PRÁCTICA 11

Preparación de sulfato de aluminio y potasio (alumbre) a partir de latas de aluminio. Objetivos: 1. Ser consciente de la necesidad de reciclar los desechos sólidos, particularmente metales como el aluminio. 2. Aprender la química de aluminio. 3. Familiarizarse con el uso de equipo del laboratorio como vasos, matraces, mechero Bunsen, etc,. 4. Realizar correctamente las técnicas de pesar, filtración al vacío y por gravedad y cristalización. 5. Ser capaz de aplicar los conocimientos de estequeometría a una sucesión de reacciones químicas, así como el cálculo del porcentaje de rendimiento de una reacción. Introducción La sociedad moderna se ha concentrado en lo que podría ser considerado los más primitivos de métodos de disposición de desechos sólidos: quemando o enterrando. Este tipo de comportamiento es un poco extraño, porque los desperdicios sólidos son probablemente los contaminantes más antiguos del hombre y sólo recientemente han recibido una seria atención de parte de los científicos y tecnólogos. Como muchos otros problemas medioambientales, los problemas que generan los desechos sólidos han aumentado debido a la civilización moderna. En 1920 un americano promedio generó 2 3/4 libras de desechos sólidos por día; en 1970 el promedio era 5 libras por día y por 1980 era aproximadamente de 8 libras por día. Estos datos corresponden a un estudio del Servicio de Salud Público de desechos municipales en 1966-1968. Desgraciadamente, el problema empeora por el hecho que los metales son uno de los recursos más importantes que se encuentran en la base de nuestra sociedad tecnológica. Metales como cobre, cromo, molibdeno, estaño, cinc, tungsteno, y aluminio han venido a ser tan necesarios para la economía como el agua y los combustibles fósiles. El aluminio es un ejemplo clásico. Aluminio es el tercer elemento más abundante, y el metal más abundante en la corteza terrestre. El uso de aluminio en los productos desechables (por ejemplo, bebidas en lata, lámina, etc.) está aumentando enormemente. Incluso el automóvil ahora contiene más aleaciones de aluminio. Los incentivos para reciclar aluminio son así muy fuertes y están reforzándose por otros desarrollos recientes. La producción de aluminio de fuentes naturales como la bauxita (el óxido aluminio, A12O3) y criolita (Na3AlF6) involucra un proceso electrolítico que usa grandes cantidades de electricidad. ¡El costo de esta forma de energía es bien conocido! El costo de la energía para reciclar el metal aluminio mediante trituración, fusión y conformado, representa una pequeña fracción (aproximadamente 5-10%) del costo de la energía para producir el metal a partir del mineral bauxita.

En la actualidad existen varios programas exitosos de reciclando de latas de aluminio. Los centros de recolección están pagando alrededor de 15 centavos por la libra de trozos aluminio. El problema de reciclar latas que terminan en los rellenos municipales no se ha resuelto todavía, pero se han logrado progresos en el diseño de separadores a gran escala para separar aluminio, acero, vidrio y papel de la basura. El aluminio normalmente se hace tiras, se funde, moldea, y finalmente se transforma en un producto aluminio. En este experimento se reciclará aluminio y se producirán dos productos que son potencialmente muy útiles: el gas de hidrógeno (H2) y el sulfato de aluminio y potasio muy puro (KAl (SO4)2•12 H2O) o alumbre. El gas de hidrógeno tiene un gran uso potencial como combustible, siempre y cuando algunas de sus peligrosas propiedades puedan controlarse (las mezclas de H2 y aire son muy explosivas). El alumbre es un compuesto químico ampliamente utilizado en la industria. Por ejemplo, la industria del papel consume el 70% del más de uno millón de toneladas de alumbre producidos anualmente en el USA. El segundo uso más importante está en la purificación de agua para el consumo humano e industrial. Otros usos incluyen jabones, grasas, compuestos del extintor de incendios, textil, cuero, caucho sintético, drogas, cosméticos, cemento, plásticos, y encurtidos. Aspectos químicos del experimento Las latas de aluminio están recubiertas por una capa de plástico y una de pintura. Por lo tanto, para que el metal reaccione con cualquier agente químico, primero deberán eliminarse estas capas protectoras. El recubrimiento de pintura se puede eliminar raspando la lámina con una lija abrasiva. El aluminio se puede disolver ahora en una solución de hidróxido de potasio de acuerdo con la siguiente reacción: 2 Al(s) + 2 KOH(ac) + 6 H2O(l)

