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1 PRÁCTICAS DE AMPLIACIÓN DE QUÍMICA INORGÁNICA I Alumno: Gabriel Blanco Parra
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PRÁCTICAS DE
AMPLIACIÓN DE
QUÍMICA INORGÁNICA I
Alumno: Gabriel Blanco Parra
2
NORMAS GENERALES
antes de empezar La primera práctica, debe haber leído estas
normas, conocer las normas de seguridad en los Laboratorios (consultar para ello algún libro de Química Experimental) , así como el nombre y
uso adecuado del material de laboratorio.
Cada práctica, el profesor encargado hará las
indicaciones oportunas para que el desarrollo de la misma sea el adecuado y esquematizará, si fuera necesario, los conceptos generales más
importantes.
en las sesiones Las prácticas son obligatorias y se realizarán en
pareja.
Sea puntual y no se ausente sin permiso del profesor.
Deberá elaborar un cuaderno de prácticas que el profesor podrá solicitar en cualquier momento
durante su desarrollo.
Cada alumno es responsable de las consecuencias derivadas del incumplimiento de las normas de
seguridad.
Cada grupo tendrá asignado un puesto de trabajo
con el equipamiento individual. En algunas prácticas será necesario la utilización de material complementario.
Trabaje siempre en su puesto y manténgalo limpio en todo momento.
Los reactivos están en las mesas para uso de distintos grupos y no deben nunca moverse a otra mesa.
3
al acabar Limpie perfectamente la mesa y todo el material.
Recoja el equipo individual y devuelva el
material complementario.
Avise al profesor antes de abandonar el
laboratorio.
otras
consideraciones
El cumplimiento de las obligaciones (asistencia, puntualidad...), el trabajo experimental (uso del
material, limpieza, cumplimiento de las normas de seguridad...), el cuaderno de prácticas
(claridad y exactitud de las anotaciones y observaciones, corrección en la interpretación de los resultados...) son aspectos que serán tenidos
en cuenta a la hora de la evaluación final de la asignatura
Todas las cuestiones pueden ser objeto del examen de la asignatura, si cada profesor lo estima oportuno.
4
PARTE I: TEMARIO PRÁCTICO
● Propiedades ácido-base y redox de los haluros de hidrogeno
En agua, los hidruros de los halógenos se comportan como ácidos:
HX + H2O = X– + H3O+
La fuerza como ácido de los haluros de hidrógeno aumenta al aumentar el radio iónico del
correspondiente halógeno.
- Busque en tablas el valor de la constante ionización en agua a 25 ºC (Ka).
HF HCl HBr HI
Ka 6,3·10-4
104
109
1010
El poder reductor de los haluros aumenta del F- al I- ya que la capacidad de ceder electrones
aumenta al aumentar el tamaño del anión.
- Busque en tablas el valor de potencial estándar de electrodo (reducción):
F2/F– Cl2/Cl
– Br2/Br
– I2/I
–
Eº (V) 2,81 1,40 1,09 0,62
Cuestiones:
Dado los valores de potencial estándar de reducción de los halógenos indicar razonadamente:
a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre todas las mencionadas
anteriormente?
El más oxidante será el flúor dado que es el que posee el mayor
potencial de reducción. Esto es debido a que es un elemento muy
electronegativo, y por tanto atraerá con mayor facilidad los electrones,
reduciéndose con facilidad y por tanto oxidando con facilidad a otra
especies químicas.
b) ¿Cuál es la forma reducida con mayor tendencia a oxidarse?
Dado que el átomo de I es el que posee mayor tamaño del
grupo, cederá con mayor facilidad lo electrones, oxidándose con mayor
facilidad, y por tanto actuando como el reductor más poderoso.
5
c) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ión yoduro?
Así, observando la ecuación de la energía libre de Gibbs, podemos deducir que
la reacción será espontánea dado que esta tendrá un valor negativo como
consecuencia del valor positivo del potencial de reducción.
d) ¿Es espontánea la reacción entre el ión cloruro y el bromo molecular?
2
Dado que el potencial de reducción es negativo, la tendrá valor positivo, no
siendo cinéticamente favorable, y por tanto, no dándose esta reacción.
● Propiedades redox del H2O2
El peróxido de hidrógeno puede actuar como oxidante o como reductor.
Cuestiones:
a) Escriba las semirreacciones de ambos procesos en medio ácido y básico.
