Experimentación en Química Inorgánica

DE ALCALÁUNIVERSIDADDepartamento de Qu�mica Inorg�nica

Licenciatura de Química Curso 1997-98

Química Inorgánica Experimental

Experimentación en Síntesis Inorgánica

106Rf

(263)

107Bh

(262)

2He

4,0026

1

2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

18

3f

3Li

6,941

11Na

22,9898

19K

39,0983

37Rb

85,4678

55Cs

132,9054

87Fr

(223)

4Be

9,0122

12Mg

24,3050

20Ca

40,078

38Sr

87,62

56Ba

137,327

88Ra

(226)

21Sc

44,9559

39Y

88,9059

57–71La–Lu

89–103Ac–Lr

22Ti

47,88

40Zr

91,224

72Hf

178,49

104Du

(261)

23V

50,9415

41Nb

92,9064

73Ta

180,9479

105Jl

(262)

24Cr

51,9961

42Mo

95,94

74W

183,85

25Mn

54,9380

43Tc(98)

75Re

186,207

26Fe

55,847

44Ru

101,07

76Os

190,2

27Co

58,9332

45Rh

102,9055

77Ir

192,22

28Ni

58,69

46Pd

106,42

78Pt

195,08

9F

18,9984

17Cl

35,4527

35Br

79,904

53I

126,9045

85At

(210)

10Ne

20,1797

18Ar

39,948

36Kr

83,80

86Rn

(222)

54Xe

131,29

7N

14,0067

15P

30,9738

33As

74,9216

51Sb

121,75

83Bi

208,9804

8O

15,9994

16S

32,066

34Se

78,96

84Po

(209)

52Te

127,60

5B

10,811

13Al

26,9815

31Ga

69,723

49In

114,82

81Tl

204,3833

6C

12,011

14Si

28,055

32Ge

72,61

82Pb

207,2

50Sn

118,710

29Cu

63,546

47Ag

107,8682

79Au

196,9665

30Zn

65,39

80Hg

200,59

48Cd

112,411

58Ce

140,115

59Pr

140,9076

60Nd

144,24

61Pm(145)

62Sm

150,36

63Eu

151,965

64Gd

157,25

65Tb

158,9253

66Dy

162,50

67Ho

164,9303

70Yb

173,04

71Lu

174,967

68Er

167,26

69Tm

168,9342

90Th

232,0381

91Pa

231,0359

92U

238,0289

93Np

(237)

94Pu

(244)

95Am(243)

96Cm(247)

97Bk

(247)

98Cf

(251)

99Es

(252)

102No

(259)

103Lr

(260)

100Fm

(257)

101Md

(258)

1H

1,0079

57La

138,9055

89Ac

(227)

1H

1,0079

número atómico

símbolo

masa atómica relativa

Los números entre paréntesis indican el número másico del isótopo más estable de un elemento radiactivo

108Hn

(265)

109Mt

(266)

i

NORMAS GENERALES

• DEDICACION: El curso práctico comprende las asignaturas Química Inorgánica

Experimental y Experimentación en Síntesis Inorgánica, con 4.5 y 7.5 créditos

respectívamente. Por lo tanto, es obligatoria una dedicación de 120 horas con la distribución:

4 horas x 5 días x 6 semanas. Las primeras 45 horas se dedicarán a la primera asignatura

(prácticas 1 -11) y el resto a la segunda (prácticas 12 - 24)

• ASISTENCIA: La falta de asistencia a alguna sesión deberá ser motivada por una causa

justificable, debiendo recuperar el tiempo no dedicado. En caso contrario, se suspenderá la

asignatura correspondiente. También es imprescindible la asistencia con puntualidad y nadie

abandonará la sesión sin antes avisar al profesor.

• EN EL LABORATORIO: Cada alumno dispondrá de un lugar de trabajo y del material

necesario. Cualquier material que falte al comienzo del curso, o se rompa durante su

desarrollo, deberá ser solicitado al profesor. Es responsabilidad del alumno mantener

perfectamente limpio y ordenado el material y la mesa de trabajo. La mesa deberá estar limpia

y todo el material recogido en la taquilla al acabar la sesión del día. Al finalizar el curso el

profesor dará el visto bueno al estado de la taquilla y material, que será imprescindible para

obtener la calificación de estas asignaturas. La limpieza y orden también serán exigidos en

las zonas comunes (zona de balanzas, estufas, campanas de gases, seminario, etc).

• DESARROLLO DEL CURSO: Las experiencias a realizar son individuales. Cada práctica

será asignada previamente. Antes de comenzar, el alumno deberá haber leído el guión

correspondiente y repasado los conceptos teóricos necesarios. El profesor podrá plantear

cuestiones antes, durante y después de la realización de la práctica. También podrá solicitar

el cuaderno de laboratorio en cualquier momento. Concluida la práctica, se completará el

cuaderno y se entregará obligatoriamente al profesor.

• CALIFICACION: Las dos asignaturas se calificarán por separado y a sus notas finales

contribuirá un 60 % el trabajo de laboratorio y un 40 % el examen final. Por trabajo de

laboratorio se entiende la media de las calificaciones obtenidas en las prácticas realizadas,

donde la nota de cada práctica será una valoración de las contestaciones a las cuestiones del

profesor y del cuaderno, así como la destreza en la ejecución de la práctica. El examen final

consistirá en una serie de preguntas breves y de carácter fundamentalmente práctico, que

habrán quedado resueltas durante la experimentación del curso. Para aquellos que

suspendan, la convocatoria de septiembre consistirá en la realización completa de una

práctica de este guión, tanto en su parte experimental como teórica.

i i

NORMAS DE SEGURIDAD

Es obligatorio conocer las normas de seguridad recogidas en el boletín titulado“La Seguridad en los Laboratorios de Prácticas” elaborado por la Comisión deSeguridad e Higiene de la Universidad de Alcalá. En adición a dichas normas yconcretando para los Laboratorios de Química Inorgánica, se exigirá el conocimiento dela siguiente información:

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

GENERAL: Nunca trabajar en el laboratorio solo. No realizar experimentos noautorizados. No succionar con la boca para llenar pipetas. Nunca utilizar material de vidrio roto.En el laboratorio esta prohibido beber, comer o fumar. Recogerse pelo largo y ropas sueltasmientras se trabaja en el laboratorio. Utilizar batas preferentemente de algodón, usar guantescuando se indique y no utilizar calzado de tela o sandalias. Saber la localización y uso correctode los extintores más próximos. Saber la localización de la ducha de emergencia, lava-ojos ybotiquín, y estar preparado para socorrer a otros.

GAFAS DE PROTECCION: Las gafas de protección deben llevarse puestas en todomomento en el recinto del laboratorio, tanto si se esta participando activamente en unexperimento como si no. Las lentes de contacto no deben usarse nunca en el laboratorio pordos razones. Porque no se pueden retirar con la suficiente rapidez en caso de salpicaduraaccidental de reactivos en los ojos y porque algunos reactivos volátiles se concentran entre lalente y el ojo sin que el lagrimal pueda eliminarlos convenientemente.

FUEGO: Evitar llamas innecesarias, apagar el mechero cuando no se precise. Observarsi en las proximidades hay disolventes volátiles e inflamables antes de encender el mechero. Asímismo, observar si hay llamas en las proximidades antes de comenzar a trabajar con disolventesvolátiles e inflamables. Ser particularmente cuidadoso al utilizar los siguientes disolventesvolátiles e inflamables: dietil éter, hexanos, tolueno, metanol, etanol, cloroformo y acetona.

REACTIVOS: Manejar los reactivos químicos con cuidado. Evitar el contacto con lapiel o ropa. Limpiar cualquier derrame inmediatamente, especialmente en la zona de balanzas yen las estanterías de reactivos. Reponer las tapas en botes y tapones en botellas tan pronto comose haya tomado la cantidad necesaria. No manipular reactivos mal etiquetados. Nunca utilizarun disolvente orgánico para lavar un reactivo químico de la piel ya que ésto puede aumentar laabsorción del reactivo a través de la piel. Evitar la inhalación de vapores inorgánicos uorgánicos, particularmente con disolventes aromáticos y disolventes clorados. Tener cuidado aloler un reactivo y no degustarlos nunca.

Nota: Las etiquetas de los botes y botellas de reactivos, incluyen información sobre sutoxicidad, inflamabilidad, volatilidad, etc,... . Esta información es tanto simbólica como escrita.Hacerse familiar con los símbolos.

ELIMINACIÓN DE REACTIVOS: En aquellos casos especiales que así lo requiera,el guión de la práctica dará las instrucciones necesarias. En general, pequeñas cantidades dereactivos no peligrosos y solubles en agua se pueden eliminar por la pila de desagüe conabundante agua. Los reactivos peligrosos y sólidos, los disolventes orgánicos no halogenadosy los disolventes halogenados, se recogen en tres contenedores que a tal efecto se localizarán enel laboratorio.

PRECAUCION: Se ha determinado que varios reactivos químicos que se utilizan habitualmenteen el laboratorio (e. g., benceno, cloroformo y tetracloruro de carbono) producen

i i i

cáncer en animales cuando se administran grandes dosis. En los pocos casos en los que se usanreactivos que se sospecha son cancerígenos, extremar las precauciones y seguir estrictamentelas notas que al respecto incluye el guión. Un caso de particular peligrosidad es cromo enestado de oxidación +6. El polvo de sólidos de sales de Cr+6 es cancerígeno.

EN CASO DE ACCIDENTE

En caso de accidente notifíquelo a su profesor inmediatamentePara auxiliar mejor a un accidentado conviene mantener la calma

Ropa ardiendo: Evitar que la persona corra avivando las llamas. Hacerla rodar en elsuelo ayudará a extinguir las llamas y evitará que las inhale. Si hay una ducha de seguridadcerca, mantener a la persona bajo la ducha hasta que las llamas se extingan y los posiblesreactivos químicos se laven. Si se dispone de una ducha, no usar una manta ya que ésta noenfría y los focos de llamas latentes pueden continuar. A continuación, quitar la ropa pero no laque eventualmente pueda estar pegada a la piel (utilizar tijeras si fuese necesario). Arropar a lapersona para evitar un shock y si palidece y tiembla darla un a bebida dulce o un terrón deazúcar. Buscar atención médica rápidamente.

Nota: Si se utiliza un extintor para extinguir las llamas, tener mucho cuidado de nosofocar al accidentado.

Reactivos ardiendo: Apagar todos los mecheros de alrededor y retirar todos losreactivos y disolventes combustibles. Un fuego pequeño en un matraz o vaso de precipitados sepuede apagar cubriéndolo con un vaso grande, o un vidrio de reloj. Si es necesario, utilizar unextintor seco apuntando directamente a la base de las llamas. Nunca utilizar agua. En caso deincendio mayor dar la alarma y abandonar el recinto con clama.

Quemadura térmica o química: Enjuagar la zona quemada con agua fría durante almenos 15 min. Seguir mas tiempo si el dolor no cesa. Lavar los reactivos con un jabón suave yagua. Actualmente se desaconseja el uso de reactivos neutralizantes, ungüentos, cremas olociones. No obstante, en caso de quemaduras térmicas menores se podrá aplicar una cremacalmante. Si el reactivo causante de quemadura se encuentra derramado en una gran superficiedel accidentado, quitar rápidamente la ropa contaminada mientras se le mantiene bajo la duchade seguridad. Los segundos cuentan y no es momento para pudores. Buscar atención médicarápidamente.

SALPICADURAS DE REACTIVOS EN LOS OJOS: Lavar los ojos con aguaabundante en la fuente lava-ojos. Aunque se sienta dolor o escozor, es muy importante que lapersona mantenga abiertos los ojos para que también se lave detrás de los párpados.Independientemente de la severidad de la lesión, buscar atención médica inmediatamente.

CORTES: Menores. Este tipo de corte es el mas común en el laboratorio y se producenormalmente por la manipulación de cristal roto. Lavar el corte, observar y eliminar fragmentosde cristal y aplicar presión para detener la hemorragia. Si se considera oportuno, buscaratención médica.

Mayores. Si la hemorragia es considerable aplicar una compresa esterilizada en la herida,aplicando presión firme, arropar al accidentado para evitar un shock y buscar atención médicainmediatamente. Nunca utilizar un torniquete.

VENENOS: Si se sospecha un posible envenenamiento de cualquier tipo, comunicarloinmediatamente a su profesor. De nuevo, los segundos cuentan y no es momento para valorarindividualmente el incidente y así evitar una posible responsabilidad.

i v

MATERIAL

MATERIAL(al comenzar el curso práctico)

MATERIAL ESPECÍFICO Y ESMERILADO(al comenzar Experimentación en Sínt. Inorgánica)

Bureta * Agitador magnético con calefacción (1 x 2 alumnos)

Crisol porcelana Barra de agitación o núcleo

Doble nuez (2) Embudos adición compensada H y M-19

Embudo Buchner Matraz dos bocas 250 ml H-19 y H-19

Embudo cónico Matraz una boca 100 ml H-19

Embudo de decantación * Matraz fondo redondo / tapón corcho

Erlenmeyer 250 ml (2) Oliva con esmerilado M-19

Erlenmeyer 100 ml (2) Refrigerante recto, H y M-19

Frasco lavador de gases Tapón vidrio M-19

Gradilla para tubos de ensayo Termómetros *

Kitasato o fiola Tubo en U / 2 tapones corcho

Matraz aforado 100 ml Tubo de combustión cerrado por un lado

Mechero Bunsen

Pinza de bureta

Pinza de madera

Pinza de matraz (2)

Pinza de Mohr

Pipeta 10 ml con jeringa émbolo-plástico

Pipeta 5 ml con jeringa émbolo-plástico

Probeta 50 ml

Rejilla

Soporte

Trípode o aro para soporte

Tubos de ensayo (10)

Vaso de precipitados 500 ml

Vaso de precipitados 250 ml (2)



Vidrio de reloj (2)

* material que se proporcionará el día de la práctica en que se utiliza.

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INDICE

ASIGNATURA : Química Inorgánica Experimental.

Práctica Título Página

1 Medida y cálculo de concentraciones 1

2 Estudio de la reacción de sodio con agua 6

3 Periodicidad. Estudio práctico en el tercer periodo de la Tabla Periódica 7

4 Descomposición de nitratos de los metales de los grupos 1 y 2 9

5 Reacciones y comportamiento químico de los halógenos 10

6 Reacciones y comportamiento químico de los elementos del grupo 16 15






ASIGNATURA : Experimentación en Síntesis Inorgánica

Práctica Título Página

12 Preparación de yodato potásico 24

13 Preparación de haluros metálicos anhidros: SnI4 y SnI4(PPh3)2 28

14 Síntesis y reactividad de oxígeno gas 30

15 Combinaciones nitrógeno-hidrógeno: preparación de sulfato de hidracina 34

16 Preparación de sales derivadas del ácido fosfórico 35

17 Reacciones inorgánicas implicando cambios de estado 37

18 Preparación de cloruro de estaño (II) dihidratado y anhidro 38

19 Preparación y comportamiento de compuestos de boro 40

20 Preparación de un alumbre: (NH4)Al(SO4)2·12H20 41

21 Preparación de cloruro cálcico hexahidratado 42

22 Preparación de peróxido de bario 44

23 Preparación de tetracloro cincato amónico 45

24 Preparación de organo-polisiloxanos (siliconas) 47

v i

BIBLIOGRAFIA

Para la confección de este guión de prácticas se ha utilizado principalmente la siguiente

bibliografía:

Libros de texto o referencia

1.- D. F. Shriver, P. W. Atkins, C. H. Langford. "Inorganic Chemistry". Oxford

University Press, 1990.

2.- W. Masterton. "Química General Superior".

3.- R. Chang. "Chemistry". McGraw-Hill, 1994

4.- K. F. Purcell, J. C. Kotz. "An Introduction to Inorganic Chemistry". Saunders College,

1980.

5.- F. A. Cotton, G. Wilkinson. "Advanced Inorganic Chemistry". John Wiley & Sons Ltd,

1988.

6.- N. N. Greenwood, A. Earnshaw. "Chemistry of the Elements". Pergamon Press, 1984.

Libros de prácticas

1.- D. M. Adams, J. B. Raynor. "Química inorgánica práctica avanzada". Reverté, 1966.

2.- R. J. Angelici. "Técnica y síntesis en química inorgánica". Reverté, 1979.

3.- W. L. Jolly. "The Synthesis and Characterization of Inorganic Compounds". Prentice-

Hall, 1970.

4.- W. L. Jolly. "Preparative Inorganic Reactions". Interscience Publishers, 1964.

5.- G. Marr, B. W. Rocket. "Practical Inorganic Chemistry". Van Nostrand Reinhold

Company, 1972.

6.- W. G. Palmer. "Experimental Inorganic Chemistry". Cambridge University Press,

1970.

7.- G. Pass, H. Sutcliffe. "Practical Inorganic Chemistry Preparations, Reactions and

Instrumenthal Methods". Chapman and Hall, 1974.

8.- M. J. Sienko, R. A. Plane, S. T. Marcus. "Experimental Chemistry". McGraw Hill,

1984.

9.- J. D. Woolins. "Inorganic Experiments". VCH.

Libros de consulta

1.- Handbook of Chemistry and Physics.

2.- D. D. Perrin, W. L. Armarego, D. R. Perrin. "Purification of Laboratory Chemicals".

Pergamon Press, 1980.