2 KAl(OH)4 (ac) + 3 H2 (g)

La disolución de aluminio en una disolución acuosa de KOH es un buen ejemplo de una reacción de oxido-reducción. El ión Al(OH)4

- es un complejo denominado aluminato. La solución de aluminato de potasio es una solución clara e incolora. Las especies químicas en solución son los iones potasio y aluminato, además de KOH sin reaccionar. Cuando se adiciona un mol de ácido sulfúrico a la solución de aluminato de potasio, ocurre la siguiente reacción: 2 KAl(OH)4 (ac) + H2SO4 (ac) 2 Al(OH)3(s) + 2 H2O(l) + K2SO4 (ac)

Cuando se agrega más ácido sulfúrico, la reacción es: 2 KAl(OH)4 (ac) + 4H2SO4 (ac) Al2(SO4)3(s) + 8 H2O(l) + K2SO4 (ac)

En este punto, la solución contiene iones Al 3+, K+ y SO4

2-. Al enfriar la solución, se forman lentamente los cristales de sulfato de aluminio y potasio dodecahidratado (o alumbre). En el

experimento, se acelerará el proceso de cristalización agregando a la solución un pequeño cristal (semilla). Palabras clave Reactivo, producto, precipitado, cristalización, aluminio, alumbre de potasio, elemento anfótero. Riesgos

El ácido sulfúrico es corrosivo. El hidróxido de potasio es corrosivo. El etanol y el hidrógeno son inflamables.

Precauciones

Porta guantes, lentes de seguridad y cubre bocas cuando manipules los reactivos y lleves a cabo las reacciones. Mantén el etanol y el hidrógeno alejados de cualquier flama. EXPERIMENTACIÓN Materiales Un vaso de precipitados de 250 mL Un embudo de porcelana (Buchner), con

tapón Una probeta de 100 mL Un embudo de vidrio Un vaso de precipitados de 500 mL Una varilla de vidrio Dos matraces Erlenmeyer de 100 mL Un anillo de hierro Parrilla eléctrica Un soporte universal Un matraz kitazato de 250 mL Reactivos Lámina de las latas de aluminio (aproximadamente 1 g) Solución de hidróxido de potasio 4 M Ácido sulfúrico 9 M Solución de etanol/agua al 50 % en volumen Etanol de 96° Desarrollo experimental

1. Con unas tijeras, corta en trozos pequeños una lámina proveniente de una lata de aluminio.

2. Elimina la capa de pintura de la lámina con ayuda de una lija fina para metal. Lava con agua la lámina y sécala con una toalla de papel.

3. Pesa alrededor de 1.0 g de la lámina de aluminio y registra el peso exacto. 4. Corta la lámina en trozos más pequeños y agrégalos en un vaso de precipitados de

250 mL.

5. Por medio de una probeta agrega, poco a poco, 17.5 mL de KOH 4 M. Realiza esta operación en la campana.

6. Una vez que se ha adicionado la solución básica, calienta suavemente el vaso en una parrilla eléctrica para completar la disolución del aluminio.

7. Filtra la solución por gravedad y recibe la solución en un matraz Erlenmeyer. La solución deberá clara e incolora. Lava el filtro con 5-10 mL de agua destilada.

8. Deja enfriar el matraz. Cuando se haya enfriado lo suficiente, por medio de una probeta agrega 20 mL de H2SO4 9 M. La adición deberá realizarse rápidamente y con sumo cuidado y el matraz deberá agitarse rápidamente durante esta operación. Si al terminar la adición del ácido se observan partículas blancas en la solución, deberá calentarse el vaso hasta que se disuelvan. Evapora la solución hasta obtener 30-40 mL de líquido.