- COMO OXIDANTE
Medio básico.-
Medio ácido.-
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- COMO REDUCTOR
Medio básico.-
Medio ácido.-
b) Busque en tablas el valor del potencial de reducción para ambos procesos .
Respondida en a).
c) Como oxidante el peróxido de hidrógeno actúa en medio ácido o bien en medio
alcalino. Completar la reacciones siguientes:
Sn2+ + H2O2 =
CrO2– + H2O2 =
3{
7
● Obtención del H2S y carácter reductor del ión sulfuro.
El sulfuro de hidrógeno es un gas más pesado que el aire, es inflamable, incoloro, tóxico y su
olor es el de la materia orgánica en descomposición, como los huevos podridos. En disolución
acuosa se denominado ácido sulfhídrico (H2Saq), es un ácido diprótico.
Cuestiones:
a) Escriba los equilibrios de ionización del H2S en agua y busque el valor de las
constantes de ionización a 25 ºC (Ka).
b) El ión sulfuro es un reductor moderado en medio ácido, que puede ser oxidado a dos
especies distintas dependiendo del oxidante. Escriba las semirreacciones
correspondientes.
c) Busque el diagrama E-pH para el azufre y a la vista del mismo diga a que especie es
oxidado el sulfuro en medio básico.
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Así, como podemos observar en la tabla, en medio básico, el ión sulfuro (S2-) será
oxidado a ión sulfato en medio básico.
● Acción ácido-base y reductora del SO2.
El dióxido de azufre es un gas incoloro, muy penetrante y venenoso. En la actualidad
existe una gran preocupación por el control de la contaminación causada por el SO2 .
Cuestiones:
a) Describa algunas de las reacciones de formación del SO2 .
-
-
-
-
-
b) El SO2 es muy soluble en agua, ¿qué carácter ácido-base posee dichas disolución?.
Escriba la reacción correspondiente.
Atendiendo a las reacciones:
y al hecho de que se produce una liberación de H3O+ durante estas, la
disolución de SO2 tendrá carácter ácido.
c) Variación de las propiedades redox del SO2(aq) en función de pH del medio. Escriba
las semirreacciones de los procesos cuando el medio es ácido y cuando el medio es
básico. Busque los valores de potencial de reducción para ambos procesos.
Medio ácido.-
=0,12V
Medio básico.-
9
d) ¿Quién es más reductor el SO32– o el SO4
2–?
En vista de los E0 el más reductor será el SO32-.
● Propiedades químicas del ácido sulfúrico.
El ácido sulfúrico es un ácido diprótico, es un buen agente deshidratante y oxidante.
a) Escriba los equilibrios de ionización del H2SO4 en agua y busque el valor de las
constantes de ionización a 25 ºC (Ka).
b) Cuando caen unas gotas de ácido H2SO4 en el papel del filtro, éste se pone negro y se
quema ¿por qué sucede esto?
El H2SO4, es un ácido que presenta gran avidez por el agua, de esta
forma, cuando este cae en el papel, absorbe el agua presente en la celulosa que
lo forma, carbonizándolo, y provocando así el ennegrecimiento del papel.
c) El ácido sulfúrico concentrado y en caliente se reduce a ………...
Se reducirá a SO2, siguiendo la reacción:
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● Propiedades químicas del NH3
El NH3 es un gas incoloro y picante. El amoniaco líquido se parece al agua en lo que refiere
a su comportamiento físico.
a) Busque la constante de basicidad del amoniaco en agua y justifique que especie es más
estable, el ión NH4+ o el ión H3O+.
b) ¿A qué especies puede ser oxidado el ión NH4+ por oxidantes tales como el agua regia?
El agua regia (HNO3:HCl, 1:3) y otros disolventes similares, oxidarán al NH4+ a N2.
● Propiedades redox de los nitritos.
El anión NO2–es incoloro y débilmente básico. Este anión es reductor y oxidante.
Cuestiones:
a) ¿Qué gas se forma cuando se hace reaccionar nitrito de sodio con ácido HCl?
b) Escriba la semirreacciones de oxido-reducción del anión nitrito y busque en tablas el
valor del potencial de reducción para ambos procesos.
Por la ecuación de Nerst ( ) el valor de la energía de Gibbs será positivo,
siendo la reacción cinéticamente no favorable.
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Por la ecuación de Nerst ( ) el valor de la energía de Gibbs será negativo, siendo
la reacción cinéticamente favorable.
