humedecido con agua amoniacal e) Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas, si las hubiere, correspondientes a la preparación del gas, y a la reacción que tiene lugar en (d) 2 NaCl (s) + H2SO4 (c) → 2 HCl (g) + Na2SO4 (s)

f) Escriba la formula electrónica punteada del cloruro de hidrógeno y explique que cambio tiene lugar en su estructura al disolverse en agua.

3b) Haga una mezcla de aproximadamente partes iguales (1 punta de espátula pequeña) de cloruro de amonio (o sulfato de amonio) y oxido de calcio (o hidróxido de calcio) en un tubo de ensayo y caliente suavemente observando con cuidado el color y el olor del gas desprendido. Examine el gas: a) con papel de tornasol humedecido en agua destilada b) con una tirita de papel de filtro humedecido con HCl (ac) y, c) con una tirita de papel de filtro humedecido en una solución de fenolftaleína. a) Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas si las hubiere correspondientes a las reacciones involucradas. 2 NH4Cl (s) + CaO (s) Ø→ 2 NH3 (g) + CaCl2 (s) + H2O

b) Escriba la formula electrónica punteada del hidruro gaseoso preparado y explique los cambios que tienen lugar al disolverse en agua.

Plantear y resolver ¿Qué volumen de amoníaco gaseoso se obtendrá a 25°C y 740mm Hg si se trata 0,1 gramo de sulfato de amonio con un exceso de hidróxido de calcio?

3



Oxígeno Parte experimental Objetivos:

c. Obtención de oxígeno molecular en laboratorio. d. Estudio de sus propiedades. Drogas, solucio nes y material a utilizar

a) Drogas y soluciones peróxido de bario nitrato (V) de sodio clorato (V) de potasio cinta de magnesio dióxido de manganeso agua oxigenada (10 vol) fósforo rojo agua destilada b) Material de laboratorio tubos de ensayo Pyrex (o similar) mechero papel de tornasol balón trípode tubo de desprendimiento tela de amianto tubo de seguridad espátula vidrio de reloj astillas de madera tapón de corcho/goma varilla de vidrio 3 frascos de 250 cm vaso de precipitado gafas de seguridad pinza de crisol 1) Preparación de oxigeno: 1. a) Tomar tres tubos de ensayos (Pyrex). Introducir en cada uno una punta de espátula de: Tubo 1: peróxido de bario Tubo 2: nitrato de sodio Tubo 3: clorato de potasio Calentarlos a fuego directo. Probar en cada caso la presencia del oxigeno acercando una astilla en ignición a la boca del tubo.

Nota: en el caso del nitrato de potasio y el clorato de potasio seguir calentando luego de la fusión de las sustancias un poco más. Observaciones: 4



Tubo 1: Tubo 2: Tubo 3:

Ecuaciones: Tubo 1: 2BaO2

(S)





2BaO(S) + O2 (g)

Tubo 2: 2 NaNO3(S)  2NaNO2(S) + O2 (g) Tubo 3: 2KClO3(S)

2KClO3 (l)  2KCl(S) + 3 O2 (g) 357°C 380°C 



Tf KCl = 776 ºC

1b) Reacción catalítica del dióxido de manganeso

Ensayar la influencia del Dióxido de manganeso en la descomposición del Clorato de potasio de la siguiente manera: Fundir alrededor de 1 g de KClO3 en tubo de ensayo, retirar de la llama y añadir inmediatamente con una espátula, alrededor de ¼ g de MnO2. Observaciones: Ecuación: 2 KClO3 (l)   2 KCl (S) + 3O2 (g) MnO2

El MnO2 acelera esta reacción, debido a la estabilidad termodinámica de los halogenuros producidos (halogenuros de alcalinos, alcalinotérreos y de plata).

2 ) Estudio de las pr opiedades del oxigeno 2. a) Montar el aparato de acuerdo al esquema, verificar su cierre. Llenar dos frascos de 250cm3 con agua. Taparlos con una placa de vidrio. Agregar en el matraz unos 100 cm3 de agua oxigenada (de 10 volúmenes) y luego, alrededor de 2 g de MnO2 desleídos en 10 cm3 de agua por el tubo de seguridad. Desperdiciar las primeras burbujas de O2 producido. Posteriormente, llenar los dos frascos con oxigeno. Cuando dentro de cada frasco quede todavía un poco de agua, retirar el tubo de salida, poner sobre la boca del tubo un tapón y colocarlo sobre la gradilla.

5



Observaciones: Ecuaciones: 2H2O2 (aq)



MnO2

2H2O(l) + O2 (g) ¡1solo generador!

2 b) Tomar con la espátula una cantidad de fósforo rojo igual a la cabeza una cerilla. Quemar en el mechero e introducirla en un tubo con oxígeno. Comparar el brillo del fósforo que quema en oxígeno con el que quema en aire. Terminada la reacción agregar agua, agitar y tomar reacción al tornasol.

Observaciones:

Ecuaciones: P4 (S) (Ø) + 5O2(g)  P4O10 (S) humos blancos P4O10 (S) + 6H2O  4H3PO4 (ac) 2. )Tomar con la pinza de crisol un trozo de cinta de Mg y ponerlo en contacto con la llama hasta que comience la ignición. Arrojarlo rápidamente dentro del recipiente con oxigeno. Terminada la reacción agregar agua, agitar y tomar reacción al tornasol. Observaciones: 6



Ecuaciones: Mg(S) (Ø)+ O2(g)  MgO(S) humos blancos MgO(S) + H2O  Mg(OH)2 (S) )

Oxidos Objetivos:

a. Observación de los distintos tipos de óxidos. b. Observación de sus propiedades. Drogas, soluciones y material a utili zar

a) Drogas y soluciones óxido de calcio óxido de cobre (II) óxido de sodio carbonato de calcio ácido clorhídrico 1 M ácido clorhídrico concentrado ácido nítrico 1 M hidróxido de sodio 1 M solución de SO2 óxido de zinc almidón

peróxido de sodio solución de yoduro de potasio óxido de plomo (IV) minio (Pb3O4) óxido de plomo (II) peróxido de bario dióxido de manganeso agua oxigenada (10 vol) agua destilada óxido de aluminio

b) Material de laboratorio tubos de ensayo Pyrex (o similar) mechero astillas de madera

varilla de vidrio papel de tornasol tubo de desprendimiento gafas de seguridad espátula

Ensayos con diversos tip os de óxidos .

7



Disponer de los óxidos siguientes: CaO, solución de CO2, solución de SO2, ZnO, PbO, PbO2, ,MnO2, Na2O2 y BaO2. Los óxidos deben dividirse en cantidades muy pequeñas para su ensayo con los diversos reactivos. Recordar que además de las características ácido-base hay que considerar la solubilidad de los mismos (Kps). a) Acción de la solución acuosa sobre el papel de tornasol. Añada una punta de espátula del óxido a 1cm³ de H 2O y agite bien (en el caso de la solución de SO2, colocar 1cm³ de esta en un tubo de ensayo). En caso de ser el óxido soluble, observar el comportamiento del papel tornasol: Vira al azul Óxido básico o anfótero o peróxido Vira al rojo Óxido ácido b) Acción del NaOH Caliente en un tubo de ensayo una punta de espátula del óxido con solución de NaOH. El óxido se disuelve Óxido ácido o anfótero c) Acción del HNO3 (aq) Caliente lentamente una punta de espátula del óxido en un tubo de ensayo después de adicionar HNO3 diluido. El óxido se disuelve Óxido básico o anfótero d) Acción del HCl concentrado. Caliente aproximadamente una punta de espátula del óxido con 1-2 cm³ de HCl en un tubo. Verifique la presencia de cloro en el gas producido por su acción sobre el papel tornasol seco. El gas decolora el papel peróxido o polióxido El óxido se disuelve sin liberación de cloro óxido básico o anfótero e) Acción de solución de KI. En un tubo de ensayo introduzca una punta de espátula del óxido y 2 cm³ de solución de KI acidulada con un volumen igual de HCl diluído. Agregue a continuación unas cuantas gotas de solución de almidón. La solución se pone marrón Peróxido o polióxido y con almidón origina color azul Completar el cuadro siguiente indicando si el óxido es o no soluble, color al tornasol en caso de que sea soluble, dar la ecuación química co mpleta y balanceada de la reacción que tuviera lugar indicando color del precipitado si lo pro dujera (utilizar método ion electrón s i el proc eso fuera REDOX)

8



o d i x ó r e P

+ 2 ) H O ( a B

2



l O u 2 z H a

+

 2

2

o O O j o a 2 R B H

o d i x ó i l o P

e l b u l o s n i

O 2 H +  2 l l C C H a 4 B + + 2 ) g ( O 2 a l B C

 2

O a 2 B O l 2 e a e N v l l e e e u s l v i d e u e s s i o d e N S

O O H N + H 2 2 ) 3 + O 2 N ( O a a B B

O 2 → H H O + ) a S N ( 2 3 + O b 2 P 2 O a b P N

O 2 H +  2 ) 3 3 O O N N ( H b 2 P + + 2 2 O O b P ½

3 2

O 2

H 2 + ↓ 

2 l l C C b H 4 P + + ) 2

g

( O l b 2 P C

O 2 H 2



l + C l 2 H C 4 a + B I + K l 2 C + K 2 2 O + a 2 B I

O 2 H 2 → l + C l H C 4 K + I 4 K + 2 4 I + + 2

↓

2 O I b b P P

) g ( 2

O + O a B 2





) S ( 2

O a B 2

2

O 2 H , 2 O a B , 2 O 2 a N

2

O + O b P 2

  2

O b P 2

2

O n M , 2 O b P



o o r e d i t x ó f O n A

2 ) o H O c ( o p n y Z u m  o O e 2 l b H u + 7 l ≈ o s O n H n Z I P

O 2 ) c H ( a + ] 4 H ) O H a O N ( 2 n + Z [ 2 O a n Z N

O

3

2  H

O  2 l H C + l 2 H ) C c 2 ( a a r + l 2 e b i l C O n n o Z Z N

3 + O ) c a N ( 2 H ) 2 3 + O N O ( n n Z Z

2 I a r e b i l o N

2

O a r e b i l o N

O 2 l A , O b P , O n Z

-

o o c d i i s x á O B

H O 2 +



+ 2

a C l u → z a O 2 H  + o O j o a R C

Q R y a h o N



3 O O 2 N H H + + 3 O O 2 N a a N N

l C O 2 H H 2 + + 2 l O C a a C C

2 I a r e b i l o N

O a r e b i l o N

Q R y a h o N

2 l C Q a r e R b i l y a h e s o o N N

2 I a r e b i l o N

O a r e b i l o N

2

O 2 a N , O u C , O a C

3

o o d i d x i c Á Ó

O C H + +

H o → j o r O 2 H  l + u 2 z O A C

 O 2 H H O + a 3 N O + C 2 2 a O N C

10


2

2

O S , 2 O C


TRABAJ O PRACTICO Nº3 PEROXIDO DE HIDROGENO PARTE EXPERIMENTAL Objetivos:

a. Obtención de peróxido de hidrógeno en laboratorio. b. Estudio de sus propiedades. Drogas, soluciones y material a utili zar

a) Drogas y soluciones peróxido de sodio peróxido de bario agua destilada ácido sulfúrico diluido solución de yoduro de potasio almidón solución de permanganato de potasio diluido éter solución de dicromato de potasio ácido clorhídrico diluido solución de acetato de plomo (II) solución de sulfuro de sodio b) Material de laboratorio tubos de ensayo Pyrex (o similar) gradilla papel de filtro papel de tornasol gafas de seguridad vaso de precipitado

varilla de vidrio espátula vidrio de reloj tapón de goma para tubo de ensayo

1. Preparación de peróxido de hidrógeno

1.a) Disolver alrededor de 1 g de peróxido de sodio en 50 cm 3 de agua agregando el sólido en pequeñas cantidades y enfriando la solución bajo una corriente de agua fría. Agregar ácido sulfúrico diluido hasta que la solución sea ácida al papel de tornasol. Reservar la solución para ensayos de reconocimiento y estudio de las propiedades. Ecuaciones: Na2O2 (S) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2O2(aq) 2NaOH (aq) + H2SO4 (aq)  Na2SO4 (aq) + 2H2O

1



1.b) Ensayo de reconoc imiento Colocar en un tubo de ensayos 5 cm3 de la solución y añadir 5 gotas de K 2Cr 2O7 acidulado. Añadir inmediatamente 2 cm3 de éter, agitar la mezcla. PRECAUCION: EL ETER ES MUY INFLAMABLE; NO ACERCAR A LOS MECHEROS

Observaciones: Ecuaciones: K2Cr 2O7 (ac) + 4H2O2 (ac) + H2SO4(ac)  2CrO5 (ac) + K2SO4 (ac) + 5H2O Peróxido de cromo (azul)

CrO(O2)2: peróxido de cromo

2-

+

O  O

-

h. oxid: Cr 2O7 + 3H2O  2CrO5 + 6H + 8e h. red: H2O2 + 2H+ + 2e-  2H2O

Cr

║

O (-1)  O

O (-2)

+

Descomposición del CrO 5: 4CrO5(ac) + 12H

 4Cr 3+ + 7O2(g) + 6H2O

Azul

verde

1.c) Agregar alrededor de 1 g de peróxido de bario a 15 cm 3 de H2SO4 diluido. Ensayar la presencia de peróxido de hidrógeno en la solución. Observaciones: Ecuaciones: BaO2(S) + H2SO4(ac)  BaSO4(S) + H2O2(ac) 2. Estudio de las pro piedades del peróxido de hidrógeno

2.a) Acidificar 5cm3 de una solución diluida de KI con aproximadamente 1 cm3 de HCl diluido. A esta solución agregar primero alrededor de 5 cm 3 de solución de peróxido de hidrógeno y luego de unas gotas de solución de almidón. Observaciones: Qué ocurre en esté caso con el peróxido de hidrogeno? Ecuaciones: 2KI(ac) + 2HCl(aq) + H2O2(aq)  I2(aq) + 2KCl (aq) + 2H2O  + almidón  azul

2



2.b) Preparar una capa de sulfuro de sodio de sobre una tira de papel de filtro. Para ello sumergir el papel de filtro en una solución de acetato de plomo y luego dejar caer unas gotas de una solución de sulfuro de sodio sobre el papel. Sumergir la tira de papel. Sumergir la tira de papel en un tubo de ensayo que contenga 5 cm3 de solución de H2O2 y permitir que se estacione. Nota: dado que la reacción no es instantánea se deberá reservar el tubo en la gradilla unos 15 minutos antes de observar alguna variación Observaciones:

Ecuaciones: PbAc2 (aq) + Na2S(aq)  PbS(S) + 2NaAc(aq) PbS(S) + 4 H2O2(aq)  PbSO4(S) + 4H2O negro blanco 2. c) Añadir a una solución de NaOH otra de AgNO3 hasta que se forme un precipitado pardo de oxido de plata. luego añadir la solución de peróxido de hidrógeno Observaciones: ¿Qué ocurre en este caso con el peróxido de hidrógeno?

Ecuaciones: AgNO3 (aq) + NaOH(aq)  AgOH(S) + NaNO3 (aq) 2 AgOH (S) rápidamente

blanco

Ag2O (S)

+ H2O

marrón-negro

Ag2O (S) + H2O2 (aq)  2Ag (S) + O2 (g) + H2O 2. d) Colocar en un tubo de ensayos 5 cm3 de solución de KMnO4, acidificar el medio agregando unos pocos cm 3 de H2SO4 diluido Y luego verter suficiente cantidad de solución de H 2O2 para reaccionar con el KMnO4. Dejar el tubo en observación. Observaciones: Ecuaciones: 2KMnO4(ac) + 5H2O2(ac) + 3H2SO4(ac)  2MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + 5O2(g) + 8H2O púrpura

3



2. e) Titulación de una solución de H2O2 Soluciones necesarias KMnO4 (0,1 N) H2SO4 (1 + 4) H2O2 (Solución problema)

Material necesario Bureta Erlenmeyer

En base a la reacción estudiada en 2.d) se puede determinar la concentración de una solución de H2O2. a) Colocar en un erlenmeyer de 250 cm3, 10 cm3 de solución problema de H2O2(medidos con pipeta aforada), agregar 50 cm3 de agua destilada y 15 cm3 de solución de ácido sulfúrico (1+4 ), agitar. b) Llenar una bureta con solución de permanganato de potasio, leer Vo (Volumen Inicial). c) Agregar gota a gota solución de KMnO4 a la solución del erlenmeyer, agitando después de cada adición, hasta que una gota en exceso produzca un color rosado tenue persistente durante mas de un minuto. Leer en la bureta Vf (Volumen final) d) Repetir la operación con otra muestra Muestra N° 1

Vf KMnO4 = Vi KMnO4 = V total KMnO4 =

Muestra N°2

cm3 cm3 cm3

2KMnO4(ac) + 5H2O2(ac) + 3H2SO4(ac)

Vf KMnO4= Vi KMnO4=

cm3 cm3

V total KMnO4 =

cm3

2MnSO4(ac) + K 2SO4(ac) + 5O2(g) + 8H2O

púrpura

“ AUTOINDICADOR” Cálculos

En base a la ecuación estequiométrica balanceada calcular 1 ) n° de moles de H2O2 en la muestra 2) % m/V de H2O2 en la muestra 3) Titulo de la solución de agua oxigenada 4) Calcular el error cometido en la determinación

4



TRABAJO PRÁCTICO Nº 4 Dureza de Aguas PARTE EXPERIMENTAL Materiales Bureta Matraces de Erlenmeyer Embudo para buretas Solución valorada de EDTA disódico Solución alcohólica de indicador NET (o NET en polvo, estabilizado con NaCl) 1) Determin ación de la dureza total del agua con EDTA a) Se toman 10,0 mL de agua corriente (o la cantidad de agua de pozo que indique su docente) con pipeta aforada y se añade 1 mL de solución buffer NH4+/NH3. Se agregan aproximadamente 4 gotas de NET (o el borde de una punta de espátula del indicador sólido). Se titula con la solución de EDTA 10 –3 N de la bureta hasta conseguir un color azul tenue. Nota: antes de titular colocar un papel blanco en la mesada para distinguir el cambio de color. Medir el volumen utilizado de EDTA y realizar los cálculos necesarios para determinar la dureza total del agua ensayada y expresarla en ppm de CaCO3. Sabiendo que: 1 ppm CaCO 3 = 1 mg CaCO 3/litro X= X ppm CaCO3 1ºF = 10 ppm CaCO 3 Si lo expresamos en grados franceses (ºF): 10 ppm-----1ºF X ppm------X ºF b) Realizar la misma operación que en el ítem (a), pero con una muestra de agua mineral y, luego de calcular las ppm de CaCO 3, comparar con lo declarado por el fabricante del agua en el envase. Ubicar ambas muestras según los límites de dureza y clasificarlas como aguas blandas, medianas o duras. 2) Determin ación de la dureza permanente del agua con EDTA -

Colocar, en un vaso de 250 mL, 100 cm3 de la muestra de agua, hervir durante 20 minutos, dejar enfriar, filtrar, colocar en una probeta y completar a 100 mL con agua destilada.

1



-

Determinar la dureza permanente procediendo de la misma forma que en la determinación de dureza total.

TRATAMIENTO DE DATOS

-

Determinar la dureza total del agua analizada y expresarla como ppm de CaCO3. Determinar la dureza permanente. Determinar la dureza temporaria.

Cuestionario: 1) a) Escribir la ecuación que representa el “cortado del jabón”. b) Calcular la masa de jabón desaprovechado cuando en un lavado industrial se preparan 1000 L de lejía de jabón (lo admitiremos como estearato de sodio, C18H35O2Na, al 80%) con una solución de agua sin tratar que contiene 40 mg de Ca 2+ y 12 mg de Mg2+ por litro. 2) ¿Puede considerarse un método industrial de eliminación de dureza temporaria al calentamiento de un agua que la contiene? ¿Por qué? 1) ¿Cuáles son los inconvenientes que causan las incrustaciones en los tubos de calderas? 2) Escribir las ecuaciones “moleculares” e “iónicas” que muestran la acción del carbonato de sodio sobre sales de calcio, correspondientes a ambos tipos de dureza. 3) Escribir las ecuaciones “moleculares“ e “iónicas” que muestran la acción del hidróxido de calcio sobre sales de magnesio, correspondientes a ambos tipos de dureza. Mediante otras ecuaciones mostrar la necesidad de un tratamiento adicional con carbonato de sodio para lograr un ablandamiento prácticamente total.

