inorganica informe N10

E.A.P Ingeniería Química Laboratorio de Química Inorgánica

Universidad del Perú Decana de América

FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA

ESCUELA ACADEMICA PROFESIONAL DE INGENIERIA QUIMICA (07.2)

LABORATORIO DE QUIMICA INORGANICA

PRÁCTICA N°10:

ELEMENTOS DEL GRUPO IA Y IIA

PROFESOR:

Mg. Benigno Hilario Romero

INTEGRANTES:

Arzapalo Luna Deyvidt Yeyssons 12070028

Escobar Pérez Erich Edison 12070187

Poma Mendoza Franz Stiven 12070156

San Miguel Ludeña Mario 12070048

Ciudad universitaria, 30 de noviembre del 2012

Universidad Nacional Mayor de San Marcos

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS


1. PREPARACIÓN DE LA LUZ DE BENGALA A COLOR1.1.

Procedimiento:

En un mortero se molió por separado KClO3 , azúcar blanca y LiCl , luego mezcle se mezcló en proporciones 2:2:1 y se colocó dicha mezcla en una lámina metálica en forma

acumulada, llevándolo a la campana se dejó caer lentamente sobre ella gotas de H2 SO4 .

Ecuación:

KClO3( s)

+C12H22O11( s )

+LiCl( s )+H2 SO4(cc )

→C ( s)+Li2 SO4( s)+CO2(g )+ClO2+Cl 2(g )+H2O+Li+

Observaciones:

En esta experiencia se observó luz de color rojo, y como producto quedó un cúmulo de color negro que correspondía al carbono y sulfato de litio.

1.2.

Procedimiento

Se procedió de la misma forma que en el punto 1.1, pero en este caso con NaCl .

Ecuación:

KClO3( s)

+C12H22O11( s )

+NaCl( s)+H 2SO4(cc)

→C( s)+Li 2 SO4( s )+CO2 (g)+ClO2+Cl2(g )+H2O+Na+

Observaciones

En esta experiencia se observó luz de color amarilla, y como producto quedando un cúmulo de color negro que correspondía al carbono y sulfato de sodio.

1.3.

Procedimiento:

Se procedió de la misma forma que en el punto 1.1, pero en este caso con KCl .

Ecuación:

KClO3( s)

+C12H22O11( s )

+KCl( s)+H 2SO4(cc )

→C( s)+Li2 SO4( s )+CO2 (g)+ClO2+Cl2(g )+H2O+K+

Observaciones



En esta experiencia se observó luz de color lila, y como producto quedando un cúmulo de color negro que correspondía al carbono y sulfato de potasio con llamas mucho más intensas que las dos anteriores.

2. PREPARACIÓN DEL PEROXIDO DE SODIO2.1.

Procedimiento

En una lámina metálica se calentó un pedazo de sodio hasta que se funda, y una vez fundida se esparció el metal por todo la lámina metálica y se esperó a que enfríe.

Ecuación

Na( s )+calor→Na( l)

2Na( l)+O2(g )→Na2O2( s)

Observaciones

Se observa que el metal al enfriar toma un color amarillo, característico del peróxido de sodio.

2.2.

Procedimiento

En este caso se procedió de la misma forma que en el punto 2.1., pero trabajando con potasio, fundiéndolo y esparciéndolo por todo la lámina metálica.

Ecuaciónes

K ( s)+calor→K ( l)

K (l )+O2(g )→KO2( s )

Observaciones

Se observa que el metal al enfriar toma un color naranja, característico del superóxido de potasio.



3.- REACCIÓN DEL IÓN K CON ALGUNAS SALES DE SODIO

Procedimiento

Vierta en un tubo de ensayo 1ml de KCl 0,5N.

Luego agregue 1ml de HClO4 al 20%

Ecuación

KCl+HClO4−−−¿KClO 4↓+HCl

Observación

Se Observa la formación de un precipitado blando

de perclorato de potasio (KClO4 ) que es poco soluble.

4.- REACCIONES DEL MAGNESIO METÁLICO

4.1.

Procedimiento:

En dos tubos de ensayo colocamos 0.20g de polvo de Mg, agregamos 2 ml de HCl 0.1N al primero y al segundo H 2SO4 0.1N.

Ecuaciones:Mg(s )+2HCl→MgCl2+H2 (g)

Mg(s )+H 2SO4→MgSO4+H 2(g )

Observaciones:

Se observa el desprendimiento de oxigeno por el burbujeo

4.2.-



Procedimiento

Colocamos 0.20g de Mg en un tubo de ensayo y hacemos hervir con 5ml de agua destilada.

Ecuaciones:

Mg(s )+2H 2O∆Peb→

Mg (OH )2+H 2 (g)

Luego agregamos fenolftaleína, tornándose un color rojo grosella la cual indica el carácter básico de la solución, por la formación del Mg (OH )2

Observaciones:

La solución calentamos por aproximadamente por un minuto, después de haber llegado a su punto de ebullición. Observando el desprendimiento del gas hidrogeno por el burbujeo.

4.3.-

Procedimiento:

Mezclamos partes iguales de yodo y magnesio en polvo. Agregamos gotas de agua destilada.

Ecuaciones: I 2(s)+Mg(s)H 2O→

MgI 2+Q

Observaciones:

Se forma una solución negruzca lo que indica la presencia del ion yoduro (MgI2). También se pudo sentir que la reacción producía calor, lo que indica que es una reacción exotérmica.

5. ALGUNAS DE LAS PROPIEDADES DE LA SALES DE MAGNESIO



5.1.

Procedimiento:

En un tubo de ensayo vierta 2mL de solución de MgSO₄ al 5% luego añada gota a gota solución de Na₂CO₃ 0.1N. Se formara un precipitado blanco de MgCO₃ insoluble, soluble en solución de NH₄Cl más solución de NH₃.