● Acción de ácido HNO3 sobre los metales.
El ácido nítrico es un oxidante eficaz, tanto en disoluciones diluidas como concentradas.
Los productos de reacción dependen de su concentración y de la naturaleza de la sustancia
oxidada.
Cuestiones:
a) Busque los productos de reducción del ácido nítrico según sea su concentración
(ácido diluido o ácido concentrado).
HNO3 diluido
HNO3 concentrado
b) ¿Por qué el ácido nítrico diluido disuelve al cinc y sin embargo cuando se
encuentra concentrado lo disuelve difícilmente?
Este hecho es debido a que cuando el Zn reacciona con el HNO3
concentrado, lo hace de forma rápida, formándose un pasivado en el c inc, el
cual impide que este pueda ser disuelto. Sin embargo, cuando el Zn reacciona
con el HNO3 diluido, debido a la menor concentración de HNO3 en el medio
● Carácter ácido-base del CO2. Carbonatos e hidrogenocarbonatos alcalinotérreos. Dureza del
agua
►Carácter ácido-base del CO2. Carbonatos e hidrogenocarbonatos alcalinotérreos
El CO2 es un gas incoloro e inodoro, casi vez y media más denso que el aire. Una
disolución acuosa de dióxido de carbono presenta las propiedades de un ácido débil, el ácido
carbónico H2CO3. Es un ácido diprótico y forma dos series de sales carbonatos e
hidrogenocarbonatos.
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Cuestiones:
a) Escriba los equilibrios de ionización del CO2 en agua y busque el valor de las constantes
de ionización a 25 ºC (Ka).
b) A la vista del diagrama log C – pH de los sistemas H2CO3/HCO3–/CO3
2– , explique las
especies más estables según el pH del medio.
En medio ligeramente ácido será más estable el ión bicarbonato (HCO3-
). En medio básico será más estable el ión carbonato (CO32-) y en medio muy
ácido, será más estable el ácido H2CO3.
c) Busque que diferencia de solubilidad en agua que hay entre carbonato e
hidrogenocarbonato de sodio y entre el carbonato e hidrogenocarbonato de calcio.
Los carbonatos de alcalinos y de amonios son solubles en agua (exceptuando el
litio, Li) mientras que los de los alcalinotérreos son poco solublesj. Con los
bicarbonatos ocurre, por lo general, al revés, los bicarbonatos alcalinos son poco
solubles, mientras que los de los alcalinotérreos y algunos metales pesados son
solubles en agua.
Solubilidades:
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- Ca(HCO3)2= 0,66 mg/100mL H2O
- NaHCO3= 10,3 g/100mL H2O
- Na2CO3= 30,7 g/100mL H2O
►Dureza del agua:
El agua que contiene en disolución cantidades apreciables de compuestos de calcio y
magnesio, se llama agua dura porque la acción química de estos compuestos sobre el jabón
origina un producto insoluble. Los compuestos de calcio y magnesio presentes en el agua son
casi siempre cloruros, sulfatos y bicarbonatos.
¿Por qué el peligro de utilizar agua dura en las calderas de vapor?
Debido a que cuando se calientan estas disoluciones, los cationes causantes de
la dureza del agua (Ca2+ y Mg2+), precipitan, depositándose en las paredes de la
caldera, pudiendo obstruirla, lo cual podría desembocar en rupturas o una explosión
de esta.
● Formación de iones complejos de Cobre (II)
El Cobre (II) es un catión ácido que necesita acidez para encontrarse como catión libre.
Este catión debido a su pequeño radio iónico tiende a formar comple jos que generalmente
coloreados.
Cuestiones.
a) Busque en la bibliografía el diagrama pH-log C para el Cu(II) e indique en que rango
de pH son estables las siguientes especies: Cu2+, Cu(OH)2, CuO22– .
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En base al gráfico, se observa que a pH ácido (pH=0-6), es estable el
ión Cu2+. A pH ligeramente ácido-pH básico (pH=5-14) es estable forma
Cu(OH)2. A pH muy básico (próximo a 14) se encontrará la forma CuO22-.
b) ¿Por qué al añadir un exceso de base (NH3) a una disolución de Cu (II) primero se
forma un precipitado y finalmente aparece una disolución de color azul intenso?
