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TRABAJOS PRÁCTICOS DE QUÍMICA INORGÁNICA GUÍA DEL ALUMNO 2012 CÁTEDRA DE QUÍMICA INORGÁNICA FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CS. BIOLÓGICAS UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL SANTA FE ­ ARGENTINA
Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 GUÍA DE TRABAJO PARA EL LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA “ DE OBSERVAR Y HACER USO DE LAS REGLAS GENERALES DE SEGURIDAD Y FUNCIONAMIENTO, VA A DEPENDER EL CORRECTO, RAPIDO Y SEGURO DESARROLLO DE LOS TRABAJOS PRACTICOS A REALIZARSE DURANTE EL CURSO DE QUIMICA INORGANICA ” CONTENIDO 1) Precauciones, reglas de seguridad y funcionamiento a observar durante el desarrollo de los trabajos prácticos. 1.a) Normas generales de trabajo y seguridad. 1.b) Indicaciones para los alumnos. 2) Respuestas frente a los accidentes que pueden ocurrir durante el desarrollo de los trabajos prácticos. 3) Información, características y seguridad en el manejo de las soluciones y sólidos usados durante el desarrollo de los trabajos prácticos. 4) Minimización de residuos químicos.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 1 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 1) Precauciones, reglas de seguridad y funcionamiento a observar durante el desarrollo de los trabajos prácticos: 1.a) Normas generales de trabajo y seguridad: Ø No correr en los laboratorios, en los corredores, tampoco abrir o cerrar puertas y ventanas en forma violenta. Ø Tener despejado los lugares de paso en el laboratorio por posibles emergencias. Ø Cualquier derrame de productos químicos debe ser limpiado inmediatamente. Ø Lavado continuo de manos durante el trabajo; sobretodo antes de tocar alimentos y después de haber manipulado algún material. Ø Mantener cerrados los armarios donde se colocan los reactivos luego del trabajo. Ø No comer, ni beber en el lugar de trabajo, mientras se realiza el mismo. Ø No fumar en el laboratorio, puede provocar riesgos notables de varios tipos; más allá del peligro de incendio. Ø Cuando se manipulan sustancias tóxicas y/o inflamables deben hacerse bajo campana con extractor. Ø Para el trabajo para el laboratorio es indispensable el uso de guardapolvo y anteojos de seguridad, recogerse el cabello y no usar corbata. Ø No utilizar cosméticos. Ø Los lugares de trabajos se mantendrán limpios y se desinfectaran por lo menos una vez al día. Ø Evitar la formación de aerosoles en todos los procesos técnicos. Los aerosoles constituyen una de los mayores riesgos para las personas y el medio ambiente. Numerosos procesos de laboratorios son formadores de aerosoles tales como: soplar la última gota de la pipeta, centrifugar, homogeneización abierta, agitadores de tubos, apertura de frascos y tubos, etc. Ø Tratar en lo posible de no usar anillos, pulseras y collares; pueden reaccionar con las drogas usadas. Ø No calentar en forma directa líquidos inflamables (alcohol, acetona, gasolina, etc.), si hacerlo mediante baño maría. Ø No aproximar líquidos inflamables a las llamas, a mecheros o fósforos. Ø Nunca probar el sabor de una sustancia química, la mayoría son tóxicas y/o corrosivas. Ø Nunca se debe oler directamente un recipiente con alguna disolución, tratar de tomar los gases o vapores que salen de la boca del recipiente con la mano y luego oler la mano. Ø Nunca agregue agua para diluir un ácido concentrado; (no le des de beber a un ácido), sí al revés, agregar ácido al agua. Ø En caso de alarma de incendio: apagar mecheros y estufas, cortar la electricidad, salir por la puerta más cercana o salidas de emergencias. No subir al ascensor, bajar por las escaleras. Siempre hágalo con la mayor tranquilidad posible y no regrese en caso de olvidar pertenencias. 1.b) Indicaciones para los alumnos: “ Antes de comenzar a trabajar asegurarse de entender bien los objetivos de dicho trabajo práctico (leer siempre la guía de trabajo práctico), en caso contrario preguntar al docente tantas veces como sea necesario.”
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 2 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 Ø La salida de un alumno del laboratorio por breves intervalos de tiempo, debe realizarse con la autorización del jefe del trabajo práctico o en su defecto la del auxiliar. La continuidad de la tarea quedará a cargo del resto de la comisión. Ø Cada comisión ordenará y limpiará correctamente todo el material que empleó en el trabajo práctico, para dejarlo listo para el siguiente turno. Ø De romper o encontrar roto el material provisto por la cátedra deberá informarlo al docente (reportar todo tipo de irregularidad). Ø Los líquidos y soluciones desechables deben ser vertidos en las piletas previa salida de agua y dejando correr cantidad en abundancia (efecto de dilución). Ø Los tapones de las botellas no deben depositarse sobre las mesadas, pues no solo la ensucian sino que además pueden transportar impurezas a los reactivos, contaminándolos; las botellas y frascos deben taparse una vez usado el contenido de las mismas. Ø Las pipetas deben quedar siempre a la derecha del frasco correspondiente, con la boquilla sin tocar la mesa de trabajo. Ø Considerar a todas las sustancias del laboratorio peligrosas, corrosivas o tóxicas, a menos que con certeza se sepa lo contrario. Ø Dejar las pertenencias en lugares que no sea la mesada de trabajo; ya sea mesadas laterales, percheros, bancos, etc. Ø No realizar experiencias que no estén autorizadas por el docente. Ø No tirar en la pileta sustancias sólidas, sino desecharla en el bote de la basura. Ø Realizar las experiencias químicas en tubos limpios, la suciedad puede alterar el resultado deseado. Ø Cuando se utilizan disoluciones no solo basta en fijarse el nombre de la misma, sino también en las concentraciones a usar. Ø Apagar los mecheros cuando no se usen. Ø Cuando se agreguen reactivos de los frascos goteros hacerlos despacio, ejerciendo presión suavemente sobre las paredes del frasco, puede ocurrir que a demasiada presión ejercida salte el tapón y vuelque el contenido. Ø Tomar los tubos de vidrio con pinzas de madera o dejarlos en la gradilla cuando se agreguen reactivos corrosivos y/o peligrosos. Ø Cuando se tengan que calentar tubos (de ensayo o de vidrio más fino), hay que tener mucho cuidado de no realizar proyecciones del líquido de su interior. Siempre que se caliente tratar que el tubo no tenga mas de 1/3 de su altura con líquido, tomarlo de la parte superior con pinzas de madera y no apuntar a la cara propia o de otra persona. No quemar los broches. 