2



TRABAJO PRÁCTICO N°5 Grupo XVII (Halógenos y sus compuestos)

PARTE EXPERIMENTAL B. DESCRIPCIÓN SUMARIA DE L AS EXPERIENCIAS

1. 2. 3. 4. 5.

Preparación y propiedades del cloro Propiedades del bromo Preparación y propiedades del iodo Preparación y propiedades de halogenuros

C. DROGAS, SOLUCIONES Y MATERIALES

Drogas:

Suspensión de almidón Ácido sulfúrico (1+5) Ácido fosfórico concentrado Amoníaco Ácido nítrico concentrado Nitrato de plata 0,1 M Ácido clorhídrico concentrado Hidróxido de sodio 10% Nitrato de plata 0,05 M Tetracloruro de carbono

Dióxido de manganeso en polvo Permanganato de potasio Clorato de potasio Fósforo rojo Bromuro de potasio Ioduro de potasio Fluoruro de sodio Cloruro de sodio Antimonio en polvo Estaño en lentejas Dicromato de potasio Dióxido de plomo Soluciones:

Materiales: Balón de 250 cm3 Tubos de seguridad Balón de 125 cm3 Cápsula de porcelana Trozos de tela coloreados Vasos de precipitados Matraces de Erlenmeyer Tubos de ensayos Frascos de boca ancha

D. EXPERIENCIAS

Nota importante: Todas las ecuaciones deben ser ajustadas por el método de ionelectrón o, cuando este no es aplicable, por el número de oxidación. Al realizar los ensayos indicados a lo largo de la clase práctica efectuarlos tubo por tubo (no de a varios tubos a la vez), de modo de poder observar las reacciones con detenimiento.

1



Procedimiento 1. Preparación y pr opiedades del clor o

1a) Ensayos preliminares. Colocar en una gradilla cinco tubos de ensayo limpios y añadir una punta de espátula de las siguientes drogas sólidas: Tubo 1 - MnO2 Tubo 2 - KMnO4 Tubo 3 - PbO2 Tubo 4 - KClO3 Tubo 5 - K2Cr 2O7 Agregar a cada tubo de 1 cm3 de HCl concentrado. Calentar suavemente y observar el color del gas desprendido. En todos los casos se puede verificar la presencia de gas acercando papel de tornasol azul humedecido a la boca del tubo, que virará al rojo. (Si se coloca el papel seco, este se torna blanco.) Ecuaciones: 1) MnO2 (s) + 4 HCl (conc.) Ø  Cl2 (g) + MnCl2 (aq) + 2 H2O (ℓ) 2) 2 KMnO4 (s) + 16 HCl (conc.) Ø  5 Cl2 (g) + 2 MnCl2 (aq) + 2 KCl (aq) + 8 H2O (ℓ) 3) PbO2 (s) + 4 HCl (conc.) Ø  Cl2 (g) + PbCl2 (aq) + 2 H2O (ℓ) 4) KClO3 (s) + 6 HCl (conc.) Ø  3 Cl2 (g) + KCl (aq) + 3 H2O (ℓ) 5) K2Cr 2O7 (s) + 14 HCl (conc.) Ø  3 Cl2 (g) + 2 CrCl3 (aq) + 2 KCl (aq) + 7 H2O (ℓ) (¿se producirá esta última reacción? Calcular el valor de su ΔE0.)

Armar el siguiente aparato: Preparar un tubo de ensayo vacío, dos frascos de boca ancha y dos tubos de ensayo llenos hasta la mitad con agua. Colocar en otro tubo unos ml de solución NaOH 10%. Cortar un trozo de cartón y perforarlo para usarlo como tapa mientras se recoge el cloro. Verificar el cierre perfecto para evitar el desprendimiento de cloro a la atmósfera. La obtención de cloro se realiza en la campana. Colocar en el erlenmeyer el MnO 2. Tapar el aparato y montarlo en el soporte. Agregar por el tubo de seguridad muy lentamente el ácido clorhídrico concentrado. Calentar suavemente para conseguir un desprendimiento regular de cloro. Por el color se sabe cuándo el primer tubo (inicialmente vacío) está lleno de cloro. entonces se lo retira rápidamente, se tapa y se coloca el frasco Nº1 y después el Nº2 hasta llenarlos de Cl2. Entonces taparlos. En los dos tubos que contienen agua se hace burbujear Cl2 durante unos minutos. Al retirar el segundo tubo se deja que el cloro siga burbujeando en el tubo que contiene solución de NaOH. I) Tubo N°1 : Agregar al mismo un pedacito de tela coloreada y dos trocitos de papel de tornasol, uno rojo y otro azul, previamente humedecidos. 10



Observación: Ecuación: Cl2 (g) + H2O (ℓ)  HCl (aq) + HClO (aq)

Si el trozo de tela y los trozos de papel de tornasol estuvieran secos y se tuviese la seguridad de que el cloro obtenido estuviera perfectamente seco ¿habrá decoloración? ¿Por qué?

Frasco Nº1: Agregar un pequeño trozo (1 a 2 mm) de P rojo encendido. Tapar con vidrio de reloj y observar la reacción. Ecuación: 2 P (rojo) + 5 Cl2 (g) Ø  2 PCl5 (s)

Frasco Nº2: Agregar unos pocos granos de Sn o Sb en polvo, previamente calentados.

Ecuaciones: Sn (s) + 2 Cl2 (g) Ø  SnCl4 (s) 2 Sb (s) + 3 Cl2 (g) Ø  2 SbCl3 (s) Tubo N°2 (tubo con “agua de cloro”): a) Mojar un trozo de papel escrito con tinta con unas gotas del contenido del tubo. Observación:

b) Dividir el resto del contenido del tubo en dos partes: 1ra parte: Introducir un trozo de papel de tornasol azul. 2da parte: Agregar unas gotas de solución de AgNO3. Explicar mediante una ecuación entre H 2O y Cl2 lo que ocurre en los tubos que contienen agua y cloro. Observación: Ecuación: HCl (aq) + AgNO3 (aq)  AgCl (s) + HNO3 (aq)

II) Escribir la ecuación correspondiente a la reacción que tiene lugar en el tubo de ensayo con NaOH y en el que se hace burbujear cloro. ¿Qué nombre comercial tiene el producto obtenido? Ecuación: Cl2 (g) + 2 NaOH (aq)  NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O (ℓ)

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Tubo N°3 (tubo con “agua de cloro”): Se reserva para las experiencias posteriores en los procedimientos (2) y (3). Procedimiento 2. Propiedades del bromo

2a) Probar la reacción del agua de bromo con papel de tornasol azul. Ecuación: Br 2 (ℓ) + H2O (ℓ)  HBr (aq) + HBrO (aq) 2b) Colocar 3 cm3 de agua de bromo en un tubo de ensayos y agregarle 2 cm3 de tetracloruro de carbono, luego agitar vigorosamente. Indicar las diferentes solubilidades del bromo en agua y en CCl4. Observaciones:

2c) Comparar el poder relativo de oxidación del cloro y del bromo añadiendo 3 cm 3 de agua de cloro (preparada en la experiencia anterior) a un tubo que contiene 1 cm3 de CCl4 y una solución formada disolviendo unos cristales de bromuro de potasio en 3 cm3 de agua. Observaciones: Ecuación: Cl2 (aq) + 2 KBr (aq)  Br 2 (aq) + 2 KCl (aq)

Reservar agua de bromo para una experiencia posterior del procedimiento (4). Procedimiento 3. Preparación y propiedades del iodo.

3a) Se colocan en el vaso de precipitados 0,18 g de KI (s), 0,18 g de MnO2 (s) y 2 cm3 de H2SO4 diluido (solución 1+5). Se agita la mezcla hasta romper los sólidos en el fondo. Se coloca una cápsula de porcelana llena de agua fría sobre la boca del vaso. Se comienza a calentar para conseguir que los vapores del iodo alcancen el fondo de la cápsula. Se retira esta y se tapa el vaso con un vidrio de reloj. Se recoge el iodo depositado en el fondo de la cápsula, colocándolo sobre un papel. 3b) Colocar unos cristales de iodo en un tubo de ensayo. Agregar unos 10 cm 3 de agua y calentar hasta que se haya disuelto bastante. Tomar 3 cm3 del agua de iodo y agregar una gota de suspensión de almidón. Repetir la experiencia usando agua de bromo y agua de cloro. Observaciones:

12



3c) Colocar 2 cm3 de agua de iodo en un tubo de ensayos. Agregar 2 cm 3 de tetracloruro de carbono y agitar. Indicar las diferencias de solubilidad del iodo en agua y en CCl4. 3d) Comparar el poder oxidante relativo del cloro y el bromo frente al iodo añadiendo unas gotas de agua de cloro a 2 cm 3 de una solución solución de ioduro ioduro de potasio. potasio. Agregar unas gotas de suspensión de almidón. Luego repetir el ensayo con agua de bromo. Ecuaciones: Cl 2 (aq) + 2 KI (aq)  I2 (aq) + 2 KCl (aq) Br 2 (aq) + 2 KI (aq)  I2 (aq) + 2 KBr (aq)

HALOGENUROS PARTE EXPERIMENTAL Procedimiento 4. Preparación Preparación y propiedades propiedades de halogenuros.

4a) Acción del ácido fosfórico concentrado concentrado Colocar en cuatro tubos de ensayo una punta de espátula de las sales: Tubo 1: fluoruro fl uoruro de sodio Tubo 2: cloruro de sodio Tubo 3: bromuro de potasio Tubo 4: ioduro de potasio Añadir a cada tubo de 1 cm3 de ácido fosfórico concentrado. Calentar suavemente y probar la presencia del halogenuro de hidrógeno, colocando un trozo de papel de tornasol húmedo sobre la boca del tubo. Observaciones: Ecuaciones: 1) NaF (s) + H3PO4 (conc.) Ø  no ocurre reacción 2) NaCl (s) + H3PO4 (conc.) Ø  no ocurre reacción 3) KBr (s) + H3PO4 (conc.) Ø  HBr (g) + KH2PO4 (aq) 4) KI (s) + H3PO4 (conc.) Ø  HI (g) + KH2PO4 (aq) 4b) Colocar en la parte superior de cada tubo un trozo de papel de filtro con NH3 (aq). Observaciones: Ecuaciones: Ecuaciones: 3) HBr (g) + NH3 (g)  NH4Br (s) 4) HI (g) + NH3 (g)  NH4I (s)

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4c) Acción del ácido sulfúrico concentrado concentrado Colocar en 4 tubos de ensayo una punta de espátula de las siguientes sales: Tubo 1: fluoruro fl uoruro de sodio Tubo 2: cloruro de sodio Tubo 3: bromuro de potasio Tubo 4: ioduro de potasio Añadir a cada tubo de 1 cm3 de ácido sulfúrico concentrado. Calentar suavemente y probar la presencia presencia del halogenuro halogenuro de hidrógeno con un un papel de filtro humedecido humedecido con amoníaco. Atención: evitar las l as salpicaduras. Observaciones: Ecuaciones: 1) 2 NaF (s) + 2 H2SO4 (conc.) Ø  H2F2 (g) + 2 NaHSO4 (aq) H2F2 (g) + 2 NH3 (g)  2 NH4F (s) 2 H2F2 (g) + SiO2 (s)  SiF4 (g) + 2 H2O (ℓ) 2) NaCl (s) + H2SO4 (conc.) Ø  HCl (g) + NaHSO4 (aq) HCl (g) + NH3 (g)  NH4Cl (s) 3) 2 KBr (s) + 2 H2SO4 (conc.) Ø  Br 2 (g) + SO2 (g) + K2SO4 (aq) + 2 H2O (ℓ) 4) 2 KI (s) + 2 H2SO4 (conc.) Ø  I2 (g) + SO2 (g) + K2SO4 (aq) + 2 H2O (ℓ) 6 KI (s) + 4 H2SO4 (conc.) Ø  3 I2 (g) + S0 (s) + 3 K2SO4 (aq) + 4 H2O (ℓ) 8 KI (s) + 5 H2SO4 (conc.) Ø  4 I2 (g) + H2S (g) + 4 K2SO4 (aq) + 4 H2O (ℓ) ¿Qué se observa en los tubos 3 y 4? 4d) Reacciones con el ion Ag + (AgNO3) En 4 tubos de ensayos colocar colocar una punta de espátula de: Tubo 1: fluoruro fl uoruro de sodio Tubo 2: cloruro de sodio Tubo 3: bromuro de potasio Tubo 4: ioduro de potasio Agregar a cada cada uno de los tubos 2 cm3 de agua acidificada con 3 o 4 gotas de ácido HNO3 1M. Agregar a cada uno unas gotas de solución de nitrato de plata. ¿Qué halogenuros de plata son poco solubles en solución nítrica? Añadir a cada uno de los tubos en que se formó un precipitado solución de amoniaco gota a gota. ¿Qué precipitado se disuelve disuelve totalmente? ¿Por qué? a) Escribir las ecuaciones de formación formació n de haluros de Ag correspondient correspondientes. es. 1) NaF (aq) + AgNO3 (aq)  no ocurre reacción 2) NaCl (aq) + AgNO3 (aq)  AgCl (s) + NaNO3 (aq) 3) KBr (aq) + AgNO3 (aq)  AgBr (s) + KNO3 (aq) 14



4) KI (aq) + AgNO3 (aq)  AgI (s) + KNO3 (aq) b) Escribir los equilibrios equilibrios y las constantes de producto de solubilidad de cada haluro de plata formado (buscar en tablas).

c) Escribir las fórmulas de los complejos que se forman por acción del NH 3. 2) AgCl (s) + 2 NH3 (aq)  [Ag(NH3)2]+ (aq) + Cl – (aq) 3) AgBr (s) + 2 NH3 (aq)  [Ag(NH3)2]+ (aq) + Br – (aq) 4) AgI (s) + 2 NH3 (aq)  no ocurre reacción 4e) Preparación y propiedades del ácido clorhídrico El tubo de salida debe llegar a 5 mm sobre la superficie del agua en el tubo de ensayo. Se coloca en el matraz 3 g de NaCl y 5 cm 3 de H2SO4 (1:1).Se calienta con cuidado permitiendo que se desprenda el HCl en la superficie del agua del tubo receptor durante durante 2 minutos. Probar la reacción de la solución con papel tornasol. Tomar 1 cm3 de la solución anterior y añadir unas gotas de solución de AgNO3 0,05M. Observaciones: Ecuaciones: NaCl (s) + H2SO4 (aq) Ø  HCl (g) + NaHSO4 (aq) 2 NaCl (s) + H2SO4 (aq) Ø  2 HCl (g) + Na2SO4 (aq) HCl (aq) + AgNO3 (aq)  AgCl (s) + HNO3 (aq)

4f) Usando el mismo generador, recoger cloruro de hidrógeno en dos tubos de ensayo secos y taparlos. Destapar uno de los tubos e introducir una astilla encendida. Invertir el segundo tubo en el agua y destaparlo cuando su boca esté sumergida. Observaciones:

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TRABAJO PRÁCTICO Nº 6 AZUFRE Descripc ión sumaria de las experiencias: 1) 2) 3) 4)

Preparación de las formas alotrópicas del azufre. Estudio de las propiedades químicas del azufre. Preparación y estudio de las propiedades del sulfuro de hidrógeno. Preparación y estudio de las propiedades de algunos compuestos oxigenados del azufre. 5) Estudio de las propiedades del ácido sulfúrico. Preparación de las formas alotrópicas del azufre. 1 a) Azufre rómbico (o alfa, α , u ortorrómbico) Colocar en un tubo de ensayos una punta de espátula de azufre en polvo y sulfuro de carbono (CS2) en cantidad suficiente como para cubrir el azufre (cantidad recomendada: 1 cm3), luego agitar (PRECAUCIÓN: EL SULFURO DE CARBONO ES MUY INFLAMABLE Y FORMA MEZCLAS EXPLOSIVAS CON EL AIRE). Decantar el líquido sobre un vidrio de reloj y dejar evaporar bajo campana con el extractor encendido. Observar con lupa los cristales obtenidos, describir su forma y nombrarla. Dibujar los cristales. 1 b) Azufre monoc línico (o beta, β) Primero preparar un papel de filtro plegado sobre un embudo. Luego preparar un vaso de precipitados con agua. Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de azufre y calentarlo muy lentamente a fuego directo. Agitar y rotar con suavidad a medida que el azufre funde, cuidando de que el color de la masa fundida se vuelva lentamente ambarino, pero sin oscurecerse. Volcar el fundido sobre el papel de filtro. El azufre es retenido por el papel y cristaliza sobre él. Cuando la superficie se haya endurecido, romperla con una varilla y volcar el exceso de líquido sobre el agua. Desplegar el papel, examinar los cristales con una lupa y dibujarlos. 1 c) Azufre plástico (o amorfo) Poner una punta de espátula de azufre en el mismo tubo que en el ensayo (1b) y calentar hasta que inicie la fusión. Dejar caer el azufre fundido (que pudo haber comenzado a arder) dentro de un vaso de precipitados con agua fría. Examinar después de unos minutos el producto extraído (tomarlo con los dedos). Dejar pasar unos días y examinarlo de nuevo. Nota: Observar los cambios de color y movilidad que suceden cuando el azufre se va calentando. Observar también los cambios en la fluidez (o viscosidad) del azufre líquido a la temperatura de fusión. Asociar los efectos observados con los cambios en la atomicidad de la molécula de azufre.