Al adicionar una base como el amoniaco, a una disolución de Cu2+, se
formará la sal cúprica Cu(OH)2
el cual aparecerá como un precipitado de color azul.
Al seguir añadiendo NH3, el cobre formará un complejo tetraminocoordinado,
el cual se disuelve dando lugar a una disolución de color azul oscuro.
c) Si en lugar de añadir primero la base a la disolución de Cu2+ se le añade etilendiamina y
posteriormente una base ¿se formará precipitado o no? ¿por qué?
Si se añade primero una base como la etilendiamina (C2H8N2), la cual
se trata de un ligando bidentado y forma un complejo con el Cu especialmente
estable, al adicionar el NH3, este no será capaz de atacar al cobre, no
pudiéndose formar un nuevo complejo.
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PARTE II. PARTE EXPERIMENTAL
Experimento 1.- Preparación y carácter ácido de los haluros de hidrógeno.
Calentar en tubos de ensayo: a) una pequeña cantidad de NaCl sólido con H2SO4
concentrado, b) un poco de KBr con H3PO4 concentrado, y c) KI con H3PO4 concentrado.
- Comprobar el carácter ácido de los vapores formados, en los tres casos, con papel
indicador húmedo.
- Explicar por qué se utiliza H3PO4 concentrado en los casos b) y c) y por qué puede
usarse H2SO4 concentrado en el primer caso.
Debido a que la diferencia entre E0 entre el HBr, HI y el H2SO4 es muy
pequeña, pudiendo darse que el Br- y el I- se oxidan a Br2 y I2, por este motivo
se utiliza el H3PO4 que se trata de un ácido no oxidante y no volátil.
.
- ¿Por qué debe utilizarse el papel indicador húmedo?
Para que el HA disocie, pudiendo medir así el pH:
- Escribir las reacciones químicas que tienen lugar.
a) (Método Leblanc)
b)
c)
Experimento 2.- Gradación del carácter oxidante de los halógenos.
a) Tratar una disolución diluida de KBr con unas gotas de agua de cloro durante unos
minutos. Agitar luego con 1 ml de CCl4.
- Observar el color de la capa no acuosa. ¿Qué conclusiones se pueden deducir?
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Observamos una capa no acuosa de color amarillento (capa orgánica),
podemos deducir del color amarillento que debido a que el Br- es más soluble
en disolventes orgánicos que en agua, así el Br- será el causante del color
amarillento de la capa orgánica.
- Escribir la ecuación química del proceso.
Semireacciones.-
Dado que el potencial de pila es positivo, el valor de la energía de Gibbs,
será negativo, y la reacción será cinéticamente favorable.
La reacción que se producirá en el proceso será:
b) Tratar una disolución diluida de KI con unas gotas de agua de cloro. Agitar con CCl4.
No tirar la mezcla
- Observar el color de la capa no acuosa. Conclusiones.
Se observa un color amarillento en la capa no acuosa, resultado de la
extracción realizada por el CCl4 del I- que se encontraba disuelto en la capa
acuosa, esta extracción se produce debido a que el I- es más soluble en
disolventes orgánicos y apolares que en disolventes polares como el agua.
- Escribir la ecuación química del proceso.
Siendo el valor de potencial de pila positivo, el valor de la será
negativa, lo cual implicará, que la reacción es cinéticamente favorable.
La reacción que se producirá, será:
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c) A la mezcla del ensayo b) adicionarle un gran exceso de agua de cloro.
- Observar el color de la capa no acuosa. Conclusiones.
Al añadir exceso de agua de cloro, la disolución de la capa no acuosa
pasa de color amarillento a violeta, esto es debido a que el ión yoduro (I-) pasa
a ión yodato (IO3-).
- Escribir la ecuación química del proceso
La ecuación química del proceso será:
d) Una disolución de KI se trata con unos ml de agua de bromo. Agitar con CCl4.
- Observar el color de la capa no acuosa
Aparecen 2 fases, una fase acuosa (de color anaranjado) y una fase
orgánica (de color rosa). El cuál es debido a la formación de I2, pero que
debido a que el Br2 es menos oxidante que el Cl2, la cantidad de KI oxidado a
I2 será menor y, por tanto, la disolución se encontrará más diluida.
- Escribir la ecuación química del proceso.