2) Respuestas frente a los accidentes que pueden ocurrir durante el desarrollo de los trabajos prácticos. “Los ensayos que se realizan en el laboratorio involucran el uso de productos químicos potencialmente peligrosos, ya sea por su naturaleza o por los residuos que se obtienen. Los reactivos químicos pueden catalogarse según el tipo de daño que produzcan como agentes tóxicos o nocivos, combustibles o inflamables, explosivos, cáusticos o corrosivos, oxidantes y radioactivos. Estas sustancias son capaces de afectar la salud humana y el medio ambiente. Las vías de ingreso más comunes son: inhalación, absorción (piel), e ingestión.” Ø En caso de quemaduras con los mecheros o algún elemento caliente se debe colocar el área afectada debajo del chorro de agua fría hasta enfriar, o realizar el procedimiento
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 3 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 Ø Ø Ø Ø Ø con hielo; lo importante es enfriar la zona quemada, posteriormente colocar crema para quemaduras. En caso de salpicadura en manos, cara o cualquier zona del cuerpo con ácidos o bases fuertes lavar inmediatamente bajo el chorro de agua durante 1 o 2 minutos; luego tratar con solución de ácido bórico o ácido acético diluido si la lesión fue provocada por una base, o con bicarbonato de sodio si fue provocada por un ácido. En caso de salpicaduras en los ojos usar inmediatamente el lavador de ojos por lo menos durante 5 minutos. En caso de salpicaduras con disoluciones de sales, ácidos o bases fuertes en la ropa lavar la zona afectada lo más rápido posible, y si es necesario sacar la ropa. Cualquier derrame de líquido en la mesada o piso debe ser absorbido en forma inmediata ya sea por arena, papeles absorbentes o por telas que se puedan arrojar a la basura o ser tratadas para neutralizar su peligrosidad (previo a este procedimiento se debe tratar de diluir el derrame con agua suficiente). Se recomienda en todos estos casos de accidentes notificar inmediatamente al docente de la cátedra. 3) Información, características y seguridad en el manejo de las soluciones y sólidos usados durante el desarrollo de los trabajos prácticos. Disoluciones: Ø Clor ur o de Sodio (NaCl): Solución estable que produce ligera irritación en la piel, mucosa y ojos. Solución de bajo riesgo. Ø Acido Clorhídr ico (HCl): (concentrado o diluido) Solución inestable frente a los metales y óxidos de metales; irritante y corrosivo de ojos, piel y mucosas. Provoca quemaduras y es tóxico por inhalación, contacto con la piel e ingestión. En altas concentraciones puede ser fatal en minutos. Ø Acido Sulfúrico (H 2SO 4): (concentrado o diluido) Solución estable extremadamente corrosiva, reacciona violentamente con el agua, metales y no metales, oxidante enérgico muy tóxico, causa daños irreparables por ingestión y/o contacto con piel u ojos. Puede producir cáncer frente a la exposición crónica; no se deben respirar gases o vapores. Trabajar bajo campana de extracción. Ø Acido Acético (C 2H 4O 2): (concentrado o diluido) Solución estable; puede reaccionar oxidando metales, hidróxidos, permanganatos, peróxidos, etc.. Es corrosivo e inflamable, produce quemaduras graves, no se deben respirar los vapores. Ø Acido Nítr ico (HNO 3): (concentrado o diluido) Solución de alta toxicidad, muy irritante para la mucosa, ojos y piel; oxidante y muy corrosivo. Se deberá tener cuidado con los vapores que pueden contener dióxido de nitrógeno, gas muy peligroso de olor particular con efecto anestesiante sobre el sistema respiratorio. Ø Hidr óxido de Sodio (NaHO): (concentrado o diluido) Solución estable, reacciona con algunos metales amonios, cianuros, ácidos y compuestos orgánicos; muy higroscópico y muy corrosivo. Provoca severas quemaduras, en caso de contacto con ojos o piel lavar con abundante agua. Ø Sulfuro de Sodio (Na 2S): Solución inestable, reacciona con los ácidos produciendo sulfuro de hidrógeno, gas venenoso con olor a huevo podrido. El sulfuro de hidrógeno es tóxico en bajas concentraciones y durante poco tiempo de exposición, irrita zona conjuntiva y corneas, origina edemas y neumonitis sobre albeolos pulmonares y en el sistema nervioso causa cefaleas, vértigo, convulsiones, depresión y muerte por paro respiratorio en dosis más elevadas. Ø Sulfito de Sodio (Na 2SO 3): Solución estable, incompatible con soluciones ácidas, puede producir mutaciones y es peligrosa su ingestión o contacto con la piel y mucosas. Produce reacciones alérgicas e irreversibles. El gas de dióxido de azufre (producido al reaccionar con ácido), es muy venenoso y puede provocar el paro respiratorio. Ø Tiosulfato de Sodio (S2O 3Na 2): Solución irritante sobre la piel, ojos y mucosas. Ø Hipoclor ito de Sodio (NaClO): Solución inestable que se descompone dando gas cloro, muy perjudicial para la salud. Es una solución irritante, oxidante fuerte y corrosiva para la piel. Ø Car bonato de Sodio (NaCO3 ): Solución tóxica e irritante para los ojos.