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2) Estudio de las propiedades químicas del azufre. 2 a) Azufre como agente oxidante. Colocar en un tubo de ensayos pyrex 0,5 g de azufre (o una punta de espátula) y en el centro de la masa una punta de espátula de cobre en polvo. Calentar fuertemente con el mechero hasta que la masa reactiva se vuelva incandescente. A continuación, romper el fondo del tubo sobre una superficie dura y, una vez enfriado, observar el producto. Ecuación: S (s) + Cu (s) Ø  CuS (s) 2 b) Azufre como agente reductor. En un vaso de precipitados poner 0,5 g de azufre (o una punta de espátula) y 2 cm de ácido nítrico concentrado (medidos con pipeta). Calentar suavemente bajo campana. Después de unos minutos enfriar, diluir con un volumen igual de agua destilada, filtrar y añadir al líquido filtrado unas gotas de cloruro de bario 0,1 M. ¿Qué evidencia visual hay de que el ácido nítrico se ha reducido y el azufre se ha oxidado? Balancear la ecuación redox correspondiente por el método del ion-electrón. 3

Observaciones: Ecuaciones: S (s) + 6 HNO3 (conc.) Ø  H2SO4 (aq) + 6 NO2 (g) + 2 H2O (ℓ) H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq)  BaSO4 (s) + 2 HCl (aq) 3) Preparación y estudio de las propiedades del sulfuro de hidrógeno . 3 a) Armar el aparato de la Figura y prepararlo para recoger sulfuro de hidrogeno en un vaso de precipitados, como se indica. Poner dos o tres trozos de sulfuro de hierro (II) o de pirita de hierro (disulfuro de hierro (II)) en el generador y añadir bastante agua destilada a través del embudo como para cubrir el extremo del mismo. Agregar ácido clorhídrico concentrado en cantidad suficiente como para producir un flujo estable de sulfuro de hidrogeno. Para ello harán falta unos pocos cm3 de clorhídrico. Dejar burbujear por 10 minutos el sulfuro de hidrógeno en el agua destilada para preparar una solución saturada del gas. TRABAJAR BAJO CAMPANA CON EXTRACTOR (GAS TÓXICO 1:50000). (ESTE ENSAYO ES DEMOSTRATIVO)

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Figura Observaciones: Ecuaciones: FeS (s) + 2 HCl (conc.)  H2S (g) + FeCl2 (aq) o:

FeS2 (s) + 2 HCl (conc.)  H2S (g) + S (s) + FeCl2 (aq)

3 b) Retirar el vaso de precipitados y colocar el tubo de ensayo rápidamente, como indica la figura. (Esto debe hacerse con la mayor rapidez posible: recordar que el sulfuro de hidrógeno es altamente tóxico.) Recoger el sulfuro de hidrógeno y encenderlo manteniendo la boca del tubo hacia arriba. Notar el olor del gas que se desprende y observar el depósito en las paredes del tubo. Observaciones: Ecuaciones: 2 H2S (g) + O2 (g) Ø  2 S0 (s) + 2 H2O (g) 2 H2S (g) + 3 O2 (g) Ø  2 SO2 (s) + 2 H2O (g) 3 c) Reemplazar el tubo de salida por un tubo afilado y encender el gas que sale por el extremo. Identificar los productos de combustión. Poner un papel de tornasol azul húmedo cerca de la llama y observar. Observaciones: Ecuaciones: 2 H2S (g) + 3 O2 (g) Ø  2 SO2 (g) + 2 H2O (g) SO2 (g) + H2O (ℓ)  H2SO3 (aq) 3 d) Hacer burbujear el gas en un tubo de ensayos con 2 cm3 de ácido nítrico 1 M y a través de otro tubo con 2 cm3 de ácido nítrico concentrado. Observaciones: Ecuaciones: 3 H2S (g) + 2 HNO 3 (aq)  3 S0 (s) + 2 NO (g) + 4 H2O (ℓ)

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H2S (s) + 8 HNO3 (conc.)  H2SO4 (aq) + 8 NO2 (g) + 4 H2O (ℓ) 3 e) Humedecer una tira de papel de filtro con solución de acetato de plomo (II) y acercarlo a la boca del generador ubicado en la campana. Observaciones: Ecuación: H2S (g) + Pb(CH3CO2)2 (aq)  PbS (s) + 2 CH3CO2H (aq) 3 f) Numerar y poner en nueve tubos de ensayo 2 cm3 de cada una de las soluciones 0,1 M indicadas en la tabla que sigue, volcándolas directamente de los frascos goteros que las contienen (NO USAR PIPETA). En cada tubo agregar unos cm3 de agua sulfhídrica, o de solución de tioacetamida, CH3CSNH2, hidrolizada con HCl diluido, o de Na 2S acuoso. Observar en cuáles tubos aparece un precipitado y anotar su color. Tubo 1:

Tubo 2:

Tubo 3:

Tubo 4:

Tubo 5:

Tubo 6:

Tubo 7:

Tubo 8:

Tubo 9: Ecuaciones moleculares e iónicas correspondientes a los tubos donde se observó reacción: CH3CSNH2 (aq) + HCl (aq) + 2 H2O (ℓ) Ø  H2S (aq) + CH3CO2H (aq) + NH4Cl (aq) Tubo 1: NaCl (aq) + H2S (aq)  no se observa reacción Tubo 2: BaCl2 (aq) + H2S (aq)  no se observa reacción Tubo 3: 2 AgNO3 (aq) + H2S (aq)  Ag2S (s) + 2 HNO3 (aq) Tubo 4: CuSO4 (aq) + H2S (aq)  CuS (s) + H2SO4 (aq) Tubo 5: CdSO4 (aq) + H2S (aq)  CdS (s) + H2SO4 (aq) Tubo 6: NiSO4 (aq) + H2S (aq)  no se observa reacción Tubo 7: ZnSO4 (aq) + H2S (aq)  no se observa reacción Tubo 8: 2 SbCl3 (aq) + 3 H2S (aq)  Sb2S3 (s) + 6 HCl (aq) 4



Tubo 9: SnCl2 (aq) + H2S (aq)  SnS (s) + 2 HCl (aq)

Agregar a los tubos donde no se observó formación de precipitado, o solo la aparición de una ligera turbidez, 5 gotas de NaOH al 10% m/v y observar qué ocurre. Ecuaciones de los tubos en que hubo reacción: NiSO4 (aq) + H2S (aq) + 2 NaOH (aq)  NiS (s) + Na2SO4 (aq) + 2 H2O (ℓ) ZnSO4 (aq) + H2S (aq) + 2 NaOH (aq)  ZnS (s) + Na2SO4 (aq) + 2 H2O (ℓ) Sb2S3 (s) + 8 NaOH (aq)  2 Na[Sb(OH)4] (aq) + 3 Na 2S (aq) SnS (s) + 4 NaOH (aq)  Na2[Sn(OH)4] (aq) + Na2S (aq) Agregar a los tubos en donde hubo precipitado inicialmente, 10 gotas de HCl 6M y agitar bien. Ecuaciones de los tubos en que hubo reacción: NiS (s) + 2 HCl (aq)  NiCl2 (aq) + H2S (aq) ZnS (s) + 2 HCl (aq)  ZnCl2 (aq) + H2S (aq) Completar la tabla: soluciones 0,1 M NaCl

precipitado color fórmula

modificación del pH por el agregado de: NaOH 10% HCl 6M color

BaCl2 AgNO3 CuSO4 CdSO4 NiSO4 ZnSO4

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SbCl3 SnCl2

4) Preparación y estudio de las pr opiedades de algunos c ompuestos ox igenados del azufre: SO 2 y H2SO3 4 a) Obtención de SO2 por la reducción de ácido sulfúrico. Poner una granalla de cobre (o una punta de espátula de Cu en polvo) en un tubo, añadir 1 cm3 de ácido sulfúrico concentrado y calentar suavemente. Evítese dirigir el tubo hacia otras personas. Después de unos minutos de calentamiento, retirar el tubo de la llama y oler con mucho cuidado. Acercar a la boca del tubo un papel de tornasol húmedo. Observaciones: Ecuación: Cu (s) + 2 H2SO4 (conc.) Ø  CuSO4 (aq) + SO2 (g) + 2 H2O (ℓ) 4 b) Descomposición de sulfitos. Colocar en un tubo de ensayos una punta de espátula de sulfito de sodio. Agregar 3 4 cm de ácido sulfúrico concentrado (¡cuidado con las proyecciones!). Tapar inmediatamente con un tapón atravesado por un tubo de desprendimiento. Hacer burbujear hasta que cese el desprendimiento de gas en un tubo de ensayos que contenga 8 cm3 de agua destilada.

Observaciones: Ecuaciones: Na2SO3 (s) + 2 H2SO4 (conc.)  Na2SO4 (aq) + SO2 (g) + H2O (ℓ) SO2 (g) + H2O (ℓ)  H2SO3 (aq) 4 c) Propiedades. Se distribuye la solución de ácido sulfuroso obtenida en cuatro tubos de ensayo (2 cm 3 por tubo). En el primero se comprueba la acidez con el papel de tornasol. Deducir si el ion “bisulfito”, HSO3 – , constituye un ácido débil o fuerte. Observaciones: H2SO3 (aq)  H+ (aq) + HSO3 – (aq)

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QUIMICA QUIMICA INORGÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio


4 d) Acción reductora del ácido sulfuroso. Al 2º tubo añadirle unas gotas de solución muy diluida de tetraoxomanganato (VII) de potasio 0,06M. Escribir la ecuación e indicar los cambios observados. Observaciones: Ecuación: 5 H2SO3 (ac) + 2 KMnO4 (ac)  2 MnSO4 (ac) + H2SO4 (ac) + 2 KHSO4 (ac) + 3 H2O (ℓ) 4 e) Acción oxidante. Tomar 3 cm3 de solución de Na2S 0,02M y acidificar con gotas de HCl diluido. Agregarlos al tercer tubo de ácido sulfuroso. Escribir la ecuación e indicar los cambios observados. Observaciones: Ecuaciones: Na2S (aq) + 2 HCl (aq)  H2S (aq) + 2 NaCl (aq) H2SO3 (aq) + 2 H2S (aq)  3 S0 (s) + 3 H2O (ℓ) 4 f) Reconocimiento del ion sulfito. Al 4º tubo agregarle gotas de solución de cloruro de bario. Observaciones y ecuación:

H2SO3 (aq) + BaCl2 (aq)  BaSO3 (s) + 2 HCl (aq) Acidificar con HCl 6 M hasta disolución del precipitado. Agregar gota a gota agua de bromo. Observaciones y ecuaciones: BaSO3 (s) + 2 HCl (aq)  H2SO3 (aq) + BaCl2 (aq) H2SO3 (aq) + Br 2 (aq) + H2O (ℓ)  H2SO4 (aq) + 2 HBr (aq) H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq)  BaSO4 (s) + 2 HCl (aq) : 5) Estudio de las propiedades del H 2SO4 5 a) Dilución del ácido sulfúrico. Se realizarán dos diluciones: i) Para preparar 50 cm3 de una solución de ácido sulfúrico 3 M a partir de ácido sulfúrico de concentración comercial (18M) (18M) (se deberán hacer los cálculos de dilución). ii) Para preparar 50 cm3 de una solución de ácido sulfúrico 1 M a partir de ácido sulfúrico de concentración comercial (18M) (18M) (también se deberán hacer los cálculos). Nota: solo una mesada realizará la primera dilución, el resto realizará la segunda (consultar con el docente).

Una vez calculada la cantidad de agua y ácido necesarios se procede de la siguiente manera: Medir el agua con una probeta y ponerla en un baloncito y agregar cuidadosamente y por las paredes 1 cm3 de ácido sulfúrico CONCENTRADO. Tocar con las manos las paredes del baloncito para verificar que la reacción de dilución es exotérmica (PRECAUCIÓN: debe agregar siempre el ácido sulfúrico sobre el agua y no de 7



la manera inversa, ¿por qué?). Seguir agregando muy lentamente el ácido hasta llegar a las cantidades calculadas. Observaciones: 5 b) Comportamiento del ácido sulfúrico diluido. En un tubo de ensayos poner 3 cm3 de ácido sulfúrico diluido (1:6) y una granalla de zinc. Identificar el gas que se desprende. Escribir la ecuación correspondiente. Observaciones: Ecuación: Zn (s) + H2SO4 (conc.)  ZnSO4 (aq) + H2 (g) 5 c) Comportamiento del ácido á cido sulfúrico concentrado. 3 Poner 3 cm de ácido sulfúrico concentrado en un tubo y añadir una granalla de zinc. Calentar suavemente y oler con cuidado el gas que se desprende. Escribir la ecuación de la reacción balanceada por el método del ion-electrón. Observaciones: Ecuación: Zn (s) + 2 H2SO4 (conc.)  ZnSO4 (aq) + SO2 (g) + 2 H2O (ℓ) 5 d) Acción deshidratante. Poner en un tubo de ensayo 1 cm3 de ácido sulfúrico concentrado. Calentar suavemente y sumergir el extremo de una astilla de madera en él. Observar el efecto del ácido sulfúrico sobre la astilla. Poner un trozo de tela de algodón en un vidrio de reloj y echarle una gota de ácido sulfúrico concentrado. Dejar 10 minutos, lavar la tela y describir la acción observada. Deshidratación de azúcar de caña (sacarosa): C12H22O11 (s)  12 C (s) + 11 H2O (ℓ)

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Trabajo Prácti co N° 7 “CORROSIÓN” “CORROSIÓN” PARTE PRÁCTICA Materiales y drogas Tubo en U Placas de Petri Placas de Zn y Cu recién limpiadas Alambre de Cu Clavos de hierro Chapas de Zn Cinta de Mg Placas de acero Papel de lija Solución de fenolftaleína fenolftaleína 1% Solución de NaCl 2-3% acuosa Solución de K3[Fe(CN)6] 0.1% acuosa (amarillo) (amarillo ) Agar-agar

EXPERIENCIA EXPERIENCIA 1:

Armar el dispositivo que indica la figura, llenar el tubo en U con agua. Dentro de una de las ramas del tubo en U se sumerge la la placa de Zn recién recién limpiada. En la otra rama se coloca una placa placa de Cu. Se conectan ambas placas con un alambre de Cu. Cu. Se agregan unas unas gotas de fenolftaleína en ambas ramas del tubo en U. Al cabo de 30 minutos, la solución en contacto con con la placa de Cu, tomará coloración rosada, la cual indica la formación de álcali (presencia de iones hidróxidos).

EXPERIENCIA 2: Corrosión por diferencia de aireación

Lijar dos chapitas de acero. En la primera, formar una gota con solución de NaCl, hexacianoferrato y fenolftaleína, evitando que se deforme o se derrame (la gota debe quedar bien redondeada sobre la placa). Preparar la segun segunda da chapita chapita como la primera, pero reemplazando la solución de NaCl por agua destilada. Al cabo de 20 minutos, se observa el viraje del hexacianoferrato a azul en el centro de la gota indicando presencia de cationes Fe 2+ (zona anódica), y un anillo rosado en el borde, indicando la presencia de OH- (zona catódica). Comparar la intensidad de color en ambas placas.

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EXPERIENCIA 3:

Preparar 5 placas de Petri con soluciones de NaCl, K3[Fe(CN)6] y fenolftaleína. Colocar en cada una los siguientes dispositivos: Placa 1: Clavo de Fe. Placa 2: Clavo de Fe doblado por la mitad. Placa 3: Clavo de Fe en contacto con chapita de Zn. Placa 4: Clavo de Fe en contacto con cinta de Mg. Placa 5: Clavo de Fe en contacto con alambre de Cu. Observar zonas anódica y catódica, y de qué manera quedan evidenciadas en cada placa. Completar esquemas, lo que incluye zona anódica y catódica (reconocimiento) con su polaridad, movimiento de iones y electrones y productos secundarios. NOTA: en las placas se agrega agar-agar, lo que solidifica la solución (consistencia de gelatina) y permite la manipulación de las placas sin que se mueva su contenido. Reconocimiento de cationes Fe2+: 2 K3[Fe(CN)6](ac) + 3 Fe2+(ac) Amarillo

Fe3[Fe(CN)6]2 (ac) + 6 K+(ac) Azul

→

Reconocimiento de cationes Zn2+ y Mg2+: Por formación de sus respectivos hidróxidos insolubles Zn2+(ac) + 2 HO-(ac) Zn(OH)2 (s) Mg2+(ac) + 2 HO-(ac) Mg(OH)2 (s) →

Precipitado blanco

→

b) Protección no electroquímica 1) recubrimiento con pintura 2) Eliminación de humedad: con desecantes, silicagel, etc.

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TRABAJO PRÁCTICO N°8 Nitrógeno y su s comp uestos Descripción sumaria de las experiencias I. Nitrógeno a) Obtención de nitrógeno. Estudio de sus propiedades. b) Obtención de amoníaco. Propiedades. c) Obtención de ácido nítrico. Reacción con metales

Aparatos:

Fig. 1

Fig. 3 Fig. 2

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PARTE EXPERIMENTAL Drogas y Solucion es

NH4Cl NaNO2 Cinta de magnesio Ca(OH)2 NaNO3 Ca2(PO4)3 Cu en granallas Zn en granallas P blanco P rojo Sb en polvo NH3 (conc.); 1+1

H2SO4 (conc.); 1+3 HCl (conc.) NiSO4 1% CdSO4 1% ZnSO4 1% CuSO4 1% CS2 Pb “Mixtura magnesiana” Molibdato de amonio (NH4)2MoO4 AgNO3 NaOH

Materiales

Crisol de hierro Mechero Tela metálica Trípode Soporte Pinza para matraces Papel tornasol Papel de filtro Papel de aluminio Astillas de madera

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Balón de 250 cm Tubo de seguridad Frascos de vidrio Balón de destilación Vidrios de reloj Vaso de precipitados de 250 cm3 Tubos de ensayo Tubos de vidrio Embudo

I.Nitrógeno Procedimiento 1. Obtención de nitró geno gaseoso .

Estudio de sus propiedades El nitrógeno puro puede prepararse en el laboratorio calentando suavemente nitrito de amonio. Este compuesto es muy inestable y debe prepararse cuando se va a usar, mezclando soluciones de cloruro de amonio y de nitrito de sodio. Por la acción del calor el nitrito de amonio sufre una oxireducción interna y el ion nitrito oxida al ion amonio, con producción de nitrógeno libre. a) Colocar en un tubo de ensayos un gramo de cloruro de amonio, un gramo de nitrito de sodio y 5 cm3 de agua. Mantener el tubo en posición vertical (ver Figura 1).

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Tapar con un tubo de desprendimiento, calentar suavemente y recoger el gas producido en tres tubos de ensayos llenados previamente con agua e invertidos en una cubeta con agua. Desechar el primer tubo, pues contiene principalmente aire desalojado del tubo de reacción. Ecuaciones moleculares: NH4Cl (aq) + NaNO2 (aq) Ø  NH4NO2 (aq) + NaCl (aq) NH4NO2 (aq) Ø  N2 (g) + 2 H2O (ℓ) b) En uno de los tubos con nitrógeno comprobar que este no tiene ni olor ni color. Introducir una astilla de madera encendida y comprobar que no es ni combustible ni comburente. Observaciones: c) En el otro tubo encender una cinta de magnesio e introducir rápidamente en el mismo. Observaciones: Ecuaciones moleculares: 3 Mg (s) + N2 (g) Ø  Mg3N2 (s) Mg3N2 (s) + 6 H2O (ℓ)  3 Mg(OH)2 (aq) + 2 NH3 (g) Procedi miento 2. Obtención de amoníaco.