La ecuación global del proceso será entonces:
- ¿Cómo podrían relacionarse los resultados de a) b) y d) con los potenciales normales
de los halógenos? (0 Cl2/Cl- = 1,36 v; 0 Br2/Br- = 1,06 v; 0 I2/I- = 0,54 v)
En el resultado a), el potencial de reducción del cloro es mayor
que el del bromo, motivo por el cual, es oxidado por el bromo, pasando
de cloruro a cloro.
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Lo mismo sucederá en el apartado b), siendo el potencial del
cloro mayor que el del yodo, y por tanto, le yodo, más oxidante, el
cloro pasará a cloruro, mientras el yoduro pasa a yodo.
Al adicionar un exceso de agua de cloro (Cl2), con mayor
potencial de reducción que el I2, a la disolución de yoduro, se produce
la oxidación del I2 (nº oxidación I=0) a IO3- (nº oxidación I=+5).
- ¿Se puede esperar que reaccione el agua de bromo con la disolución de KCl?
-
a.
Dado que el potencial de electrodo tiene valor negativo, la
ecuación de Nerst, tendrá valor positivo, no siendo
cinéticamente favorable la reacción y por tanto, no pudiéndose esperar
que se produzca la reacción.
e) Tratar una disolución de NaNO2 separadamente con agua de bromo y disolución de
Yodo en KI.
- Observar los cambios de coloración e interpretarlos.
El Br2 (de color amarillo) reacciona con el NaNO2, formándose
NaBr, el cual es incoloro.
La reacción que se dará será:
En el caso de la reacción de yodo en KI:
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La reacción no se dará dado que el potencial de electrodo es negativo y
por tanto, la ecuación de Nerst ( ) tendrá valor positivo no
dándose la reacción debido a que no es cinéticamente favorable.
- ¿Cómo se relacionan estos resultados con los anteriores?
- Escribir las reacciones químicas correspondientes.
{Escritas en el apartado a)}
Experimento 3.- Propiedades redox del H2O2.
Tratar H2O2 al 3% con unas gotas de: a) disolución acidulada de KI, y b) disolución
acidulada de KMnO4.
- Explicar los cambios de coloración que se observan en los dos casos.
a) El ión yoduro (I-) en medio ácido se oxidará a I2, motivo por el cual,
la disolución pasa de color amarillo pálido a color ambarino.
b) En medio ácido, el MnO4-, pasa a Mn2+, produciéndose la
decoloración del medio. En medio neutro, el MnO4-, se reduce a Mn4+,
formando el MnO2, el cual aparece en forma de un precipitado marrón.
- ¿Cómo se interpretan los resultados de acuerdo con los potenciales normales de los
sistemas MnO4-/Mn2+, O2/H2O2, I2/I-, H2O2/H2O que son en medio ácido,
respectivamente, 1,52, 0,68, 0,54 y 1,77 v.
En medio ácido el par MnO4-/Mn2+, presenta un potencial de reducción
mayor que el del par O2/H2O2, reduciéndose de MnO4- (Mn=+7) a Mn2+,
mientras que el H2O2 (O= -1) se oxida a O2 (O=0).
En medio ácido el par I2/I- presenta un potencial de reducción menor
que el del par H2O2/H2O, así, mientras que el I- (I=-1) se oxida a I2 (I=0),
mientras que el H2O2 (O= -1), se reduce a H2O (O= -2).
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- Escribir las reacciones químicas correspondientes.
Experimento 4.- Obtención de H2S.
a) En la vitrina y en un tubo de ensayo atacar FeS sólido con HCl (1:1)
- Observar el desprendimiento de gas y, con precaución, el olor del mismo.
No se aprecia ninguna evidencia visual de un desprendimiento de gas,
ya que es incoloro, sin embargo, presenta un olor como el de los huevos
podridos.
- ¿Por qué se ha de oler lo menos posible el gas desprendido en la reacción?
Debido a que es un gas muy tóxico (en concentraciones mayores de
120ppm)
- Escribir la reacción química correspondiente.
b) Exponer los vapores a un papel de filtro humedecido con disolución de Pb(NO3)2
-Explicar el ennegrecimiento del papel.
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El gas desprendido es H2S, el cual al reaccionar con Pb(NO3)2, forma
sulfuro de plomo (PbS) que presenta un color negro y cierto brillo metálico,
motivo por el cual se produce el ennegrecimiento del papel.
- Escribir la reacción química que tiene lugar.
Experimento 5.- Propiedades reductoras del ión sulfuro.
a) Tratar unos ml. de disolución acuosa de H2S con unas gotas de disolución acuosa de
yodo en yoduro potásico.