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 4 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 Ø Bicarbonato de Sodio (NaHCO 3): Solución que en contacto con ácido genera dióxido de carbono. Es de bajo riesgo. Ø Fosfato de Sodio (Na 3 PO 3): Es irritante y corrosivo para la piel. Ø Fosfato Acido y Fosfato Diácido de Sodio (NaH2 PO 4 y Na 2HPO 4): Son soluciones estables que causan irritación en menor o mayor grado en la piel. Ø Hipofosfito de Sodio (NaPO 2H 2): Solución de bajo riesgo. Ø Clor ur o de Amonio (NH 4Cl): Es una solución estable incompatible con bases y ácidos fuertes. Irritantes de la mucosa y piel; nocivo por ingestión. No respirar los vapores pues contienen amoníaco, que es un irritante de ojos, nariz, pulmones y zonas húmedas, que puede producir grandes edemas debido a la gran solubilidad en agua. Ø Yodato de Potasio (KIO 3): Solución estable que puede reaccionar en forma explosiva con materiales combustibles. Es irritante, causante de daño en la ingestión, inhalación y absorción a través de la piel. Ø Per manganato de Potasio (KMnO 4): Solución de gran poder oxidante que reacciona con agentes reductores, ácidos, materiales orgánicos, peróxidos y metales. Es irritante para la piel y ojos, causa daño por ingestión e inhalación. Ø Fer r icianur o de Potasio ([FeK 3 (CN)6]): Ligeramente irritante. Ø Fer r ocianur o de Potasio ([FeK 4(CN)6]): Solución ligeramente irritante. Ø Br omur o de Potasio (KBr ): Solución irritante. Ø Br omato de Potasio (KBr O 3): Solución irritante y oxidante, potencialmente carcinógena. Ø Cr omato de Potasio (K 2Cr O 4): Oxidante y posible cancerígeno. Ø Dicr omato de Potasio (K 2Cr 2O 7): Solución irritante y oxidante. Potencialmente cancerígeno. Ø Cianuro de potasio (KCN): Solución altamente tóxica e irritante que puede producir gas cianhídrico muy tóxico e irritante para las mucosas y zonas conjuntivas. Este gas puede producir taquicardia, convulsiones y paro respiratorio. Ø Yodur o de Potasio (KI): Solución fácil de reaccionar e irritante. Ø Tiocianato de Potasio (KSCN): Solución altamente tóxica e irritante. Ø Nitr ato de Potasio (KNO 3): Solución irritante y oxidante. Ø Nitr ito de Potasio (KNO2): Tóxico y oxidante. Ø Agua Oxigenada (H 2O 2): (30 % 10 V) Es una solución inestable que se descompone en agua y oxigeno con el tiempo y en presencia de luz, polvo, etc. (catalizadores). Las soluciones concentradas de 100 volúmenes son muy peligrosas para el manejo de los alumnos, por eso se usan soluciones diluidas de 10 volúmenes. Es muy oxidante, irritante y corrosivo para la piel, ojos y mucosas, causando daños irreparables por ingestión. Reacciona con muchas sustancias: alcoholes, éteres, glicerinas, boratos, carbonatos, fluoruros y ácidos. Ø Hidr óxido de Calcio ([Ca(HO)2 ]): Solución corrosiva que causa grandes daños en la piel y mucosas. Ø Sulfato de Níquel (NiSO 4): Solución irritante y potencialmente cancerígena, puede ser muy tóxica por ingestión. Ø Sulfato de Cinc (ZnSO 4): Solución irritante para piel y mucosas. Ø Clor ur o de Estaño (SNCl2): Solución muy corrosiva para la piel. Ø Clor ur o de Calcio (CaCl2): Solución irritante para la piel. Ø Sulfato de Cadmio (CdSO 4): Solución tóxica y cancerígena. Ø Sulfato de Cobalto (CoSO4 ): Solución irritante. Ø Sulfato de Cobr e (CuSO 4): Solución de bajo riesgo. Ø Sulfato Fer roso (FeSO4 ): Solución irritante muy fácil de oxidarse. Ø Solución de Alumbr e de Cr omo ([Cr K(SO 4).12H 2O]): Solución estable (no al calor), irritante. Ø Sulfato de Manganeso (MnSO4 ): Estable, dañina por ingestión y absorción a través de la piel. Ø Sulfato de Magnesio (MgSO 4): Solución de bajo riesgo. Ø Nitr ato de Plata (AgNO 3): Solución irritante y muy oxidante. Ø Nitr ato de Plomo ([Pb(NO 3)2]): Solución tóxica por exposición crónica al plomo; puede producir anemia y cáncer. Ø Clor ur o de Bar io (BaCl2): Solución tóxica e irritante. Ø Tr ioduro de Potasio (I 3K): Solución oxidante e irritante. Ø Clor ur o Fér rico (FeCl3): Solución corrosiva, irritante y tóxica.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 5 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø Nitr ato Fér rico ([Fe(NO 3)3]): Tóxico, irritante y oxidante poderoso. Clor ur o de Magnesio (MgCl2): Solución irritante. Clor ur o Mer cúr ico (HgCl2 ): Solución tóxica e irritante. Nitr ato Mer cur ioso ([Hg2(NO 3)2]): Solución altamente tóxica, irritante y oxidante. Solución de Fenolftanelina (C 20H 14O 4): Solución estable; puede irritar piel, ojos y mucosas. Solución de Eosina: Solución de bajo riesgo. Solución Indicador Univer sal (Yamada): Solución ligeramente irritante y corrosiva. Solución de Dimetilglioxima: Corrosiva e irritante. Silicatos de Sodio: Solución corrosiva e irritante. Tetr aclor ur o de Car bono (CCl4): Agente tóxico y cancerígeno. Drogas Sólidas: Ø Car bono (C): Sólido inflamable e irritante. Ø Calcio (Ca): Sólido inflamable y corrosivo. Ø Potasio (K): Sólido inflamable de alto poder oxidante y combustible. Se debe manipular en la ausencia de oxígeno bajo aceite o solvente. Ø Sodio (Na): Sólido inflamable y de alto poder oxidante y combustible, arde en contacto con el oxígeno del aire; se debe manipular bajo baño de aceite. Ø Fósfor o (P): Sólido muy combustible y oxidante; libera mucho calor al arder, debe manejarse bajo agua. Es muy tóxico. Ø Cobr e (Cu): Sólido ligeramente irritante. Ø Plomo (Pb): Sólido Ligeramente tóxico. Ø Estaño (Sn): Sólido inflamable e irritante. Ø Cinc (Zn): Sólido inflamable eirritante que reacciona rápidamente con ácidos, bases y otros compuestos. Ø Magnesio (Mg): Sólido inflamable, irritante y reacciona rápidamente con otros compuestos. Ø Manganeso (Mn): Sólido Inflamable, irritante y fácil de reaccionar. Ø Azufr e (S): Sólido inflamable de alta reactividad e irritante. Ø Dióxido de Manganeso (MnO 2): Sólido oxidante e irritante. Ø Sulfato de Plomo (PbSO 4): Sólido tóxico e irritante. Ø Oxido de Cobre (Ocu): Sólido irritante. Ø Fluorur o de Sodio (NaF): Sólido irritante y de alta reactividad. Ø Fluorur o de Calcio (CaF 2): Sólido irritante. Ø Hipofosfito de Sodio (NaH 2PO2): Sólido de baja reactividad. Ø Clor ur o de Amonio (NH 4Cl): Sólido irritante y tóxico. Ø Sulfito de Sodio (Na 2SO 3): Sólido irritante y de alta reactividad. Ø Yodo (I 2): Sólido corrosivo y de alta toxicidad. 4) Minimización de residuos químicos. “El manejo de los residuos químicos producidos durante el desarrollo de los trabajos prácticos es un tema que debe interesar a todos. Debemos tener conciencia que lo que desechamos puede ser dañino para la salud de las personas y/o el medio ambiente en que vivimos. Por eso intentaremos dar algunas normas de eliminación y tratamiento en el laboratorio.” Ø Cuando se quiere eliminar soluciones que contienen ácidos minerales concentrados (trabajar bajo campana de extracción), realizar una dilución 1 en 10 en agua; siempre agregando lentamente el ácido al agua, luego agregar 30 mgr/l de fosfato de sodio o 20 mgr/l de fosfato hidrógeno de sodio, luego agitar lentamente y agregar hidróxido de sodio 1 N hasta obtener una disolución de un PH entre 5,5 a 12.