Estudio de sus propiedades El medio más conveniente de obtener amoníaco en el laboratorio es eliminar un hidrógeno del catión amonio con una base fuerte. Una base aconsejable para este propósito es el hidróxido de calcio. Dado que el amoníaco es muy soluble en agua no puede ser recogido sobre agua, sino por desplazamiento de aire. Como la densidad del amoníaco es menor que la del aire, este gas deberá recogerse en un tubo invertido (con la boca hacia abajo). a) Armar el aparato de la Figura 2, colocando en el tubo aproximadamente 2 g de cloruro de amonio y una cantidad igual de hidróxido de calcio pulverizado, mezclándolos íntimamente (en su defecto, puede usarse cal viva pulverizada, CaO). Se calienta con cuidado, manteniendo el tubo de vidrio afinado siempre lejos del fuego. Recoger dos tubos llenos de gas y taparlos. Ecuación molecular: 2 NH4Cl (s) + Ca(OH)2 (s) Ø  CaCl2 (aq) + 2 NH3 (g) + 2 H2O (ℓ) 2 NH4Cl (s) + CaO (s) Ø  CaCl2 (aq) + 2 NH3 (g) + H2O (ℓ) b) En el primer tubo, observar la solubilidad del amoníaco en agua por inmersión de la boca del tubo en un vaso con agua. Observaciones: c) Comprobar la presencia de gas amoníaco en el otro tubo de ensayos, primero con papel de tornasol rojo humedecido en agua, y luego con un trozo de papel de filtro empapado de ácido clorhídrico. Describir los resultados de las dos experiencias, e indicar qué sustancia se forma por la acción del amoníaco sobre el ácido clorhídrico. Observaciones:

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Ecuaciones: NH3 (g) + H2O (ℓ)  NH4+ (aq) + OH – (aq) NH3 (g) + HCl (g)  NH4Cl (s) d) Reacciones de formación de compuestos complejos. Preparar cuatro tubos de ensayo, cada uno con aproximadamente 1 cm 3 de soluciones de sulfato de cobre (II), sulfato de zinc, sulfato de níquel, y sulfato de cadmio respectivamente. Agregar a cada tubo, gota a gota , solución de hidróxido de sodio (10%) agitando fuertemente, hasta que se forme un precipitado. Escribir las ecuaciones que correspondan a la formación de cada uno de los precipitados. a) CuSO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Cu(OH)2 (s) + Na2SO4 (aq) b) ZnSO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Zn(OH)2 (s) + Na2SO4 (aq) c) NiSO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Ni(OH)2 (s) + Na2SO4 (aq) d) CdSO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Cd(OH)2 (s) + Na2SO4 (aq) Continuar luego, añadiendo amoníaco concentrado a cada uno de los tubos, hasta lograr la disolución de todos los precipitados por adición de exceso de amoníaco. Escribir las ecuaciones correspondientes e indicar el color final del compuesto obtenido en cada caso. a) Cu(OH)2 (s) + 4 NH3 (conc.)  [Cu(NH3)4]2+ (aq) + 2 OH – (aq) b) Zn(OH)2 (s) + 4 NH3 (conc.)  [Zn(NH3)4]2+ (aq) + 2 OH – (aq) c) Ni(OH)2 (s) + 4 NH3 (conc.)  [Ni(NH3)4]2+ (aq) + 2 OH – (aq) d) Cd(OH)2 (s) + 4 NH3 (conc.)  [Cd(NH3)4]2+ (aq) + 2 OH – (aq) Propiedades del ácido nítrico

a) Reacciones con los metales. En un tubo de ensayos, añadir 3 cm3 de ácido nítrico concentrado a una granalla de cobre, y calentar. Ecuación: Cu (s) + 4 HNO3 (conc.) Ø  Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (ℓ) b) Repetir la experiencia anterior, pero usando ácido nítrico (1+2) y permitiendo que la reacción progrese en frío. Ecuaciones: 3 Cu (s) + 8 HNO3 (aq)  3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O (ℓ) 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) c) Repetir las experiencias (c) y (d), pero ahora usando una granalla de Zn. 4



Ecuaciones: Zn (s) + 4 HNO3 (conc.) Ø  Zn(NO3)2 (aq) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (ℓ) 4 Zn (s) + 10 HNO3 (aq)  4 Zn(NO3)2 (aq) + NH4NO3 (aq) + 3 H2O (ℓ)

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TRABAJO PRÁCTICO N°9 Fósforo, Antimoni o, Bismuto y sus comp uestos PARTE EXPERIMENTAL

Descri pción s umaria de las experiencias I. Fósforo

a) Alotropía del fósforo: se verificarán las diferencias de solubilidad y reactividad del fósforo blanco y rojo. b) Obtención de ácido ortofosfórico por acción del ácido sulfúrico sobre un fosfato (método industrial: “vía húmeda”). c) Reconocimiento de fosfatos. Se utilizaran los reactivos analíticos: “mixtura magnesiana”, molibdato de amonio y nitrato de plata. Procedimiento 1

Tubo 1: Se colocan 2 cm3 de sulfuro de carbono (CS2) y un trozo de fósforo blanco. Tubo 2: Se colocan 2 cm3 de sulfuro de carbono y un trozo de fósforo rojo. Obsérvese la distinta solubilidad de las dos formas alotrópicas del fósforo. Sumérjase un trozo de papel de filtro en el Tubo 1 y déjese secar al aire en la campana. El fósforo blanco finamente dividido se enciende espontáneamente. IMPORTANTE: El sulfuro de carbono es un compuesto muy volátil y altamente inflamable. Esta práctica debe ser efectuada teniendo la precaución de que no haya ninguna clase de fuego (mecheros, etc.) en ninguna parte del laboratorio. Incluso a varios metros del operador. Procedimiento 2

Trabajando bajo la campana, se colocan en sendos vidrios de reloj pequeños trozos de fósforo blanco y rojo, secados con papel de filtro. Observar la diferencia de volatilidad e inflamabilidad. Procedimiento 3

Se colocan en un vaso de precipitados de 250 cm3, 5 g de fosforita y 15 cm3 de ácido sulfúrico 1:3. La fosforita es un mineral constituido por fosfato tricálcico e impurezas (silicatos, carbonatos, etc.). Se calienta hasta solubilizar totalmente el mineral. Se deja enfriar, para no destruir el papel de filtro, y se filtra. El líquido filtrado se usará en el “Procedimiento 4”. Ecuación: Ca3(PO4)2 (s) + 3 H2SO4 (aq) + 6 H2O (ℓ) Ø  2 H3PO4 (aq) + 3 CaSO4·2 H2O (s)

1



Procedimiento 4

El ácido fosfórico obtenido del “Procedimiento 3” se reparte en tres tubos. Tubo 1: Se añade amoníaco concentrado, gota a gota, hasta que haya reacción alcalina al papel de tornasol (viraje al azul). Se añade gota a gota de “mixtura magnesiana” hasta la formación de un precipitado blanco cristalino de fosfato de amonio y magnesio: MgNH4PO4 · 6 H2O. La “mixtura magnesiana” es una mezcla de cloruro de magnesio, cloruro de amonio y amoníaco en solución acuosa. Ecuación: H3PO4 (aq) + 3 NH3 (conc.) + MgCl2 (aq) + 6 H2O (ℓ)  Mg(NH4)PO4 · 6 H2O (s) + 2 NH4Cl (aq) Tubo 2: Se añaden 2 gotas de ácido nítrico concentrado y 3 cm 3 de solución de molibdato de amonio y luego se calienta hasta ebullición. Se forma un precipitado amarillo, al cual generalmente se le asigna la fórmula: (NH 4)3(MoO3)12PO4, o: (NH4)3(PMo 12O40), o también: (NH4)3[P(Mo3O10)4]. Ecuación: H3PO4 (aq) + 21 HNO3 (conc.) + 12 (NH4)2MoO4 (aq) Ø   (NH4)3[P(Mo3O10)4] (s) + 21 NH4NO3 (aq) + 12 H2O (ℓ) Tubo 3: Se añade solución de hidróxido de sodio al 10% hasta reacción alcalina al papel de tornasol. Se agrega solución de nitrato de plata hasta la formación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata. Ecuación: H3PO4 (aq) + 3 NaOH (aq) + 3 AgNO3 (aq)  Ag3PO4 (s) + 3 NaNO3 (aq) + 6 H2O (ℓ)

II. Antimonio y bismuto Procedimiento 1

Se colocan en dos tubos de ensayos un pedacito de antimonio y uno de bismuto respectivamente. Se añade a cada uno de ellos unos 5 cm 3 de HNO3 concentrado. Una vez finalizadas las reacciones diluir con agua destilada, agregando el agua poco a poco y agitando. Observaciones: Ecuaciones: Sb (s) + 4 HNO3 (conc.)  (SbO)NO3 (aq) + 3 NO2 (g) + 2 H2O (ℓ) Bi (s) + 6 HNO3 (conc.)  Bi(NO3)3 (aq) + 3 NO2 (g) + 3 H2O (ℓ)

2



Procedimiento 2

En sendos tubos de ensayos se colocan 5 cm 3 de las soluciones obtenidas de nitrato de antimonio y de bismuto. Agregar lentamente y agitando solución de hidróxido de sodio 10% a cada uno de los tubos, hasta la aparición de precipitado. Decantar y dividir cada precipitado en dos partes. Observar cómo reaccionan los hidróxidos de antimonio y de bismuto con un exceso de solución de hidróxido de sodio y con solución de ácido nítrico. Observaciones: Ecuaciones: 2 (SbO)NO3 (aq) + 2 NaOH (aq)  Sb2O3 (s) + 2 NaNO3 (aq) + H2O (ℓ) Sb2O3 (s) + 2 NaOH (aq) + 3 H2O (ℓ)  2 Na[Sb(OH)4] (aq) Sb2O3 (s) + 2 HNO3 (aq)  2 (SbO)NO3 (aq) + H2O (ℓ) Bi(NO3)3 (aq) + 3 NaOH (aq)  Bi(OH)3 (s) + 3 NaNO3 (aq) Bi(OH)3 (s) + NaOH (aq)  no ocurre reacción Bi(OH)3 (s) + 3 HNO3 (aq)  Bi(NO3)3 (aq) + 3 H2O (ℓ)

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QUIMICA INOGRÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio


TRABAJO PRACTICO Nº10 GRUPO 14 1. CARBONO 1.1. Estud io de las pro piedades del carbono 1.1.1. Solubilidad

1.1.1.1. En frío -

Colocar una punta de espátula de carbón en polvo cuatro tubos de ensayo. Agregar al primer tubo 2 mL de agua destilada. Agregar al segundo tubo 2 mL de ácido clorhídrico diluido. Agregar al tercer tubo 2 ml de ácido nítrico diluido. Dejar los tubos en reposo, a temperatura ambiente, durante cinco minutos, agitando ocasionalmente. Observar e interpretar.

No debería observarse disolución en ninguno de los casos. 1.1.1.2. En caliente. -

Calentar cuidadosamente en la llama de un mechero los cuatro tubos anteriores. Observar e interpretar.

No debería observarse disolución en ninguno de los casos. 1.1.2. Poder decolorante.

1.1.2.1. De soluciones con solutos no iónicos. -

Colocar 2 mL de solución de azul de metileno en dos tubos de ensayo. Dejar el primer tubo como testigo. Agregar al segundo tubo una punta de espátula de carbón. Tapar el tubo y agitar vigorosamente. Filtrar y recoger el filtrado en otro tubo de ensayos. Observar e interpretar.

Azul de metileno

1


QUIMICA INOGRÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio 1.1.2.2. De soluciones con solutos iónicos. -

Colocar 2 mL de solución de sulfato cúprico en dos tubos de ensayo. Dejar el primer tubo como testigo. Agregar al segundo tubo una punta de espátula de carbón. Tapar el tubo y agitar vigorosamente. Filtrar y recoger el filtrado en otro tubo de ensayos. Observar e interpretar.

1.1.3. Poder desodorizante.

-

Colocar 2 mL de solución diluida de sulfuro de sodio en un tubo de ensayos. Oler cuidadosamente el contenido del tubo. Agregar una punta de espátula de carbón. Tapar el tubo y agitar vigorosamente. Filtrar y recoger el filtrado en otro tubo de ensayos. Oler cuidadosamente el filtrado. Interpretar.

1.1.4. Poder reductor.

-

Mezclar íntimamente 0,2-0,3 g de óxido cúprico con 0,5 g de carbón en polvo. Pasar la mezcla a un tubo de vidrio Pirex, que se cierra con un tapón atravesando por un tubo de vidrio acodado cuyo extremo libre se sumerge en agua de cal contenida en un tubo de ensayos (ver la figura).

-

Calentar, cuidadosamente, a llama directa la mezcla, primero suavemente y luego cada vez a mayor temperatura, durante unos cinco minutos. Dejar enfriar y volcar el contenido del tubo de ensayos sobre un vidrio de reloj. Observar e interpretar.

-

Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: 2CuO ( s )  C ( gr )  2Cu ( s )  CO 2 ( g ) CO 2 ( g )  Ca (OH ) 2 ( ac )  CaCO 3( s )  H 2 O

1.2. Obtenc ión y pro piedades del dióxido de carbono . 1.2.1. Obtención.

2


QUIMICA INOGRÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio -

Armar un equipo similar al utilizado en el punto anterior. Colocar algunos trozos de mármol en el tubo generador. Agregar unos 5 mL de ácido clorhídrico 1M. Observar que el desprendimiento gaseoso sea constante. Purgar el aparato durante uno o dos minutos. Recoger el gas en tres tubos de ensayos tapándolos inmediatamente. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: CaCO 3( s)  2 HCl( ac )  CaCl 2 ( ac )  CO 2 ( g )  H 2 O

1.2.2. No combustibilidad y reacción con magnesio.

-

En uno de los tubos llenos de dióxido de carbono, introducir primeramente una astilla de madera encendida. Luego en el mismo tubo, introducir, con una pinza, un trozo de cinta de magnesio ardiendo en su extremo. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: CO 2( g )  2 Mg ( s )  2 MgO( s )  C ( s)

1.2.3. Formación de carbonato y de bicarbonato.

-

Usando el mismo aparato generador producir dióxido de carbono y hacerlo burbujear en un tubo conteniendo 3 mL de agua de cal diluida. Observar la formación de un precipitado. Continuar con el pasaje de dióxido de carbono hasta redisolver el precipitado. Interpretar

Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: CO 2 ( g )  Ca ( OH ) 2( gac)  CaCO 3( s )  H 2 O CaCO 3( s )  CO 2 ( g )  H 2O  Ca ( HCO 3 ) 2 ( ac )

1.2.4. Estabilidad del bicarbonato.

-

Calentar hasta ebullición la solución contenida en el tubo de ensayos anterior. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es:  Ca( HCO3 ) 2( ac)  CaCO3( s )  CO2 ( g )  H 2 O 

3



1.2.5. Propiedades ácido base.

-

Colocar 2 mL de solución de fenolftaleína levemente alcalinizada. Utilizando el aparado generador, burbujear dióxido de carbono en el tubo. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: CO 2( g )  H 2 O  H 2CO 3( ac )  H (ac )  HCO 3( ac )

1.3. Obtenc ión y propi edades del acetileno. 1.3.1. Obtención.

-

Armar un generador de acetileno siguiendo las indicaciones que el docente dará oportunamente. Colocar en el generador unos trocitos de carburo de calcio. Agregar 5 mL de agua destilada y dejar purgar el generador. La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: CaC 2 ( s )  2 H 2O  C 2 H 2( g )  Ca ( OH ) 2 ( ac )

1.3.2. Combustión.

-

Medir con agua el volumen de un tubo de ensayos. Hacer una mezcla de acetileno con el volumen del aire que contenga el oxígeno necesario para la combustión total del gas. Para ello llenar un tubo de ensayos con un volumen de agua igual al necesario del gas (aproximadamente un tercio de la altura del tubo de ensayos) e invertirlo sobre un cristalizador que hará de cuba neumática. Recoger el gas en dicho tubo hasta desalojar toda el agua. Sacar el tubo tapando con el dedo pulgar. Agitar y acercar a la llama extremando las precauciones. Observar en interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: 2C 2 H 2( g )  5O 2( g )  4CO 2 ( g )  2 H 2 O

2. ESTAÑO 2.1. Reacción con áci do nítrico concentr ado.

-

Colocar una granalla de estaño, en un tubo de ensayos. Agregar 2 mL de ácido nítrico concentrado. Observar e interpretar. 4



La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: Sn ( s )  4 HNO 3( c )  H 2SnO 3( ac )  4 NO 2 ( g )  H 2 O

2.2. Precipitación y disolución del hidróxido de estaño.

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Colocar 2 mL de cloruro de estaño en un tubo de ensayos. Agregar gota a gota solución de hidróxido de sodio hasta aparición de un precipitado. Dividir el precipitado en dos tubos de ensayos. Agregar gotas de solución de hidróxido de sodio a unos de los tubos. Agregar gotas de ácido nítrico diluido al otro tubo. Observar e interpretar.

Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: SnCl 2 ( ac )  2 NaOH ( ac )  Sn (OH ) 2 ( s )  2 NaCl ( ac ) Sn(OH ) 2 ( s )  NaOH  NaHSnO 2( ac )  H 2 O

ó Sn (OH ) 2 ( s )  2 NaOH  Na 2 Sn ( OH ) 4 

Sn(OH ) 2( s )  2HNO3( ac )  Sn( NO3 ) 2  2 H 2O

3. PLOMO 3.1. Reacción con ácido nítri co.

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Colocar una granalla de plomo en un tubo de ensayos. Agregar 15 mL de ácido nítrico concentrado 1+1. Calentar suavemente hasta disolución total. Una vez fría diluir a la mitad la solución obtenida agregando agua destilada. Conservar la solución para los ensayos siguientes.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: 3Pb ( s)  8HNO 3(11)  3Pb( NO 3 ) 2( ac )  2 NO ( g )  4 H 2 O

3.2. Precipitació n del sulfato plu mboso .

-

Colocar en un tubo de ensayos 5 mL de la solución de nitrato plumboso obtenida en el punto anterior. Agregar ácido sulfúrico 1+1 hasta la aparición de un precipitado. Observar e interpretar. 5


QUIMICA INOGRÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: Pb( NO3 ) 2 ( ac)  H 2SO4(11)  PbSO 4( s )  2 HNO3( ac )

3.3. Precipitación del sulfuro plumboso.

-

Colocar en un tubo de ensayos 5 mL de la solución de nitrato plumboso obtenida en el 3.1. Agregar gota a gota solución de sulfuro de sodio hasta precipitación total. Descartar el líquido sobrenadante y lavar el precipitado por decantación con agua. Repetir el lavado dos veces más. Agregar agua oxigenada en pequeñas porciones y calentar suavemente. Observar e interpretar.

Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: Na 2S ( ac )  Pb( NO 3 ) 2 ( ac )  PbS( s )  2 NaNO 3( ac )  PbS( s )  4 H 2 O 2( ac )   PbSO 4( s )  4 H 2 O

3.4. Precipitación del cloruro plumboso.

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Colocar en un tubo de ensayos 5 mL de la solución de nitrato plumboso obtenida en el punto 3.1. Agregar gota a gota ácido clorhídrico 1+1 hasta precipitación total. Enfriar el precipitado formado bajo chorro de agua. Secar el tubo exteriormente y observar el volumen del precipitado. Calentar el tubo a ebullición incipiente. Volver a observar volumen del precipitado. Interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: Pb( NO 3 ) 2 ( ac )  2 HCl (11)  PbCl 2 ( s )  2 NaCl ( ac )

3.5. Precipitación y disolución del hidróxido plumboso.

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Colocar en un tubo de ensayos 5 mL de la solución de nitrato plumboso obtenida en el punto 3.1. Agregar gota a gota solución de hidróxido de sodio hasta precipitación total. Dividir el precipitado en dos tubos de ensayos. Agregar gotas de solución de hidróxido de sodio a unos de los tubos. Agregar gotas de ácido nítrico diluido al otro tubo. Observar e interpretar.

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QUIMICA INOGRÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: Pb( NO3 ) 2( ac)  2 NaOH ( ac )  Pb(OH) 2 ( s )  2 NaNO3( ac ) Pb(OH) 2 ( s)  NaOH  NaHPbO 2( ac )  H 2 O

ó Pb(OH) 2( s )  2 NaOH  Na 2 Pb(OH ) 4  Pb(OH) 2 ( s)  2HNO 3( ac)  Pb( NO3 ) 2  2H 2 O

3.6. Estud io de las propi edades de los óxi dos del plo mo. 3.6.1. Propiedades del óxido plúmbico.

-

Colocar 3 mL de ácido clorhídrico concentrado en un tubo de ensayos. Introducir gradualmente en el tubo pequeñas cantidades de óxido plúmbico (no debe observarse producción de gas) hasta observar coloración amarilla. Llevar el contenido del tubo a ebullición hasta que desaparezca la coloración amarilla. Observar e interpretar.

Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: PbO 2 (s )  4 HCl ( c )  PbCl 4( s )  2 H 2 O  PbCl 4 ( s )   PbCl 2( s)  Cl 2 ( g )

3.6.2. Propiedades del minio (óxido plumboso / óxido plúmbico).

-

Colocar 3 mL de ácido nítrico diluido en un tubo de ensayos. Agregar una pequeña cantidad de minio. Filtrar. Agregar al filtrado unas gotas de solución ácido sulfúrico diluido. Observar e interpretar.

Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: Pb 3O 4 ( s )  4 HNO 3( c )  2 Pb( NO 3 ) 2 ( ac )  PbO 2 ( s )  2 H 2 O H 2SO 4 ( ac )  Pb( NO 3 ) a ( ac )  PbSO 4( s)  2 HNO 3( ac )

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TRABAJO PRÁCTICO Nº 11 GRUPO 13

1. BORO 1.1. Obtención de ácido bórico. -

En un vaso de precipitado de 50 o de 100 mL colocar 4 g de bórax ( Na 2 B 4 O 7  10H 2 O ). Agregar 10 mL de agua destilada. Agregar 5 mL de ácido sulfúrico concentrado. Calentar a baño María durante 5 minutos. Enfriar en baño de hielo y filtrar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: Na 2 B 4 O 7  10H 2 O  H 2 SO 4  Na 2 SO 4  4H 3 BO 3  5H 2 O

Constantes de acidez del ácido bórico a 25ºC: K 1  5,81  10 10

K 2  1,82  10 13

K 1  1,58  10 14

1.2. Acción del calor. 1.2.1. Sobre el bórax. -

Calentar lentamente 1 g de bórax en un tubo de ensayos. Describir lo observado. La ecuación química correspondientes a la reacción producida es: Na 2 B 4 O 7  10H 2 O  Na 2 B 4 O 7  10H 2 O

1.2.2. Sobre el ácido bórico. -

Calentar lentamente 1 g de ácido bórico en un tubo de ensayos. Describir lo observado. Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: 2 H O

H O

2 2 2H 3 BO 3     2HBO 2     B2 O 3

1



1.3. Color a la llama de los compuestos del boro. -

Colocar aproximadamente 0,1 g de ácido bórico en un crisol. Humedecerlo con 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado. Agregar de 10 a 15 gotas de alcohol metílico. Calentar lentamente sobre tela metálica. Encender los vapores que se desprenden. Describir lo observado. Lavar cuidadosamente el crisol y repetir la experiencia omitiendo el agregado de ácido bórico. Describir lo observado.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: H SO

2 4(c) H 3 BO 3( s )  3CH 3CH 2 OH ( l )      B( OCH 2 CH 3 ) 3( l )  3H 2 O

1.4. Preparación de perborato (peroxiborato) de sodio y determinación del contenido de oxígeno peroxídico. -

Pesar 4,8 g de bórax y disolverlos en exactamente 50 mL de solución caliente de hidróxido de sodio (3,35 g en 100 mL de solución). Enfriar a temperatura ambiente. Agregar 56 mL de solución de agua oxigenada de 10 volúmenes. Enfriar en baño de hielo. Cuando la solución haya alcanzado la temperatura del baño agregarle uno trocitos de hielo (aproximadamente 4 g) y agitar durante unos minutos. Armar dispositivos de filtración al vacío y separar los cristales obtenidos. Suspender la succión y lavar los cristales sobre el filtro con dos porciones de alcohol etílico enfriando. Pesar la masa de cristales obtenidos y calcular el rendimiento de la operación.

Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: 

Na 2 B 4 O 7  10H 2 O (s )  2 NaOH (ac )   4 NaBO 2 (s )  11H 2 O enfriamien to

NaBO 2 (s )  H 2 O 2( ac )  3H 2 O ( l)      4 NaBO 2  H 2 O 2  3H 2 O ( s )

1.5. Reaccion es de recono cimiento del perox ibor ato. -

Preparar una solución de peroxiborato disolviendo aproximadamente 1 g del peroxiborato obtenido en el procedimiento anterior en 20 mL de agua. Distribuir la solución en tres tubos de ensayos.

2



1.5.1. Reducción del permanganato -

Agregar al primer tubo cinco gotas de ácido sulfúrico diluido. Agregar el mismo tubo tres gotas solución de permanganato de potasio. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es la siguiente: H 2 O 2( ac )  2KMnO 4 (ac )  3H 2 SO 4 ( ac)  2MnSO 4(ac )  K 2SO 4( ac )  5O 2 ( g )  8H 2 O

1.5.2. Oxidación del ioduro -

Agregar al segundo tubo 1 mL de solución de ioduro de potasio. Observar el color e interpretar. Agregar al mismo tubo tres gotas de solución de almidón. Observar el color e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es la siguiente: H 2 O 2( ac )  2KI ( ac )  H 2SO 4 ( ac )  I 2 ( ac)  K 2SO 4 (ac )  2H 2 O

1.5.3. Carácter ácido -

Humedecer con la solución contenida en el tercer tubo un papel indicador universal. Observar el color del papel e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es la siguiente: H 2 O 2( ac )  H   HO 2

Ka  1,55  10 12

Repetir los tres ensayos anteriores reemplazando la solución de peroxiborato por solución de agua oxigenada de 20 volúmenes. Comparar los resultados.

2. ALUMINIO 2.1. Propiedades del alumi nio. 2.1.1. Reacción del aluminio metálico con ácido clorhídrico.

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QUIMICA INORGÁNICA (63.13) Trabajos Prácticos de Laboratorio -

Colocar un trozo de papel de aluminio en un tubo de ensayos y cubrirlo con agua. Añadir tres gotas de ácido clorhídrico concentrado. Calentar el tubo, si es necesario, para iniciar la reacción. Conservar la solución obtenida. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: 2Al ( s )  6HCl (ac )  2AlCl 3( ac )  3H 2( g )

2.1.2. Reacción del cloruro de aluminio con hidróxido de sodio. -

Al tubo conteniendo la solución obtenida en el punto anterior agregar solución de hidróxido 1 M de sodio hasta reacción neutra al tornasol. Agregar al mismo tubo un exceso de solución de hidróxido de sodio 1M. Observar e interpretar.

Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones producidas son: AlCl 3( ac )  3 NaOH ( ac)  Al(OH ) 3(s )  3NaCl ( ac) Al(OH) 3( s )  NaOH(ac)  Na[Al(OH) 4 ](ac)

2.1.3. Reacción del aluminio metálico con hidróxido de sodio. -

Colocar un trozo de papel de aluminio en un tubo de ensayos y cubrirlo con solución de hidróxido de sodio 1 M. Calentar el tubo, si es necesario, para iniciar la reacción. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: 2Al ( s )  2 NaOH ( ac )  6H 2 O  2 Na[ Al(OH ) 4 ] ( ac)  3H 2( g )

2.1.4. Carácter anfótero.

2.1.4.1. Precipitación del hidróxido de aluminio. -

Colocar en un tubo de ensayos 5 mL de solución de cloruro de aluminio. Agregar 1 mL de agua amoniacal. Agitar el tubo para favorecer la floculación del precipitado. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: 4



AlCl 3( ac )  3 NH 3( ac )  3H 2 O  Al( OH ) 3(s )  3 NH 4 Cl ( ac )

2.1.4.2. Disolución del hidróxido de aluminio en medio alcalino fuerte. -

Dejar sedimentar el precipitado obtenido en el punto anterior y decantar el sobrenadante. Transferir la mitad del precipitado a otro tubo. Agregar 1 mL de solución de hidróxido de sodio al precipitado contenido en uno de los dos tubos. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: Al(OH ) 3( s )  NaOH ( ac )  Na[Al(OH) 4 ](ac)

2.1.4.3. Disolución del hidróxido de aluminio en medio ácido. -

Agregar 1 mL de ácido clorhídrico diluido al precipitado contenido en el otro tubo. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: Al(OH ) 3( ac )  3HCl ( ac )  3H 2O  AlCl 3( s )  3H 2 O

2.1.5. Reacción del sulfato de aluminio con carbonato de sodio. -

Colocar en un tubo de ensayos 5 mL de solución de sulfato de aluminio. Agregar 1 mL de solución de carbonato de sodio. Observar e interpretar.

La ecuación química correspondiente a la reacción producida es: 3 Na 2 CO3( ac )  Al 2 (SO 4 ) 3( ac )  3H 2 O  2Al(OH) 3(s)  3CO 2 ( g )  3 Na 2 SO 4 ( ac )

5



TRABAJO PRÁCTICO N° 12: “Compuestos de Coordinación” PARTE EXPERIMENTAL I. Técnic a de preparaci ón del [Co(NH3)6]Cl 3 1.- Disolver 4 grs. de cloruro de amonio (NH 4 Cl) en 9 ml de agua. 2.- Calentar con cuidado la solución hasta su ebullición y añadir 6 grs. de cloruro de cobalto (II) hexahidratado (CoCl 2 .6 H2O). Figura 1

3.- Colocar 0,3 grs. de carbón activado (actúa como catalizador) en un matrazerlenmeyer de 100 ml y añadir la solución preparada. 4.- Enfriar el matraz y la solución en un baño de agua con hielo, como lo indica la figura. Figura 2

5.- Inmediatamente agregar 15 ml de amoníaco concentrado (NH3) y enfriar la mezcla, hasta que la temperatura llegue a 10º C o menos. 6.- Añadir lentamente con gotero 8 ml de agua oxigenada (H2O2) al 30 %. (Agente oxidante en la reacción redox). 7.- Calentar la solución, unos 20 minutos, a baño maría (50-60ºC) hasta que desaparezca la coloración rosada del ión Co 2+ , lo que indica que este se ha oxidado a Co3+. Figura 3

H. Ox:

Co2+(ac)

H. Red: HO2-(ac) + H2O + 2 eCo3+(ac) + 6 NH3(ac) [Co (NH3)6]3+(ac) + 2 Cl-(ac) + OH-(ac) 1


Co3+(ac) + e3 OH-(ac) [Co (NH3)6]3+(ac) [Co(NH3)6]OHCl2(ac)


8.- Enfriar la solución en baño de hielo y filtrar en un Buchner de 4,5 cm. 9.- El filtrado se pasa a una solución hirviendo de 50 ml de ácido clorhídrico (HCl) 0,5 M. Continuar calentando y agitando la mezcla hasta su hervor.

[Co(NH3)6]OHCl2(ac) + HCl(ac)

[Co(NH3)6]Cl3(ac) + H2O

10.- Inmediatamente filtrar por un Buchner que lleve dos papeles filtros previamente mojados con agua y succionados, para que retengan el carbón activado. Figura 4

11.- Al filtrado, añadir 7 ml de HCl concentrado y enfriar.

II. Tinta invisible (Técnica de cambio de ligando). 1.- Diluir en un tubo de ensayo unos gramos de cloruro de cobalto hexahidratado (CoCl 2 .6 H2O) en agua. Esta solución debe ser rosada, casi incolora. 2.- Tomar aproximadamente 5 cm3 de solución de CoCl 2 y escribir en un papel con esta solución utilizando una astilla de madera a modo de birome. La letra no será visible.

3.- Calentar el papel sobre una placa calentadora para eliminar el agua de la tinta. ¿Qué ocurre? Al calentar, se produce la reacción de deshidratación del complejo [Co(H2O)6]2+ y se forma el complejo [CoCl4]2-. 2[Co(H2O)6]Cl2 rosado

Co[CoCl4] + 12 H2O azul

Por lo que la tinta será visible. 4.- Retirar de la placa calentadora el papel. Dejarlo reposar al ambiente unos minutos. ¿Qué observa? 2



III. Preparació n de [Cu (NH3)4 ]SO4 (H2O)

Diagrama de bloques del método de obtención. PROCESO

REACCIONES

Disolución de 0,05 moles de CuSO4.5H2O (s) pulverizado en una solución de 20 ml de NH3 (c) y 12 ml de H2O (l)

Agregado de 20 ml de etanol frío.

Cu SO4.5H2O (s) Cu2+ (ac) + 4 H2O (l) Cu2+ (ac) + 4 NH3 (c)

Cu + (ac) + SO4 -(ac) [Cu(H2O)4 ] 2+ (ac) [Cu (NH3)4 ] 2+ (ac)

Ya que el etanol es ávido de H2O desplaza el siguiente equilibrio: 2+ [Cu(H2O)4 ] (ac) + 4 NH3 (c) [Cu (NH3)4 ] 2+ (ac) + 4 H2O (l) hacia la derecha

Enfriado y reposo por 1 h.

Filtrado con Buchner

Lavado

Aumenta la concentración del ligando

con NH3 (c) frío

(NH3) y diminuye la concentración de

ligando (H2O) por la presencia de etanol con etanol frío 2-3 ml

El etanol elimina el exceso de H2O (l) favoreciendo la formación del complejo, y su baja t disminuye la solubilidad

con eter 1/2 ml

El eter deshidrata al complejo

Secado en secador de CaO (s) calcinado con acetona 3 2 ml



IV. Equilibri os iónico s homogéneo y heterogéneo en competencia: complejo hexatiocianoferrato(III), hidróxido férrico y c omplejo hexafluorferrato(III)

a) Colocar en un tubo de ensayo limpio, aproximadamente 5 cm3 de solución acuosa de cloruro férrico. b) Agregar 1 cm3 de solución acuosa de tiocianato de sodio. Observar cambios . FeCl3 (ac) + 6 NaSCN (ac) ↔ Na3[Fe(SCN)6] (ac) + 3 NaCl (ac) marrón ladrillo

incoloro

rojo intenso

Fe3+(ac) + 6 SCN-(ac) ↔ [Fe(SCN)6]3- (ac)

Kf =9,7x1041

c) Separar el contenido del tubo en 5 tubos. Reservar T1 como testigo. d) En T2: diluir con agua destilada hasta duplicar el volumen de solución y agregar gota a gota solución acuosa de cloruro férrico. Observar cambios . El equilibrio se desplaza hacia….. e) En T3: diluir hasta duplicar el volumen y agregar, gota a gota, solución acuosa de tiocianato de sodio. Observar cambios . El equilibrio se desplaza hacia….. f) En T4: agregar, gota a gota, solución acuosa de hidróxido de sodio. Observar cambios . Fe3+(ac) + 3 OH-(ac) → Fe(OH)3(s)

Kps= 4,0x10-38

g) En T5: agregar una punta de espátula de fluoruro de sodio sólido. Observar cambios . [Fe(SCN)6]3- (ac) + 6 F-(ac) → [FeF6]3- (ac) + 6 SCN-(ac) rojo intenso

incoloro

Fe3+(ac) + 6 F-(ac) ↔ [FeF6]3- (ac)

Kf =

Kf[Fe(SCN)6]3- _____ Kf[FeF6]3h) Observar T4 a los 15 min. Agregar ácido sulfúrico hasta observar cambios. Fe(OH)3(s) + 3 H+(ac) → Fe3+(ac) + 3 H2O Luego, el aumento de concentración de Fe 3+ en solución desplaza el equilibrio del complejo hacia….

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Serie 1

Química Inorgánica (63.13)

ESTRUCTURA ATÓMICA, TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS

Serie 1


ESTRUCTURA ATÓMICA, TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS 1) Un mol de una sustancia absorbe radiación de cierta longitud de onda cuya energía asociada es de 100 Kcal. ¿Cuál es la longitud de onda de esta luz y a que zona del espectro electromagnético corresponde? Rta: 2,87.10-7 m 2) La Línea D característica del sodio tiene una longitud de onda de 5890 Å. Calcule la frecuencia y la energía correspondiente a esa transición. Exprese el resultado en J y en eV. Rta: 3,37.10-19 J; 2,11 eV; ν = 5,1.1014 s-1 3) La radiación electromagnética con energías de fotón superiores a 15 eV puede dañar a un semiconductor particular que se intenta usar para comunicaciones vía satélite. ¿Puede la luz visible ser una posible fuente para ese daño? Rta: No (E = 3,1 eV) 4) Calcular la longitud de onda asociada a: a) Un electrón (melectón = 9,10910-31 kg) que se mueve a una velocidad de 10 6 m.s-1. b) Un coche de 1000 kg de masa que se desplaza a la velocidad de 120 km.h -1. Dato:

Masa del electrón en reposo:

-31

m e = 9,1 10 Kg

Rta: a) 7,2710-10 m; b) 1,9910-38 m. 5) La molécula diatómica de HCl vibra con una frecuencia de 8,67 1013 s-1. (Las frecuencias vibracionales moleculares se determinan experimentalmente mediante la técnica de la espectroscopia de infrarrojo). Calcular las variaciones de energía vibracional que puede alcanzar esta molécula. ¿A qué zona del espectro electromagnético corresponden? Rta: 5,7410-20 J; Infrarrojo cercano. 6) El color azul del cielo resulta de la dispersión de la luz del sol por las moléculas del aire. La luz azul tiene una frecuencia de unos 7,51014 Hz. a) Calcular la longitud de onda asociada con esta radiación. b) Calcular la energía (expresada en Joules) de un fotón individual asociado con esta frecuencia. Rta: a) 410-7 m; b) 4,96510-19 J. 7) Un neutrón cuya masa es 1,6710-24 g tiene una energía cinética de 6,21 10-21J. ¿Cuál es su longitud de onda expresada en nm? Rta: 0,145 nm 8) La longitud de onda asociada a una molécula de hidrógeno en movimiento es de 1,08 Å. ¿A qué velocidad se mueve dicha molécula? Rta: 1846 m/s 9) La frecuencia umbral del tungsteno es de 1,3.10 15 s-1. Determinar la energía de los fotoelectrones emitidos de su superficie cuando son irradiados con luz de longitud de onda igual a 2000 Å.

Serie 1


Rta: Emáx = 1,31810-19 J. 10) Un metal tiene una frecuencia umbral de 4,51014 Hz para el efecto fotoeléctrico. a) Si el metal se ilumina con una radiación de 4,010-7 m de longitud de onda, ¿cuál será la energía cinética y la velocidad de los electrones emitidos? b) Si el metal se ilumina con otra radiación distinta de forma que los electrones emitidos tengan una energía cinética el doble que en el caso anterior, ¿cuál será la frecuencia de esta radiación? Datos: Valor absoluto de la carga del electrón: Constante de Planck: Velocidad de la luz en el vacío:

-19

e = 1,6 10 C -34 h = 6,63 10 J s 8 c = 3 10 m/s

Rta: a) Ec = 21,9910-19 J; b)  =1,051015 Hz. 11) Una radiación monocromática que tiene una longitud de onda en el vacío de 600 nm y una potencia de 0,54 W, penetra en una célula fotoeléctrica de cátodo de cesio cuyo trabajo de extracción es de 2,0 eV. Determinar: a) El número de fotones por segundo que viajan con la radiación. b) La longitud de onda umbral del efecto fotoeléctrico para el cesio. c) La energía cinética de los electrones emitidos. d) La velocidad con que llegan los electrones al ánodo si se aplica una diferencia de potencial de 100 V. Rta: a) 1,631018; b) 6,2210-7 m; c) 1,1510-20 J; d) 5,93106 m/s. 12) Considere las longitudes de onda de De Broglie de un electrón y de un protón. Razone cuál es menor si tienen: a) El mismo módulo de la velocidad. b) La misma energía cinética. Nota: Suponer velocidades no relativistas.

13) Para un metal la frecuencia umbral es de 4,5.1014 Hz . a) ¿Cuál es la energía mínima para arrancarle un electrón? b) Si el metal se ilumina con una luz de 5.10 -7 m de longitud de onda. ¿Cuál es la energía de los electrones emitidos y su velocidad? Rta: a) 2,9810-19 J; b) 9,9410-20 J; 4,67105 m/s. 14) En base al principio de construcción ordenada y los principios de exclusión de Pauli y de Hund (también conocido como regla de Hund), ¿cuál es el error de las siguientes configuraciones? a) 1s2 2s2 2pX2 b) 1s2 2s2 2pX2 2pY2 3s1 15) Los siguientes números cuánticos (3, 2, 1, 1/2) ¿pertenecen al último electrón del ión Ni 2+ (Z = 28)? (Orden de llenado: +, 0, -). Justificar. Rta: No 16) ¿Cómo se caracteriza por su configuración electrónica? a) Un metal alcalino b) Un halógeno c) Un elemento de transición d) Un elemento de transición interna (lantánido o actínido) e) Un gas noble. Dar un ejemplo en cada caso.