- Observar los cambios de coloración y el precipitado formado.
Aparece una turbidez de color blanco en la disolución, producto de la
formación de S2, el cual se presenta como un precipitado.
- Interpretar los resultados anteriores sabiendo que los potenciales normales de los
sistemas S/S2- y I2/I- valen, respectivamente, 0,14 y 0,54 v.
Al ser más oxidante el yoduro que el azufre, se produce el paso de S2- a
S2 (con número de oxidación: 0), causado por el I2, que se reduce a I-.
- Escribir las reacciones químicas que tienen lugar.
Semirreaciones
[Oxidante]
[Reductor]
Reacción
b) Calentar un poco de disolución acuosa de H2S con unas gotas de HNO3 concentrado.
- Observar el cambio producido en la disolución.
Se forma S2, que aparece como una turbidez de color claro.
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- ¿Cómo se interpretan los resultados anteriores de acuerdo con los potenciales
normales de los sistemas S/S2- y NO3-/NO2
- que valen, respectivamente, 0,14 y
0,94V.
Al ser el NO3- más oxidante que el S-, se producirá la oxidación del S2-
a S, mientras se produce la reducción del 2NO3- a 2NO2
-.
- Escribir las reacciones químicas de los procesos que tienen lugar.
c) Añadir 1 ml. de HNO3 2N a 1 ml. de disolución de KMnO4 y verter el conjunto sobre
una disolución de H2S y calentar ligeramente.
- Observar el cambio de color.
Aparece una turbidez de color claro (S2) y al añadirle BaCl2, aparece un
precipitado de color blanco (sulfato de bario BaSO4).
- ¿Cómo se interpreta el resultado anterior?
Se produce una oxidación del S2-, el cual pasa a S2 (con estado de
oxidación=0).
Experimento 6.- Obtención de SO2 y carácter reductor del ión SO32-.
a) Tratar una disolución concentrada de Na2SO3 con disolución diluida de HCl.
- Observar el desprendimiento de gas y, con precaución, su olor.
No se observa desprendimiento, ya que se trata de un gas incoloro, sin
embargo, presenta un olor irritante.
- Escribir las reacciones químicas que tienen lugar.
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b) Saturar una pequeña cantidad de agua con SO2.
- Observar la reacción de la disolución con papel indicador.
Presenta pH ácido.
- Escribir las ecuaciones correspondientes a los procesos que tienen lugar.
c) Tratar la disolución de SO2 con disolución de yodo en yoduro potásico.
- Observar el cambio de color
Se produce un cambio de color ambarino a amarillo muy pálido
(formación de I-). A su vez, se forma sulfato (paso del S4+ a S6+) el cuál
identificamos con la adición de BaCl2, produciéndose la formación de BaSO4.
- ¿Cómo se interpretan los resultados anteriores teniendo en cuenta los valores de los
potenciales normales de los sistemas redox que intervienen?
Al disolver el SO2 en H2O se forma H2SO3. El SO32- del ácido
sulfuroso, reacciona con el KI adicionado, reduciéndose el I2 a I-, mientras el
SO32- se oxida a SO4
2-.
- Escribir las reacciones que tienen lugar.
.
- ¿Cómo podríamos poner de manifiesto la formación de SO42-?
Se podrá poner de manifiesto con la adición de BaCl2 dando lugar a la
formación de BaSO4, que aparece como un precipitado blanco.
d) Tratar una disolución acuosa de SO2 con unas gotas de disolución de KMnO4
previamente acidulada con HCl diluido.
- Observar el cambio de color.
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Al caer las gotas de KMnO4 (violeta) en la disolución acuosa de SO2,
estas quedan incoloras.
- Interpretar los resultados anteriores según los potenciales normales de los sistemas
MnO4-/Mn2+ y SO4
2-/SO32- que son en medio ácido, respectivamente, 1,52 y 0,20 v.
Al poseer un mayor potencial de reducción el par MnO4-/Mn2+ que el
par SO42-/SO3
2-, el MnO4- reacciona con el SO3
2- del H2SO3, se reduce pasando
de MnO4- (Mn=+7) a Mn2+. Motivo por el que la disolución de KMnO4 se
decolora.
- Escribir las reacciones químicas que tienen lugar.
- ¿Cómo podríamos poner de manifiesto la formación de SO42- ?