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 6 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 Ø Cuando se trata de neutralizar bases concentradas (trabajar bajo campana de extracción), diluir el contenido 1 a 10 igual que el proceso anterior, agregando la base al agua. Luego agregar 30 mgr/l de fosfato de sodio o 20 mgr/l de hidrógeno fosfato de sodio; mientras se agita lentamente agregar ácido clorhídrico 1 M hasta obtener un PH entre 5,5 y 12. Para realizar esta operación de neutralización de residuos ácidos o básicos, contaremos en el laboratorio con dos recipientes en los cuales los alumnos volcaran el contenido de los tubos ácidos en un recipiente y básicos en el otro recipiente. Como método en general para la mayoría de los productos residuales obtenidos durante los trabajos prácticos usaremos la dilución. No quiere decir que sea el método ideal o correcto pero es con lo que contamos en nuestra cátedra. Para ello, antes de tirar el contenido de un tubo a la pileta, debemos abrir la canilla y hacer correr agua para luego si desechar el residuo y proseguir agregando agua en cantidad suficiente para diluirlo. Algo muy importante que se debe poner en práctica en todos los laboratorios, a los efectos de minimizar los residuos químicos producidos, son los trabajos en microescala, es decir la reducción de volúmenes de los químicos a ensayar, ya sean disolución o sólidos. Esto no sólo trae aparejado la menor producción de residuos sino también la economía de reactivos y la disminución de los riesgos de fuego, explosión y vapores como así también los tiempos de trabajo.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 7 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 PRIMERA PARTE:
·ÓXIDO – REDUCCIÓN
·HIDRÓGENO y OXÍGENO
·QUÍMICA DE LOS ELEMENTOS DE LOS BLOQUES “s” Y “d”
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 8 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO ELECTROQUÍMICA INTRODUCCIÓN: La electroquímica es el estudio de las relaciones entre la electricidad y las reacciones químicas. Una reacción redox espontánea puede usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica o galvánica, un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos. Por definición, el electrodo en el que ocurre la oxidación es el ánodo; el electrodo en el que se efectúa la reducción es el cátodo. La energía potencial de los electrones es mayor en el ánodo negativo, por lo cual fluyen espontáneamente por el circuito externo hasta el cátodo positivo. El desplazamiento de los iones en disolución completa el circuito eléctrico. Los aniones se desplazan hacia el ánodo, en tanto que los cationes se dirigen hacia el cátodo. Los compartimientos de la celda pueden estar separados por una barrera de vidrio poroso o por un puente salino. La diferencia de energía potencial por carga eléctrica entre dos electrodos se mide en unidades de volt (V). La diferencia de potencial entre los dos electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a lo largo del circuito externo. Por consiguiente, a esta diferencia de potencial se le llama fuerza electromotriz, o fem. La fem de una celda, que se denota como Ecelda, se llama también potencial de celda. En condiciones estándar la fem se denomina fem estándar o potencial estándar de celda, E º celda. La fem de una reacción redox varía con la temperatura y con la concentración de los reactivos y productos. La ecuación de Nernst relaciona la fem en condiciones no estándar con la fem estándar y el cociente de reacción Q. Una reacción de electrólisis, que se lleva a cabo en una celda electrolítica, emplea una fuente externa de energía para impulsar una reacción electroquímica no espontánea. El borne negativo de la fuente externa se conecta al cátodo de la celda, y el borne positivo, al ánodo. El medio que transporta la corriente dentro de una celda electrolítica puede ser una sal fundida o una disolución de un electrolito. En general, se pueden predecir los productos de una electrólisis comparando los potenciales de reducción asociados con los posibles procesos de oxidación y reducción. Los electrodos de una celda electrolítica pueden ser activos; esto significa que el electrodo participa en la reacción de electrólisis. La cantidad de sustancias que se forman durante la electrólisis se calcula considerando el número de electrones que intervienen en la reacción redox y la cantidad de carga eléctrica que se introduce en la celda.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 9 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 PRIMERA PARTE CELDA VOLTAICA O GALVÁNICA PREGUNTA DE ENFOQUE Nº 1: ¿Podrá emplearse este sistema químico para generar trabajo eléctrico? EXPERIENCIA: 1) Fijar el tubo en U al soporte universal mediante una pinza. 2) Colocar un trozo de algodón en el fondo del tubo para formar dos compartimentos. 3) Embeber el algodón en solución de NaCl. 4) Agregar solución de sulfato de cobre (II) de un lado y ácido sulfúrico del otro. Ambas soluciones deben ser agregadas simultáneamente para evitar el pasaje de líquido a través del filtro poroso (algodón embebido). Los volúmenes deben ser iguales a ambos lados del tubo por la misma razón. 5) Colocar los electrodos: cobre en sulfato de cobre (II) y cinc en ácido sulfúrico. 6) Con el multímetro en la posición “DCV 2000m” medir la diferencia de potencial en ambos electrodos. Leer la fem cuando ésta adquiera un valor aproximadamente constante, pero no demorar más de 2 minutos, pues de lo contrario podrían mezclarse las soluciones de los electrodos. Verificar que las puntas de prueba estén colocadas de manera correcta (negro en COM; rojo en VW mA) Ver al final PREGUNTAS: Pila: para medir voltaje