3.- A. J. Gordon, R. A. Ford. "The Chemist's Companion". John Wiley & Sons, 1972

Química Inorgánica Experimental y Experimentación en Síntesis Inorgánica 1

PRACTICA 1: MEDIDA Y CALCULO DE CONCENTRACIONES.

Reactivos:

- HCl comercial- HNO3 comercial- H2SO4 comercial- CH3COOH (HAc) comercial- NH4OH comercial

Material específico:

– Probetas de 250 ml que se ubicarán en las campanas de gases– Aerómetros de Beaumé de diferentes graduaciones.– Densímetro graduado de 0.9 a 1 g/ml.

Objetivos:

– Medida de la concentración de una disolución de un ácido o base comercial mediante lautilización de densímetros y aerómetros.

– Conocimiento y correcta utilización de las diferentes expresiones que permiten el cálculo de laconcentración de una disolución.

– Manipulación apropiada de ácidos y bases fuertes.

Bibliografía:

- Cualquier libro de Química General (Atkins, Masterton, Chang, Sienko, Purcell & Kotz,Russell & Larena, etc,...)

Introducción:

En el laboratorio es fundamental e imprescindible el conocimiento de la estequiometría delas reacciones que se llevan a cabo. La mayoría de estas reacciones se realizan en disolución, demanera que para su control es necesario conocer las concentraciones de los reactivos en uso ymanejar perfectamente las ecuaciones y expresiones que rigen su cálculo.

Eso ocurre en la utilización de ácidos y bases fuertes que se suministran comercialmentecomo reactivos en disoluciones muy concentradas. Antes de hacer uso de ellas, el sentidoquímico nos plantearía la cuestión: ¿Qué concentración tienen estas disoluciones comerciales?.En este punto hay que señalar que esa concentración oscila dependiendo del fabricante e inclusode la remesa que suministra un proveedor determinado. Estos productos vienen etiquetados conun valor de concentración aproximado que no siempre coincide con el valor exacto y real.

En esta práctica se verá cual es el protocolo que se sigue para medir la concentración deesos productos comerciales, y se realizarán una serie de cálculos que están encaminados almanejo de las diferentes expresiones de la concentración de una disolución.

NOTA: Los resultados de estas medidas y cálculos serán utilizados en prácticas posteriores parapreparar disoluciones diluidas de concentración conocida a partir de ácidos y basescomerciales, de manera que algún dato erróneo en las tablas de esta práctica tendría consecuencias negativas en experimentos futuros .

Cuestiones previas:

1. ¿ Qué se pretende medir en esta práctica ?2. Defina densidad (g / ml), concentración (g / l), molaridad, normalidad, molalidad, %peso.

2 Curso 97/98 - Licenciatura de Química

Precauciones especiales de seguridad: Los ácidos y bases que se utilizarán en esta prácticason sustancias muy corrosivas y/o tóxicas. Evite en todo momento su inhalacióndirecta, o el contacto con ojos o piel . En caso de accidente lave inmediatamente lazona afectada con agua abundante y consulte a su profesor para prevenirquemaduras químicas severas.Si se requiere la eliminación de una disolución, se hará vertiéndola lentamente enla pila de desagüe con el grifo abierto para diluirla. Si duda, pregunte a suprofesor.

Experimental:

Una probeta de 250 ml perfectamente limpia y seca, se llena hasta el enrase con HClcomercial y se introduce en ella un aerómetro de Beaumé (graduado de 0 a 70 grados Beaumé:˚Be). Cuando el aerómetro permanece inmóvil y sin tocar las paredes de la probeta, se realiza lamedida mirando paralelamente a la superficie del líquido. Apunte el resultado en su cuaderno.

Repita la misma operación con los ácidos HNO3, H2SO4, y HAc. Para el caso deNH4OH utilice directamente un densímetro (graduado de 0.9 a 1 g/ml).

Si fuese necesario utilizar el mismo aerómetro para medir ˚Be de otros ácidos, éste debeestar limpio y seco antes de volverlo a utilizar.

Complete las tablas I, II y III de las “Cuestiones Sobre la Práctica” teniendo en cuenta losiguiente:

a) .- Para una disolución determinada, existe una relación entre ˚Be y su densidadrelativa al agua (∂ en g/ml) que es ∂ = 145/145-˚Be para líquidos mas densos que elagua, y ∂ = 140/130+˚Be para líquidos menos densos que el agua. La tabla 1 adjunta,recoge la densidad correspondiente para valores de 0 a 66˚Be. Utilizando esta tabla y apartir de sus medidas con el aerómetro puede conocer la densidad de las disoluciones enestudio (cuidado para el caso de NH4OH, pues se midió directamente la densidad; y parala densidad de H2SO4 se recomienda que la utilización de la tabla 2 que es más precisa).

b) .- Una vez conocidas las densidades de nuestras disoluciones, en un Handbookde constantes físicas y químicas encontraríamos las tablas que aparecen en este guión paracada sustancia. En cada caso, un valor de densidad relativa (ρ ó D204 en las tablas) secorresponde con un valor de concentración (g/l), %peso y concentración molar.

Atención Si su valor de densidad esta comprendido entre dos de la tabla, deberá calcular laconcentración exacta interpolando. HAc y NH4OH tienen un comportamientoparticular. El primero aumenta su densidad con la concentración hasta el 78%, dondecomienza a descender; como utilizamos ácido acético glacial muy concentrado, tomeel mayor de los dos valores de concentración posibles para su densidad. Si fuesenesesario interpolar para determinar la concentración de NH4OH tenga en cuenta quesu densidad desciende al aumentar la concentración. Así mismo, también para esteúltimo, la columna de concentración en g/l que aparece en la tabla es para el NH3 quehay disuelto en agua y no para hidróxido amónico. Téngalo en cuenta para calcularC(NH4OH) en g/l.

Cuestiones sobre la practica:

1.- Con ayuda de las tablas de equivalencia (tablas 1 y 2) ˚B, densidad, %peso, yconcentración para cada reactivo, complete los siguientes datos:

TABLA I HCl HNO3 H2SO4 NH4OH HAc

˚Beauméd ( g / ml )


C ( g / l )%peso

TABLA II HCl HNO3 H2SO4 NH4OH HAc

Molaridad MNormalidad NMolalidad m

2.- Complete la siguiente tabla para preparar un litro de disolución con la concentración que seindica en cada caso, a partir de los reactivos comerciales:

TABLA III 0.1 M 0.1 N 12%

HCl vol.reactivo (ml)vol.agua (ml)

H2SO4 vol.reactivo (ml)vol.agua (ml)

HNO3 vol.reactivo (ml)vol.agua (ml)

HAc vol.reactivo (ml)vol.agua (ml)

NH4OH vol.reactivo (ml)vol.agua (ml)

NaOH peso reactivo (g)peso agua (g)

Tabla 1. GRADOS BEAUME (˚B) - DENSIDAD (g/ml) ˚B g/ml ˚B g/ml ˚B g/ml ˚B g/ml

0 0.9991 17 1.133 34 1.307 51 1.5451 1.006 18 1.142 35 1.319 52 1.5622 1.013 19 1.151 36 1.331 53 1.5793 1.020 20 1.160 37 1.344 54 1.5974 1.028 21 1.169 38 1.356 55 1.6155 1.035 22 1.179 39 1.369 56 1.6336 1.042 23 1.189 40 1.382 57 1.6527 1.050 24 1.199 41 1.396 58 1.6718 1.058 25 1.209 42 1.409 59 1.6909 1.066 26 1.219 43 1.423 60 1.71010 1.074 27 1.229 44 1.437 61 1.73111 1.082 28 1.240 45 1.452 62 1.75212 1.090 29 1.250 46 1.467 63 1.77313 1.098 30 1.261 47 1.482 64 1.79514 1.106 31 1.273 48 1.497 65 1.81815 1.115 32 1.284 49 1.513 66 1.84116 1.124 33 1.295 50 1.529


PRACTICA 2: ESTUDIO DE LA REACCION DE SODIO CON AGUA

Reactivos:

- sodio metal- fenoftaleina- ácido clorhídrico HCl


- matraz aforado de 100 ml- bureta- papel de pH

Objetivo:

El objetivo de esta práctica es estudiar la reacción de sodio con agua y ver si es posiblecalcular la pureza de una muestra de sodio metálico.

Introducción:

El sodio metal que se obtiene comercialmente en el laboratorio está contaminado conimpurezas que provienen de la reacción del metal con el oxígeno y la humedad ambiental. Paraver si es posible calcular la pureza y analizar la naturaleza de estas impurezas, estudiaremos lareacción del sodio con agua y valoraremos la disolución obtenida con HCl.

Experimental:

1.- Cortar y pesar aproximadamente 0.5 gramos de sodio. (Atención: debido al peligro queexiste en la manipulación de sodio metálico, esta operación será realizada por el profesorencargado de esta práctica).

2.- Tomar un vaso de precipitados de 250 ml y añadir aproximadamente 80 ml de agua destilada(Cuidado: no añadir en ningún caso más de 100 ml de agua).

3.- Echar el sodio pesado sobre el vaso de agua. (Atención: esta operación se debe realizar envitrina y con mucho cuidado, ya que el sodio puede arder. Por ello, conviene taparinmediatamente el vaso con un vidrio de reloj).

4.- Observar y anotar el fenómeno que se produce.5.- Detectar si hay desprendimiento gaseoso, ¿de qué gas se trata?6.- Una vez que el sodio ha dejado de reaccionar con agua, comprobar el pH de la disolución

utilizando papel indicador. Anotar el pH.7.- Añadir la disolución obtenida, en frio, a una matraz aforado de 100 ml y enrasar

correctamente.8.- Preparar una disolución de HCl de concentración aproximada 0.1 M (esta disolución habrá

de ser valorada con una disolución de NaOH 0.1 M). Valorar la disolución obtenida en elaparatado anterior con la disolución de HCl preparada.

Cuestiones:

1.- Indicar la reacción que se produce entre el sodio y el agua.2.- Justificar químicamente esta reacción.3.- ¿Qué tipo de reacción es?4.- Justificar el valor de pH obtenido.5.- Explicar el fundamento de la valoración.6.- Indicar la pureza del sodio empleado en la práctica utilizando los resultados obtenidos.


PRACTICA 3: PERIODICIDAD: ESTUDIO PRACTICO EN EL TERCER PERIODO DE LA TABLA PERIODICA

Reactivos:

- sodio metal- magnesio metal- aluminio metal- silicio- fósforo - azufre- óxido de sodio Na2O (o peróxido de sodio Na2O2)- óxido de magnesio MgO- óxido de aluminio Al2O3- sílice SiO2- pentóxido de fósforo P2O5- dióxido de azufre SO2para generarlo:

a) pirosulfito sódico Na2S2O5b) ácido sulfúrico concentrado H2SO4

- ácido clorhídrico (disolución 2 N)- hidróxido sódico NaOH (disolución saturada)- cloruro de sodio NaCl- cloruro de magnesio MgCl2- tricloruro de aluminio AlCl3- tricloruro de fósforo PCl3

Introducción

La Tabla Periódica constituye uno de los puntos de referencia más importantes en elestudio de la Química. La intención de esta práctica es estudiar algunas de las tendencias en lasvariaciones de las propiedades tanto de los elementos como de algunas de sus combinacionesquímicas (óxidos y cloruros) a lo largo del tercer periodo del sistema periódico, llegando,incluso, a establecer una clasificación de estas combinaciones de acuerdo con su tipo deestructura y enlace.

A.- Periodicidad de las propiedades de los elementos

Examinar muestras de los elementos del periodo 3, desde sodio hasta argón. Hacer unatabla donde vengan reflejadas las siguientes propiedades: número atómico, apariencia y estadofísico, punto de ebullición, conductividad, estructura y tipo de elemento (metal o no metal) (usarlibros si hace falta).

B.- Periodicidad de las propiedades de los óxidos de los elementos del periodo 3

1.- Elaborar una tabla en la que aparezca: estado a temperatura ambiente, apariencia y volatilidadde los óxidos que se relacionan: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5 y SO2.

2.- Solubilidad en agua:Tomar con una punta de espátula una pequeña muestra de Na2O, MgO, Al2O3, SiO2,P2O5 y SO2 e introducir cada una de ellas en un tubo de ensayo. Añadir 3 ml de aguadestilada en cada uno de los tubos que contienen las muestras y agitar vigorosamente.Anotar en una tabla qué óxidos se disuelven y con qué facilidad.


Para el estudio del dióxido de azufre, SO2, deberemos primero formar el óxido. Procedimiento : en un matraz de dos bocas de 250 ml colocar 2 g de Na2S2O5 y 2 ml deagua destilada. Adicionar ácido sulfúrico concentrado desde un embudo de adición de formamuy lenta. Se observará la formación del dióxido de azufre cuando borbotee el gas en elmatraz con agua. Observar si aparece precipitado o todo el dióxido de azufre se disuelve enagua.

3.- Estudio del carácter ácido-base:Medir el pH de las disoluciones en agua utilizando papel indicador. Anotar el pH de cadadisolución.

4.- Solubilidad de los óxidos en medio ácido y básico:Si un óxido es insoluble en agua, sus reacciones con ácidos y bases se pueden usar paradecidir si tiene carácter ácido o básico. Si el óxido se disuelve en ácido, reacciona con él yse trata por lo tanto de una base. Si el óxido se disuelve en una base se considera ácido. Siel óxido se disuelve tanto en ácidos como en bases posee carácter ácido y básico, son losdenominados anfóteros. A continuación estudiaremos la solubilidad de los óxidos en ácidoclorhídrico diluído y en hidróxido sódico.Tomar dos tubos de ensayo y añadir en cada uno de ellos una punta de espátula de Na2O.Añadir en uno de los tubos unas gotas de una disolución 2 N de HCl y en el otro 3 ml deuna disolución saturada de NaOH. Anotar los resultados obtenidos. Repetir esta experienciacon cada uno de los restantes óxidos de los elementos del periodo 3 de la tabla periódica,desde Na2O hasta SO2.

C.- Periodicidad de las propiedades de los cloruros de los elementos del tercer periodo.

1.- Indicar en una tabla: la fórmula de los cloruros de los elementos del tercer periodo,apariencia y su estructura.

2.- Tomar una punta de espátula de los cloruros de sodio, magnesio y aluminio e introducircada una de ellas en un tubo de ensayo.

3.- Calentar las muestras con la llama de un mechero Bunsen y anotar si la volatilidad de losmismos es alta o baja.

4.- Tomar nuevas muestras de los cloruros y colocarlos, separadamente, en tubos de ensayo.Añadir a cada tubo de ensayo 3 ml de agua destilada. Agitar y anotar su solubilidad.

5.- Medir el pH de las disoluciones obtenidas con papel indicador, anotar los resultados.

Cuestiones

1.- ¿Cómo varían los puntos de ebullición de los óxidos y los cloruros de los elementos a lolargo del periodo 3 de la tabla periódica? ¿Están relacionados los puntos de ebullición con laestructura que presentan dichos elementos?.

2.- Describir los cambios de estructura y tipo de elementos a lo largo del periodo 3.3.- ¿Cuáles de los óxidos de los elementos del tercer periodo forman disoluciones ácidas en

agua? ¿Cuáles forman disoluciones alcalinas? ¿Cuáles son insolubles en agua?.4.- Escribir las reacciones de aquellos óxidos que son solubles en agua.5.- Escribir las reacciones de los óxidos insolubles en agua, cuando se disuelven en HCl o en

NaOH.6.- Describir cómo varía el estado, el carácter ácido-base y la estructura de los óxidos a lo largo

del periodo.7.- Escribir las reacciones de los cloruros de sodio, aluminio y fosforo con agua.8.- Describir cómo varía la fórmula, el estado, el pH, y la estructura de los cloruros a lo largo

del perido 3 de la tabla periódica.9.- Describir las reacciones para la formación de SO2.


PRACTICA 4: DESCOMPOSICION DE NITRATOS DE METALES DE LOS GRUPOS 1 Y 2

Reactivos:

- nitrato de litio LiNO3- nitrato de sodio NaNO3- nitrato de potasio KNO3- nitrato de rubidio RbNO3- nitrato de magnesio Mg(NO3)2- nitrato de calcio Ca(NO3)2- nitrato de estroncio Sr(NO3)2- nitrato de bario Ba(NO3)2- ácido clorhídrico HCl (disolución 2 M)

Objetivo:

El objetivo de esta práctica es identificar los productos de descomposición térmica yestimar el orden de estabilidad de nitratos de los elementos de los grupos 1 y 2.

Introducción:

En esta práctica calentaremos pequeñas muestras de nitratos de los elementos de losgrupos 1 y 2. Para ello usaremos un mechero Bunsen, manteniendo el mismo tamaño de lallama en cada experimento. Deberemos ser capaces de reconocer dióxido de nitrógeno, NO2 (ungas marrón), producido en el calentamiento de nitratos .

Experimental:

1.- Colocar dos filas de cuatro tubos de ensayo cada una, y colocar en los tubos de la primerafila una muestra de los nitratos de los elementos del grupo 1 (nitrato de litio, sodio, potasioy rubidio) y en la segunda una muestra de los elementos del grupo 2 (nitrato de magnesio,calcio, estroncio y bario). Conviene marcar los tubos con los nombres de loscorrespondientes nitratos.

2.- Calentar cada uno de los tubos de ensayo midiendo el tiempo desde el momento en que seempieza a calentar la muestra del nitrato, hasta que se observe el desprendimiento gaseoso,manteniendo el tubo de ensayo justo por encima del cono azul de la llama de un mecheroBunsen. Posteriormente, seguir calentando las muestras durante un minuto más.