Añadiéndole a la disolución BaCl2, esta sal de bario al reaccionar con el
anión SO42-, forma el BaSO4, la cual aparece como un sólido blanco que
precipita en la disolución.
Experimento 7.- Acción deshidratante, carácter oxidante y ácido del H2SO4.
a) Disolver azúcar en 1 ml. de agua y adicionar lentamente y con cuidado 3 ml de
ácido sulfúrico concentrado. Observar la separación de los productos de la
carbonización.
Se obtiene un precipitado marrón muy oscuro, resutade de la
carbonización del azúcar (se forma carbón).
b) Calentar en un tubo de ensayo un poco de H2SO4 concentrado con hilos o
virutas de cobre. El tubo debe calentarse con cuidado, gradualmente, por la
zona correspondiente a la parte superior del líquido, sobre una llama pequeña
y con el tubo inclinado. Dejar enfriar, verter una parte del líquido sobre agua y
observar el color de la disolución. Escribir la reacción química que tiene lugar.
25
.
La reacción no es cinéticamente favorable, motivo por el que se debe de calentar la
mezcla.
Experimento 8.- Preparación de NH3, propiedades ácido-base del sistema NH4+/NH3 y
propiedades reductoras del NH3
a) Calentar ligeramente en un tubo de ensayo una mezcla de 2 ml de disolución de
cloruro amónico y 2 ml de disolución de hidróxido sódico 2N.
- Oler con precaución los vapores formados.
El gas presenta olor a amoniaco.
- Exponer un papel indicador húmedo a los vapores.
Al exponer el papel indicador húmedo a los vapores , este indica un pH
alcalino.
- Formular las reacciones químicas correspondientes.
b) Exponer a los vapores una varilla humedecida con HCl concentrado
- Observar la aparición de abundantes humos blancos.
Estos humos blancos son debidos a la formación de NH4Cl, por la
reacción del amoniaco con HCl.
- Formular la reacción química correspondiente.
c) Añadir sobre una disolución de hipoclorito sódico o de lejía de blanqueo, unos ml de
disolución de amoníaco concentrado.
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- Observar el desprendimiento gaseoso
El gas desprendido es cloramina, el cual es incoloro y se forma por la
reacción de la amoniaco con el sodio del hipoclorito.
- Formular la reacción química de oxidación-reducción que se produce.
La reacción será por tanto:
d) Acción del calor sobre las sales amónicas.
Calentar, gradualmente, una pequeña cantidad de NH4Cl sólido, en un tubo de ensayo,
en posición inclinada. Aplíquese el calor sólo a la parte inferior del tubo.
- Observar los cambios producidos
Al calentar el NH4Cl, este descompone en NH3 y HCl.
- Formular la reacción química correspondiente.
Experimento 9.- Acción de los ácidos sobre los nitritos y propiedades redox de los nitritos.
a) Tratar 1 g de NaNO2 sólido con H2SO4 diluido. Cerrar el tubo con un tapón provisto
de un tubo de desprendimiento acabado en punta.
- Observar el color del gas producido dentro del tubo, en el primer momento y
después de un cierto tiempo.
Al principio, el gas formado en el interior del tubo, es incoloro, después
de un tiempo el gas toma un color pardo.
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- Observar el cambio que experimenta el gas incoloro del tubo al ponerse en contacto
con el aire.
El gas pasa de incoloro, a color pardo, al entrar en contacto con el aire.
- Escribir las reacciones química correspondiente.
b) Tratar una disolución de NaNO2 acidificada con ácido acético 2N con disolución de
KMnO4.
- Observar el cambio de color.
Al principio la disolución de KMnO4 presenta un color violeta, pero al
adicionar el NaNO2, la disolución se vuelve transparente (se vuelve incolora)
- Interpretar la reacción anterior sabiendo que los potenciales normales de los
sistemas MnO4-/Mn2+ y NO3
-/NO2- son, respectivamente, 1,51 y 0,94 v.
El potencial de reducción del par MnO4-/Mn2+, es menor que el del par
NO3-/NO2, de este modo el MnO4
- (Mn=+7) se reduce a Mn2+ (motivo por el
que la disolución se vuelve incolora, mientras el NO2- (N=+3) se oxida a NO3
-
(N= +5).
- Escribir la reacción química que tiene lugar.
c) Tratar una disolución de NaNO2 acidificada con ácido acético 2N con disolución de KI.