Serie 1


Rta: a) ns1, Ej: Na; b) ns2 np5 Ej: Cl; c) se incorpora el subnivel d en la configuración electrónica externa, Ej: Fe; d) se incorpora el subnivel f en su configuración electrónica externa, Ej: La; e) ns2 np6, Ej: Ar. 17) Sin consultar la tabla periódica, calcular el número atómico de los siguientes elementos: a) Tercer gas inerte. b) Cuarto metal alcalino. c) Segundo metal alcalino térreo. d) Primer elemento de transición. e) Elemento que posee la sub capa 5d semi completa. Rta: a) Ar; b) Rb; c) Mg; d) Sc; e) Re. 18) La configuración electrónica de un elemento es 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3. Indicar: a) Si es metal o no metal. b) El grupo al que pertenece. c) Su símbolo. d) Dos elementos que tengan mayor energía de ionización que él. e) Dos elementos que tengan menor energía de ionización que él. Rta: a) Semimetal; b) Columna 15, grupo VA; c) Sb; d) P, N; e) Sn, Bi. 19) Ordenar los siguientes elementos según su afinidad electrónica: Cl, S, Te. Rta: Cl  S  Te 20) Ordene los siguientes elementos según el potencial de ionización creciente: Na, F, Ne. Rta: Na  F  Ne 21) Decir si el radio iónico de las siguientes especies crece regularmente según: Al 3+; Ca2+;Mg2+; K+; Rb+. (De no ser así ordenar correctamente). Rta: No. Orden correcto: Mg2+; Al3+; Ca2+; K+; Rb+. 22) Indique en cada uno de los siguientes pares cuál de las dos especies tiene mayor radio: (a) N3- o F-, (b) Cl- o S2-; (c) Fe2+ o Fe3+; (d) Cu+ o Cu2+; (e) Cl o Cl-; (f) Na o Na+; (g) Mg2+ o Al3+; (h) Au+ o Au3+. Rta: a) N3-; b) S2-; c) Fe2+; d) Cu+; e) Cl-; f) Na; g) Mg2+; h) Au+. 23) Las primera y segunda energía de ionización del Potasio son 495,8 kJ/mol y 4561,5 kJ/mol y las del Ca son 590 kJ/mol y 1145 kJ/mol respectivamente. Compare los valores y comente las diferencias. 24) Acomodar las siguientes especies en pares isoeléctricos: O2-, Ar, S2-, Ne, Zn, Cs+, As3+, N3-, Xe, F-. Rta: O2-/Ne; Ar / S2-; Zn/As3+; Cs+/Xe; F -/N3-. 25) ¿Cómo cambian las propiedades químicas de los óxidos al avanzar a lo largo de un período de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo en un grupo de la tabla periódica? 26) Relacione cada una de las especies químicas de la derecha con la descripción de la izquierda: a) Líquido rojo oscuro Calcio (Ca)

Serie 1


b) c) d) e)

Gas incoloro que arde en oxígeno gaseoso Metal reactivo que ataca al agua Metal brillante utilizado en joyería Gas inerte

Oro (Au) Hidrógeno (H2) Bromo (Br 2) Argón (Ar)

Rta: a) Bromo; b) Hidrógeno; c) Calcio; d) Oro; e) Argón. 27) Los átomos A, B, C, y D son del mismo período y tiene 1, 3, 5 y 7 electrones en el último nivel. a) ¿Qué fórmula tendrán los compuestos formados con A y D, D y D, C y D? b) ¿Comparando la electronegatividad de A con la D, será iónico o covalente el compuesto que forman? Escriba su fórmula electrónica. c) Escriba la fórmula electrónica del compuesto formado por C y D. d) ¿Cuáles de estos átomos pueden dar lugar a una molécula diatómica? Escriba su fórmula electrónica. e) ¿De los 4 átomos, cuál tiene el potencial de ionización más elevado y cuál el más bajo? Rta: a) AD; b) iónico; c) CD3; d) D y C, D-D, CC; e) Mayor: D, Menor: A. 28) Responder “verdadero” o “falso”. Fundamentar. a) El electrón ligado al núcleo tiene comportamiento exclusivamente corpuscular. b) Los siguientes potenciales de ionización corresponden a los elementos Li-Be-B-C-N-O-F-Ne en el siguiente orden (8,30; 11,26; 5,39; 9,32; 13,61; 14,54; 17,42; 21,56) eV. c) El carácter metálico de los elementos de una misma familia disminuye al aumentar la masa atómica relativa. d) Los elementos de carácter más metálico de la tabla periódica son los de la familia del litio. 29) Responder “verdadero” o “falso”. Fundamentar. a) Los hidrácidos son característicos del grupo de los halógenos. b) Los óxidos de los metales se combinan con agua para dar hidróxidos. c) El potencial de ionización aumenta regularmente en el segundo período del Li al Ne. d) La electronegatividad crece en una familia al crecer el número atómico.

30) Responder “verdadero” o “falso”. Fundamentar. a) La afinidad electrónica (módulo) de los siguientes elementos aumenta de izquierda a derecha: Be, Al, C, N, O, F. b) Los siguientes números cuánticos (3, 2, 2, 1/2) pertenecen al último electrón del ion Fe 3+ (Z = 26) (orden de llenado: +, 0, -). c) La solubilidad de los haluros de plata disminuye con el aumento de carácter iónico del compuesto (AgX). 31) Explicar brevemente cuál es el significado físico de la función de onda de Schrödinger. 32) ¿Qué significa que la energía de un electrón está cuantificada? En qué casos ocurre. 33) ¿Qué es un nodo en la representación de Ψ2 (probabilidad radial) en función del radio r? 34) Explique el origen del grado de apantallamiento σ tal que Zef = Z – σ 35) ¿Qué tipo de electrón es más penetrante: d, s o p? Fundamentar. 36) ¿Qué significa potencial iónico? ¿A qué se relaciona? (En metal y en no metal) Ejemplificar.

Serie 2


HIDRÓGENO 1) Se desean obtener 100 dm 3 de H2 en CNPT y se dispone de H2SO4 y de Fe 95% de pureza. a) ¿Cuántos mL de H 2SO4 2N se necesitarán? b) ¿Cuántos gramos de la muestra de Fe de 95% de pureza se usarán? Rta: a) 4465 mL; b) 263,16 g. 2) Se tratan 450 g de Al de 99% de pureza con un exceso de solución de NaOH. ¿Cuántos dm 3 de H 2 a 10ºC a y 800 mmHg se habrán liberado, si el rendimiento del proceso es del 80%?

Rta: 436,78 dm3. 3) Calcular el volumen de H 2 (CNPT) que puede obtenerse a partir de 1T de LiH y de 1T de CaH 2 si reaccionan ambos –por separado- con un exceso de agua.

Rta: 3,87106 dm3. 4) Se hacen reaccionar 9,2 g de Na con agua obteniéndose 2,5 dm 3 de la correspondiente solución. ¿Cuál será el pH de la misma?

Rta: 13,2. 5) Se hacen reaccionar, a 600°C, 1 tonelada de carbón de 100% de pureza en carbono con cantidad estequiométrica de agua gaseosa. La mezcla de gases resultante se almacena en un tanque de 10 3 m de volumen y se enfría a 27°C. ¿Cuales son las presiones parciales de los componentes de la mezcla a 600°C y a 27°C?

Rta: 205 atm; 597 atm. 6) 1,00 g de una aleación de Al y Zn se ataca con HCl diluido. El H 2 desprendido, medido en CNPT 3

ocupa un volumen de 1,025 dm . Calcule la composición (% m/m) de la aleación.

Rta: 76,4% Al; 23.6% Zn. 7) ¿Por debajo de qué pH comenzarán a liberar H 2 de una solución ácida el Ni y el Pb? (Eº Ni2+/Ni = - 0,24 V; Eº

Pb 2+ / Pb =

- 0,12 V)

Rta: Ni: por debajo de pH 4; Pb: por debajo de pH 2. 8) Por electrólisis del agua se obtuvo 1m 3 de H2 (en CNPT). a) ¿Qué cantidad de electricidad se necesitó? b) ¿Qué cantidad de agua se consumió? c) ¿Qué cantidad del coproducto se obtuvo? d) Si la intensidad de corriente era de 5 A. ¿Cuánto duró la operación? Rta: a) 8,62106 C; b) 803,6 g; c) 22,32 mol de O 2; d) 478,9 h. 9) Calcular: a) Qué masa de óxido de cobre (II) (70% de pureza) se podrá reducir con hidrógeno proveniente de una electrólisis de agua acidulada que duró 3 horas 20 minutos con una corriente de 10 A. El rendimiento de la electrólisis fue del 85%. b) La masa de hidruro de cobre (II) que se puede preparar con el cobre obtenido por reducción siendo el rendimiento de esta etapa del 80%.

Serie 2


Rta: a) 60,05 g; b) 27,8 g. 10) Se introduce un trozo de hierro cuya masa es de 2,10 g en 100 mL de solución 1M de HCl. Cuando el desprendimiento gaseoso termina, se filtra y luego se valora la solución con NaOH 1M. El viraje 3 del indicador se produce cuando se han agregado 40,0 cm de la base. Suponiendo que las impurezas del hierro no son atacadas por el ácido y que el hierro actúa con número de oxidación + 2, calcule el porcentaje de Fe en la muestra.

Rta: 80%. 11) Se trata 1g de una aleación de Cu y Zn con 100 mL de solución de HCl de pH = 3,22. Al final del desprendimiento de H 2, el pH de la solución remanente es 5. Averigüe la masa de Zn y de Cu en la aleación.

Rta: masa de Cu = 0,998 g; masa de Zn = 1,93.10 –3 g. 12) En ciertas regiones, donde el carbón es barato, se produce gas artificial para uso doméstico mediante la reacción : C(s) + H2O(l)



H2(g) + CO(g)

Suponiendo que el carbón tiene una pureza de 100% en carbono: a) Calcular la energía que se puede obtener a 298 K a partir de la combustión de 1 kg de carbón. b) Calcular la energía que se genera a la misma temperatura al combustionar el gas de agua producido a partir de 1 kg de carbón. Comparar con el valor obtenido en “a” . Datos: Calor de formación del H 2 O(l), ( H ) - 285 kJ/mol f Calor de formación del CO 2 (g), ( H ) - 393 kJ/mol f Calor de formación del CO(g), ( H ) - 110 kJ/mol f

Rta: a) 32,75 kJ; b) 47,33 kJ.

Serie 3


OXIGENO 1) Una planta industrial de oxígeno produce 79,5 ton por día del mismo con una pureza del 99,5%. Determinar: a) Determinar la masa de aire seco que consume diariamente la planta si la composición (% V/V) de éste es O 2: 20,939%, N2: 78,09%, Ar: 0,93%, CO2: 0,031%. b) Calcular la producción diaria de N 2 en toneladas. Rta: a) 342 T; b) 258 T.

2) Por un reactor que contiene 2 T de óxido de bario y está a 500 ºC de temperatura circulan 100 m3/h de aire a 1 atm de presión sin enfriar el reactor. Si la composición del aire es la del problema 1, calcular durante cuánto tiempo deberá circular éste si solo se aprovecha un 98% de su contenido de oxígeno y reacciona solamente el 95% del óxido para formar el peróxido correspondiente. Considere que el óxido de bario y el oxígeno son los únicos reactivos. Rta: 19,2 h.

3) El oxígeno puede obtenerse por descomposición de clorato de potasio. Si se calientan 2 g de clorato de potasio y se recogen 100 mL de oxígeno medidos sobre agua a 753 mmHg de presión atmosférica y a 20 ºC. Dato: Presión de vapor del agua a 20ºC: 17,5 mmHg. Calcular: a) El porcentaje de clorato de potasio que se descompuso. b) ¿Cuántos gramos de clorato de potasio sin reaccionar quedan después de la experiencia? Rta: a) 16,45%; b) 1,67g.

4) Se desea preparar 10 L de solución de H 2O2 10 “volúmenes” y se dispone de solución de 85 vol. ¿Cuántos litros de esta última solución y cuántos litros de agua destilada deberán mezclarse? Rta: 1,18 L H2O2; 8,82 L H2O.

5) Se tratan 200 mL de H 2O2 de 44,8 “volúmenes” con 300 g de una muestra de permanganato de potasio de pureza 90% en presencia de un exceso de ácido sulfúrico; ¿Cuántos litros de O 2 medidos a 780 torr y 27 ºC se habrán liberado en la reacción? Rta: 19,18 L.

6) Dada la siguiente hemirreacción: O 2(g) + 4H+ + 4econsiderando presión parcial de O 2 = 1 atm. a) Una solución neutra. b) Una solución en la que [OH-] = 1M. c) Una solución de pH = 3,00.



2H2O, calcular el potencial de reducción,

Rta: a) Ered = 0,81V; b) Ered = 0,39V; c) Ered = 1,05V.

7)

¿Qué volumen de oxígeno, recogido en agua, medido a T = 20ºC y Patm = 765mmHg, se obtendrá 3 por exposición a la luz solar hasta descomposición total de 0,001 m de agua oxigenada al 20% m/m,. Datos: δ = 1,1 g/mL; PvH 2O (20ºC) = 17,535 mmHg Rta: 79,15 L.

8) Se hace reaccionar con un exceso de agua, 2.5 g de un mineral que contiene una riqueza en peróxido de sodio del 94%. Calcule el volumen de oxígeno obtenido por descomposición del agua oxigenada formada, si el gas se recoge a 34 ºC y 843 mm Hg.

Serie 3

Química Inorgánica (63.13) Rta: 0,34 L.

9) La pirólisis de sulfato ferroso produce óxido férrico, dióxido de azufre y oxígeno. Determinar: a) ΔH de descomposición de sulfato ferroso. b) La cantidad de calor necesaria para descomponer 5 T de la sal. c) La cantidad de calor involucrado en un proceso que ha producido 6 m3 de oxido sulfuroso, medido a una T = 30ºC y P = 1 atm. Datos: ΔH fSO2(g)= - 296,83 kJ/mol; ΔH fFe2O3(s) =- 824,2kJ/mol; ΔH fFeSO4(s) = - 928,4kJ/mol 6

4

Rta: a) 219,47 kJ/mol; b) 7,2310 kJ; c) 5,3.10 kJ.

10) Se tratan 40 g de peróxido de sodio, 96% de pureza, con un exceso de agua. Calcular: a) El volumen de oxígeno obtenido por descomposición de H 2O2 medido en CNPT. b) El pH de la solución final si el volumen resultó ser de 2,5 L Rta: a) 5,51 L; b) 13,60.

11) Se trata una mezcla de permanganato de potasio con 200 mL de agua oxigenada en presencia de ácido sulfúrico. Si en dicha reacción se obtuvieron 10,43 L de oxígeno medidos a 1,5 atm y 25ºC, indique cuál será la concentración de agua oxigenada en volúmenes si el rendimiento del proceso fue del 80%. Rta: 44,8 volúmenes.

Serie 4


AGUAS 3

-

-

2+

2+

1) Una muestra de 3 dm de agua contiene: Cl : 175 mg; HCO3 : 305 mg; Mg : 48 mg; Ca : 80 mg y + Na : 148 mg a) Calcular la dureza temporaria y permanente. b) Calcular la dureza temporaria y permanente luego de hervir la muestra media hora (suponer que no se pierde agua al hervir). c) Escriba la ecuación química del proceso que ocurre al hervir. Rta: a) Dtemp: 83,3 ppm, Dperm: 50 ppm. b) Dperm: 50 ppm.

2) Una muestra de agua contiene: 19,2 mg/l de NaHCO 3; 12mg/l de CaSO 4 y 12 mg/l de MgSO 4. 3 a) Calcular el volumen de EDTA 0,01M que se utiliza para titular 100 cm de muestra. b) Calcular la dureza temporaria. 3

Rta: a) 1,88 cm ; b) 11,4 ppm. 3

3

3) Una muestra de 50 cm de agua es titulada usando EDTA 0,01M, la titulación consume 9,5 cm del reactivo. Se sabe que la muestra contiene además: 0.05 mmoles de ion calcio, 12 mg de ion bicarbonato y cierta cantidad de ion magnesio. 3 a) Calcular la masa de ion magnesio en los 50cm de la muestra. b) Calcular la dureza temporaria. Rta: a) 1,08 mg; b) 196 ppm. 3

4) Un proceso industrial necesita un caudal de 200 dm /h de agua cuya dureza sea < 30 ppm en carbonato de calcio. Para el proceso se dispone de agua cuyo análisis químico da el siguiente resultado por litro: 1 milimol de iones calcio, 1 milimol de iones magnesio y 1 milimol de iones bicarbonato, además de cierta concentración de haluros alcalinos. Para eliminar la dureza del agua a emplear se usará una resina ablandadora sódica (RNa) que intercambia 60 g de carbonato de 3 calcio/dm de resina. a) Calcular la dureza total y temporaria del agua analizada. b) Calcular el volumen del lecho de resina para que pueda operar durante 600 horas. c) Escribir las ecuaciones de intercambio iónico que ocurrirán al pasar el agua dura por el lecho de la resina. 3

Rta: a) Dtotal = 200 ppm, D temp = 50 ppm. b) Vmin = 340 dm de resina.

5) Se desea eliminar de un efluente proveniente de un proceso de galvanoplastia, tanto el anión como el catión de cromato (VI) de Níquel (II). El caudal de agua es 100 L/ h, conteniendo disuelto 160 mg de sal/ L de agua. Se propone el uso de una resina de intercambio sulfonica en estado ácido (capacidad de intercambio: 950 meq-gr catión / L de resina) y una resina amoniacal en estado alcalino (capacidad de intercambio: 1150 meq-gr anión / L de resina). El tiempo de operación es de 100hs. a) Escribir en forma completa las ecuaciones químicas de i ntercambio iónico. b) Calcular los volúmenes de cada resina necesarios. Rta: b) Resina Sulfónica: 19,3 L. Resina Amoniacal: 15,93 L. 2+

6) Una muestra de 1 L de agua tiene una dureza expresada como 86,4 ppm de Ca . La muestra se 2+ + pasa por una columna intercambiadora de iones, reemplazando Ca por H . ¿Cuál es el pH del agua después de este tratamiento? Rta: pH = 2,36.

Serie 5


HALÓGENOS 1) Se han obtenido 100L de cloro líquido a -33 °C cuya densidad es 1,507 g.cm -3, a partir de un sólido cuya composición es la siguiente: sulfato de sodio: 1,5%, material inerte (arcilla, etc.): 3,1% y el resto cloruro de sodio. Usando la pirolusita, mineral que contiene el 85% de MnO 2, y ácido sulfúrico comercial de concentración 93,5% m/m. a) Calcular las masas de los tres reactivos necesarios para obtener la cantidad de cloro mencionado anteriormenteb) Si el filtro de una careta antigás tiene 40 g de carbón activado y sabiendo que 1 g de carbón activado adsorbe 235 mL de Cl 2(g) en CNPT, será suficiente este filtro para adsorber el Cl2 que escapa a la atmósfera, si las pérdidas al recogerlo son del 1% del Cl 2 obtenido? Nota: considerar las pérdidas en CNPT

Rta: a) m H2SO4 = 445 kg; m MnO 2 = 217 kg; m NaCl = 260 kg; b) No es suficiente. 2) La electrólisis de salmuera (solución de cloruro de sodio) en solución acuosa permite obtener 2,4 L de Cl2 medidos en CNPT. Calcular: a) El volumen de H2 obtenido en el cátodo en las mismas condiciones de P y T. b) La cantidad de electricidad utilizada. c) La normalidad de la solución de NaOH obtenida, si previamente se la llevó a un volumen final de 2 litros. Considerar que el rendimiento de esta electrólisis fue del 96% de acuerdo con la cantidad de electricidad utilizada.

Rta: a) 2,4 L de H 2; b) 21540 C; c) 0,107 N. 3) Por acción del H 2SO4 concentrado sobre sal común sólida, se obtiene un gas de olor picante, que en el aire húmedo puede formar una niebla. a) Escriba la ecuación representativa de dicha reacción. b) Se hacen reaccionar 6 moles de H 2SO4 con 120 g de NaCl, el gas obtenido se hace burbujear en 5 litros de agua. ¿Cuál es la concentración de la solución de dicho gas en agua expresada en mol/ litro?

Rta: b) 0,41 M. 4) Se hacen burbujear 0,2 mol de cloro en 1 litro de agua, siendo la disolución completa. Luego se neutraliza con NaOH 0,1 M. a) Plantear las ecuaciones químicas que ocurren en el proceso. b) Determinar el pH final. Suponer volúmenes aditivos, Ka HClO = 3,210-8.

Rta: b) pH = 10,05. 5) Reaccionan 360 g de una muestra de NaCl (95% de pureza) con cantidad suficiente de Permanganato de potasio y con 320 mL de ácido sulfúrico 96% m/m ( δ = 1,84 g/mL) obteniéndose 48,72 L de cloro medidos a 0ºC y 780 Torr. Calcular el rendimiento del proceso.

Rta: 76,42%. 6) Calcular a) El volumen de sulfito ácido de sodio 0,075 M necesario para obtener 0,5 kg de yodo a partir de una solución de yodato de sodio.

b) La masa de yodato que reaccionó. Rta: a) 131,2 L; b) 0,78 kg.

7) Calcule el E del electrodo de Cl 2/Cl- cuando la presión del cloro es de 8 atm y la concentración del

º

ion cloruro 0,01M si en él se realiza un proceso de oxidación y un proceso de reducción. Dato: E Cl 2 /Cl = 1,36 V.

Serie 5


Rta: Ered = 1,51V; Eox = -1,51V. 8) Se electrolizó una solución conteniendo 60 g de cloruro de sodio para lo cual se utilizó un cátodo de mercurio. Calcular la masa de hidrógeno desprendida.

Rta: 1,02 g. 9) El promedio del contenido de bromo en el agua de mar es 0,0064 % m/m como NaBr. a) ¿Cuántos litros de agua se necesitarán para obtener 1 kg de Br 2 (l)? b) ¿Qué volumen de Cl 2 en CNPT se requerirán para liberar el Br 2 de una tonelada de agua de mar? DATO: 1 litro de agua de mar pesa 1,001 kg.