Ecuaciones:

MgSO₄+Na₂CO₃→MgCO ₃+Na₂SO ₄

MgCO ₃+NH ₄Cl+NH ₃→MgCl ₂+(NH ₄ )₂CO ₃

Observaciones:

Se forma un precipitado blanco que es el MgCO ₃

5.2.

Procedimiento:

Vierta en un tubo de ensayo 1ml DE Na₂HPO₄ al 5% luego añada 1mL de mixtura magnesiana.

Ecuaciones:

N a2HPO4+MgSO4+N H 4Cl+N H 3→Mg (OH 4 ) PO4+NaCl+(N H 4 )2S

Observaciones:

Se observa un precipitado de color banco que es el fosfato amónico magnésico Mg (OH ₄ )PO₄ y el precipitado se presenta como suspensión.

5.3.



Procedimiento:

A 1mL de MgSO₄ al 5% añadir 1mL de NH₃ 0.1N más 10 gotas de solución alcohólica de 8-oxiquinolina (oxina). Al aparecer un precipitado cristalino, se habrá determinado magnesio por la formación del oxiquinolato de magnesio.

Ecuaciones:

MgSO₄+NH ₄OH→Mg (OH )₂+(NH ₄ )₂SO ₄

Mg (OH )₂+C ₉H ₆NOH→Mg (C₉H ₆NO )₂+H ₂O

Observaciones:

Se forma un precipitado cristalino levemente amarillo y es una solución espesa.

6. REACCIÓN DEL CLORURO DE CALCIO CON AGUA DE JABÓN:

Procedimiento:



En un vaso de precipitados adicione 10mL de agua destilada y 20 gotas de jabón líquido. Agite con una bagueta hasta que se forme abundante espuma limpia y persistente luego añada 1mL de CaCl₂ 0.5%, nuevamente agite.

Ecuaciones:

C₁₇H ₃₃COONa+H ₂O→C₁₇H ₃₃COOH+NaOHC₁₇H ₃₃COONa+H ₂O+CaCl₂→Ca (C ₁₇H ₃₃COO )₂+NaCl

Observaciones:

Se observa que en la segunda reacción hay menos espuma y grumos de color levemente crema a diferencia que en el primero se forma espuma blanca.



7.- ALGUNAS CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES DE LAS SALES Ca+2 , Sr+2 ,Ba+2 .

Preparamos dos series de tres tubos conteniendo 1 ml de soluciones al 5% de CaCl2 , SrCl2 ,BaCl2 .

7.1.

Procedimiento:

A la primera serie añadimos 1 ml de solución de NH 30.1N más 1 ml de (NH 4)2C2O 4 0.1N (oxalato de amonio).

Ecuaciones:

CaCl2 (ac)+(NH 4)2C2O4 NH 3→

CaC2O4 (s)↓+2NH 4Cl

SrCl2 (ac)+(NH 4)2C2O4NH 3→

Sr C2O4 (s)↓+2NH 4Cl

BaCl2(ac)+(NH 4)2C2O4 NH3→

BaC 2O 4(s )↓+2NH 4Cl

Las soluciones obtenidas presentan un precipitado, a ellos decantamos y luego agregamos CH 3COOH .

CaC2O4 (s)+CH 3COOH→Ca(CH 3COO)2+H 2C2O4(insoluble)SrC2O4 (s)+CH 3COOH→Sr (CH 3COO)2+H 2C2O4(insoluble)BaC2O4 (s )+CH3COOH→Ba(CH 3COO)2+H 2C2O4 (soluble )

Observaciones:

Al agregar (NH 4)2C2O 4 a las sales se formaron precipitados de aspecto lechoso, en cada tubo. Luego decantamos y agregamos el acido acético (CH 3COOH ) observando que en los dos primeros tubos no se disuelven, y en el tercer tubo donde contenía BaC2O4 (s ) la solución se solubiliza.



7.2.

Procedimiento:

A la segunda serie adicionamos a cada tubo 1 ml de K2Cr2O7, al 5%.

Ecuaciones:

CaCl2 (ac)+K2Cr2O7→CaCr 2O7+2KCl(no precipita)SrCl2 (ac)+K 2Cr2O7→SrCr2O7+2KCl(no precipita)BaCl2(ac)+K2Cr2O7→BaCr2O7+2KCl( precipita)

Observaciones:

Al agregar K2Cr2O7 a las sales se obtiene en los tres tubos una solución naranja por el color característico del dicromato de potasio. Sin embargo a los dos primeros tubos no se observa la formación de precipitado y al tercer tubo si se aprecia precipitado.



CONCLUSIONES:

Cabe añadir que la reacción del magnesio metálico es una reacción exotérmica por el rompimiento de enlaces iónicos del HCl, liberando energía en forma de calor. sin embargo no pudimos presenciar el calor pues fue una reacción lenta por el ácido acuoso.

Podemos observar que el cloruro de bario es soluble en un medio acuoso, esto se observó además en muchas experiencias realizadas anteriormente.

Las tres experiencias se realizaron en la campana, ya que en el producto

se libera Cl2( g) que es tóxico. La luz visible se produce a causa de que se transfiere energía, que hace

que los electrones de los metales se eleven a estados excitados. La energía se libera en forma de radiación de luz visible cuando el electrón regresa al estado basal. Cada metal alcalino sufre su propia sus propias transiciones electrónicas únicas.

A los metales alcalinos se les calienta hasta temperaturas de 63.5ᵒC (K) y 97.5ᵒC(Na) para que al contacto con el aire húmedo formen superóxido y peróxidos respectivamente.


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