Agitar la mezcla con unas gotas de CCl4.
- Observar el color de la capa no acuosa.
La capa no acuosa presenta un color violeta debido a que el I2 se ha
diluido en esta, al ser más soluble en CCl4 que en agua.
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- Escribir las reacciones correspondientes.
d) Tratar una disolución caliente de NaNO2 con NH4Cl sólido.
- Observar el desprendimiento gaseoso.
Se forma gas nitrógeno N2 (N=0) por la oxidación del NaNO2 (N=5) motivada
por la acción oxidante del NH4Cl.
- Escribir las reacciones química correspondiente.
La reacción por tanto será:
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Experimento 12.- Preparación y carácter ácido del CO2 y precipitación de carbonatos de
alcalinotérreos.
a) En un pequeño generador de gases provisto de frasco lavador, atacar mármol con HCl
diluido y saturar con el gas liberado una pequeña cantidad de agua contenida en un tubo
de ensayo.
- Comprobar el pH de la disolución obtenida después de burbujear el gas.
Presenta un pH básico, dado que aunque el HCl al reaccionar con el
mármol, forma H2CO3, este es muy inestable y descompone en H2O y CO2.
- Escribir las reacciones químicas que tienen lugar.
H2CO3, descompone:
b) Repetir el proceso de obtención de CO2 y dejar que el gas burbujee a través de una
disolución de BaCl2. Repetir nuevamente el proceso anterior, pero recogiendo el gas en
agua de barita y observar el precipitado formado.
- Escribir las reacciones que tienen lugar.
- Explicar el comportamiento diferente de las disoluciones de BaCl2 y Ba(OH)2 frente
al CO2.
Al burbujear el CO2 en la disolución de BaCl2, se forma bicarbonato de
bario, Ba(HCO3)2, el cual es soluble en agua. Sin embargo, al burbujear CO2
en la disolución de Ba(OH)2, se forma carbonato de bario, BaCO3, el cual es
insoluble en agua y por ello aparece como un precipitado en la disolución.
c) Decantar y lavar el precipitado obtenido y someterlo a la acción de HCl diluido.
Observar su comportamiento.
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Se produce un burbujeo (debido a la formación de dióxido de carbono) y la
desaparición del BaCO3 (debido a la formación de BaCl2, una sal soluble).
- Escribir la reacción química correspondiente.
Experimento 13.- Carácter débil del ácido bórico.
Dividir en dos partes una disolución concentrada de ácido bórico; a una de ellas añadir
glicerina. Medir y comparar el pH de ambas disoluciones.
La mezcla de ácido bórico con glicerina presenta un pH de 2,57,
mientras que el ácido bórico sin glicerina presenta un pH=4,01.
Explicar a que es debido el cambio observado.
El carácter ácido del ácido bórico aumenta en presencia de los
polialcoholes como la glicerina, debido a la formación de un éster.
Experimento 14.- Formación de iones comple jos de Cu(II).
a) Tratar una disolución de sal de Cu(II) con NH3, gota a gota, hasta haber añadido
exceso de reactivo. Comparar el color de la disolución final con el de la disolución inicial
de la sal de Cu(II).
Tanto la sal como la disolución final presentan color azul, sin embargo,
el azul de la sal es más claro, que el que presenta la disolución final.
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b) Tratar una disolución de sal cúprica con un exceso de disolución de ácido tartárico.
Añadir luego disolución de NaOH 2N. Comparar el color de la disolución final con el de
la disolución inicial de la sal de Cu (II).
Se forma una sal de color azul, que compleja, formándose un quelato,
bastante estable, debido a que el ácido tartárico es bidentado, de modo que
cuando se añade el NaOH, no puede atacar al Cu, no pudiéndose formar un
nuevo producto.
Cuando no se añade el tartárico, al añadir el NaOH, este reacciona con
el Cu, formándose la sal cúprica Cu(OH)2, de color azul.
c) Tratar una disolución de CuSO4 con unas gotas de disolución alcohólica de
dimetilglioxima.
- Interpretar los fenómenos observados.
Al añadir dimetilglioxima a la disolución de CuSO4, la disolución torna a un
color verde oscuro.
Esto se debe a que el CuSO4, reacciona con la dimetilglioxima (un ligando
bidentado), formándose un complejo bastante estable de color verde oscuro.
- Escribir la ecuación química correspondiente.