3.- En cada caso comprobar si se desprende oxígeno (gas incoloro) y si aparecen humos decolor marrón. Esto nos dará una idea de los productos que se forman en el calentamiento delos correspondientes nitratos.

4.- Anotar los resultados obtenidos en una tabla.5.- Al residuo obtenido después de calentar cada nitrato, añadirle unas gotas de una disolución 2

M de HCl en frío y calentar. Apuntar lo que se observa.

Cuestiones

1.- Explicar por qué cuando se empiezan a calentar los nitratos de los elementos de los grupos 1y 2, rápidamente viran a líquidos incoloros y cuando el calentamiento se continúa se vuelvensólidos de nuevo, antes de su descomposición.

2.- ¿Qué nitratos de los elementos del grupo 1 se parecen más en su comportamiento frente alcalor, a los nitratos del grupo 2?

3.- Describir cómo varía la estabilidad térmica de los nitratos al descender en el grupo.


4.- Comparar el comportamiento químico estudiado de los nitratos de los elementos del grupo 1con los correspondientes del grupo 2.

5.- Escribir las ecuaciones para las descomposiciones térmicas de los nitratos estudiados.6.- ¿Por qué se producen humos marrones cuando se añade ácido clorhídrico al residuo

obtenido después de calentar los nitratos de los elementos del grupo 1?

PRACTICA 5: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOSHALOGENOS

Reactivos necesarios:

Disoluciones: Sólidos y Líquidos: HCl, HNO3 y H2SO4 comerciales Permanganato potásico KMnO4Agua de bromo Dióxido de manganeso MnO2I2 en KI 0.01 M en I2 Bromo Br2NaOH 2 M Yodo I2Dicromato potásico K2Cr2O7 0.5 M acidificada Cloruro potásico KClAcetato de plomo (II) Pb(CH3COO)2 0.5 M Bromuro potásico KBrNitrato de plata AgNO3 0.1 M Yoduro potásico KINitrato de plomo (II) Pb(NO3)2 0.1 M Clorato potásico KClO3Cloruro potásico KCl 1 M Bromato potásico KBrO3Bromuro potásico KBr 1 M Yodato potásico KIO3Yoduro potásico KI 1 M Acido fosfórico H3PO4Ioduro / Almidón 0.1 M en I- *Disolventes: dietiléter, hexano

* Se prepara disolviendo 10 g de almidón y 15 g de NaI en 1 litro de agua destilada.


– Un erlenmeyer de 1000 ml por laboratorio

Objetivos:

– Obtener cloro gas y disoluciones de éste en el laboratorio.– Comportamiento de los halógenos en agua, en disolución alcalina y en disolventesorgánicos.– Estudio de su poder oxidante.– Reacciones de precipitación de haluros.– Reacciones de halatos con ácidos.

Bibliografía:

– Cotton & Wilkinson– Shriver– Purcell & Kotz– Handbook of Chemistry and Physics– Palmer


Introducción:

Por su reactividad, ninguno de los elementos del grupo 17 se encuentran en la naturalezaen estado elemental. Estos elementos se presentan como moléculas diatómicas no polares deformula general X2, que es a lo que nos referimos habitualmente al hablar de halógenos. (Elúltimo del grupo, el astato, At, es radioactivo y se conocen poco sus propiedades).

Los halógenos tienen potenciales de ionización y electroafinidades elevadas, lo quejustifica que formen preferiblemente aniones del tipo X-. Estos aniones derivados de loshalógenos (F-, Cl-, Br- y I-) son los denominados haluros, y son isoelectrónicos con el gasnoble más cercano en el Sistema Periódico. Con la mayoría de los elementos alcalinos yalcalino-térreos los haluros dan compuestos iónicos. Para los haluros, el indice de coordinacióngeneralmente es 1; sólo en excepciones es 2 (HXH+, FClF-, I3- y X- como ligando puente).

Los halógenos también dan lugar a muchos compuestos moleculares, bien combinándoseentre ellos (interhalógenos como ICl, BrF3, ClF5, etc,...), o bien en combinaciones con otroselementos no metálicos (e.g., PCl5, NF3, etc,...).

Cuando el estado de oxidación formal es positivo se pueden asignar indices decoordinación superiores en torno al halógeno central. Ese es el caso de la mayoría de óxidos,oxo-ácidos y oxo-aniones.

La tendencia de los puntos de fusión o ebullición de X2 a lo largo del grupo estádominada por el aumento de las fuerzas de van der Waals, a medida que aumenta el tamaño y lapolarizabilidad de los átomos o moléculas. De manera que Cl2 es un gas a temperaturaambiente, al igual que F2 (no utilizado en esta práctica), mientras que Br2 es líquido y I2 essólido. Los colores son: incoloro para F2, amarillo verdoso para Cl2, marrón rojizo para Br2 ymorado oscuro para I2; y se pueden razonar, explicando que al descender en el grupo disminuyela diferencia energética entre el orbital HOMO y el LUMO de estas moléculas, y por tanto lasbandas de absorción electrónica entre esos niveles se van desplazando a longitudes de onda máslargas.

Los halógenos (X2) reaccionan con H2 para dar el ácido HX correspondiente, siendo estareacción explosiva con F2.

Casi todos los métodos de preparación de halógenos implican la oxidación de ioneshaluro:

2 X-- 2 e- X2

En concreto, Cl2 se prepara habitualmente en el laboratorio por la acción de agentesoxidantes sobre HCl, o sobre mezclas de NaCl y H2SO4 como fuente de Cl- y H+. Entre losagentes oxidantes utilizados se encuentran MnO2, KMnO4, PbO2, KClO3 y HNO3.

Así con MnO2, la reacción global sería:

MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2↑ + H2O

Y con KMnO4:

2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 5 Cl2↑ + 8 H2O + 2 KCl

Siendo esta última más favorable termodinámicamente (Ver Eo(KMnO4/Mn2+) y

Eo(MnO2/Mn2+) en medio ácido).

Un método útil para detectar Cl2, es poner sobre el recipiente, que se sospecha locontiene, una tira de papel filtro impregnada con una disolución I- / almidón. Este reactivo se


utiliza como detector de gases oxidantes, ya que I- se oxidaría a I2, que forma un complejo azul-morado con el almidón.

Cl2 y Br2 son moderadamente solubles en agua, mientras que I2 es muy poco soluble.Dependiendo del halógeno se verifica el siguiente equilibrio en disolución acuosa:

2 X2(aq) + 2 H2O 4 X-(aq) + 4 H+(aq) + O2

El proceso es complejo y depende de las condiciones, pudiendo, incluso, darse otroscambios químicos, como el proceso de hidrólisis (para dar HX + XOH). La reacción estácontrolada por el valor del potencial de los semisistemas X2/X- y O2/H2O. Así, en condicionesordinarias, además de F2 también Cl2 es capaz de oxidar el agua, aunque en este caso lareacción es lenta y se acelera por acción de la luz.

Dada su naturaleza apolar, en general los halógenos son más solubles en los disolventesorgánicos convencionales que en agua. Es conocido que I2 da disoluciones de color violeta endisolventes no polares, mientras que en disolventes polares con átomos dadores de O ó N (e.g.,éter etílico) da disoluciones de color marrón. Eso es debido a la formación de complejos detransferencia de carga, cuyo estado fundamental sería un híbrido entre I2···S y I2-S+ (Sdisolvente). Su formación supone un cambio significativo en las bandas de absorciónelectrónica, y por tanto de color. Aunque es menos frecuente, Cl2 y Br2, e incluso losinterhalógenos, se comportan de un modo similar.

En contraste con los elementos del grupo 18, los halógenos presentan una granreactividad y son agentes oxidantes enérgicos. Este carácter oxidante disminuye al descender enel grupo, siendo F2 una de las sustancias más oxidante que se conoce.

Todos los halógenos reaccionan en medio básico dando el hipohalito correspondiente:

X2 + 2 OH- X- + XO- + H2O

Desde el punto de vista cinético todas estas reacciones son muy rápidas y dan equilibriosmuy desplazados hacia la derecha, o lo que es lo mismo, son termodinámicamente favorables.Sin embargo, en algunos casos la obtención de disoluciones acuosas de hipohalitos no es taninmediata, ya que estas especies son capaces de desproporcionar en medio básico según:

2 XO- X- + XO2-

3 XO- 2 X- + XO3-

Ambos procesos, y mucho más el último, son favorables termodinámicamente, pero nocinéticamente. De manera que ClO- es estable a temperatura ambiente, pero a temperaturassuperiores a 75˚C se obtienen disoluciones de ClO3-. En cambio BrO- es estable en disolucionesa 0˚C y desproporciona a temperatura ambiente, y en el caso de IO- la desproporción es tanrápida, incluso a bajas temperaturas, que no se conoce esta especie en disolución.

Cuestiones previas:

1.- Consultando la tabla de potenciales normales ¿ Sería posible preparar Cl2 por adición deHCl sobre MnO2, KMnO4, ó PbO2 ?. ¿ Por qué cree que HCl comercial con MnO2 sólidotiene un comportamiento anómalo ?

2.- ¿ Qué reacción se verifica entre Cl2 (ó Br2) y una disolución de I- / almidón ?3.- ¿ Qué pH esperaría en una disolución acuosa de Cl2, Br2, ó I2 ?4.- ¿ Por qué los halógenos son más solubles en disolventes orgánicos que en agua ?5.- ¿ Qué haluros pueden ser oxidados por cada halógeno ?


Precauciones especiales de seguridad: . En general los halógenos son irritantes y en especialel cloro por ser un gas. Este último además, es muy tóxico y corrosivo, por lo que seevitará inhalar sus vapores o que sus disoluciones entren en contacto con los ojos o apiel.

Experimental:

A) Preparación de cloro en el laboratorio

1.- Colocar una pequeña cantidad de dióxido de manganeso (punta de espátula) en el fondo deun tubo de ensayo. Añadir 1 ml de HCl concentrado.

2.- Colocar una pequeña cantidad de permanganato potásico (punta de espátula) en el fondode un tubo de ensayo. Añadir 1 ml de HCl concentrado.

3.- En ambos casos comprobar la evolución de un gas colocando en la boca del tubo deensayo una tira de papel de filtro humedecido con un disolución de yoduro/almidón.

4.- Explicar las observaciones encontradas.

B) Reacciones de los ha lógenos con agua

1.- La siguiente operación la harán los alumnos que designe el profesor, en campana de gases y bajo la supervisión de éste. Introduzca en un erlenmeyer de 500 ml, 15 g de MnO2y 100 ml de HCl 3 M. Cierre el recipiente con un tapón perforado, caliente con el mecherosuavemente y mediante un tubo de goma con una varilla de vidrio al final, haga borbotearel Cl2 formado en 1 litro de agua destilada durante 15 min. La calefacción debe ser tal, queel agua no revierta hacia el matraz de reacción. Al finalizar, antes de retirar el mecherodeberá sacar el tubo del segundo erlenmeyer. Una vez preparado el agua de cloro, cadaalumno tomará 5 ml, observará el color de la disolución y medirá el pH. Anote susobservaciones y conserven el resto del agua de cloro para el resto de la práctica.

2.- Introduzca una gota de Br2 en un tubo de ensayo con 5 ml de agua, agite y anote el color yel pH de la disolución. Repita el mismo experimento con un cristal de I2.

C) Solubilidad de los halógenos en disolventes orgánicos

1.- Coloque en tres tubos de ensayo 1 ml de las disoluciones de Cl2, Br2 y I2respectivamente. Añada a cada uno aproximadamente 1 ml de hexano, observando si lafase orgánica queda por encima o por debajo de la acuosa. Agite los tubos, deje que lasfases se separen y anote el color de cada una de ellas.

2.- Repita utilizando éter etílico como disolvente.

D) Los halógenos como agentes oxidantes (frente a los iones haluro)

1.- Coloque en tres tubos de ensayo media punta de espátula de KI, KBr y KClrespectivamente. Añada a cada uno de ellos 1 ml de agua de cloro. Agite, añada 5 ml dehexano a cada uno de ellos y vuelva a agitar. Anote sus observaciones.

2.- Repita utilizando agua de bromo y agua de yodo.

E) Reacciones de los halógenos en disoluciones alcalinas

1.- Coloque en tres tubos de ensayo 2 ml de las disoluciones de Cl2, Br2 y I2respectivamente. Añada a cada una de ellas, gota a gota, unos 2 ml de una disolución 2 Mde NaOH. Observe si se producen cambios de color. Añada ahora unas gotas dedisolución I- / almidón. Observe si hay cambios de color.


2.- Prepare de nuevo una disolución de cloro en NaOH, añada unas gotas de HCl concentradoy por último unas gotas de disolución de I- / almidón. Anote sus observaciones.

F) Reacciones de los haluros alcalinos

1.- Introduzca en tres tubos de ensayo una pequeña cantidad de KCl, KBr y KIrespectivamente. En cada uno de ellos añada una pequeña cantidad de MnO2. Mezcleambos sólidos con una varilla y añada con precaución unas 10 gotas de H2SO4concentrado, agitando el tubo tras la adición de cada gota. Identifique los gasesdesprendidos en cada caso mediante las siguientes pruebas, anotando sus resultados:i) Coloque un papel indicador humedecido con agua destilada en la boca del tubo sin

tocarla.ii) Coloque una tira de papel de filtro humedecida con una disolución acidificada de

dicromato potásico cerca de la boca del tubo.iii) Repetir la prueba anterior humedeciendo la tira con una disolución de acetato de plomo.iv) Coloque una tira de papel de filtro impregnada de I- / almidón.

2.- Repita todas las experiencias anteriores sin añadir MnO2.3.- Repita con ácido fosfórico en lugar de H2SO4 las experiencias del apartado 1 (sin añadir

MnO2).4.- Ponga en tres tubos de ensayo 1 ml de disoluciones 1 M de KCl, KBr y KI

respectivamente. A continuación, añada 1 ml de disolución de AgNO3 y agite. Anote susobservaciones.

5.- Repita la experiencia anterior añadiendo disolución de Pb(NO3)2 en lugar de AgNO3.

G) Reacciones de los halatos con los ácidos

1.- Mezcle en un tubo de ensayo 1 ml de HNO3 concentrado y 4 ml de agua destilada. Concuidado, añada esta disolución sobre otro tubo en el que se ha colocado una punta deespátula de KClO3. Estudie el desprendimiento gaseoso colocando en la boca del tubo unatira de papel humedecida con una disolución de I- / almidón. Si no observa nada, calienteel tubo con precaución.

2.- Repita la misma experiencia utilizando KBrO3 y KIO3.

Cuestiones:

1. Escriba los semisistemas, con sus correspondientes E0, de las reacciones de obtención decloro. Compare la acción de MnO2 y KMnO4 como agentes oxidantes en ambos

experimentos y señale que resultados obtuvo en los ensayos con I- / almidón.2. Encuentre las solubilidades en agua de los halógenos y justifique los valores de pH

observados en sus disoluciones.3. Escriba y explique los cambios ocurridos en las experiencias del apartado C).4. En términos del poder oxidante de los halógenos, justifique las observaciones realizadas

en las experiencias del apartado D).5. Razone los resultados encontrados en el apartado E). Averigue qué es la lejía y cómo

podría prepararla en el laboratorio.6. ¿ A qué reacciones responden las observaciones realizadas en el apartado F) ?7. Comente las reacciones de los halatos con ácido nítrico.8. ¿Cómo varia el carácter ácido de los oxoácidos de los halógenos?


PRACTICA 6: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 16

Reactivos:

- azufre S8- óxido de selenio SeO2- óxido de teluro TeO2- sulfato potásico K2SO4 (disolución 0.1 M y 0.2 M)- tiosulfato sódico Na2S2O3 (disolución 0.2 M)- peroxodisulfato sódico Na2S2O8 (persulfato) (disolución 0.2 M)- selenato potásico K2SeO4 (disolución 0.1 M)- telurato potásico K2TeO4 (disolución 0.1 M)- cloruro de bario BaCl2 (disolución 0.5 M)- nitrato de plata AgNO3 (disolución 0.2 M)- dióxido de azufre SO2 (Práctica 3)

generación: Na2S2O5 + H2SO4pirosulfito sódico Na2S2O5ácido sulfúrico concentrado H2SO4

- sulfito sódico Na2SO3 (disolución 0.1 M y 0.2 M)- selenito sódico Na2SeO3 (disolución 0.1 M)- telurito sódico Na2TeO3 (disolución 0.1 M)- yoduro potásico KI (disolución 0.5 M)- yodo I2 (sólido y disolución)- hidroxilamina NH2OH (cloruro de hidroxilamina NH2OH.HCl)- hidracina N2H4 (sulfato de hidracina N2H4.H2SO4)- ácido clorhídrico HCl (disolución 2 M)

Experimental

a) Algunas reacciones de los óxidos y oxisales

1.- Relacionar el estado de agregación de los óxidos O3, SO2, SeO2 y TeO2 con susestructuras y comparar su reactividad frente al agua.Colocar en tres tubos de ensayo 5 ml de agua y añadir en cada uno de ellos SO2, SeO2 yTeO2, respectivamente. Medir el pH de la disolución resultante. ¿Qué productos se formanen las reacciones que se producen?.(Para generar SO2: ver Práctica 3)

b) Reactividad y estabilidad relativa de los estados de oxidación +4 y +6 de S, Se y Te.

1.- Adicionar 1 ml de una disolución 0.5 M de BaCl2 a 2 ml de una disolución 0.1 M deK2SO4. Repetir el experimento usando 2 ml de disoluciones 0.1 M de K2SeO4 y K2TeO4,respectivamente. A la vista de las solubilidades de las correspondientes sales de bariorazonar el orden de solubilidad encontrado.