Rta: a) 20,1103 L H2O; b) 6,9 L de Cl 2. 10) Si se agrega Br 2

-

-

y I2 (S) a una solución que contiene I y Br , ¿qué reacción ocurrirá si la concentración de cada una de las especies es 1 M? Datos: E° Br 2 / Br = 1,09 V; Eº I 2 / I = 0,54 V (l)

Rta: El Br 2 (l) oxidará al ion I - a I2. 11) Sabiendo que el Kps del AgCl a 25ºC es 1,710-10. a) Calcular la solubilidad del AgCl en agua pura a 25ºC. b) Calcular la solubilidad del AgCl en una solución acuosa 0,1 M de NaCl a 25ºC. c) Calcular la solubilidad del AgCl en una solución acuosa 0,1 M de AgNO 3 a 25ºC. Nota: Las sales NaCl y AgNO3 son altamente solubles.

Rta: a) 1,310-5; b) 1,710-9; c) 1,710-9. 12) Sabiendo que el Kps del CaBr 2 a 25ºC es 3,210-11. a) Calcular la solubilidad del CaBr 2 en agua pura a 25ºC. b) Calcular la solubilidad del CaBr 2en una solución acuosa 0,1 M de NaBr a 25ºC. c) Calcular la solubilidad del CaBr 2en una solución acuosa 0,1 M de CaCl 2 a 25ºC. Nota: Las sales NaBr y CaCl 2 son altamente solubles.

Rta: a) 210-4; b) 3,210-9; c) 8,910-6. 13) Al disolver 8 g de AgBrO3 en 2 litros de agua a 25ºC: a) ¿Precipitará la sal?. b) Si es así, ¿qué masa precipita? -5

Dato: Kps del AgBrO 3 a 25ºC: 5,3810

Rta: a) Si; b) 4,53 g 14) En un vaso de precipitados de 1 L hay 350 mL de solución 0,05 M de CaCl 2 a 10ºC. Se agregan, al mismo vaso, 450 mL de solución 0,2 M de AgNO 3 a 10ºC. a) ¿Precipita AgCl al mezclar ambas soluciones? Justificar con ecuaciones. b) ¿Cuáles son las concentraciones finales (luego de la mezcla de las soluciones) de los iones + 2+ Ag , Ca , Cl y NO3 ? c) ¿Qué masa de AgCl precipitó?. -11 Dato: Kps del AgCl a 10ºC: 3,710 . Nota: Las sales AgNO3, CaCl 2 y NaNO3 son altamente solubles.

Rta: a) Si; b)  Ag+ = ;  Ca2+ = 0,02187; Cl- = ;  NO3- = 0,1125; c) . 15) A partir de los siguientes diagramas de Latimer:

Serie 5




0,99 V



0,54 V

BrO4     BrO 3     BrO 

BrO4



0, 45V    

1, 07 V



Br 2     Br

1,82V 1, 49V 1, 59V 1, 07V       BrO3     HBrO     Br 2     Br

a) Identifique el medio para cada esquema y justifique. b) Identifique las especies estables respecto de la dismutación en ambos medios. c) Calcule E° BrO-/ Br - en medio básico.

Serie 6

Química Inorgánica (63.13) AZUFRE

1) El olor desagradable del agua causado por el sulfuro de hidrógeno se puede eliminar mediante la adición de Cloro. La reacción es: H2S(aq) + Cl2(aq) → 2HCl(aq) + S(s) Si el contenido de sulfuro de hidrógeno de un agua contaminada es de 22 ppm, calcular la cantidad de Cl2 (en gramos) que se requiere para eliminar todo el H 2S contenido en cada litro de agua. -2

Rta. : 4,5910 g

2) Fabricaciones militares tiene una planta de H 2SO4 por el método de contacto que usa como materia prima S al 99% o piritas que contienen 25 a 50% de S. El H 2SO4 se obtiene al 98%m/m. La conversión de SO 2 a SO3 es del 80%. Calcular los Kg de H 2SO4 al 98%m/m que se obtienen por cada tonelada de pirita consumida (considerar que la pirita usada es la más impura). Rta: 625 Kg H2SO4 98%m/m

+

3) Calcular la máxima [H ] que permite precipitar el sulfuro de manganeso (II) en una solución de 2+ -18 -23 [Mn ] igual a 0,01M. Kps (MnS) = 5,6.10 ; Ka total H2S = 1,1.10 ; [H2S] sol. sat. = 0,1M. +

Rta: [H ]

-5

4,4310 M

≤

2+

+

4) Una solución contiene Zn y Ag , ambos en concentración 0,02M. ¿Se formará precipitado si se + -21 -49 satura con H2S, siendo la [H ] = 1M? ¿Por qué? Kps (ZnS) = 1,1.10 ; Kps (Ag2S) = 1,6.10 ; [H2S] -23 sol. sat. = 0,1M; Ka H 2S = 1,1.10 Rta: No precipita ZnS. Precipita Ag 2S 3

3

5) Se mezclan 60 cm de hidróxido de sodio (ac) 0,1 M con 10 cm hipobromito de sodio (ac) 0,2 M y 3 30 cm de sulfito de sodio (ac) 0,1 M, llevándose con agua hasta un volumen final de 1 L. La reacción que tiene lugar entre los reactivos en medio alcalino produce sulfato y bromuro. Calcule las concentraciones molares de todas las especies químicas presentes. 2-

-3

+

+

-12

2-

-

-3

-

-3

Rta: [SO3 ] = 110 ; [Na ] = 0,014; [H ] = 1,6710 ; [SO4 ] = [Br ] = 210 ; [OH ] = 610 . -5

3

6) Si se gastaron 3,2.10 m de una solución 0,01 M de permanganato de potasio para titular (en -5 3 medio ácido) 4.10 m de solución acuosa de sulfito de potasio, determine la concentración de esta última solución. Rta: 0,02 M

7) ¿Qué masa de Solución de ácido sulfúrico al 98% m/m deberá agregarse a 2 kg de Solución de ácido Sulfúrico al 80% m/m para obtener una solución al 90% m/m? Rta: 2,5 kg H2SO4 98%

8) Cuando reaccionan 5 moles de ácido sulfúrico con un exceso de cobre, se obtienen 44,8 litros de óxido sulfuroso (CNPT). Calcular a) La masa de cada reactivo que reaccionó. b) La masa de cada producto. c) El rendimiento de la reacción.

Serie 6

Química Inorgánica (63.13) Rta: a) 392 g de H 2SO4 y 127,08 g de Cu; b) 128 g de SO 2; 319,08 g de CuSO 4 y 72 g de H2O; c) 80%.

Serie 7


NITRÓGENO 1) El combustible usado en los motores de los cohetes Apolo 11 y 12 fue la combinación de dimetilhidracina (CH 3)2NNH2 y tetróxido de dinitrógeno. Estas sustancias se queman según: (CH3)2NNH2(l) + 2N2O4(l) → 3N2(g) + 4H2O(g) + 2CO2(g)

a) ¿Cuántos Kg de N 2O4 se necesitan para reaccionar con 2Kg de dimetilhidracina? b) Calcular ΔHº y ΔGº. c) ¿Es espontánea a 25ºC? Datos Sustancia

ΔHº

Dimetilhidracina (l) N2O4(l) H2O(g) CO2(g) N2(g)

Sº f (cal/mol.K)

f (Kcal/mol) 11,8 -4,66 -57,6 -94,1 0

51,7 52 45,1 51,1 45,8

Rta: a) 6,133 Kg N2O4; b) ΔHºR = -421,08 Kcal/mol; ΔGºR = - 499,84 Kcal/ K.mol; c) Si. 2) En algunos países del mundo se instalan convertidores catalíticos en los automóviles, destinados a reducir las emisiones de óxidos de nitrógeno. Estos convertidores están diseñados para catalizar la reacción de descomposición del NO(g): 2NO(g) ⇔ N2(g) + O2(g)

a) Energía de activación de la reacción. b) factor de frecuencia. c) constante de velocidad específica a 800K Datos T (K) 970 1085

Cte. de vel. específica k (L /mol-seg) 0,14 3,70

Rta: a) 59,8 Kcal/mol; b) A = 3,7 1012 L/mol-seg; c) k = 1,95x10-4 L/mol seg 



3) Los atletas suelen utilizar compresas instantáneas frías como dispositivos para los primeros auxilios en el tratamiento de golpes. El dispositivo es una bolsa de plástico que contiene una sección con agua y una sustancia química seca que puede ser NH 4NO3. Al golpear el paquete, se rompe la bolsa de agua y la temperatura varía dependiendo del calor de disolución. La reacción es: NH4NO3(s)

H2O

NH4

+ (ac) +

-

NO3 (ac)

ΔHdis =

26,2 kJ/mol

Si la bolsa contiene 30g de NH4NO3 y 100mL de agua a 20ºC ¿Qué temperatura se logra con la compresa? Suponer que: Cp sol = CpH2O = 1cal/g ºC y

δ

H2O= 1g/cm3

Rta: 1,9ºC. 4) El nitrato de amonio se usa en muchos casos como explosivo. Se requiere un explosivo detonador que cause la siguiente descomposición: NH4NO3(s)

→

N2O(g) + 2H2O(g)

Serie 7

Química Inorgánica (63.13) Suponiendo que se descomponen casi instantáneamente 900g de NH 4NO3. ¿Cuál es el volumen total de gas expresado en litros que se forma a 1092ºC?

Rta: 3777 L. 5) Calcular cuántos gramos de fósforo blanco y qué volumen de NaOH 30% ( δ= 1,34g/ml) son necesarios para producir 1L de fosfina medida a 760mmHg y 25ºC.

Rta: a) 2,54 g; b) 8,15 mL.

6) Se desea producir una tonelada de fósforo elemental (pureza 100%). Se dispone de la siguiente materia prima: carbón mineral (85% de C), arena (90% de SiO 2), fosforita (75% de fosfato tricálcico). La reacción se realiza en un horno eléctrico con un rendimiento del 90%. Calcular: 2NO(g) ⇔ N2(g) + O2(g)

a) las cantidades de materias primas necesarias. b) La masa de la escoria obtenida. Suponer que las impurezas de la materia prima no son volátiles.

Rta: a) masa C 1,26 T, masa SiO 2 3,58 T, masa Ca3(PO4)2 7,41 T; b) 9,02 T.

7) a) Calcular la masa de fosfato de calcio (95% de pureza) que debe emplearse para obtener 3

3

500 dm de solución de ácido ortofosfórico 98%m/m (d = 1,73g/cm ) por vía húmeda si el rendimiento es 96%. b) ¿Qué reductor podría emplear para convertir la PH 3 en H3PO2? Fundamente mediante ecuaciones balanceadas y valores de los potenciales correspondientes. (Ver tablas).

0, 28V

0,50 V



0,51V



0, 06 V





H 3 PO4     H 3 PO3     H 3 PO2     P4    PH 3 -0,50V

Rta: a) 1,471 T; b) Eºred >- 0,1725V. 8) En medio ácido, podemos esquematizar según Latimer: NO

3

3-

0,81V    

NO ---

1, 07V

0,99V

1,59V

1, 77V

NO 2     HNO 2     NO     N 2 O     N 2

0,81V

1,07V

--- NO2 ---

0,99V

--- HNO2 ---

----NO ---

1,59V

--- N2O ---

1,77V

---N2

Utilizar el diagrama para explicar la etapa de dismutación involucrada en la síntesis del ácido nítrico usando el método de Ostwald.

Rta: E°dism HNO2 = 0,05 V; E°dism NO2= 0,26 V

Problemas adicionales 1) Fabricaciones militares obtenía ácido nítrico por el proceso Ostwald. La planta tenía una producción de 130 T/día de HNO3 y operaba a un régimen reducido del 65% de su capacidad.

Serie 7


Calcular el consumo diario de materias primas cuando la planta operaba con toda su capacidad y con capacidad reducida. Rta: 53.9 T NH3 (100% cap.); 35,0 T NH 3 (65%cap.) 202.9 T O2 (100% cap.); 131.8 T O 2 (65%cap.)

2) Se desea producir una tonelada de H 3PO4 al 35% de pureza. Se dispone de la siguiente materia prima: Fosforita (70% de Ca 3(PO4)2); H2SO4 95% (δ = 1,838 g/ml). Calcular: a) el peso de la fosforita necesaria b) el volumen de ácido necesario c) el peso de los barros formados. Suponer que todas las impurezas de la materia prima son insolubles. El Sulfato (VI) de calcio precipita en forma de yeso (CaSO 4.2H2O). Rta: a) 2,25 T b) 858 L c) 3.38 T

Serie 8


CARBONO 1) Calcular la pureza de una muestra de carburo de calcio sabiendo que al tratar 2,056g de la misma 3 con agua se obtienen 656 cm de acetileno medido sobre agua a 22 ºC y P atm = 748 mmHg. La presión de vapor del agua a 22ºC es de 19,8 mmHg. Rta: 81% de CaC2

2) Al hacer pasar 100 L de aire a 20ºC y 740 mmHg a través de una disolución de Ba(OH) 2 se precipitan 0,269g de carbonato de bario, BaCO 3. Calcular el % V/V del CO 2 en el aire. Rta: 0,033%

3) Hallar la composición de la mezcla de nafta y aire que debe formarse en el carburador de un motor de explosión para la combustión completa de la nafta en CO 2 y H2O. Suponer que la nafta está formada solamente por octano, C 8H18. Considerar que el aire tiene 21% v/v de O 2. Rta: 1,65% C8H18; 98,35% aire

4) Se tratan 50g de estaño (92% de pureza) con HNO 3 concentrado ( δ = 1,4 g/ml y 68% m/m). a) ¿Cuántos mL de HNO 3 concentrado serán necesarios para reaccionar estequiométricamente con el Sn contenido en la muestra? b) ¿Cuántos litros de NO 2(g) medidos a 20 ºC y 1,5 atm se habrán obtenido? c) ¿Cuántos gramos de SnO 2 se habrán formado? Rta: a) 102,6mL; b) 24,8 L; c) 56,07g.

5) Se tratan 200g de PbO 2 de 88% de pureza con exceso de HCl concentrado. ¿Cuántos litros de Cl en CNPT se obtendrán si el proceso tiene un 25% de pérdida?

2

Rta: 12,37 L -9

6) El producto de solubilidad de PbI 2 a 20 ºC es de 8 10 . a) Calcular su solubilidad molar en agua. b) Calcular su solubilidad molar en una solución 0,1 M de KI. -3

-7

Rta: a) 1,2610 M; b) 8,010 M.

7) A temperatura ambiente, los calores de combustión del grafito, del diamante y del carbono amorfo son respectivamente: –94,03kcal/mol, -94,48kcal/mol y –96,70kcal/mol. Calcular los calores de transformación: a) Del diamante en grafito. b) Del carbono amorfo en grafito. c) Del carbono amorfo en diamante. Rta: a) –0,45 kcal; b) –2,67 kcal; c) –2,22 kcal. 8) Una planta debe fabricar diariamente 250 kg de carbonato de sodio, con una pureza de 96,7%, por el método Solvay. ¿Cuánto cloruro de sodio de 98,5% de pureza se necesita si el rendimiento es del 100%?¿Y si es del 66%? Rta: 270,9 Kg (R=100%); 410,5 Kg (R=66%).

Serie 8


9) a) Calcular el volumen en mL de ácido clorhídrico concentrado ( δ= 1,18 g/ml y 32% m/m) que se necesita para descomponer 589 g de mármol de 85% de pureza en CaCO 3. b) Calcular el volumen de CO 2 que se obtendrá si se trabaja en CNPT. Rta: a) 968 mL; b) 112 L. 3

10) A un cierto volumen de una mezcla de CO y C 2H2 (acetileno) se añaden 100 cm de O2. Se hace arder la mezcla y al volver a las mismas condiciones de presión y temperatura queda un volumen 3 (se supone que el agua está condensada) de 105 cm que después de pasar a través de una 3 disolución de potasa cáustica se reduce a 35 cm . Hallar el volumen de la mezcla y su composición. 3

Rta: 50 cm ; 60% CO; 40% C2H2

Serie 9


BORO Y ALUMINIO 1) Completar y balancear las siguientes ecuaciones químicas: Ø a) B2O3(s) + Mg(s) Ø b) BBr 3(g) + H2 Ø c) B(s) + N2(g) Ø suave d) B + Mg e) BF3(g) + F (ac) f) B2O3(s) + H2O g) B(OH)3(ac) + HO Ø moderado h) B(OH)3(s) Ø i) B(OH)3(s) éter j) LiH + B2H6

2) Un hidruro de boro contiene un 81,2 % B; 25,0 mL de gas en CNPT pesan 0,0594g. ¿Cuál es la fórmula molecular del Borano? Rta: B4H10

3) Se desea obtener borato de metilo en CNPT a partir de 0,05 moles de BBr 3 usando como únicos reactivos agua, oxígeno, alcohol metílico e hidrógeno. a) Proponer un sistema de ecuaciones que detallen el proceso. b) ¿Qué volumen de producto se obtendrá si cada una de las etapas propuestas (4 en total) tienen 90% de rendimiento? Rta: 0,735 L

4) Se somete 1,5 Kg de alúmina deshidratada a electrólisis durante 6 días utilizando una corriente de 10 A. El rendimiento de la electrólisis fue del 95%. a) Calcular la pureza del Al 2O3. b) ¿Qué masa de electrodo se pierde durante este proceso? c) ¿Qué masa de Fe puedo obtener a partir de Fe 2O3 por aluminotermia con el producto obtenido si el rendimiento es del 80%? a) 64,1%; b) 161,2 g; c) 799,93 g.

5) Se tienen 4,48 L de una mezcla gaseosa en CNPT formada por diborano y tetraborano. Cuando se la trata con oxígeno en exceso se obtienen 24,37 g de óxido bórico. Hallar la composición porcentual de la mezcla. Rta: B2H6: 25 %V/V; B4H10: 75 %V/V

6) Una tonelada de un mineral de boro (B 2O3) con 82% de pureza se reduce con Mg. Al producto obtenido se lo trata con 100 L de N 2 a 40 atm y 1000 °C. a) Escriba todos los pasos involucrados en el proceso. b) ¿Qué masa de Mg se debe utilizar? c) ¿Qué masa de nitruro de boro se obtiene si el rendimiento del último paso es del 80%? Rta: b) 860kg; c) 1,52 kg BN

7) Se tienen 250 g de una solución acuosa de H 3BO3 al 30% m/m a 100 °C. ¿Qué masa de ácido se separa de la solución si se enfría a 18 °C? S 18°C = 4 % m/m; S 100°C = 34 % m/m Rta: 67,71g

Serie 9


8) Se tratan 30 g de bórax (s) 80% pureza con suficiente HCl 6N. El producto obtenido se trata con suficiente metanol para dar un borato gaseoso a 25 °C y 1 atm. Si el rendimiento del último proceso es del 85 %: a) Describir todos los pasos involucrados en el proceso. b) Calcular el volumen de HCl a emplear. c) Calcular el volumen de producto obtenido en las condiciones experimentales. Rta: b) 0,021 L; c) 5,22 L

9) Se mezclan 150 ml de una solución de cloruro de aluminio 0,1 M con 50 ml de NaOH de pH=13,18. a) Escribir las reacciones completas de todo el proceso. b) ¿Cuál es el volumen mínimo que debo emplear para redisolver el precipitado obtenido luego de filtrado con una solución de NaOH de pH = 12? c) ¿Cuál es la recuperación de Al por este método? Rta: b) 0,25 L; c) 16,8 %

10) Describir mediante las ecuaciones químicas correspondientes la obtención de B 2O3 a partir debórax. Indicar condiciones experimentales de cada etapa y nombrar los compuestos de boro en cada etapa.