1) De acuerdo a lo observado, responde la pregunta de enfoque Nº 1. 2) ¿Cuál es la reacción catódica? ¿y cuál la anódica? Plantea y balancea ambas reacciones y calcula la fem de la pila. 3) Compara la fem teórica con la práctica. ¿Existe diferencia entre ambas? ¿A qué se debe? 4) ¿Cuál es la función del algodón utilizado en la celda galvánica? 5) ¿Qué hubiera sucedido si en la celda galvánica los compartimientos se hubieran separado con un medio no poroso? UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 10 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 SEGUNDA PARTE ELECTRÓLISIS DEL AGUA PREGUNTA DE ENFOQUE Nº 2: ¿Qué ocurrirá cuándo se hace pasar corriente eléctrica a través de dos electrodos inertes que se encuentran sumergidos en agua? EXPERIENCIA: 1) Armar el dispositivo según el esquema utilizando dos electrodos de grafito. 2) Colocar agua destilada en el vaso de precipitados y llenar las buretas por succión desde el extremo superior, cuidando luego mantener cerrados los robinetes y con suficiente cantidad de agua el vaso de precipitados, de manera que no ingrese aire en las buretas. 3) Conectar los electrodos a la fuente colocando el multímetro en serie (ver dibujo) y en modo amperímetro (10 A). Verificar que las puntas de prueba estén colocadas de manera correcta (negro en COM; rojo en 10 ADC) 4) Una vez verificada la corriente quitar el multímetro y colocar los electrodos directamente a la fuente hasta que se haya recogido una buena cantidad de gases en ambas buretas. 5) Comparar ambos volúmenes de gas. 6) Repetir los pasos 2) al 5) agregando unas gotas de ácido sulfúrico concentrado al agua destilada. PREGUNTAS: 1) De acuerdo a lo observado en la experiencia responde la pregunta de enfoque Nº 2. ¿Este proceso puede ocurrir en forma espontánea? 2) ¿Qué gases se recogen en las buretas? ¿Cuál es la relación de volúmenes entre ambos? 3) ¿Qué reacción ocurre en el electrodo que esta conectado al polo positivo de la fuente? ¿Cuál es la reacción que ocurre en el electrodo negativo? Plantea y balancea las ecuaciones químicas involucradas. 4) ¿Porqué la electrólisis del agua es más rápida en medio ácido?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 11 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TERCERA PARTE ELECTRÓLISIS DE UNA SOLUCIÓN DE SULFATO DE NIQUEL (II) PREGUNTA DE ENFOQUE Nº 3: Con ayuda de una fuente ¿Será posible depositar una capa de un metal sobre otro? EXPERIENCIA: Armar el equipo según el esquema. Colocar en un vaso de precipitado aproximadamente 200 ml de una solución ácida de sulfato de níquel (II). La fuente será suminstrada por el docente (aprox. Entre 9­12volt) El cable que sale de la fuente pasa por una lámpara que nos indica si pasa o no corriente. Luego de conectar, unir las dos puntas del cable y observar si se prende la lámpara. En caso afirmativo localizar el extremo negativo y conectar en él, el material a ser niquelado (este se limpia frotándolo primeramente con lana de acero y luego se sumerge en NaOH 1M. Lavar posteriormente con agua destilada). El otro extremo se introduce directamente en la solución. Sumergir ambos electrodos en la solución. Dejar pasar la corriente por espacio de 10 minutos, desconectar y observar. PREGUNTAS: 1) De acuerdo a lo observado, responde la pregunta de enfoque Nº 3. 2) ¿Qué reacción ocurre en el electrodo que esta conectado al polo positivo de la fuente? ¿Cuál es la reacción que ocurre en el electrodo negativo? Plantea y balancea las ecuaciones químicas involucradas. 3) ¿Cómo se llama este procedimiento? ¿Qué utilidad tiene?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 12 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO HIDRÓGENO OBJETIVOS ü Obtener hidrógeno por reacción del cinc metálico con ácido clorhídrico. ü Verificar las propiedades físicas y químicas del hidrógeno. INTRODUCCIÓN El hidrógeno molecular gaseoso se obtiene en el laboratorio por los siguientes métodos: a) Reducción del H + : Teóricamente los metales cuyos P.N.R. son negativos, son capaces de reducir el protón de los ácidos liberando hidrógeno molecular gaseoso. En algunos casos, a pesar que se verifica esta condición, surgen problemas de orden cinético, tal como ocurre para el hierro o bien de formación de compuestos poco solubles que detienen la reacción como sucede cuando se trata plomo con H2SO4. En este trabajo práctico se obtendrá hidrógeno gaseoso reduciendo protones de ácido clorhídrico con Zn metálico, reacción que no presenta ninguno de los inconvenientes señalados y que se representa mediante la siguiente ecuación: Zn (s) + 2 Cl ­ + 2 H + ® H 2(g) + ZnCl2(d) Existen metales con P.N.R. muy negativos que son capaces de liberar hidrógeno gaseoso del agua. Por ejemplo, del sodio (EºNa+/Na = ­2,71v) reacciona con el agua según:
H 2 O + Na (s) ¬
¾®
1 2 H 2 (g) +
Na + + OH -
b) Acción de metales sobre soluciones alcalinas: Algunos metales como Zn, Al, etc. liberan hidrógeno de disoluciones de bases. Por ejemplo: 2 H 2 O + Zn (s) + 2 OH - ¬
¾® H 2 (g) + Zn(OH) -4 2
c) Oxidación de hidruros metálicos: Los hidruros metálicos reaccionan con el agua desprendiendo hidrógeno: H2O + H ­ D H2(g) + OH ­ d) Electrólisis del agua: El proceso global que se verifica es: eléctrica 2 H 2 O ¾Energía ¾¾¾
¾
¾® 2 H 2 (g) + O 2 El hidrógeno es un gas combustible, cuyo producto de combustión en el aire es el agua. Si se mezcla hidrógeno con oxígeno, en determinadas proporciones, resulta una mezcla explosiva. Una de las propiedades químicas más importantes del hidrógeno es su poder reductor. Cuando se hace pasar una corriente de hidrógeno sobre óxidos metálicos a elevada temperatura, pueden obtenerse óxidos inferiores o metales libres. También pueden verificarse reducciones de aniones y elementos libres, tal como ocurre en la síntesis del amoníaco.