2.- Sobre 2 ml de una disolución 0.1 M de K2SO4 añadir una punta de espátula de cloruro dehidroxilamina. Repetir el ensayo utilizando sulfato de hidracina en vez de hidroxilamina.Repetir estas dos experiencias con las disoluciones 0.1 M de K2SeO4 y K2TeO4.


3.- Hacer pasar una corriente de SO2 a través de 5 ml de una disolución 0.1 M de Na2SO3.Repetir el mismo ensayo usando 5 ml de una disolución 0.1 M de Na2SeO3 y Na2TeO3.Repetir la misma operación con Na2SeO3 en una disolución acidulada con HCl 0.1 N.

4.- Sobre 2 ml de una disolución 0.1 M de Na2SO3 añadir una punta de espátula de I2. Repetirla misma experiencia con las disoluciones 0.1 M de Na2SeO3 y Na2TeO3.

5.- Describir las observaciones encontradas en cada experimento, interpretar los resultados yescribir las ecuaciones correspondientes.

c) Estudio de algunas reacciones de oxisales de azufre

1.- Preparar disoluciones 0.2 M de cada una de las siguientes sales: sulfito sódico; sulfatopotásico; tiosulfato sódico; peroxodisulfato sódico. (Puede suceder que estas disolucionesya estén preparadas. En este caso, los alumnos sólo deben hacer los cálculos necesarios parapreparar las mismas).

2.- Sobre 1 ml de cada una de las disoluciones anteriores añadir igual volumen de unadisolución de HCl 2 M. Calentar suavemente al baño maría, sin hervir, comprobando eldesprendimiento de gas colocando un papel de pH universal humedecido con agua destiladaen la boca del tubo de ensayo

3.- Sobre 0.5 ml de cada una de las disoluciones anteriores añadir 0.5 ml de una disolución deAgNO3 0.2 M. (Al finalizar este ensayo vertir los residuos en una botella que seráproporcionada por el profesor encargado de la práctica).

4.- Sobre 1 ml de cada una de las disoluciones anteriores añadir unas gotas de una disoluciónde yodo en yoduro potásico.

5.- Sobre 1 ml de cada una de las disoluciones anteriores añadir unas gotas de una disoluciónde KI 0.5 M.

6.- Calentar porciones separadas (punta de espátula) de sulfato y peroxo disulfato sódico en untubo de ensayo. Comprobar si existe o no evolución de gas colocando en la boca del tubo deensayo una tira de papel pH universal humedecido.

7- Colocar, aproximadamente, 0.5 g de azufre en polvo en un tubo de ensayo. Adicionar 10 mlde una disolución de sulfito sódico 0.2 M. Hervir la mezcla durante 2 o 3 minutos yentonces filtrar. El filtrado contiene un oxoanión de azufre (‘X’). Volver a realizar lasexperiencias 2-5 de este apartado e identificar ‘X’.

8- Describir las observaciones encontradas en cada experimento, interpretar los resultados yescribir las ecuaciones correspondientes.

PRACTICA 7: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 15.

Reactivos:

- cloruro de fósforo (III) PCl3 (se puede obtener: ver Davis)- cloruro de antimonio (III) SbCl3- cloruro de bismuto (III) BiCl3- arsenito sódico NaAsO2- yodo I2- nitrito sódico NaNO2


- sulfato de manganeso (II) MnSO4 (disolución 0.1 M)- arseniato sodico Na3AsO4 (disolución 0.1 M)- yoduro potásico KI (disolución 0.5 M ; disolución 2 M)- ácido clorhídrico HCl (disolución 1 M)- ortofosfato sódico Na3PO4- bismutato sódico Na3BiO4- hidróxido sódico NaOH (disolución 1 M)- ácido sulfúrico H2SO4 (disolución 3 M)- antimonito (óxido de antimonio Sb2O3 en HCl diluido 0.1 M)- cobre hilo- dicromato amónico (NH4)2Cr2O7- ácido nítrico HNO3 (concentrado y disoluciones 2 M y 0.5 M)- permanganato potásico KMnO4 [sólido; disolución acidulada (gotas H2SO4) 0.2 M]- magnesio polvo- hielo

Experimental

a) Reacciones de hidrólisis de las combinaciones MCl 3 (M= P, Sb, Bi):

1.- Preparar una disolución, añadiendo una punta de espátula de cada uno de los tricloruro enagua (3 ml) y con cada una de ellas realizar las siguientes experiencias: a) medir el pH de ladisolución; b) añadir a cada tubo de ensayo una disolución 1 M de NaOH (previamentepreparada) hasta que la disolución tenga pH básico. Luego añadir otra disolución 1 M deHCl hasta que el pH sea nuevamente ácido.

2.- Anotar los resultados y comentar lo que ocurre en cada caso.

b) Estabilidad de la valencia V en el grupo 15:

1.- En tres tubos de ensayo añadir en cada uno 5 ml de una disolución de MnSO4 0.1 M y 2 mlde H2SO4 3 M. En cada uno de ellos añadir una de las siguientes sales.

- Fosfato de sodio (sólido)- Disolución 0.1 M de arseniato de sodio- Disolución saturada de bismutato de sodio

2.- Anotar los resultados y comentar lo que ocurre en cada caso.

c) Estabilidad de la valencia (III) en los elementos del grupo 15:

1.- Preparar una disolución 0.2 M de KMnO4 acidulada (gotas H2SO4) y añadir en tres tubosde ensayo 5 ml de la misma. A continuación añadir en cada uno de ellos cada una de lassiguientes sales.

- Nitrito- Arsenito- Antimonito (Sb2O3 en HCl 0.1 M)

2.- Repetir el experimento anterior pero con la disolución de KMnO4 caliente.3.- Preparar una disolución de yodo en yoduro potásico y añadir en tres tubos de ensayo 5 ml

de la misma. A continuación añadir en cada uno de ellos cada una de las siguientes sales.- Nitrito- Arsenito- Antimonito ( Sb2O3 en HCl 0.1 M)


d) Estudio de los estados de oxidación del nitrógeno

d1.- Reacciones del ácido nítrico:1.- Añadir unas pocas gotas de HNO3 concentrado en un tubo de ensayo que contiene

un hilo de cobre.2.- Con cuidado diluir 2 ml de HNO3 concentrado en un volumen igual de H2O

destilada (realice la operación en tubo de ensayo). Añadir en el tubo dos o tresfilamentos de Cu. ¿Qué concentración tiene la disolución de HNO3 preparada?

3.- Preparar una disolución de HNO3 2 M y añadir cinco ml de ella en un tubo deensayo que contiene un poco de Mg en polvo. Repetir la misma operación con hilo decobre.

4.- Preparar una disolución de HNO3 0.5 M y añadir cinco ml de ella en un tubo deensayo que contiene un poco de Mg en polvo. Repetir la misma operación con hilo decobre.

5.- Describir cada uno de los procesos anteriores aclarando las observacionesencontradas e indicar la reacción que ocurre en cada tubo.

d2.- Reacciones del ácido nitroso:1.- Enfriar 10 ml de H2SO4 3 M en un tubo de ensayo (previamente enfriado en hielo

durante 10 minutos). Añadir 1 gramo de NaNO2 en un segundo tubo de ensayo yadicionar sobre este último tubo el H2SO4 poco a poco.

2.- Tomar unos ml de la disolución anterior y añadirlos en un tubo de ensayo. Calentarel tubo suavemente y anotar las observaciones.

3.- En un tubo de ensayo añadir unas pocas gotas de una disolución de KI 0.5 M ysobre ella añadir 2 ml de la disolución de HNO2 preparada en el apartado anterior.

4.- Repetir la reacción anterior empleando una disolución 0.2 M de KMnO4 en lugar dela disolución de KI.

5.- Describir cada uno de los procesos anteriores aclarando las observaciones eindicando la reacción que ocurre en cada tubo.

d3.- Reacciones con amoníaco:1.- Añadir una punta de espátula de dicromato(VI) amónico en un tubo de ensayo y

calentar directamente a la llama.2.- Describir las observaciones en cada uno de los experimentos e indicar las reacciones

que se han llevado a cabo.

PRACTICA 8: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 14.

Reactivos:

- estaño metal- plomo metal- óxido de plomo (IV), PbO2- óxido de estaño (IV), SnO2- ácido sulfúrico, H2SO4- ácido clorhídrico, HCl (concentrado: disolución 0.1 M; disolución 1 M)- ácido nítrico, HNO3 (disolución 1 M)- hidróxido sodico, NaOH (disolución concentrada; disolución 0.5 M)


- cloruro de estaño (II), SnCl2 (disolución 0.1 M; disolución 1 M en HCl 0.05 M)- nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2 (disolución 0.1 M)- yoduro potásico, KI (disolución 0.1 M)- yodo, I2 sólido- permanganato potásico, KMnO4 (disolución 0.1 M en ácido etanóico diluido 0.1 M)- cromato potásico, K2CrO4 (disolución 0.1 M)- sulfuro sódico, Na2S (disolución 0.02 M)- cloruro mercúrico, HgCl2 (disolución 0.03 M en HCl 1 M)- cloruro plúmbico, PbCl4 (se prepara en esta misma práctica)- cloruro férrico, FeCl3 (disolución 2 M)- cloruro de plomo (II), PbCl2 (disolución 0.1 M en HCl 1 M)- sulfocianuro potásico, KSCN (disolución 2 M)- amoníaco

Experimental:

a) Estabilidad de la valencia +2 y +4 en el grupo 14.

1.- Añadir 2 ml de una disolución 0.03 M acidificada (HCl 1 M) de HgCl2 sobre 4 ml de otradisolución 1 M acidificada (HCl 0.05 M) de SnCl2, gota a gota.

2.- Calentar una disolución SnCl2 1 M acidificada a ebullición y añadir, gota a gota unadisolución acidificada (HCl 1 M) de PbCl2 0.1 M.

3.- Colocar en tres tubos de ensayo 2 ml de una disolución de FeCl3 2 M y realizar lassiguientes operaciones:i) sobre el primer tubo de ensayo, añadir 10 gotas de una disolución de KSCN 2 Mii) sobre el segundo tubo de ensayo, añadir 2 ml de una disolución acidificada de SnCl2 1 My 10 gotas de una disolución de KSCN 2 M.iii) calentar la disolución del tercer tubo a ebullición y añadir 2 ml de una disolución dePbCl4 2 M (para preparar esta disolución ver experiencia 5) y después 10 gotas de KSCN 2M.

4.- Colocar pequeñas muestras de SnO2 y PbO2 en dos tubos de ensayo y calentarlos a la llamadel mechero. Comprobar si se desprende oxígeno y anotar la apariencia del resíduo.

5.- Repetir el experimento usando PbCl4. Tener en cuenta que este compuesto es inestable ydebe ser generado “in situ”. Para ello, operar de la siguiente forma: poner 5 ml de HClconcentrado en un tubo de ensayo y enfriar durante 10 min en un baño de hielo. Añadirpequeñas cantidades de PbO2 y agitar. La reacción produce PbCl4. Tomar 1 ml de estadisolución y añadirle igual volumen de una disolución 0.1 M de KI.

6.- Acidificar 1 ml de una disolución 0.1 M de SnCl2 con un volumen igual de HNO3 1 M.Adicionar una porción de yodo sólido. Observar si el I2 se decolora. Repetir el experimentousando una disolución 0.1 M de Pb(NO3)2 en lugar de SnCl2.

7.- Adicionar, cuidadosamente, una pequeña porción de PbO2 sobre una disolución 2 M deNaOH. Repetir la misma experiencia utilizando una disolución concentrada de HCl en lugarde NaOH.

8.- Investigar la reacción de SnO2 con bases y ácidos mediante calentamiento de pequeñasporciones del óxido con disoluciones concentradas de NaOH y HCl.

9.- Comentar todas las reacciones observadas.

b) Reacciones de plomo y estaño con los ácidos. Reacciones de Sn 2+ y Pb 2+.

1.- Colocar una pequeña muestra de plomo metal en tres tubos de ensayo.2.- Añadir 2 ml de una disolución 1 M de HCl en uno de ellos y calentar. ¿Se puede detectar

algún gas? Si no, repetir con HCl concentrado con el segundo tubo de ensayo.


3.- En el tercer tubo añadir 2 ml de una disolución concentrada y caliente de HNO3.4.- Repetir las experiencias anteriores con una pequeña porción de estaño metal.5.- Poner 2 ml de la disolución de Sn2+ (SnCl2 0.1 M) en 7 tubos de ensayo y añadir los

siguientes reactivos a cada tubo:a) una disolución 0.5 M de NaOH, inicialmente gota a gota y luego de golpe (exceso).b) Una disolución de NH4OH comercial, gota a gota y luego de golpe.c) 2 ml de una disolución 0.1 M de HCl, calentar y enfríar con agua del grifo.d) 2 ml de disolución de KMnO4 acidificada (en ácido etanóico 0.1 M).e) 1 ml de una disolución 0.1 M de cromato potásico.f) 5 gotas de una disolución 0.02 M de Na2S (cuidado, en vitrina y guantes).g) 2 ml de una disolución 0.1 M de KI .

6.- Repetir el mismo experimento con una disolución de Pb2+ (disolución de PbCl2 0.1 M).7.- Comentar todas las reacciones observadas.

PRACTICA 9.- REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 13

Reactivos:

- borax (borato sódico) Na2B4O7- ácido bórico H3BO3- fluoruro de calcio CaF2- H2SO4 concentrado- glicerol- nitrato de talio (I) TlNO3- ácido clorhídrico HCl (concentrado; disolución 2 M)- hidróxido de sodio NaOH (disolución 4 M; disolución 2 M)- aluminio virutas- aluminio papel- magnesio cinta- cloruro de mercurio (II) HgCl2 (disolución 0.1 M)- óxido de aluminio Al2O3- óxido de magnesio MgO- tricloruro de aluminio AlCl3 (sólido; puede estar hidratado)- cloruro de magnesio MgCl2 (sólido)- cloruro de cobre (II) CuCl2 (disolución 0.1 M)

Experimental:

Apartado A:

1.- Mezclar una determinada cantidad de borax con una cantidad igual de fluoruro cálcico yhacer una pasta fina con una gota de ácido sulfúrico. Coger, con una punta de espátula, unpoco de esta pasta y calentarla a la llama del mechero Bunsen. Observar la llama (verde) quese forma, primero directamente y después a través de un espectroscopio manual. Explicar lareacción y el efecto observado.


2.- Preparar una disolución concentrada de ácido bórico (3 o 4 puntas de espatula en 3 o 4 ml deagua destilada) y dividirla en dos porciones. A una porción añadirle glicerol (5 gotas). Medirel pH de ambas disoluciones con un papel de pH indicador universal. Comentar losresultados observados. ¿Presentará el aluminio un comportamiento similar?.

3.- En tres tubos de ensayo colocar, en cada uno de ellos, una punta de espátula de lossiguientes compuestos sólidos: bórax; tricloruro de aluminio y nitrato de talio (I). Añadir 10ml de agua destilada para formar las correspondientes disoluciones. Tomar 1 ml de cada unade ellas y ponerlos en otros tubos de ensayo. Añadir a cada uno de los tubos de ensayo unadisolución de NaOH 4 M gota a gota hasta que ya no se observa que se forme másprecipitado. Comparar y explicar los resultados observados. ¿Cuál de los tres elementos esmás básico?.

Apartado B:

a) Reacciones con HCl.

1.- Colocar unas virutas de aluminio en un tubo de ensayo y añadir unas gotas de HClconcentrado. Si el aluminio no ha comenzado a reaccionar en unos cinco minutos, calentar lamezcla.

2.- Repetir la misma experiencia utilizando magnesio en cinta en lugar de virutas de aluminio.3.- Explicar las reacciones observadas.

b) Reacciones con una disolución de hidróxido sódico.

1.- Colocar unas virutas de aluminio en un tubo de ensayo y añadir unas gotas de unadisolución 2 M de NaOH. Si no se observa reacción después de cinco minutos, calentarsuavemente la mezcla.

2.- Repetir la misma experiencia con magnesio en cinta.3.- Escribir las reacciones que tienen lugar e identificar el gas que se desprende.4.- ¿Porqué las sartenes de aluminio nunca deben ser limpiadas con soda (carbonato de sodio)?.

c) Reacciones con oxígeno.

1.- Cortar tres trozos de papel de aluminio y colocarlos en un vaso de precipitados de 25 ml ycubrirlos con una disolución 0.1 M de cloruro de cobre (II). Después de dos minutos, sacaruno de los papeles de aluminio, lavarlo con agua destilada y dejarlo al aire. Hacer lo mismocon los otros dos trozos de aluminio, pero en lugar de dejarlos al aire, colocarlos en dostubos de ensayo y añadirle a uno, 1 ml de una disolución de NaOH 2 M y al otro 1 ml deuna disolución de HCl 2 M.

2.- Colocar una pieza de papel de aluminio en un vaso de precipitados de 25 ml y cubrirlo conuna disolución 0.1 M de cloruro de mercurio (II). Dejar la mezcla durante dos minutos.Transcurrido este tiempo sacar el papel de aluminio con unas pinzas y lavarlo con aguadestilada. Dejar el papel de aluminio seco durante otros cinco minutos al aire.

3.-Repetir las mismas experiencias, pero ahora con papel de aluminio sin tratar con lasdisoluciones de Cu (II) ó Hg (II).