9. Prepara un baño de hielo en un vaso de 600 mL. 10. Deja enfriar la solución a temperatura ambiente. Si no se forman los cristales, raspa

las paredes del matraz con una varilla de vidrio, para inducir la cristalización. 11. Una vez que se han formado los cristales, agita la solución y déjala enfriar el baño

de hielo durante 10 minutos. 12. Prepara 50 mL de una solución de alcohol/agua al 50%, colócala en un matraz

Erlenmeyer y enfríala en un baño de hielo. 13. Separa los cristales de alumbre por filtración a vacío. Procura vaciar, en un solo

paso, todos los cristales en el embudo de porcelana, agitando en matraz vigorosamente antes de agregarlos al filtro.

14. Una vez que se haya filtrado todo el líquido, cierra la llave del vacío. Luego, agrega una porción de solución alcohol/agua, previamente enfriada, al matraz que contenía los cristales, agítalo vigorosamente y transfiere rápidamente el resto de los cristales de alumbre al embudo de filtración. Agita suavemente los cristales en el filtro con una varilla de vidrio. Luego, abre la llave del vacío para filtrar el líquido de lavado.

15. Vuelve a cerrar la llave del vacío y lava los cristales en el filtro con 10 mL de etanol, como se indicó en el punto anterior. Al final del proceso, deja funcionando el vacío durante 5 minutos, para que los cristales se sequen.

16. Coloca los cristales en un vidrio de reloj o en un papel y déjalos secar. 17. Pesa los cristales de alumbre secos y calcula el rendimiento teórico y práctico del

proceso de obtención. Disposición de residuos La solución de aluminio residual y las soluciones etanolicas de lavado deberán almacenarse en recipientes designados para tal fin. ANÁLISIS DE RESULTADOS Las ecuaciones químicas de las reacciones que ocurren en el proceso de síntesis se muestran a continuación: 2 Al(s) + 2 KOH(ac) + 6 H2O(l)

2 KAl(OH)4 (ac) + 3 H2 (g)

2 KAl(OH)4 (ac) + H2SO4 (ac) 2 Al(OH)3(s) + 2 H2O(l) + K2SO4 (ac)

2 Al(OH)3(s) + 3 H2SO4 Al2(SO4)3(s) + 6 H2O

Al 2(SO4)3(s) + K2SO4 (ac) + 24 H2O 2 KAl(SO4)2 • 12H2O

A partir de esta secuencia de reacciones, determina el número de moles de alumbre que se producen a partir de un mol de aluminio metálico. Sugerencia: En tus cálculos procede de la siguiente manera:

1. Calcula el número de moles de aluminio utilizados en el experimento. 2. Calcula la cantidad teórica de alumbre que se producirá con la cantidad de aluminio

utilizada, de acuerdo con la ecuación química. 3. Calcula el porcentaje de rendimiento del proceso global.

Peso de aluminio utilizado: ____________ Peso de alumbre obtenido: _____________ Peso de alumbre teórico: _______________ Rendimiento de la reacción (%): _____________ Cuestionario 1. ¿Cómo se calcula el rendimiento práctico (en %) de una reacción de síntesis? 2. Si se calienta magnesio metálico en aire, reacciona con el oxígeno para formar óxido de magnesio de acuerdo con la siguiente ecuación sin balancear.

_______Mg (s) + _______ O2 (g) ________ MgO(s)

• Balanceé la ecuación. • ¿Si se inicia el experimento con 10.0 g de Mg, que cantidad de MgO se obtiene?

3. Si en el experimento se obtienen 14.5 g de MgO, calcula el porcentaje de rendimiento del óxido metálico. 4. ¿Por qué los compuestos de aluminio son comercialmente baratos?

5. Investiga al menos tres procesos industriales en los cuales el aluminio o alguno de sus

compuestos participen.

6. Investiga que fenómeno explica el hecho de que al raspar la superficie del vaso de

precipitados se induce la cristalización.