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 13 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 EXPERIENCIA: Ver esquema del equipo. En un tubo de ensayo con tubuladura lateral seco, poner una pequeña cantidad de sulfato de plomo sólido. Colocar un tapón de goma atravesado por un tubo de vidrio acodado que llegue casi hasta el fondo del tubo, unir éste con el equipo productor de hidrógeno. Este último consiste en un frasco de 250ml en el que se coloca una granalla de cinc, provisto de un tapón de goma atravesado por una ampolla de decantación de 250ml y un tubo de desprendimiento. Armado el equipo y verificado el perfecto ajuste de todas las uniones, colocar en la ampolla de decantación 200 ml de ácido clorhídrico 3 M y comenzar a agregarlo sobre la granalla de cinc. Transcurrido el tiempo necesario para desalojar el aire contenido en el equipo (aproximadamente 5 a 6 minutos) de modo que se desprenda solo hidrógeno, recoger este gas en un tubo de ensayo seco invertido sobre la salida lateral, taparlo con el pulgar y manteniéndolo invertido, ensayar la presencia de hidrógeno por medio de la llama del mechero. Calentar suavemente el sulfato de plomo hasta que adquiera un color grisáceo, dejar enfriar y desconectar el tubo de reacción. Agregar gotas de ácido clorhídrico 6M, tapar el tubo, agitar y colocar en la salida lateral un papel de filtro embebido en solución de nitrato de plomo. CÁLCULOS Y RESULTADOS Interprete mediante reacciones químicas adecuadas los cambios observados y calcule o busque en tablas los datos termodinámicos necesarios para justificar los comportamientos. CUESTIONARIO 1 ­ ¿ Pueden el potasio y el calcio liberar hidrógeno gaseoso en medio ácido, neutro o alcalino? Escribir las ecuaciones correspondientes y justificar. 2 ­ ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,6 M se necesitará para que reaccionen totalmente 0,2g de cinc metálico?. ¿Qué volumen de hidrógeno gaseoso se obtendría si el rendimiento fuese del 95%? 3 ­ ¿Por qué es necesario desalojar el aire del equipo antes de iniciar el calentamiento del tubo conteniendo sulfato de plomo? 4 ­ En base a las experiencias realizadas ¿Qué puede concluir acerca de la densidad del hidrógeno relativa al aire? 5 ­ ¿Por qué se calienta para que reaccione el hidrógeno con el sulfato de plomo, a pesar de ser este un proceso exotérmico (DH = ­76,24Kcal/mol)? 6 ­ ¿Qué reacción puede esperarse si se hace pasar una corriente de hidrógeno sobre óxido cúprico sólido caliente?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 14 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO OXÍGENO OBJETIVOS ü Obtener oxígeno por descomposición catalítica de peróxido de hidrógeno. ü Verificar las propiedades físicas y químicas del mismo. INTRODUCCIÓN Uno de los métodos de obtención de oxígeno en el laboratorio consiste en la descomposición del peróxido de hidrógeno (H2O2) catalizada por óxido de manganeso IV (MnO2). La descomposición del H2O2 dar O2 y H2O agua es muy lenta, pero la catalizan impurezas tales como polvo y sustancias disueltas, como así la presencia de luz. Por este motivo, deben observarse ciertos cuidados para la conservación de las disoluciones. Trazas de compuestos de algunos metales de transición, tal como MnO2 sólido, catalizan la descomposición del H2O2 , reacción que puede representarse mediante la siguiente reacción: H 2 O 2 ¬
¾®
1 2 O 2 (g) + H 2 O Este método se utilizará en el trabajo práctico, ya que proporciona una fuente segura y continua de oxígeno. También se puede obtener O2 (g) en el laboratorio por descomposición térmica del clorato de potasio, catalizada previamente por la presencia de distintas sustancias sólidas, tales como MnO2 (s) , Fe2O3, polvo, etc. El O2 se combina con diversas sustancias con desprendimiento de luz y calor, este proceso se denomina combustión. En términos generales, puede decirse que la combustión es una oxidación que tiene lugar a elevada temperatura y que está acompañada por el desprendimiento de suficiente calor para mantener la temperatura de la reacción. Así el carbono vegetal quema en el aire. Para iniciar la reacción debe ser calentado a una temperatura alrededor de 500ºC. C (s) + O 2 (g) ¬
¾® CO 2 (g) DH = -97 Kcal mol Como muestra el DH de la reacción, se desprende una cantidad considerable de calor suficiente para mantener el carbono vegetal a una temperatura convenientemente alta para que continúe la reacción, la cual transcurre con gran luminosidad. EXPERIENCIA: Se llenan varios tubos de ensayo con agua y se los coloca en una gradilla. Se arma el equipo (Ver esquema). habiendo colocado previamente en un frasco de 250 ml una punta de espátula de MnO2 (s). En la ampolla de decantación se colocan 50ml de una disolución de agua oxigenada de 10 volúmenes, preparada a partir de una disolución de agua oxigenada de mayor concentración. Verificando el correcto armado del equipo, se agregan aproximadamente unos 20ml de agua oxigenada 10 volúmenes y se espera que la reacción transcurra alrededor de10 minutos. Entonces se agrega un volumen igual al anterior de agua oxigenada y se comienza a recoger el gas obtenido en los tubos de ensayo llenos de agua, invirtiéndolos en la cubeta. Una vez lleno el tubo de ensayo, taparlo inmediatamente y colocarlo en la gradilla.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 15 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 A continuación se investigará la combustión de distintas sustancias (carbón vegetal, azufre, hierro, magnesio), previamente calentadas al rojo, las que luego se las introduce rápidamente en el tubo conteniendo oxígeno. No deben quitarse los tapones de los tubos hasta que se vayan a colocar las muestras. Después de cada experiencia agregar en los tubos de ensayo unos mililitros de agua y unas gotas de indicador universal ácido–base; tapar y agitar. CÁLCULOS Y RESULTADOS Interprete mediante reacciones químicas adecuadas los cambios observados y calcule o busque en tablas los datos termodinámicos necesarios para justificar los comportamientos. CUESTIONARIO 1.­ ¿Qué volumen de oxígeno gaseoso puede obtenerse por descomposición catalítica de 50ml de una disolución de agua oxigenada de 5 volúmenes? 2.­ ¿Qué precauciones deben observarse para la conservación de disoluciones de agua oxigenada? 3.­ Proponga una clasificación de los óxidos obtenidos por combustión de las diferentes sustancias, en función de sus comportamientos en agua. 4.­ ¿Cómo prepararía 50ml de una disolución de agua oxigenada 1M a partir de una disolución de la misma de 20 volúmenes?