4.- Comparar los resultados de las tres experiencias realizadas.5.- Describir y explicar vuestras observaciones escribiendo las reacciones apropiadas.

d) Comparación de las propiedades de cloruro de aluminio y magnesio.

1.- Tomar con una punta de espátula una pequeña cantidad de cloruro de aluminio y colocarloen un tubo de ensayo. Calentar la muestra, primero suavemente, y después másfuertemente, colocando en la boca del tubo de ensayo un papel de pH universal humedecido.

2.- Repetir la misma experiencia con cloruro de magnesio.3.- Describir la acción del calor sobre los dos cloruros. ¿Qué sugiere esta experiencia acerca de

la estructura de estos compuestos?.


4.- Colocar una pequeña cantidad de cloruro de aluminio en un tubo de ensayo y añadirle 1 mlde agua gota a gota.

5.- Describir lo que sucede. ¿Se calienta el tubo?. ¿Cuál es el pH final de la disoluciónobtenida?.

6.- Repetir la misma experiencia con cloruro de magnesio.7.- Escribir las reacciones que tienen lugar.

e) Comparación de las propiedades ácido/base de los óxidos de aluminio y magnesio.

1.- Colocar una pequeña cantidad de óxido de aluminio en un tubo de ensayo y añadirle 1 ml deagua destilada. Comprobar lo que sucede. Medir el pH de la disolución resultante.

2.- Repetir la misma experiencia con óxido de magnesio.3.- Repetir la misma experiencia con ambos óxidos utilizando una disolución de HCl 2 M,

primero en frío y después calentando suavemente.4.- Repetir las mismas experiencias con ambos óxidos utilizando una disolución de NaOH 2 M.5.- Escribir todas las reacciones que tienen lugar

PRACTICA 10: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOSELEMENTOS DEL GRUPO 1

Reactivos:

- peróxido de sodio Na2O2- dicromato potásico K2Cr2O7 (disolución 1 M)- ácido sulfúrico H2SO4 (disolución 1 M)- ácido clorhídrico HCl (disolución 4 M)- amoníaco (disolución 4 M)- pentan-1-ol (alcohol amílico) C5H11OH- carbonato de litio Li2CO3- fluoruro amónico NH4F (disolución 4 M)- carbonato amónico (NH4)2CO3; disolución 4 M)- cloruro de litio LiCl- cloruro de potasio KCl- alcohol absoluto (etanol)- perclorato de litio LiClO4- carbonato de potasio K2CO3- perclorato de potasio KClO4

Experimental:

1.- Preparar una disolución de 0.5 g de LiCl en el mínimo volumen posible de agua.2.- Preparar una disolución de 0.5 g de KCl en 5 ml de agua.3.- Tomar 1 ml de la disolución de cloruro de litio y adicionar 0.5 ml de una disolución de

amoníaco acuoso 4 M y después 1 ml de una disolución de NH4F 4 M. Realizar las mismas


experiencias con la disolución de cloruro potásico. Comparar y explicar los resultadosobservados.

4.- Sobre 1 ml de la disolución de cloruro de litio añadir cinco gotas de amoníaco acuosoconcentrado y después 1 ml de una disolución concentrada de carbonato amónico. Realizarlas mismas experiencias con la disolución de cloruro potásico. Comentar los resultadosobservados.

5.- Agitar 0.1 g de perclorato potásico en 2 ml de etanol y posteriormente en 2 ml de agua.Repetir las mismas experiencias con perclorato de litio. Comentar las observacionesencontradas.

6.- Colocar una pequeña cantidad de carbonato de litio en un tubo de ensayo y calentar,observando si se desprende algún gas. Añadir al residuo unos ml de una disolución de HCl4 M comprobando si se disuelve. Repetir la misma experiencia con carbonato de potasio.Explicar las diferencias observadas.

7.- Añadir, con mucho cuidado, 0.1 g de peróxido de sodio sobre 3 ml de agua destilada en untubo de ensayo, observando si se desprende algún gas. Medir el pH de la disoluciónresultante con un papel de pH universal.

8.- Sobre un tubo de ensayo añadir los siguientes reactivos en este orden: 0.1 g de peróxido desodio, 3 ml de agua destilada, 3 gotas de una disolución 1 M de dicromato potásico, 1 ml depentanol y 3 ml de ácido sulfúrico diluido. Agitar la mezcla y observar las dos capasformadas. Comentar las observaciones encontradas.

Cuestiones

1.- Hallar los cálculos para preparar las disoluciones de NH4OH 4 M y NH4F 4 M.2.- Establecer un cuadro con las solubilidades de las siguientes parejas de sustancias: (LiCl,

KCl); (LiF, KF); (Li2CO3, K2CO3). Analizar la variación de la solubilidad en cada una delas parejas y razonar la misma.

3.- Estudiar la variación de la solubilidad de Li2CO3 con la temperatura.4.- Estudiar la estabilidad térmica de los carbonatos de los metales del grupo 1 y comparar esta

propiedad con los metales del grupo 2.5.- Discutir el comportamiento químico de las combinaciones de oxígeno con los elementos del

grupo 1.6.- Buscar en la bibliografía y discutir las observaciones encontradas en la experiencia 8.

PRACTICA 11: REACCIONES Y COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOSELEMENTOS DEL GRUPO 12

Reactivos:

- sulfato de cinc (II) ZnSO4 (disolución 2 M)- hidróxido de sodio NaOH (disolución 2 M)- amoníaco (concentrado; disolución 2 M)- tiocianato potásico KSCN- piridina- hidrógeno fosfato amónico (NH4)2HPO4 (disolución al 10 %)- ácido clorhídrico HCl (disolución 2 M)- rojo de metilo (indicador)


Experimental:

1.- Preparar una disolución de sulfato de cinc(II) 2 M en agua (puede suceder que estadisolución esté ya preparada; los alumnos tendrán, entonces, que hacer los cálculos para lapreparación de la misma).

2.- Sobre 5 ml de la disolución de Zn (II), preparada según el apartado anterior, añadir 5 ml deuna disolución de NaOH 2 M y dividir la mezcla en tres partes iguales.a) Sobre una de ellas añadir 8 ml más de la disolución de NaOH 2 M y calentar suavemente

la disolución.b) Sobre otra añadir 8 ml de amoníaco concentrado.c) Sobre la otra añadir 10 ml de una disolución de HCl 2 M.

3.- Sobre 3 ml de la disolución de Zn (II) añadir 0.5 g de tiocianato potásico y después 10 gotasde piridina, y agitar la mezcla vigorosamente.

4.- Sobre 5 ml de la disolución de Zn (II) añadir 2 gotas de indicador rojo de metilo. Neutralizarla disolución con amoníaco 2 M. Calentar la disolución y añadir 10 ml de una disolución dehidrógeno fosfato de amonio al 10%.

5.- Comentar todas las reacciones llevadas a cabo.

Cuestiones

1.- Hallar los cálculos para preparar las disoluciones de sulfato de cinc heptahidratado 2 M,hidrógeno fosfato amónico al 10%, NaOH 2 M y HCl 2 M.

2.- Estudiar el comportamiento ácido-base del óxido de cinc y comparar el mismo con losóxidos de cadmio y mercurio.

3.- ¿Qué precipitado se forma cuando se trata una disolución de Zn2+ con NaOH?. ¿Qué sucedecon un exceso de NaOH?. ¿Qué especie se forma cuando este precipitado se trata con HCl?.

4.- ¿Qué especie se forma cuando la disolución de Zn2+ se trata con NH4OH?.5.- ¿Existe alguna diferencia en la reacción con NaOH entre cinc, cadmio y mercurio?.6.- Comparar el comportamiento en la Química de la Coordinación de cinc y cadmio con los

metales de transición, por un lado, y los elementos de los grupos principales, por otro.7.- ¿Cuál es el comportamiento de Zn2+ y Cd2+ con el ligando (SCN)-. Formular el complejo

que se forma con uno y otro metal. ¿Qué diferencia existe entre ellos?. ¿Qué otrasposibilidades de combinación presenta dicho ligando?. ¿Qué sucede al añadir piridina en elapartado 3 de la práctica?.

8.- Comentar las reacciones que se observan en el apartado 4 de la práctica.9.- Comentar algunas semejanzas y diferencias entre el comportamiento químico de los

elementos del grupo 12 entre si y entre los elementos del grupo 12 con los del grupo 2.

PRACTICA 12: PREPARACION DE KIO3.

Reactivos:

- hidróxido potásico KOH 12 M- hidróxido sódico NaOH (sólido y disolución 10%)- clorato potásico KClO3- yodo I2


- ácido nítrico HNO3


- tubo de goma- matraz de cuello largo y tapón de corcho- frasco lavador- erlenmeyer de 100 ml

Objetivos:

- Comportamiento redox de los halógenos y oxoaniones derivados.

Bibliografía:

- Cotton & Wilkinson- Shriver- Purcell & Kotz- Greenwood & Earnshaw

Introducción:

En esta práctica se va a preparar yodato potásico a partir de clorato potásico.Casi todos los métodos de preparación de halógenos implican la oxidación de iones haluro. Porejemplo, Cl2 se prepara habitualmente en el laboratorio por la acción de MnO2 sobre HCl:

MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2↑ + H2O

Las disoluciones de hipohalitos se pueden preparar fácilmente por la desproporcionacióndel halógeno en disoluciones alcalinas frias:

X2 + 2 OH- X- + XO- + H2ODesde el punto de vista cinético todas estas reacciones son muy rápidas y dan equilibrios

muy desplazados hacia la derecha. Sin embargo, en algunos casos la obtención de disolucionesacuosas de hipohalitos no es tan inmediata, ya que estas especies son capaces dedesproporcionar en medio básico según:

2 XO- X- + XO2-

3 XO- 2 X- + XO3-

Ambos procesos, y mucho más el último, son favorables termodinámicamente, pero nocinéticamente. Por ejemplo, ClO- es estable en disolución alcalina a temperatura ambiente, peroa temperaturas superiores a 75˚C se obtienen disoluciones de ClO3-. De hecho, unprocedimiento general de laboratorio para sintetizar cloratos y bromatos es ladesproporcionación de X2 en disoluciones alcalinas en caliente:

3 X2 + 6 OH- XO3- + 5 X- + 3 H2O

A escala industrial este método no tiene aplicabilidad porque sólo 1/6 del halógeno seoxida. Para preparar halatos se conocen otros métodos; por ejemplo, mediante la electrólisis desalmueras se producen cientos de miles de toneladas de cloratos al año.


Los yodatos se preparan mediante electrólisis, o bien por la oxidación directa de yoduros demetales alcalinos con oxígeno a altas presiones y temperaturas, o bien por oxidación de I2 concloratos. Este último será el procedimiento que utilizaremos en esta práctica. Responde a unaecuación global:

I2 + ClO3- Cl2 + IO3

-

El mecanismo de reacción es complejo y consta de dos etapas:

I2 + ClO3- ICl + IO3

-

ICl + ClO3- Cl2 + IO3

-

1ª (muy lenta)

2ª (rápida)

Esta reacción es autocalítica, ya que aunque su velocidad está condicionada por la primeraetapa, en cuanto se produce algo de Cl2 se forma el interhalógeno:

1/2 I2 + 1/2 Cl2 ICl (rojo)

y éste a su vez favorece la segunda etapa, donde además se produce más cloro. De manera que,una vez iniciada la reacción, ésta responde mejor a la suma de los siguientes procesos:

ICl + ClO3- Cl2 + IO3

-

1/2 I2 + 1/2 Cl2 ICl (rápidas)

Conviene puntualizar dos aspectos. Primero, como la cantidad de cloro se duplica en cadaciclo catalítico y eso puede producir el disparo incontrolado de la reacción, es necesario moderarla velocidad de formación del mismo utilizando un baño de agua fría si fuese oportuno. Ysegundo, la etapa de iniciación es tan lenta que es mejor sustituirla por otra que generefácilmente Cl2 al principio de la reacción. Esto se consigue añadiendo unas gotas de HNO3 almatraz de reacción:

ClO3- + H+ HClO3

∆HClO4 + Cl2 + O2 + H2O(rápida)

Cuestiones previas:

1.- ¿Qué reacción tiene lugar entre MnO2 y HCl?. Sugiera al menos otras dos reacciones quegeneren el mismo gas.

2.- ¿Qué especie mayoritaria obtendría si disuelve Cl2 en agua, en disolución de NaOH fría, oen la anterior en caliente?

3.- En la preparación de KIO3 a partir de KClO3 y I2, ¿por qué se dice que este proceso esautocatalítico?

4.- En la reacción anterior, ¿por qué es conveniente añadir unas gotas de HNO3 a la mezclainicial?

Precauciones especiales de seguridad:. En general los halógenos son irritantes y en especialel cloro por ser un gas. Este último, además, es muy tóxico y corrosivo, por lo que seevitará inhalar sus vapores o que sus disoluciones entren en contacto con ojos o piel. Delmismo modo, por ser sustancia oxidantes, evite el contacto con las disoluciones dehalatos.


Experimental:

Preparación de iodato potásico

Monte el sistema esquematizado en la figura 1, poniendo agua destilada en el frascolavador hasta que el tubo quede sumergido y 50 ml de disolución de NaOH al 10% en el vasode precipitados. A continuación, introduzca en el matraz de cuello largo 5 g de clorato potásico,3.5 g de yodo y 10 ml de agua. Por último añada 8 gotas de ácido nítrico concentrado y cierre elsistema. Comience a calentar suavemente el contenido del matraz moviéndolo ligeramente hastaque la temperatura sea aproximadamente de 50˚C (nunca superior) y comience a desprendersecloro. Retire entonces la llama y modere la velocidad de reacción, si es preciso con un baño deagua fría durante unos segundos. Cuando la reacción cese, caliente de nuevo y así hasta que sedisuelva todo el sólido. Adicionar finalmente 0.1 g más de yodo y hervir hasta que el yodo sedisuelva y no se desprenda más cloro.

Figura 1

Al enfriar la disolución resultante se producirá una cristalización copiosa del aductoKIO3·HIO3. Filtre, lave con unos mililitros de agua fría y seque el sólido triturándolo entrepapel de filtro. Echelo en un vaso de 100 ml con 30 ml de agua en ebullición, agite hasta queprácticamente todo se haya disuelto y neutralice la disolución en caliente añadiendo KOH 12 Mcon precaución. Si precipitase algo de iodato durante la neutralización, redisuelva añadiendoagua a la temperatura de ebullición (el volumen final no deberá sobrepasar los 50 ml). Si quedaalgún residuo insoluble, filtre con un filtro de pliegles calentado previamente con aguahirviendo. Por enfriamiento del filtrado se obtiene el iodato en forma de pequeños cristales.Filtre, lave y seque los cristales por succión de aire. Pese el producto y anote el resultado.

Propiedades y usos:

Los cloratos son agentes oxidantes. NaClO3 es muy utilizado para preparar ClO2, que esun agente para blanquear la pasta de papel sin degradar la celulosa. También se utiliza comoherbicida, defoliante y como desecante, así como para preparar otros cloratos y percloratosútiles. Por ejemplo KClO3, que se utiliza en pirotécnia como oxidante (NaClO3 eshigroscópico), y que mezclado con sales de metales da diversidad de colores (Sr-rojo, Ba-verde, Cu-azul, etc). Además KClO3 es un componente importante en la fabricación de cerillas(KClO3, S, Sb2S3, vidrio en polvo y dextrina en pasta).

Los yodatos son agentes oxidantes más suaves. Son producidos por la industria químicaen mucha menor escala, y su uso más frecuente está relacionado son sus aplicaciones enprocesos de valoración redox.


Cuestiones:

1.- Escriba las reacciones completas y ajustadas que tienen lugar en la preparación de yodatopotásico. Calcule el rendimiento obtenido.

2.- ¿Qué finalidad tienen el frasco lavador con agua destilada y el vaso de precipitado con ladisolución de NaOH?. ¿Qué pH debe esperarse en la disolución del frasco lavador?.

3.- ¿Cuál es el motivo de la neutralización con KOH una vez obtenido el producto crudo?.

PRACTICA 13: PREPARACION DE HALUROS METALICOS ANHIDROS: SnI4 y SnI4(PPh3)2

Reactivos:

- estaño granulado- yodo, I2- trifenil fosfina, PPh3- dicloruro de calcio, CaCl2- hidróxido potásico, KOH- disolventes: ácido acético glacial

anhídrido acéticocloroformo secoamoniaco


– Matraz (100 ml), refrigerante y tubo de CaCl2 para proceder a un reflujo– Desecador a vacío.– Placa calefactora con agitación.

Objetivos:

– Síntesis de un haluro de estaño y un compuesto de coordinación de éste.– Utilización de medios no acuosos– Manipulación y estabilización de sustancias higroscópicas

Bibliografía:

– Palmer, pág. 246– Marr / Rocket, pág. 195– Adams, pág. 35– Pass / Sutcliffe, pág. 10

Introducción:

El estaño metal se emplea ampliamente como componente en aleaciones (e.g. latón). Elestudio de la química de este elemento ha dado lugar a importantes avances tecnológicos. Por


ejemplo, algunos de sus compuestos se utilizan como estabilizadores de policloruro de vinilo(PVC), otros como desinfectantes de bacterias gram(+), biocidas en controles de pestes,fungicidas en pinturas, recubrimiento de vidrios, etc... .