11) Se funden 10 g de boro amorfo con suficiente KOH. El gas producido se recoge sobre H 2O a 25 °C, 1 atm y ocupa 30 L. ¿Cuál es el rendimiento del proceso? Pv H2O(25ºC) = 23 mmHg. Rta: 87,54 %

Serie 10


COMPUESTOS DE COORDINACIÓN 1) ¿Cuáles son los nombres sistemáticos de los siguientes iones y compuestos? a) [Co(NH3)4Cl2]+ e) [Pt(NH3)5Cl]Cl3 b) [Cr(NH3)3Cl3] f) [Co(NH3)6]Cl3 + c) [Co(en) Br 2] g) [Co(NH3)5Cl]Cl2 d) [Fe(CO)5] h) [Cr(H2O)4Cl2]Cl 2) Nombrar los siguientes compuestos indicando el número de oxidación del átomo o ión central. a) Na [Ti H4] f) Na2 [Pt Cl4] b) K [Au (OH)4] g) [Cr (NH3)6] [Cr (CN)6] c) K4 [Fe (CN)6] h) [Pt (N2H4) (N2H5)] Cl SO4 d) (NH4)3[Fe (SCN)4 Cl Br] i) Li3 [Ag (S2O3)2] e) [V (CN)3 (H2O)2 (NH3)] j) [Hg (NH3)2] Cl2 3) Escriba las fórmulas de cada uno de los siguientes iones y compuestos: a) Tetrahidroxozincato (II). b) Cloruro de pentaacuocromo (III). c) Tetrabromocuprato (II). d) Etilendiaminotetraacetatoferrato (II). e) Tetracianocuprato (II) de potasio. 4) Se tienen dos muestras de complejos que corresponden a las fórmulas generales: Cr(NH 3)6Cl3 y Cr(NH3)5Cl3. Se disuelven cantidades equimoleculares de cada uno de ellos en iguales cantidades (g) de benceno. La relación entre ambos descensos crioscópicos fue de 0,75. A través de los valores inferidos deducir una posible estructura para cada uno de ellos y nombrarlos (suponer disociación completa).

5) La constante de formación para la reacción: Ag + + 2NH3 ⇋ Ag (NH3)2+ es 1,7.107 y para la reacción: +

-

Ag + 2CN

⇋ Ag

la reacción: Ag

-

(CN)2 es 1,0.1021 a 25 °C Calcular la constante de equilibrio y el

+ (NH 3)2 +

2CN

-

⇔ Ag

(CN)2 +

ΔG°

a 25°C para

2NH3

Rta: K = 5,88.1013; ΔG°= -78,6 kJ/ mol 6) En dos litros de agua se disuelven 3,38 g de AgNO 3 y 0,2 moles de amoníaco. Se establece el +

+

siguiente equilibrio: Ag + 2NH3 ⇔ Ag(NH3)2 Kf = 1,7.107 a) Calcular la [Ag+] en el equilibrio. b) ¿Precipitará Ag 2S si a la solución anterior se le agrega [S 2-] = 10-2 M? Kps Ag2S = 1,6.10-49l

Rta: a) 9,12.10-8M; b) Q = 8,32.10 -17 ppta. Ag2S. 7) a) Calcular la Ki del ion tiosulfalto de plata. b) ¿Cuántos moles de tiosulfato de sodio debo agregar por litro de solución para disolver 0,10 g de AgBr? E°[Ag(S2O3)2]3-/Ag° = 0,015 V;

E° Ag+/Ag° = 0,799 V;

Kps AgBr = 3,3 .10

-13

Rta: a) 5,15.10-14 b) 1,28.10-3 moles. 8) Se disuelven 300 mg de dicianoargentato de sodio en 500 mL de agua. Plantear todas las reacciones posibles. a) ¿Cuál será la [Ag+] en solución?

Serie 10


b) ¿Precipitará AgCl si agrego al sistema final 50 mL de solución de NaCl 10 –4 M? 22

–10

Kf = 10 ; Kps(AgCl) = 1,8.10

Rta: a) 4.10 –9 M; b) Q = 3,31.10 –14 Sí 9) ¿Cuál será Eº de una pila que se arma con electrodo de Ni en solución estándar de Ni 2+ y electrodo +

de Ag en solución estándar de Ag sumergidos además en una solución 8 N de KCN? 21 22 Kf [Ag (CN)2]- = 10 ; E°(Ag+/Ag°) = + 0,80 V; K f [Ni (CN)4]2- = 10 ; E°(Ni2+/Ni°) = - 0,24 v

Rta: + 0,457 V 10) ¿Qué [Cu2+] permanece en solución cuando se combinan 200 mL de solución de CuSO 4 10-3 M y 10 2+

ml de amoníaco 0,5 M? Kf [Cu (NH 3)4] = 1,1.10

13

Rta: 5,41.10 –10 M 11) ¿Qué masa de AgCl se puede disolver en 100 mL de solución de Na 2(S2O3) 0,2 M sabiendo que el 3-

13

–10

valor de Kf para [Ag (S2O3)2] = 1.10 y el Kps = 1.10

?

Rta: 1,41 g (9,84.10 -3 moles) 12) El ión complejo trans- [Co(NH 3)4(Cl)2]+ absorbe luz principalmente en la región roja del espectro visible (la absorción más intensa es a 680 nm). ¿De qué color es el complejo?

13) El ión complejo [Cr(H 2O)6]2+ tiene una banda de absorción aproximadamente a 630nm. ¿Cuál de los colores siguientes es el más probable que exhiba este ión: azul celeste, amarillo, verde o rojo intenso?

14) El Pt(II) forma dos complejos estructuralmente diferentes: i- K2[Pt(CN)4] y ii- Na2[PtCl4] a) Nombrar ambos complejos. b) Dar la posible configuración electrónica y espacial del Pt(II) en cada uno de ellos sabiendo que sólo el primero de ellos es paramagnético Z(Pt) = 78, empleando la TCC (Teoría del Campo Cristalino) c) Fundamentar la diferencia estructural basándose en las características del ligando y comentar en cuál de ellos se espera encontrar un valor mayor de Ki. d) Comentar cómo pueden diferenciarse dos soluciones 1M de cada sal compleja. e) ¿Qué tipo de isomería puede presentar cada uno? Ejemplos.

15) Dados los siguientes iones y/o ligandos: Ni(0), Fe(III), Pt(IV), Cu(II), CN-, H2O, Cl-, CO, NH3. a) Armar tres especies o iones complejos y nombrarlos. b) Indicar valencias primarias y secundarias en c/u. c) Escribir las expresiones de Ki de cada uno de ellos. d) Armar dos isómeros cualesquiera, nombrarlos y clasificarlos 16) El Ni(II) forma dos tipos de complejos: i- Na2[Ni(CN)4] y ii- [Ni(H2O)4]Cl2. Se comprueba que i) es diamagnético mientras que ii) es paramagnético. a) Nombrar ambos compuestos, b) Dar la posible configuración electrónica del átomo central en cada uno de ellos, indicando cual es paramagnético empleando la TCC (Teoría del Campo Cristalino). c) Fundamentar las diferencias estructurales en ambos compuestos en base al ligante, d) Cuál será la concentración de Ni(II) en solución si se -3 -2 -9 disuelven 10 moles del primer compuesto en un litro de solución de NaCN 10 M? Ki = 10 .

17) El Co(III) forma dos complejos estructuralmente diferentes: i)[Co(NH3)4(H2O)Cl]Cl 2 y ii)NaK2[Co(CN)6] Ki (i)= 1,3.10 -5 Ki (ii)= 10 -30 a) Nombrar ambos complejos, b) Dar la posible configuración electrónica del Co(III) en cada uno de ellos sabiendo que sólo i) es paramagnético Z

Serie 10


(Co) = 27, empleando la TCC (Teoría del Campo Cristalino). c) Fundamentar la diferencia estructural en base a las características del ligando, relacionándolas con la Ki de ambos, d) Comentar cómo pueden diferenciarse dos soluciones 1M de cada sal compleja, e) Encontrar una relación para [Co(III)]i / [ Co(III)]ii para la solución preparada en d).

Rta: e) 2714 18) Comparar la relación entre las concentraciones de Ag + libre de dos soluciones de 50 mL 0,8M de AgNO3 a las que se agregan individualmente 50 mL de solución de NH 3 2 M y 50 mL de solución de tiosulfato de sodio 2M a) Nombrar los complejos formados, b) Calcular las relaciones de + 7 313 concentraciones de Ag. Kf [Ag (NH 3)2] = 2.10 ; Kf [Ag (S2O3)2] = 1.10

Rta: 5.105 19) a) ¿Cuál será el potencial de la hemirreacción de reducción hexacianoferrato (III) de potasio a hexacianoferrato (II) de potasio, sabiendo que el E° Fe 3+/Fe 2+ = 0,77 V y que la Kf del 42 35 hexacianoferrato (III) es 1.10 y la del hexacianoferrato (II) es 1.10 ? b) ¿Qué valencia se estabiliza mediante la formación del complejo?

Rta: a) E°red = 0,356 V, b) III 20) a)

Dados los siguientes compuestos: A) [Co(H 2O)6]Cl2Br y B) (NH4)3[Co(NO2)6], i) nombrarlos; ii) explicar sus estructuras mediante la TCC y las características magnéticas de cada uno; iii) indique la cantidad de electrones desapareados y la energía de estabilización de campo ligando (TCC) para cada uno de ellos

Serie 11


CORROSION 1) Explique el proceso de corrosión observable en una chapa de cinc que tiene remaches de hierro y está a la intemperie. Indique nombre y polaridad de los electrodos, reacciones químicas que ocurren en cada uno y sentido de circulación de los electrones.

2) Explique clara y brevemente el fenómeno de corrosión por diferencia de aireación. Escriba un ejemplo, haga una representación esquemática de dicha micropila, indicando las reacciones que ocurren en ambas zonas.

3) Una lámina de Fe se recubre con Zn. a) Analizar la función del recubrimiento. b) Hacer un esquema que muestre zonas y reacciones anódica y catódica cuando la lámina recubierta se sumerge en aire húmedo. c) Explicar qué ocurre cuando el recubrimiento de la lámina se fisura y la misma se pone en contacto con un electrolito.

4) a) Explicar el proceso de corrosión observable en un termotanque de hierro, en el que la carcaza está unida por un alambre de cobre a un trozo de magnesio. b) Explicar el proceso de corrosión observable si la carcaza no tiene magnesio. En cada caso escriba las reacciones redox involucradas.

5) Considerar el par de corrosión níquel- zinc. Ambiente húmedo y aireado. La densidad de corriente 2 en el cátodo es de 0,05 A/ cm 2 a) Calcular la masa de metal corroído por hora si el área del cátodo es 100 cm y el área del 2 ánodo es de 1 cm . b) Calcular el número de equivalentes del agente oxidante que se consumieron. c) Escribir la celda formada en notación convencional. d) Inhibidores de corrosión: Definición y mecanismos de acción de los distintos tipos. Ejemplos. Rta: a) 61 mg; b) 0,187 equivalentes

6) Un pilar de hierro de un puente se encuentra apoyado sobre el fondo de un río y para evitar su corrosión se protege soldándole, mediante un hilo de cobre una barra de magnesio. Suponiendo que entre ambos metales fluye una corriente media de 0,2 A. Determinar: a) Esquema completo y reacciones en ánodo y cátodo. Polaridad de ánodo y cátodo. b) La masa de magnesio que debemos depositar si se quiere que el pilar de Fe no sufra corrosión durante 10 años. Mg = 24,3. Rta: b) 7,94 kg.

2+

Zn /Zn = -0.76V

2+

Fe /Fe = -0.44V

2+

Mg /Mg = -2.38V

2+

Ni /Ni = -0.25V

Serie A


ENLACES QUÍMICOS Y FUERZAS FUERZAS INTERMOLECULA I NTERMOLECULARES RES 1) Dibujar las estructuras de Lewis para las moléculas e iones siguientes aplicando el concepto de carga formal: a) CH4 b) NF3 c) HNO3 d) H2SO4 e) CO32-

f) N2O4 g) COCl2 h) CS2 i) HClO3 J) O22-

2) Considere las moléculas: N 2H4, N2 y N2F2. ¿Cuáles de las moléculas tiene el enlace nitrógenonitrógeno más corto? Fundamente y ordene. electr onegatividad, ordenar por carácter iónico creciente: 3) Usando los valores de tablas de electronegatividad, Li-H, C-H, O-H, Na-Cl, Cu-S.

Rta: C-H < Cu-S < Li-H < O-H < Na-Cl 4) Decir si es de esperarse que los compuestos formados por los siguientes pares de elementos sean iónicos o covalentes. Escribir la formula empírica y dar el nombre de cada compuesto: a) I y Cl b) K y Br c) Mg y F d) Al y F

Rta: a) covalente; b) iónico; c) iónico; d) iónico. 5) Dibujar dos estructuras de resonancia razonables para la molécula de N 2O. 6) Escriba descripciones de resonancia para: a) HNO 3, b) NO2-, c) CH3NO2 (nitrometano) 7) Predecir si en las siguientes moléculas existe un momento dipolar neto: a) IBr b) BF3 (plana trigonal) c) CH2Cl2 (tetraédrica) Rta: a) Si; b) No; c) Si. 8) Completar el siguiente cuadro: Compuesto PH3(g) (fosfina) C2H4(g) (eteno) BeCl 2(g) C2HCl3(g) H2O(l) BrC2H(g)

Hibridización del átomo central

Dibuje y nombre la estructura espacial

Signo de µ (momento dipolar)

Tipos de fuerzas intermoleculares

Serie A


CO2(g) AlI3 NH3(g) C2H2(g) (etino) H2O2(l) BF3

9) ¿Cómo varía a lo largo del grupo VI el punto de ebullición de sus hidruros? Fundamentar su respuesta.

Rta: H2O > H2Te > H2Se > H2S 10) ¿Cómo varía a lo largo del grupo IV el punto de ebullición de sus hidruros? Comparar con el problema anterior. Fundamentar su respuesta.

Rta: SnH4 > GeH4 > SiH4 > CH4 11) El ion N2+ y el ión N2- se pueden preparar bombardeando moléculas de N 2 con electrones acelerados. Predecir las siguientes propiedades en ambos iones: a) Configuración electrónica. b) Orden de enlace. c) Carácter magnético. d) Ordenar según la longitud de enlace relativo respecto a la longitud del enlace del N 2. + 12) Acomodar Acomodar las siguientes especies en en orden creciente creciente de estabilidad Li 2, Li2 , Li2 .

Justificar la elección con el diagrama de niveles energéticos de orbitales moleculares.

Rta: Li2 > Li2+ > Li213) El acetileno tiene tendencia a perder dos iones hidrógeno (H +) y formar el ion carburo (C 22-) que está presente en numerosos compuestos iónicos como CaC 2 y MgC2. Describir los enlaces presentes 2entre los átomos de carbono del: acetileno, ion carburo C 2 y C 2 en término de la teoría de orbitales moleculares. moleculares. Comparar el orden de enlace entre los dos últimos. propiedad magnética y orden de enlace: 14) Escribir la estructura electrónica, propiedad + a) CO b) F2 c) O2+ d) NOe) CO

Serie B


SÓLIDOS 1) Definir y dar un ejemplo de cristales metálicos, covalentes, atómicos y moleculares. 2) Los puntos de fusión correspondientes a los óxidos de los elementos del tercer período se dan a continuación: Na2O (1275 °C), MgO (2800 °C), Al 2O3 (2045 °C), SiO2 (1610 °C), P4O10 (580 °C), SO3 (16,8 °C), Cl2O7 (- 91,5 °C). Clasificar estos sólidos. 3) Un sólido tiene punto de fusión muy alto y es muy duro. Ni el sólido ni su producto de fusión conducen la electricidad. Clasificar Clasificar el sólido. 4) calor y de la electricidad. a) Explicar porqué los metales son buenos conductores del calor b) ¿Por qué la capacidad para conducir la electricidad de un metal disminuye al aumentar la temperatura?

5) Clasificar los siguientes sólidos: Ne, I 2, P4 (en las tres formas alotrópicas), Se8. 6) Plantear un ciclo para la formación de CaBr 2(s) a partir de sus elementos al estado natural. Calcular la energía reticular empleando los datos que considere necesarios del siguiente listado: Calor de sublimación del Ca (Hsubl) 124 kJ/mol Energía de primera ionización del Ca, (I1) 589,5 kJ/mol Energía de segunda ionización del Ca, (I2) 1145 kJ/mol Afinidad electrónica del Br, (A) - 324 kJ/mol Energía de disociación del Br 2(g) , (D) 192,3 kJ/mol 2(g) Calor de vaporización del Br 2(l), (Hvap) 29,95 kJ/mol Calor de formación del CaBr 2(s), (Hf ) - 795 kJ/mol Rta: 2551,75 kJ/mol 7) ¿Qué tipos de cristales sólidos forman las siguientes sustancias puras: C, CO 2, Na 2O, NH3, NH 4Cl, KrF6, Kr, Br 2, BrF3, LiBr? En cada caso indicar cuál es el tipo de fuerzas entre las partículas que componen el cristal. 8) Indicar la cantidad de partículas (átomos, moléculas, iones) que hay en una celda unitaria en los siguientes casos: a) Celda cúbica simple. b) Celda cúbica centrada en el cuerpo. c) Celda cúbica centrada en las caras. d) Celda cúbica centrada en las aristas. 9) Describa la geometría de las siguientes celdas cúbicas: cúbica simple, cúbica centrada en el cuerpo, y cúbica centrada en las caras a) ¿cuál de estas estructuras daría la densidad más alta para el mismo tipo de átomos? b) ¿Cuál daría la densidad más baja? Justifique con cálculos. Rta: Vol. Ocupado: fcc: 74%; bcc: 68%; cs: 52,4% 10) Explique por qué el diamante es más duro que el grafito y por qué el grafito es un conductor de la electricidad pero el diamante no.

11) ¿Qué sustancia tendrá menor temperatura de fusión: S8 ó P4? Fundamentar la respuesta. 12) ¿Cuál de las siguientes sustancias tendrá un punto de fusión más elevado: PCl 3 ó PCl5? Fundamentar. 13) Decidir, fundamentando la respuesta, si los siguientes semiconductores son de tipo n o de tipo p: a) Si dopado con In. b) Ge dopado con P. 14) Responder verdadero o falso. Fundamentar. a) El sodio cristaliza en el sistema bcc. Si Na = 0,963 g/cm3 y Ar Na = 23, el radio metálico estimado resulta 182 pm. b) Los sólidos semiconductores intrínsecos aumentan su conductividad con la temperatura. c) Al agregar boro al silicio se obtiene un semiconductor extrínseco tipo “p”. Rta: a) V; b) V; c) V. 15) El Ni cristaliza en el sistema cúbico. La arista de la celda unidad es 352 pm, Ni = 8,94 g/cm3 y A r Ni = 58,69. ¿En qué tipo de celda unitaria cristaliza el níquel? 1pm = 10-10cm Rta: fcc 16) ¿Qué tipo de celda tiene el Pd si presenta un parámetro de red de 3,89 Å y Pd = 12,02g/cm3? Ar Pd = 106,42 Rta: fcc 17) El Cr cristaliza en el sistema fcc, la arista de la celda unidad es 287,5 pm. Calcule el radio atómico del cromo. Ar Cr = 52 Rta: 1,01610-8 cm 18) El oro cristaliza en una estructura fcc. La longitud observada de la celda es de 4,070 Å . Ar Au = 196,97. Calcular: a) Volumen de un átomo de oro. b) La densidad del oro en g/cm3. Rta: a) 1,2410-23 cm3; b) 19,44 g.cm-3 19) El Europio cristaliza en una red bcc. La Eu = 5,26 g/cm3. Ar Eu = 151,96. Calcular: a) La longitud de la arista de la celda unidad. b) El radio atómico del Europio. Rta: a) 4,5810-8 cm; b) 1,9810-8 cm. 20) Plantear un ciclo para la formación de CsI (s) a partir de sus elementos al estado natural y calcular la energía de formación estándar, empleando los datos que considere necesarios del siguiente listado: Calor de sublimación del Cs(S), (Hsubl) 76,1 kJ/mol Energía de primera ionización del Cs, (I1) 375,8 kJ/mol Energía de disociación del I2(g), (D) 49 kJ/mol Calor de sublimación del I2(S), (Hsubl) 55,2 kJ/mol Afinidad electrónica de I, (A) -295,2 kJ/mol Energía reticular de CsI, (U) -610 kJ/mol

Química Inorgánica Práctica-laboratorio

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