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 16 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO ALCALINOS Y ALCALINOS TÉRREOS OBJETIVOS ü Estudiar el comportamiento de los metales alcalinos y alcalinos térreos en sus distintos estados de oxidación frente a reactivos comunes y la importancia de los mismos en la vida cotidiana. ü Determinar la dureza de una muestra de agua. INTRODUCCIÓN Los metales alcalinos y alcalino térreos son muy reactivos y electropositivos. Existen combinados con otros elementos como iones positivos, ej: Na + Cl ­ , (K + )2SO4 2­ y distribuidos en los minerales y el mar, como el Mg, Ca, Sr y Ba, por lo tanto, no se encuentran en la naturaleza en estado libre. Estos metales son blandos y de apariencia plateada, excelentes conductores del calor y la electricidad. I ­ ACCIÓN FRENTE AL OXÍGENO DEL AIRE En contacto con el oxígeno, los metales alcalinos arden recubriéndose de una película de óxido opaca y porosa que favorece el continuo ataque del metal, hasta que su transformación llega a ser total. Por esta razón se conservan bajo aceite. El litio forma solo óxido, el sodio forma normalmente peróxidos y el K, Rb y Cs forman los superóxidos. Los metales alcalinos térreos también forman los respectivos óxidos con el oxígeno del aire, aunque son un poco menos reactivos que los alcalinos. El Mg forma una película superficial de óxido compacta y adherente que es protectora. EXPERIENCIA: Observar la forma de conservación de los siguientes metales: Na, Ca, Mg, K. Plantear las reacciones. II ­ ACCIÓN FRENTE AL AGUA Frente al agua, los metales alcalinos y alcalinos térreos reaccionan liberando hidrógeno y formando hidróxido del metal correspondiente. El sodio reacciona muy fuerte, el potasio se inflama, el Rb y Cs reaccionan en forma explosiva. El calcio da una reacción rápida pero no violenta y el magnesio reacciona lentamente a temperatura ambiente; ambos dan hidróxidos insolubles. EXPERIENCIA: Estudiar la acción frente al agua de los siguientes metales: Na, Ca, Mg, K. Colocar un pequeño trozo del metal en un tubo con agua más fenolftaleína. Para el caso del sodio y potasio trabajar con un cristalizador en lugar de un tubo de ensayo. Describir lo que ocurre en cada caso indicando especialmente el viraje del indicador y la ecuación que representa el cambio observado.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 17 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 III ­ ENSAYO A LA LLAMA Es sabido que para obtener buenos resultados en estos ensayos es necesario que el producto a ensayar pueda volatilizarse fácilmente. En general los cloruros son las sales más volátiles, por lo que la muestra bien pulverizada se ataca con HCl concentrado en la depresión de una placa de gotas hasta obtener una papilla, un poco de la cual se lleva a la llama en un lazo de un hilo de un anza de platino. Otra forma es mediante un nebulizador dejar caer en la llama una pequeña cantidad de la muestra y observar. SALES DE Litio Sodio Potasio Calcio Estroncio Bario COLOR A LA LLAMA Rojo carmín Amarillo Violeta pálido Rojo naranja rojo escarlata verde amarillento OBSERVACIONES Muy persistente Muy sensible Poco sensible Suele ser fugaz Poco sensible IV ­ DUREZA INTRODUCCIÓN Originalmente la dureza del agua se entendió como una medida de su capacidad para precipitar jabón el cual es precipitado preferentemente por los iones calcio y magnesio. De acuerdo con los criterios actuales, la dureza total se define como la suma de las concentraciones de calcio y magnesio, ambos expresados como carbonato cálcico, en mg por litro. 1 ­ El método a usar es el método titulométrico de EDTA. a) Principio: El ácido etilendiaminotetracético y sus sales de sodio forman un complejo de quelato soluble al añadirse a las soluciones de algunos cationes metálicos. Si a una solución acuosa que contenga iones calcio y magnesio a un pH = 10 ± 0,1 se añade una pequeña cantidad de colorante como el negro de eriocromo T, la solución toma un color rojo vino. Si se añade EDTA como reactivo de titulación, los iones calcio y magnesio formarán un complejo, y, cuando todos estos iones estén incluidos en dicho complejo, la solución cambiará de rojo vino al azul, señalando el punto final de la titulación. La nitidez del punto final aumenta con los incrementos de pH. Sin embargo el pH no puede aumentar indefinidamente debido al peligro de la precipitación de carbonato cálcico o hidróxido de magnesio. El valor especificado de 10 ± 0,1 constituye una solución satisfactoria. Se fija un límite de 5 minutos de duración de la titulación a fin de reducir al mínimo la tendencia a la precipitación del CaCO3. b) Precauciones: *La titulación debe realizarse a temperatura ambiente. Si esta es alta se corre el riesgo de la descomposición del indicador y si es muy baja, el cambio de color se hace muy lento. *Además, el tiempo de titulación (5´) reducido disminuye la posibilidad de que precipite el CaCO3. EXPERIENCIA: Titulación de la muestra: a)Seleccione un volumen de muestra que requiera menos de 15 m de reactivo de EDTA y realice la titulación en 5 minutos medidos a partir del agregado del tampón. Diluir 25 ml de la muestra hasta alrededor de 50 ml de agua destilada. Añádase entre 1 y 2 ml de solución tampón. Añádase 1 o dos gotas de solución indicadora. Poco a poco agregue el titulante EDTA agitando continuamente, hasta que desaparezcan los últimos matices rojizos.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 18 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 Añádanse las últimas gotas con intervalos de 3­5 segundos. En el punto final la solución debe ser azul. Cálculo: Dureza total expresada como mg de CaCO3 por litro = A x B x 1000 (B= 1) ml muestra (ml muestra= 25 ml) donde : A = ml de titulación para la muestra B = mg de CaCO3 equivalente a 1 ml de titulante de EDTA b) Repetir la experiencia anterior con la misma muestra de agua luego de pasarla a través de resinas de intercambio iónico. CUESTIONARIO 1 a) ¿Cómo se encuentran en la naturaleza los carbonatos de los metales del grupo II?. Compare la solubilidad de los mismos. b) En base a lo analizado en el punto a), como haría para separar iones Mg 2+ del resto de los iones del grupo II en la solución que los contiene. 2) a) Indique cuál es el cromato más insoluble de los metales del Grupo II. a) Si una disolución contiene iones Ba 2+ y Sr 2+ , será posible separarlos por agregado de disolución de cromato de potasio en presencia de solución amortiguadora de ac. Acético­ acetato. 3) ¿Cuál es el reactivo más apropiado para separar iones Mg 2+ de una solución que lo contiene? 