Esta práctica tiene como objetivo preparar yoduro de estaño (IV) a partir de los elementosque lo constituyen, en un medio no acuoso (método alternativo a partir de SnCl2.2H2O enPalmer, pág. 246). Los compuestos de la mayoría de los metales pesados de los gruposprincipales tienen la capacidad de aumentar su número de coordinación por encima del númeroque representa la mayor de sus valencias. En el caso particular de SnI4, con ligandos neutroscomo las fosfinas se forman complejos octaédricos de fórmula general SnI4(PR3)2. Comoconsecuencia de la coordinación de la fosfina se produce un descenso en la reactividad de lasustancia, de modo que, por ejemplo, SnI4 se hidroliza rápidamente en agua, mientras queSnI4(PPh3)2 no.

Cuestiones previas:

1.- ¿Que tipo de reacción se da en la preparación de SnI4 a partir de I2 y Sn?. Escriba suecuación ajustada.

2.- ¿Es del mismo tipo la reacción entre SnI4 y PPh3?. Escriba su ecuación ajustada.3.- ¿Que entorno presenta el átomo central en SnI4 y en SnI4(PPh3)2?.

Precauciones especiales de seguridad : El yodo , las fosfinas, los compuestos de estaño y elcloroformo son muy perjudiciales para la salud, y el ácido acético y su anhídrido son muycorrosivos. Evite su inhalación o contacto con la piel u ojos.

Experimental:

a) Tetrayodo estaño (IV) o yoduro estánnico ( en ca mpana de gases ) .

En un matraz de 100 ml se mezclan ácido acético glacial (25.0 ml) y anhídrido acético(25.0 ml), añadiendo a continuación estaño granulado o en granalla (0.5 g) y finalmente yodo(2.0 g). Al matraz se le adapta un refrigerante con tubo secante de CaCl2 en la parte superior,procediendo al calentamiento suave de la mezcla en la placa calefactora hasta que la reacción esvigorosa. En ese momento se retira la calefacción y cuando ésta pierde vigor, se refluye ladisolución hasta que todo, o casi todo, el estaño metal ha desaparecido (aproximadamente 2.5horas). En caliente se decanta el líquido (MUY CORROSIVO– use guantes) a un erlenmeyerseco y caliente. Enfriar en baño de hielo y filtrar rápidamente, por succión, los cristales naranjasque precipitan. El producto obtenido se transfiere a un vaso de 50 ml y se seca en un desecadora vacío. Pese, anote el resultado y almacene el sólido en un vial cerrado y sellado con parafilm.

b) Tetrayodobis(trifenilfosfina)estaño (IV).

Se preparan una disolución de SnI4 (1.0 g) y otra de PPh3 (0.9 g) en cloroformo (10.0ml). Mezclar las dos disoluciones agitando y dejar en reposo en un matraz cerrado con tapóndurante unos 25 min. Los cristales naranja oscuros que se obtienen se filtran y se secan en eldesecador a vacío. Pese y anote el resultado.

Pruebas analíticas:

1.-Disuelva una punta de espátula de SnI4 en agua. Después añada una lenteja de KOH. Repitacon SnI4(PPh3)2. Anote sus observaciones.

2.-Añada unas gotas de amoníaco comercial a una punta de espátula de SnI4 disuelta encloroformo. Anote sus observaciones.


Cuestiones:

1.- Escriba las ecuaciones en la formación de SnI4 y SnI4(PPh3)2. Calcule el rendimiento encada reacción.

2.- Dibuje los diferentes isómeros a que puede dar lugar SnI4(PPh3)2.3.- ¿A qué se debe que el complejo con fosfina sea más inerte que SnI4?4.- Anote sus observaciones en las pruebas analíticas y de una explicación química a lo

sucedido.

PRACTICA 14: SINTESIS Y REACTIVIDAD DE OXIGENO GAS

Reactivos.

parte A: Síntesis del catalizador:

- cloruro de cobre (II) hexahidratado CuCl2.6H2O- tricloruro de hierro hexahidratado FeCl3.6H2O- hidróxido sódico NaOH (disolución 5 M)

Síntesis de oxígeno:- agua oxigenada comercial H2O2- hidróxido potásico KOH (disolución 5 M)- cloruro cálcico anhidro CaCl2- sulfuro de molibdeno (IV) MoS2

parte B: - clorato potásico KClO3- dióxido de manganeso MnO2- sulfuro de molibdeno (IV) MoS2


- matraz de dos bocas esmeriladas- matraz de cuello largo con tapón de corcho- bureta de 50 ml- embudo de adición con tapón teflón o vidrio- oliva esmerilada- tubo de combustión con tapón de corcho- grasa de esmerilado- tubos en U con sus dos tapones de corcho o goma- algodón o lana de vidrio

Conceptos a manejar

- función de un catalizador- estructura de las espinelas- propiedades y comportamiento del agua oxigenada- reactividad del oxígeno (con sulfuros)


A.- Síntesis catalítica por descomposición de peróxidos.

Introducción

El oxígeno gas es sintetizado por descomposición de peróxido de hidrógeno en medioalcalino usando una espinela de cobre y hierro como catalizador. Esta práctica se realizará endos partes.

a) Síntesis del catalizador: CuxFe3-xO4 donde 0 < x < 3.b) Síntesis de oxígeno gas.

La preparación de la espinela implica los siguientes pasos:

a) Coprecipitación de los hidróxidos de Cu(II) y Fe(III) a partir de los derivados clorurocorrespondientes, en presencia de una disolución 5 M de NaOH.

xCuCl2 6H2O + (3-x) FeCl3 6H2O + (9-x)NaOH

CuxFe3-x(OH)9-x + (9-x)NaCl + 18H2O

b) Proceso de oxidación y posterior deshidratación al aire para formar la espinela.

0.5O2 + 4Cu1.5Fe1.5(OH)7.5 4Cu1.5Fe1.5O4 + 15H2O

El producto tiene por fórmula general CuxFe3-xO4, donde 0 < x < 3. La estequiometríade la espinela depende de la cantidad pesada de cada reactivo, por lo que se requiere exactitud yminuciosidad a la hora de pesar.

La generación de oxígeno se comprueba por la reacción que se produce con un sulfurometálico.

Experimental:

Síntesis del catalizador (espinela).

En un vaso de precipitados o en un erlermeyer de 50 ml, se disuelven 3.63 g (0.015mol) de CuCl2.6H2O en 20 ml de agua destilada. En otro vaso de precipitados, también de 50ml, se disuelven 4.05 g (0.015 mol) de FeCl3.6H2O en 20 ml de agua destilada y se transfiere,posteriormente, a un vaso de precipitados de 250 ml. La disolución de Cu(II) se adicionalentamente (aproximadamente 5 min) sobre la disolución de Fe(III) con constante agitación.Para mantener la estequiometría, el vaso de precipitados conteniendo Cu(II) se lava con aguadestilada y se adiciona a la mezcla de reacción. El volumen total de la disolución debe estar entre50-60 ml. Medir el pH del medio. Un valor correcto debería ser 6.8. Preparar una disolución deNaOH 5 M y rellenar con ella una bureta de 50 ml. Adicionar la disolución de sosa lentamentesobre la disolución conteniendo la mezcla de reacción manteniendo una agitación fuerte ycontinuada hasta la aparición de un precipitado marrón, aproximadamente a un pH = 12.5.Calentar la mezcla al baño maría durante 30 min para a continuación dejarla enfriar hastaalcanzar temperatura ambiente. Filtrar y lavar directamente sobre el Buchner hasta que dejan de


ser básicas las aguas de lavado (posiblemente sea necesario, primero, dejar reposar elprecipitado y decantar la disolución, antes de filtrar). Secar el sólido en un horno a 85-100°Cdurante toda la noche.

Síntesis de oxígeno.

Montar el aparato que se describe en la figura. Pesar 1 g de la espinela e introducirlo enel matraz de dos bocas (A). Una de las bocas servirá para conectar un embudo de adición paraañadir el H2O2 y el otro como escape del O2 generado. La salida del gas se conecta a un tuboen U conteniendo CaCl2 anhidro (B). El otro extremo del tubo en U se introducirá en un matrazde fondo redondo (C) conteniendo una muestra de sulfuro de molibdeno (preguntar estacantidad al profesor). El final del conducto de gas debe contener un disco poroso (trozitos deporcelana porosa) para repartir de forma homogénea las burbujas de oxígeno dentro del matrazconteniendo la mezcla de reacción (matraz C), el cual debe poseer una salida de seguridad quese conectará a un vaso de precipitados conteniendo agua destilada (D). Adicionar a través deltubo de adición que contiene el matraz A una disolución de H2O2 diluida (disolución al 5%) enuna disolución 5 M de KOH (con el fin de que al ponerse en contacto el H2O2 con el catalizadorno se produzca una efervescencia demasiado violenta). Tan pronto como se observe borboteoen el vaso D, comenzar a calentar suave pero progresivamente el MoS2 existente en C. Lareacción se dará por terminada cuando al colocar un trozo de papel indicador universalhumedecido con agua destilada en la salida del tubo que contiene el vaso D (sin tocar lasparedes), el pH deje de ser ácido.

Figura 1


B.- Síntesis de oxígeno gas por descomposición de oxisales.

Experimental:

El oxígeno es generado por descomposición térmica de clorato potásico en presencia dedióxido de manganeso.

Sulfuro metálicoKClO y MnO

3 2

Figura 2

Montar el aparato que se describe en la figura 2. Colocar en el matraz una mezcla deKClO3 (1 g) y MnO2 (1 g). Colocar en el tubo de combustión una muestra de sulfuro demolibdeno (1 g). Calentar suavemente y de forma alternativa ambos tubos para evitar el contactode los productos que se forman con los tapones de goma, con los cuales pueden reaccionar deforma violenta. Si el extremo del tubo que se introduce en el vaso de precipitados conteniendo elagua destilada queda por debajo de la superficie del líquido, se debe de tener mucho cuidadocon el calentamiento con el fin de evitar que el agua se introduzca en el tubo de combustión porsucción.

Cuestiones:

PARTE A:

1. Escribir la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno que tiene lugar (recordarque tenemos un medio alcalino)

2. ¿Qué es una espinela?. ¿Cuál es la espinela que se prepara en la práctica?3. ¿Cuál es la reacción de formación de la espinela que se utiliza como catalizador en la práctica?4. ¿Qué es un catalizador?. ¿Cuál es la función termodinámica de un catalizador?. ¿Y la función

cinética?5. ¿Por qué se calienta la mezcla de reacción en la preparación de la espinela a baño maría?6. ¿Qué fundamento tiene colocar sulfuro de molibdeno en el matraz de fondo redondo?. ¿Qué

otro tipo de sulfuro metálico se podría utilizar?7. ¿Por qué se coloca el vaso con agua al final del sistema de generación de oxígeno?. ¿Qué

proceso tiene lugar en el mismo?. ¿Qué pH se obtiene y por qué?

PARTE B:

1. ¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo para generar oxígeno?2. ¿Qué fundamento tiene colocar sulfuro de molibdeno en el tubo de combustión?3. ¿Por qué se coloca el vaso de agua al final del sistema de generación de oxígeno?. ¿Quéproceso tiene lugar en el mismo?. ¿Qué pH se obtiene y por qué?


PRACTICA 15: COMBINACIONES DE NITROGENO CON HIDROGENO SINTESIS DE SULFATO DE HIDRACINA

Reactivos:

- gelatina- hidróxido sódico NaOH (disolución 20%)- disolución comercial de hipoclorito sódico- amoníaco concentrado- ácido sulfúrico concentrado H2SO4 (disolución 13 M; disolución 3 M)- ácido clorhídrico concentrado HCl- cloroformo- yodato potásico KIO3 (disolución standard 2.5 M)- etanol- ferrocianuro potásico K3[Fe(CN)6] (disolución al 20%)- hielo


- bureta

Conceptos a manejar:

- Reacciones de preparación y comportamiento químico de las combinaciones de nitrógeno conhidrógeno.

Introducción:

Esta práctica tiene como finalidad preparar una compuesto de nitrógeno con hidrógeno:hidracina. Este compuesto, en estado puro es muy inestable, por lo que se prepará una de sussales: sulfato de hidracina. Así mismo, se pretende estudiar el comportamiento químico yestructural de esta sustancia.

Experimental:

A) Preparación de una disolución de gelatina:

Pesar 5 g de gelatina y disolverlos en H2O caliente (100 ml). El agua no se debe calentar porencima de 60 °C para evitar que la gelatina se reduzca.

B) Preparación de una disolución de hipoclorito sódico:

(Esta disolución se dispone comercial. Si es necesario prepararla, proceder como se indica)Disolver 32 g de NaOH en 100 ml de H2O y dejar que la disolución se enfríe hasta

temperatura ambiente. Una vez enfriada pasar sobre ella una corriente de Cl2 (preparado a partirde KMnO4 y HCl) hasta que el peso de la disolución se haya incrementado en 21-25 g.

C) Preparación de la hidracina:

Mezclar en un vaso de 500 ml los siguientes reactivos: 100 ml de amoníaco concentrado; 50ml de la disolución de gelatina; 35 ml de H2O y 80 ml de la disolución de hipoclorito. Agitarunos minutos y concentrar la disolución hasta un tercio de su volumen. Dejar, entonces, que ladisolución alcance la temperatura ambiente. Filtrar la disolución y enfríar el filtrado en un baño


de hielo a 0 °C. Añadir sobre esta disolución, seguidamente, desde una bureta y gota a gota 25ml de H2SO4 13 M. Poner la disolución resultante en un baño de hielo durante 20 minutos yfiltrar recogiendo el sólido que se ha formado por precipitación. Lavar este sólido con 25 ml deH2SO4 3 M y con etanol.

D) Reactividad de la hidracina:

i) Pesar entre 0.2 y 0.3 gramos de sulfato de hidracina (el peso debe ser conocidoexactamente ) y ponerlo en un erlenmeyer de 250 ml. Añadir sobre este compuesto 30 ml deHCl concentrado, 50 ml de H2O y 10 ml de cloroformo. Finalmente valorar la disoluciónresultante con una disolución de KIO3 2.5 M (fuerte agitación).

ii) Disolver 0.1 g de sulfato de hidracina en 5 ml de H2O destilada y añadir sobre estadisolución 10 ml de otra disolución de ferrocianuro potásico al 20%. A esta mezcla añadir gota agota 2 ml de una disolución de NaOH al 20%.

Cuestiones:

1.- ¿Cuál es la reacción de formación de hidracina?2.- ¿Qué fundamento tiene la adición de gelatina al medio de reacción?3.- ¿Cuál es el nombre industrial que recibe este procedimiento de preparación de hidracina?4.- Describir algún otro método alternativo para preparar esta sustancia5.- ¿Cómo se podría convertir el sulfato de hidracina en el correspondiente hidrato?.6.- ¿Cuáles son las propiedades físicas de la hidracina pura?7.- ¿Cuáles son las propiedades químicas de la hidracina pura?8.- Discutir el comportamiento ácido-base y oxidante-reductor de la hidracina.9.- Comentar el proceso de la valoración de la hidracina con yodato potásico. ¿Cuando se

alcanza el punto final de la valoración de la hidracina con KIO3?. ¿Cómo se puede detectareste punto final?. ¿Qué volumen de disolución de KIO3 2.5 N se necesitan para alcanzardicho punto?. Indicar las cantidades y el procedimiento para preparar la disolución de KIO32.5 N. Justificar todas las respuestas.

10.- Comentar las reacciones que tienen lugar y las observaciones encontradas en la reacción dela hidracina con ferrocianuro potásico.

PRACTICA 16: PREPARACION DE SALES DERIVADAS DEL ACIDOFOSFORICO

Reactivos:

- Acido fosfórico H3PO4- Ortofosfato de sodio dodecahidratado Na3PO4.12H2O- cloruro cálcico CaCl2 (disolución 1 M)- sulfato férrico Fe2(SO4)3 (disolución 1 M)- Acetato sódico NaCH3COO- Sulfocianuro potásico KSCN (disolución 1 M)- Nitrato de plata AgNO3 (disolución 1 M)


Introducción:

El ácido ortofosfórico es un ácido tribásico y forma sales de los tipos: neutras, monoácidasy diácidas.

Por otro lado, se conocen sales derivadas de otros ácidos condensados, como son los piroy metafosfatos.

En esta práctica trataremos de preparar alguna de estas sales y estudiaremos sucomportamiento

Experimental:

A) Preparación de dihidrógeno fosfato de sodio dodecahidratado NaH 2 PO 4 .12H 2 O.

Pesar 5 g de ortofosfato sódico dodecahidratado y disolverlos en 50 ml de H2O. Añadir aesta mezcla ácido fosfórico en proporción 1:3 (sal:ácido). Concentrar la disolución obtenida enbaño de agua. Enfriar y aparecerán unos cristales. Estos cristales corresponden alNaH2PO4.12H2O. Filtrar y secar por succión y luego en una estufa a 100°C.

B) Preparación de hidrógeno fosfato de sodio dodecahidratado Na 2 HPO 4 .12H 2 O .

Pesar 5 g de ortofosfato de sodio dodecahidratado y disolverlos en 50 ml de H2O. Añadir aesta mezcla ácido fosfórico en proporción 2:1 (sal:ácido). Concentrar la disolución obtenidahasta que por evaporación cristalice Na2HPO4.12H2O.

C) Pruebas analiticas:

Realizar las siguientes pruebas con pequeñas porciones del ortofosfato sódico y de cada unode los productos preparados.

1- Medir el pH de una disolución de los mismos en agua con papel indicador.2- Añadir con agitación unas gotas de una disolución 1 M de cloruro cálcico. 3- Añadir con agitación unas gotas de una disolución 1 M de Fe2(SO4)3 y unos cristales de

acetato de sodio.4- A las disoluciones que en 3) no hayan precipitado, añadir unas gotas de una disolución 1

M de sulfocianuro potásico.5- Añadir unas gotas de una disolución 1 M de nitrato de plata.

Cuestiones:

1.- ¿Qué volumen de ácido fosfórico se ha añadido en cada reacción?2.- Peso de los cristales de dihidrógeno fosfato dodecahidratado obtenido.3.- Peso de los cristales de hidrógeno fosfato dodecahidratado obtenido.4.- Calcular el rendimiento en la preparación de cada una de las sales.5.- Indicar y comentar todas las observaciones y las reacciones llevadas a cabo en las pruebas

analíticas.6.- Explicar el comportamiento ácido-base en disolución acuosa del ácido ortofosfórico.7.- Explicar como se produce el fenómeno de la condensación de los fosfatos.8.- ¿Cómo varia el carácter ácido-base en disolución acuosa con el grado de polimerización?9.- Discutir los datos estructurales de los ácidos de fósforo en función de la condensación.10.- Indicar las aplicaciones industriales más importantes de los polifosfatos.


PRACTICA 17: REACCIONES INORGANICAS IMPLICANDO CAMBIOS DEESTADO

Reactivos:

- carburo cálcico CaC2- carbonato cálcico CaCO3 (generador de CO2)- HCl concentrado (generador de CO2); HCl disolución 1 N


- matraz de fondo redondo + tapón de corcho- matraz de dos bocas esmeriladas- embudo de adición + tapón de vidrio o teflón- oliva con esmerilado- pipeta pasteur

Introducción:

La práctica consiste en una serie de experimentos enlazados con la finalidad de poner demanifiesto algunos de los principios químicos fundamentales a través de la observación defenómenos específicos sin entrar en medidas cuantitativas.

Estos experimentos nos permitirán analizar algunas características de determinadascombinaciones del elemento más ligero del grupo 14. A la vez, esta práctica constituye unexcelente ejemplo del manejo de sustancias sólidas, líquidas y gaseosas.

Experimental:

Pesar 1 g de CaC2 y ponerlo en un matraz erlenmeyer de 250 ml, tapado con un tapón decorcho que encaje bien, con un agujero por el que debe pasar una pipeta pasteur de vidrio, quedebe medir 4 ó 5 cm. aproximadamente. Adicionar 100 ml de H2O al matraz erlenmeyer. Sedebe tener un mechero o cerillas a mano.

Atención: Se puede producir una explosión si en el matraz hay oxígeno y además la pipeta sepuede calentar mucho. Realizar la práctica en vitrina.

Después de unos segundos se cierra el matraz y se acerca una llama al extremo de la pipetapasteur.

Cuando la reacción acaba (cesa la llama en el extremo de la pipetilla), filtrar la disolucióndel matraz y extraer el residuo con 300 ml de agua destilada, juntándolo al primer filtrado.Colocar el filtrado en un vaso de precipitados de 500 ml y borbotear CO2 a través de estadisolución (generado añadiendo gota a gota 25 ml de HCl concentrado sobre 10 gramos deCaCO3).

Filtrar la disolución y conservar todo el precipitado blanco formado. Poner dichoprecipitado en un vidrio de reloj y adicionar unas pocas gotas de una disolución de HCl 1 Npreviamente preparada.

Cuestiones:

1.Escribir la reacción estequiométrica que se produce al poner en contacto el carburo cálcico conagua.

2. Calcular el volumen de gas que se desprende considerando condiciones normales.3. ¿Qué sucede y por qué, cuando acercamos una cerilla al extremo de la pipeta?4. Describir algunas utilidades prácticas de la reacción de carburo cálcico con agua.


5. ¿Cúal es la disolución que se obtiene en el matraz de reacción?6. ¿Qué efecto tendrá la variación de la temperatura en la solubilidad del soluto que contiene

dicha disolución?7. ¿Qué reacción se produce cuando se hace borbotear dióxido de carbono sobre dicha

disolución?8. ¿Qué reacción se produce con HCl 1 N ?9. ¿Qué relación tiene esta experiencia con el fenómeno de la lluvia ácida y su efecto sobre los

materiales usados en construcción?10. ¿Qué pH tendrá el agua destilada si la dejamos en un recipiente abierto al aire durante unos

días?. Justificar la respuesta.

PRACTICA 18: PREPARACION DE CLORURO DE ESTAÑO (II) DIHIDRATADO Y ANHIDRO

Reactivos:

- estaño (en láminas) Sn metal- ácido clorhídrico concentrado HCl- anhídrido acético. (CH3CO)2(µ-O)- hidróxido sódico 2 M NaOH 2 M- éter etílico (CH3CH2)O- acetona (CH3)2CO- etanol CH3CH2OH

Objetivos:

- Abordar la preparación de compuestos inorgánicos en disolventes no acuosos.- Sintetizar algunos derivados del grupo 14; en concreto, los cloruros de estaño (II) y

discutir algunos aspectos relacionados con sus propiedades y su reactividad

Bibliografía:

1.- Practical Inorganic Chemistry. G. Pass and H. Sutcliffe. Chapman and Hall. London,1974, pag. 6.

2.- Experimental Inorganic Chemistry. W. G. Palmer. Cambridge at the University Press,1970, pag. 246.

3.- Marr and Rocket, pag. 193

Introducción:

Entre los cloruros de estaño (II) y estaño (IV), es posible observar una apreciablevariación del carácter de enlace debido a la distinta naturaleza iónico/covalente de amboscompuestos. El ion Sn2+ tiene una relación carga/radio más baja que Sn4+. Así, siconsideramos el complejo SnCl4, compuesto por iones Sn4+ e iones Cl-, la polarización que

sufrirían estos últimos por parte del catión Sn4+, sería mayor que la polarización ejercida porSn2+ sobre los iones Cl- en el compuesto SnCl2; consecuentemente cloruro de estaño (II)


presenta un menor carácter covalente o un mayor carácter iónico que el correspondiente clorurode estaño (IV).

Lo mismo se puede concluir considerando los valores de las energías de ionización. Losvalores muy elevados de la tercera y cuarta energías de ionización hacen que la energía totalrequerida para formar el catión Sn4+ no pueda ser compensada con la energía de formación deuna red iónica. De este modo todos los compuestos de Sn (IV) presentan una contribucióniónica muy pequeña y se puede decir que son esencialmente covalentes. Contrariamente, losbajos valores que presentan la primera y la segunda energías de ionización implican una mayorprobabilidad en la formación del catión Sn2+, lo que supone un aumento del caracter iónico deestos complejos.

La práctica a realizar consiste en la preparación de cloruro de estaño (II) en su formadihidratada y anhidra. La práctica se completará con la realización de una serie de ensayoscomplementarios que ayudarán a entender mejor la naturaleza de dichas especies.

Experimental:

En un vaso de precipitados de 100 ml disolver 15 g de estaño (en láminas) en 50 ml deácido clorhídrico concentrado y calentar la mezcla para completar la reacción.(Mantener unvolumen mínimo de 40 ml de disolución)

Una vez finalizada la reacción, concentrar la disolución resultante hasta que lacristalización de un sólido comienza a ocurrir. Entonces enfriar la disolución con un baño dehielo y esperar hasta que la precipitación del sólido correspondiente es completa. Filtrar loscristales obtenidos en un Buchner y secarlos. Pesar la cantidad de producto obtenido.

El producto obtenido es SnCl2.2H2O y su conversión al complejo anhidro se hace através de su reacción con anhidrido acético.

Adicionar 5 g de SnCl2.2H2O a 10 ml de anhidrido acético. Observar que se produce unareacción vigorosa, que no requiere calentamiento (REALIZAR ESTA OPERACION ENCAMPANA DE GASES).

La sal anhidra precipitará en la disolución. Filtrar el producto obtenido en un Buchner,lavarlo con 5-10 ml de de éter etílico y secarlo en el mismo filtro. Pesar este nuevo producto yanotar el peso del mismo.


1.- Poner una pequeña cantidad del producto anhidro en un tubo de ensayo y adicionar agualentamente (gota a gota)

2.- Poner una pequeña cantidad de la sal anhidra en un tubo de ensayo y adicionar lentamenteuna disolución de hidróxido sódico 2 M.

3.- Comprobar la solubilidad de la sal anhidra en acetona, éter etílico y etanol.

Cuestiones:

1.- Calcular los rendimientos en la obtención de SnCl2.2 H2O y SnCl2.2.- Anotar todas las reacciones que tienen lugar en los ensayos complementarios y comentar las

observaciones que se puedan extraer de los mismos.3.- El punto de fusión de SnCl2 es mayor que el SnCl4 ¿Por qué?


PRACTICA 19: PREPARACION Y COMPORTAMIENTO DE COMPUESTOS DE BORO

Reactivos:

- Bórax (borato sódico), Na2B4O7- Fluoruro amónico, NH4F- HCl (disolución al 20%)- H2SO4 (disolución 6 M)- NH4OH concentrado- Manitol


- Placa calefactora con agitación.

Conceptos a manejar

En esta práctica se deberá relacionar la preparación de ácido bórico con el carácter nometálico del boro; diferenciar el comportamiento frente a ácidos y bases de B(OH)3 y Al(OH)3,etc.

Repasar la química del ácido bórico y la estructura de los boratos.

Objetivos:

Preparar dos compuestos que constituyen ejemplos típicos de combinaciones de boro yque tienen aplicaciones en el campo de la conservación de alimentos y en el farmaceútico.

Experimental:

1.- Preparación de ácido bórico

Se colocan 10 g de bórax en un vaso de 250 ml y se añaden 20 g de agua destilada. Secalienta casi hasta ebullición y se añaden poco a poco 12 ml de ácido clorhídrico al 20%(comprobar si al final la disolución está a pH ácido). Se calienta a ebullición durante unosminutos y la disolución resultante, se enfría exteriormente con hielo y el precipitado cristalinoobtenido se recoge en un embudo Buchner. Los cristales se lavan en el Buchner con agua a 0°C, se secan por succión y se transfieren a un vidrio de reloj seco, previamente tarado.

2.- Preparación de tetrafluoroborato amónico

Sobre 30 ml de ácido sulfúrico 6 M se añaden 4 g de ácido bórico, calentando si esnecesario hasta que se disuelva.

Atención: En las operaciones que siguen, se puede desprender HF que es muycorrosivo y tóxico por lo que deben de realizarse con precaución, obligatoriamente en lacampana de gases.

Sobre la disolución se adicionan 10 g de fluoruro amónico, en pequeñas porciones paraevitar la perdida por evaporación del fluoruro de hidrógeno. Se completa la reacción una vezañadido todo el fluoruro, manteniéndola en un baño de agua hirviendo durante media hora.Posteriormente se enfría exteriormente con agua y después en baño de hielo. Se filtran loscristales obtenidos en un buchner con succión y se secan comprimiéndolos entre papeles defiltro.


El fluoroborato obtenido está contaminado con algo de sulfato amónico y algo defluorosilicato procedente del ataque del vidrio. Para purificarlo y cristalizarlo, disolver en lamínima cantidad de agua caliente, añadir 1 ml de hidróxido amónico concentrado y hervir lamezcla hasta que no precipite más. Filtrar y evaporar en baño de agua y cristalizar porenfriamiento como antes.


Preparar una disolución concentrada de ácido bórico y dividirla en dos partes; a una deellas añadir manitol. Comparar el pH.

Cuestiones:

1.- Justificar el resultado obtenido en la prueba analítica.2.- Escribir y comentar la reacción que conduce a la preparación del ácido bórico.3.- ¿Por qué es necesario enfriar con hielo y lavar con agua a 0 °C?4.- ¿Por qué no se puede secar por calentamiento?5.- Escribir y comentar la reacción que conduce a la preparación de tetrafluoroborato amónico.6.- ¿Por qué se realiza la purificación? Indique el fundamento de dicha purificación.7.- Indique el peso del ácido bórico obtenido. Calcular el rendimiento de la operación.8.- Indique el peso de tetrafluoroborato amónico obtenido. Calcular el rendimiento de la

operación.

PRACTICA 20: PREPARACION DE UN ALUMBRE: NH4Al(SO4)2.12H2O.

Reactivos:

- aluminio virutas- amoníaco (disolución 2 M)- hidróxido sódico NaOH (disolución al 10 %)- ácido sulfúrico H2SO4 (disolución 4 N)

Experimental:

Colocar 1 g de virutas de aluminio en un vaso de 250 ml. Cubrir el metal con agua.Calentar y añadir poco a poco 25 ml de una disolución de NaOH al 10 %. Cuando laefervescencia que se produce al comienzo cesa, hervir la mezcla durante 15 a 20 minutos paracompletar la disolución del aluminio. Diluir con agua destilada hasta aproximadamente el dobledel volumen inicial. Si se ha formado un residuo negro, filtrarlo. Diluir la disolución obtenidahasta 200 ml, calentarla de nuevo y neutralizar con ácido sulfúrico 4 N. Mientras se añade elácido mantener la disolución en caliente y en agitación.

De esta forma, precipitará el óxido de aluminio hidratado. Filtrarlo en un embudo cónicosin succión. Lavar el precipitado con agua caliente para eliminar el sulfato sódico.

Añadir al filtro 40 ml de la disolución de ácido sulfúrico 4 N. Remover con una varilla,perforar el fondo del filtro y dejar que la disolución y el sólido caigan en un vaso. Arrastrar elprecipitado adherido con la misma disolución caliente hasta que no quede más sólido en el filtro.Disolver todo el óxido de aluminio por calentamiento y una vez disuelto, añadirle 20 ml de unadisolución de amoníaco 2 M. Redisolver cualquier pequeña cantidad de óxido de aluminio quequede con unos ml de la disolución de ácido sulfúrico 4 N. Concentrar la disolución por


evaporación y dejar enfriar lentamente hasta el dia siguiente. Los cristales obtenidos se secan yse pesan.


- Disolver una muestra de los cristales obtenidos en unos 5 ml de agua destilada. Añadirunos ml de una disolución 2 M de amoníaco diluido y después concentrado. Finalmente, hervirla disolución.

Cuestiones:

1.- ¿Qué es un alumbre y qué estructura presentan dichas sustancias?2.- Comentar todas las reacciones que tienen lugar en la práctica3.- Justificar, teóricamente, todos los pasos experimentales de la práctica4.- Pesar los cristales obtenido y calcular el rendimiento5.- Escribir y comentar las reacciones correspondientes a las pruebas analíticas

PRACTICA 21: PREPARACION DE CLORURO CALCICO HEXAHIDRATADO

Reactivos:

- hidróxido de bario Ba(OH)2- hidróxido de calcio Ca(OH)2- disolución de hipoclorito cálcico 0.1 M- mezcla: carbonato cálcico CaCO3 + arena- ácido clorhídrico HCl: i) concentrado

ii) disolución al 40 %


- matraz de 250 ml de dos bocas esmeriladas- embudo de adición- frasco lavador- desecador- oliva esmerilada

Conceptos a manejar

Comportamiento químico de los carbonatos. Comportamiento químico de los elementos delgrupo 2. Concepto de solubilidad.

Experimental:

Preparar las siguientes disoluciones:


a) 50 ml de una disolución saturada de hidróxido de bario (se disuelven en 50 ml de aguala cantidad de soluto requerida y un ligero exceso de acuerdo con la solubilidad encontrada enlas tablas). Filtrar en un embudo para obtener una disolución transparente.

b) 50 ml de una disolución saturada de hidróxido de calcio (de la misma forma que se hadescrito para el hidróxido de bario).

c) 40 ml de ácido clorhídrico comercial.

Montar el aparato descrito en la figura 1.

Figura 1

Colocar 5 gramos de la muestra que contiene carbonato cálcico en el matraz A. Adicionaragua destilada hasta que la varilla del frasco lavador B quede sumergida. Colocar 10 ml de ladisolución de hidróxido de bario en el tubo de ensayo C. A continuación, añadir ácidoclorhídrico concentrado (aproximadamente 10 ml) sobre el carbonato cálcico con lo que seproducirá un desprendimiento de CO2 que al borbotear sobre la disolución de hidróxido debario hará aparecer un precipitado. Cuando se forme este precipitado cambiar el tubo de ladisolución de hidróxido de bario por el de hidróxido de calcio. Continuar la adición declorhídrico hasta que cesa el desprendimiento de CO2.

Transferir el agua contenida en el frasco lavador a un vaso limpio. Medir el pH.Adicionar, seguidamente, ácido clorhídrico (disolución al 40 %) y observar si tiene lugar algúncambio. Anotar los resultados. Filtrar la disolución contenida en el matraz en un Buchner. Lavarel sólido obtenido con agua, secarlo en una estufa, pesarlo y conservarlo. Recoger el filtrado enun vaso de 250 ml (disolución A).

Añadir unos 40 ml de disolución de hipoclorito cálcico 0.1 M (preparar 100 ml cada dosalumnos) sobre la disolución A y calentar durante una media hora hasta que desaparezca el olora cloro y dejar enfriar. Si la disolución es ácida, neutralizar con sucesivas adiciones de


hidróxido cálcico hasta reacción ligeramente alcalina. Dejar reposar durante media hora y filtrarel precipitado obtenido en un embudo Buchner. Recoger el filtrado en un vaso de 250 ml.Calentar para concentrar hasta un volumen aproximado de 20 ml de disolución, enfriar en unbaño de hielo. Filtrar los cristales que se forman. Secarlos en un desecador con cloruro cálcico,pesarlos y guardarlos.

Cuestiones

1.- Expresar la solubilidad del hidróxido de bario y del hidróxido de calcio en agua a 20°C enmoles por litro.

2.- Indicar el volumen de ácido clorhídrico empleado en la reacción.3.- Escribir, ajustar y comentar todas las reacciones que tienen lugar en la práctica. Expresar

todas las observaciones encontradas en los tubos de ensayo (precipitación, redisolución deprecipitados y nueva precipitación al hervir).

4.- ¿Cuál es el pH del agua contenida en el frasco lavador?. Razonar el resultado admitiendoque la concentración de la disolución saturada de CO2 en las condiciones de reacción es0.034 M.

5.- Explicar lo que sucede al añadir ácido clorhídrico sobre esta disolución.6.- ¿Cuál es el peso del residuo sólido obtenido en el matraz de reacción?.7.- ¿Cuál es la misión del tratamiento con hipoclorito cálcico?. Escribir todas las reacciones en

las que participa.8.- Peso de los cristales obtenidos.

PRACTICA 22: PREPARACION DE PEROXIDO DE BARIO

Reactivos:

- carbonato de bario BaCO3- peróxido de hidrógeno H2O2 (20 vol.)- ácido clorhídrico concentrado (HCl)- amoníaco concentrado- acetona- hierro en polvo- ácido sulfúrico (H2SO4) (disolución 4 M)- hielo


Comportamiento químico de los elementos del grupo 2. Comportamiento químico de losderivados peróxidos.

Experimental:

Mezclar 10 ml de ácido clorhídrico concentrado con 10 ml de agua destilada en un vaso de100 ml. Esta disolución se calienta y se añaden 7.5 g de carbonato de bario en pequeñasporciones (la adición debe hacerse muy lentamente, siempre, sobre la disolución a ebullición),hasta que ya no se disuelva más carbonato, procurando en todo momento que el volumen de


disolución esté por encima de 25 ml. Añadir una pequeña porción más de carbonato de bario.Calentar la disolución para eliminar todo el CO2 formado en la reacción y filtrar la disolución en caliente con un embudo cónico (si fuera necesario) para eliminar el exceso de carbonato debario. Si precipita algo de BaCl2 en la disolución añadir la mínima cantidad de agua calientepara que se redisuelva.

Mezclar 5 ml de amoníaco concentrado con 10 ml de agua destilada en un vaso de 100 mly añadir, lentamente, sobre esta disolución 30 ml de peróxido de hidrógeno de 20 vols. Enfriarla disolución resultante en un baño de hielo y añadir sobre la misma la disolución de cloruro debario, que hemos preparado en la experiencia anterior, lentamente gota a gota con una pipetapasteur, mientras se mantiene la disolución de peróxido en agitación y en frio. Terminada estaoperación, dejar reposar la mezcla durante 30 minutos y filtrar el precipitado formado sobre unembudo Buchner. Lavar el precipitado con pequeñas porciones de agua fría y despues conacetona. Secar el peróxido en un desecador a vacío. Pesar el producto.

Recomendación: Preparar la disolución de H2O2 en NH4OH concentrado y enfriarla enhielo, antes de llevar a cabo la adición de BaCO3.

Prueba analítica:

1.- Disolver 0.3 g de peróxido de bario en 10 ml de H2SO4 4 M en un vaso de 50 ml,enfriándolo en un baño de hielo. Recoger el filtrado que se forma por filtración, añadirhierro en polvo y calentar la mezcla. Explicar la reacción que tiene lugar.

Cuestiones:

1.- Escribir todas las reacciones que tienen lugar en la práctica2.- ¿Qué producto se obtendría en la primera parte de la práctica si no se utilizara ácido

clorhídrico?.3.- ¿Cuál es el peso del producto final obtenido?. ¿Cuál es el rendimiento de la operación?.4.- Escribir y explicar la reacción que tiene lugar en la prueba analítica.5.- Describir el comportamiento general de los peróxidos.6.- Calcular la normalidad y la molaridad del agua oxigenada comercial y de la utilizada en la

práctica.

PRACTICA 23: PREPARACION DE TETRACLORO CINCATO AMONICO

Reactivos:

- mezcla de sulfato de cinc ZnSO4 y arena (al 50%)- ácido clorhídrico HCl (disolución al 20 %)- cloruro amónico NH4Cl- hidróxido sódico NaOH (disolución 1 M)- amoníaco concentrado- sulfuro amónico (NH4)2S (disolución 0.5 M)- nitrato de plata AgNO3 (disolución 0.1 M)



Comportamiento químico de los elementos del grupo 12

Experimental:

Colocar la muestra de partida (20 g de la mezcla de sulfato de cinc más arena) en un vasode 250 ml y añadirle tres veces su peso de una disolución de ácido clorhídrico del 20 %.Calentar suavemente en la campana de gases . Dejar enfriar y filtrar en un embudo Buchner.Secar el residuo sólido por succión y después en la estufa. Pesarlo y conservarlo.

Concentrar la disolución obtenida hasta un volumen de unos 10-15 ml. Añadir, conagitación y en caliente 2.5 g de cloruro amónico, tratando de que se disuelva completamente.Enfriar esta disolución y cristalizará el producto deseado. Filtrar los cristales en un embudoBuchner, secarlos por succión y luego en la estufa. Pesarlos y conservarlos.


Disolver una pequeña fracción de cristales en un tubo de ensayo con unos 20 ml de agua.Hacer cuatro fracciones exactamente iguales y colocarlas en otros tantos tubos de ensayo yllevar a cabo las siguientes experiencias:

1.- Sobre el primer tubo de ensayo, añadir una gota de disolución 1 M de hidróxido sódico.Añadir 5 ml más y calentar. Reconocer al olfato los olores desprendidos.

2.- Sobre el segundo, añadir unas gotas de amoníaco acuoso y luego exceso.3.- Sobre el tercero, añadir unas gotas de una disolución 0.5 M de sulfuro amónico.4.- Sobre el cuarto, añadir unas gotas de una disolución 0.1 M de nitrato de plata y después

amoníaco concentrado.Observar y anotar cuidadosamente los resultados.

Cuestiones:

1.- Escribir y explicar todas las reacciones que tienen lugar en la práctica.2.- ¿Cuál es el volumen de ácido clorhídrico comercial empleado para preparar la disolución del

20% en peso.3.- ¿Cuál es el precipitado que se obtiene al tratar el producto inicial con HCl?. ¿Porqué?. ¿Cuál

es su peso?.4.- A partir del peso obtenido en la cuestión anterior, calcular la composición de la mezcla

inicial en tanto por ciento.5.- ¿Qué sucedería si se añadiese una cantidad mayor de cloruro amónico?.6.- Indicar el peso de los cristales obtenidos finalmente.7.- Calcular el rendimiento de la operación respecto del sulfato de cinc contenido en la muestra

original.8.- Explicar los resultados obtenidos en las pruebas analíticas indicando todas las reacciones

que tienen lugar.


PRACTICA 24: PREPARACION DE DERIVADOS ORGANOPOLISILOXANOS (SILICONAS).

Reactivos:

- dicloro dimetil silano SiCl2(CH3)2 10.0 ml- hidrógeno carbonato de sodio NaHCO3 0.2 g- dicloro difenil silano SiCl2Ph2 4.0 ml- óxido de boro B2O3- sulfato de magnesio MgSO4- ácidos y bases: HCl comercial y NaOH 4 M- disolventes: éter dietílico, hexano, tolueno, etanol, t-butanol y acetato de etilo- otros: sal para baños


- campana de gases.- embudo de decantación de 100 ml- rota-vapor o línea de vacío.- baño de aceite, termómetro de 250-300 °C y papel indicador de pH.- matraz de 100 ml y refrigerante con esmerilados de 19.- placa de agitación.

Objetivos:

– Preparación de siliconas por hidrólisis de SiCl2R2 en disolventes no acuosos.– Estudio del efecto del sustituyente orgánico en la estabilidad de los silanoles frente a la

condensación.

Bibliografía:

– Inorganic Experiments J.D.Woollins, VCH, pág. 33.– Comprenhesive Inorganic Chemistry, vol. 1, pág. 1431.– Cotton / Wilkinson, 5ª ed., pág. 291.

Introducción:

Aunque los silanoles no son productos de gran volumen industrial, su estudio es muyimportante ya que son intermedios en la preparación de polisiloxanos. Los siloxanos ypolisiloxanos son familias de compuestos que en pocos años han pasado de ser curiosidades delaboratorio a productos de una industria de miles de millones de dólares al año. Se obtienen porhidrólisis de haluros de alquilo o arilo de silicio(IV) (SiX4-nRn) y principalmente a partir de loscloruros. Dependiendo de las condiciones de reacción y de R (generalmente Me ó Ph), seobtienen silanoles (Si(OH)4-nRn), ó los anteriores se condensan dando siloxanos con enlacesSi–O–Si. El más simple de ellos es R3Si–O–SiR3 (partiendo de SiClR3), pero si el grado dealquilación del cloruro de partida es menor (e.g. SiCl2R2), el producto final de hidrólisis es unamezcla de trímeros y tetrámeros cíclicos ((SiOR2)3 ó 4), más polímeros con unidades de cadena((SiOR2)x) con grupos –OH terminales. Los siloxanos cíclicos pueden convertirse en linealespor catálisis ácida o básica, y viceversa por tratamiento térmico. Estas mezclas suelen serlíquidos en los que su composición también depende de las condiciones de reacción. Elprocesado posterior da lugar a diferentes tipos de materiales. Así, la mezcla de R3Si–O–SiR3(como agente terminador de cadenas) con (SiOR2)4 (como fuente de unidades de cadena) tratadacon H2SO4, conduce a aceites de “silicona”, que son cadenas lineales de bajo peso molecular.


Si el proceso se realiza en ausencia de terminador de cadenas, el peso molecular del polisiloxanoaumenta significativamente, generando gomas o elastómeros de “silicona” (el nombre de siliconas surgió porque en principio se creyó que su estructura era similar a la de cetonas, i.e.R2Si=O). Si se añaden haluros menos sustituidos (e.g. SiCl3R) se originan enlaces deentrecruzamientos entre las cadenas dando lugar a lo que se conoce como resinas de “silicona”.

Cuestiones previas: Debe responder lo siguiente

1.- ¿Qué reacción tiene lugar entre agua y SiCl2Me2?2.- ¿Por qué aunque el enlace Si–Cl es fuerte, los clorosilanos se hidrolizan mucho más

fácilmente que los alquilclorosilanos?3.- ¿Como explicaría que difenilsilanodiol se puede aislar mientras que dimetilsilanodiol no?4.- ¿Qué diferencia estructural hay entre una cetona y una silicona?5.- ¿A qué se debe la estabilidad térmica y química de las siliconas o polisiloxanos?.

Precauciones especiales de seguridad: Los clorosilanos SiCl4-nRn (R = alquilo, arilo; n = 1-4) se hidrolizan fácilmente al aire dando HCl que es un gas altamente corrosivo. Por tanto, lamanipulación de estos reactivos así como sus reacciones de hidrólisis se realizarán encampana extractora de gases. Cualquier derrame debe ser tratado con Na2CO3.

Dimetildiclorosilano, difenildiclorosilano y los disolventes orgánicos utilizados en estapráctica son tóxicos, volátiles e inflamables; evitar su inhalación o contacto con la piel yjamás los aproxime a una llama.

Experimental:

a) Operaciones con dicloro dimetilsilano

a.1.) Hidrólisis de SiCl 2 Me 2 . En una campana de gases, se prepara una disolución de dimetildiclorosilano (10 ml) en

éter dietílico (20 ml) en un erlenmeyer de 100 ml y se enfria mediante un baño de hielo.Agitando, se añade agua (20 ml) gota a gota usando una pipeta o bureta de modo que ladisolución no se caliente. Terminada la adición, se separa la fase orgánica en un embudo dedecantación y se extrae la acuosa con hexano (15 ml). Las dos fases orgánicas extraídas secombinan y se neutraliza el HCl con una disolución 1 M de hidrogenocarbonato sódico. Sesepara de nuevo la fase orgánica y se seca con MgSO4 en un matraz. El agente secante seelimina por filtración recogiendo la disolución en un matraz de fondo redondo de 100 ml, quedebe estar limpio, seco y previamente tarado . Se eliminan exhaustivamente los disolventes avacío (línea o rota-vapor) y posteriormente, por diferencia de pesada, se obtiene el rendimiento,en gramos, del siloxano aceitoso. Apunte ese resultado.

a.2.) Preparación de un siloxano de mayor peso molecular. En el matraz que contiene el producto anterior se introducen B2O3 (7 % el peso del

siloxano anterior) y se mezcla bien durante unos 3-5 minutos. Al matraz se le conecta unrefrigerante de tubo recto y sin pasar agua por la camisa, se introduce el matraz en un baño deaceite de silicona, precalentado a 200 °C, por 3 horas. Transcurrido ese tiempo se deja enfriar elproducto y con la ayuda de una espátula se transfiere a un vidrio de reloj tarado. Anote elrendimiento obtenido, haga una bola con el producto y calcule el porcentaje de rebote (deje caerla bola desde un metro de altura y mida la altura del rebote). Deje este material expuesto al aireun par de días y anote las diferencias en aspecto y %-rebote.

b) Operaciones con dicloro difenilsilano

b.1.) Preparación de difenilsilanodiol (monómero, sól. blanco cristalino m.p. 132˚C) En un erlenmeyer de 50 ml se mezclan tolueno (2 ml), t-butanol (4 ml) y agua (16 ml). El

matraz se introduce en un baño de agua a temperatura ambiente y se agita la mezcla por unos 5


minutos. A continuación se adiciona una disolución de difenildiclorosilano* (4 ml) en tolueno(2 ml), agitando y gota a gota, de manera que la reacción se mantenga por debajo de 25°C. Unavez terminada la adición se mantiene la agitación por 5 minutos más, tras los que el sólidoblanco obtenido se filtra en un Buchner, se lava con agua (3 ml) y dietil éter (3 ml), y se secapor succión. Pese el sólido y anote el dato.* Para el manejo de dicloro difenilsilano se requiere que todo el material [pipeta para cogerdel recipiente común (operación que será realizada por el profesor) y bureta para la adición]esté perfectamente seco. De lo contrario, se hidrolizará en la propia pipeta o bureta,resultando, prácticamente imposible su limpieza posterior.

A continuación preparará uno de los dos fenilsiloxanos siguientes. (pregunte a su profesor)

b.2.) Preparación de octafenilcilotetrasiloxano (tetrámero cíclico, sól. blanco cristalino) . A una disolución de difenilsilanodiol (3 g) en etanol absoluto (30 ml) se le añaden seis

gotas de disolución de hidróxido de sodio 4 M. Se hierve la mezcla a reflujo durante 30 min,periodo en el que va apareciendo un precipitado blanco. Se enfría la mezcla, se separa el sólidopor filtración y se recristaliza redisolviéndolo en la mínima cantidad de acetato de etilo caliente.Al enfriar la disolución de acetato en baño de hielo precipita una primera fracción de cristalesque se filtran en Buchner y se secan por succión. Enfriando la disolución recogida de laanterior filtración con un baño de hielo mezclado con sal, precipita una segunda fracción decristales. Pese y anote el rendimiento total de las dos fracciones.

b.2.) Preparación de hexafenilciclotrisiloxano (trímero cíclico, sól. blanco cristalino). A una disolución de difenilsilanodiol (3 g) en éter dietílico (45 ml) se le añade HCl

concentrado (1.5 ml) y se refluye la mezcla durante tres horas. Tras enfriar y usando una pipetaPasteur, se transfiere cuidadosamente la capa orgánica a otro matraz con un poco de MgSO4.Tras filtrar el agente secante, se elimina el éter a vacío (línea o rota-vapor) resultando un sólidoblanco aceitoso que se recristaliza en acetato de etilo, enfriando en baño de hielo/sal. Apunte losgramos obtenidos.

Propiedades: En general, los polímeros de silicona (aceites, gomas y resinas) tienen granestabilidad térmica y química. Sus propiedades apenas cambian con la temperatura (e.g.viscosidad en aceites), son productos insolubles en líquidos orgánicos, incompatibles conpolímeros orgánicos, y repelentes de agua. Esto hace que puedan ser utilizados enrecubrimientos, sellados, como lubricantes, etc.

Difenilsilanodiol es un compuesto al que se le han encontrado efectos biológicosbeneficiosos como anticonvulsivo y antiepiléptico. Sin embargo, como muchas otras drogas,tiene efectos tóxicos secundarios.

Cuestiones:

1.- Escriba la ecuación de la reacción de hidrólisis de SiCl2Me2 y calcule el rendimiento.2.- ¿Qué ocurre en la reaccion del aceite de silicona con B2O3?. Calcule el rendimiento y el %-

rebote.3.- ¿Qué cambios ha observado con el tiempo en la textura y propiedades de la goma de

silicona?. A su juicio ¿qué sucede?4.- Escriba la ecuación de reacción en la hidrólisis de SiCl2Ph2 y calcule el rendimiento.5.- ¿Como justificaría el diferente comportamiento químico entre SiCl2Me2 y SiCl2Ph2?6.- Escriba las ecuaciones de las dos reacciones de condensación de Si(OH)2Ph2, coméntelas y

calcule sus rendimientos.7.- A la vista de las propiedades de los polisiloxanos, sugiera un par de aplicaciones concretas

de estos materiales.

Experimentación en Química Inorgánica

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