4)¿Cómo se clasifica la dureza del agua? 5) ¿Por qué se dice que el agua dura corta al jabón? 6)¿Qué tipo de dureza se puede eliminar mediante ebullición de una muestra de agua dura?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 19 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO CORROSION OBJETIVOS ü Observar y estudiar los diferentes factores que intervienen o influyen en el proceso de la Corrosión sobre algunos metales. INTRODUCCION La corrosión es el proceso mediante el cual un metal reacciona con elementos no metálicos de su entorno, formando diferentes compuestos. La forma más frecuente de corrosión es la llamada: “corrosión electroquímica” la cual se produce cuando el metal esta expuesto a la acción conjunta del aire y del agua que actúa como disolvente de oxigeno, otros gases y sales, lo cual actúa y provoca el deterioro de los metales en mayor o menor grado. a) ­ INFLUENCIA DEL MEDIO AMBIENTE SOBRE LOS METALES EXPERIENCIA: A través de experiencias previamente preparadas determinar cuales son las condiciones ambientales para que la corrosión ocurra en mayor o menor grado. En dichas experiencias se han preparado cuatro (4) tubos de ensayos, todos con un clavo de hierro, nuevos, en similar estado, pero sometidos a condiciones ambientales diferentes: TUBO 1: clavo sumergido hasta la mitad en agua de canilla. TUBO 2: clavo sumergido hasta la mitad en solución de ácido clorhídrico. TUBO 3: clavo sumergido totalmente en agua de canilla. TUBO 4: clavo sumergido totalmente en agua de canilla previamente hervida y aislada de la atmósfera con una capa de parafina o de agar­agar. Interprete, justifique y compare, mediante cálculos y ecuaciones adecuadas los resultados obtenidos en los diferentes tubos. b)­ FACTORES QUE INFLUYEN EN EL PROCESO DE LA CORROSION b­1) TENSIONES EN EL METAL: EXPERIENCIA: Para esta experiencia usaremos dos clavos nuevos, a uno de ellos lo doblamos en la mitad y lijamos la curva, a otro le lijamos la punta y la cabeza, colocamos ambos clavos dentro de una caja de Petri o un vidrio de reloj y los cubrimos con una solución de agar­agar que contiene como indicador “FERROXILINA" que es una mezcla de solución de fenolftaleína y solución de ferricianuro de potasio, dejar reposar, esperar que el agar­agar se enfríe y endurezca. Interpretar los cambios ocurridos con cálculos y reacciones químicas adecuadas.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 20 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 b­2) PRESENCIA DE OTROS METALES: EXPERIENCIA: Al igual que la experiencia anterior usaremos clavos nuevos, cajas de Petri o vidrio de reloj y solución de agar­agar, pero además trabajaremos con otros metales: cobre, magnesio, plomo, estaño y zinc, los cuales estarán conectados mediante alambres de cobre al clavo. 1) Clavo enrollado con alambre de cobre de manera que ajuste lo mejor posible, en su parte media dejando de uno a dos centímetros, de alambre sin enrollar. 2) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de plomo, bien ajustado. 3) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de estaño, bien ajustado. 4) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de zinc, bien ajustado (la granalla de zinc debe estar previamente tratada con ácido clorhídrico y enjuagada con agua). 5) Clavo conectado con alambre de cobre a una cinta de magnesio, bien ajustado (previamente lijada). Colocar los clavos y los metales conectados dentro de una caja de Petri o vidrio de reloj y cubrirlos en su totalidad con solución de “agar­agar ferroxilina”, dejar pasar el tiempo necesario hasta que endurezca y se observen los cambios. Interpretar y justificar con reacciones y cálculos adecuados. CUESTIONARIO 1 ­ ¿Que condiciones ambientales deben darse para que se manifieste el fenómeno de la corrosión? 2 ­ ¿Frente a que condiciones se puede incrementar el proceso de corrosión? 3 ­ Describir con esquemas adecuados el proceso de corrosión debajo de una gota de agua de canilla y de una gota de sal. De cloruro de sodio. 4 ­ A que se debe y que indican las zonas coloreadas que aparecen en la experiencia de corrosión realizadas en placas de agar­agar c/ferroxilina? Escribir las reacciones correspondientes. 5 ­ ¿Es posible proteger el hierro de la corrosión depositando una capa de zinc sobre su superficie? Justificar. 6 ­ Puede utilizarse estaño para proteger el hierro de la corrosión? 7 ­ ¿Qué condiciones de acidez deben tener los alimentos para envasarse en latas estañadas en su interior? 8 ­ ¿Por qué las tuberías y tanques subterráneos se conectan a bloques de magnesio? 9 ­ ¿Cómo clasificaría los metales según su resistencia a la corrosión? 10­¿Por qué se emplea aluminio en muchas estructuras metálicas? 11­¿Cuál es el efecto del pH en el fenómeno de la corrosión del hierro?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 21 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO METALES DE TRANSICIÓN OBJETIVO ü Estudiar experimentalmente algunas de las propiedades físicas y químicas de diferentes tipos de óxidos e hidróxidos metálicos de la 1 ra serie de transición, en sus diferentes estados de oxidación. INTRODUCCIÓN Los óxidos son compuestos formados por la combinación del oxígeno con un metal o un no­metal. Los óxidos metálicos son de carácter iónico es decir, que en su estructura el oxígeno se encuentra en la forma O 2­ . Dicho ión no puede encontrase en solución acuosa (en los óxidos totalmente solubles en dicho medio), debido a la reacción de hidrólisis que experimenta, para formar el ion hidróxido O 2­ + H2O D 2OH ­ Kh = > 10 22 En presencia de ácidos, el ion O 2­ se convierte en agua, con formación de sales O 2­ + 2 H + D H2O Por lo tanto, sólo son inertes en el agua los óxidos iónicos insolubles en dicho medio. Cuando los óxidos metálicos presentan estas características, son relativamente solubles en ácidos diluidos: MO(s) + 2H +®M 2+ + H2O M= metal que forma óxidos insolubles Los óxidos de los no metales son de carácter covalente y presentan usualmente propiedades ácidas, disolviéndose en el agua para formar ácidos. Los óxidos no metálicos insolubles en agua, se disuelven generalmente en bases, por ejemplo el dióxido de antimonio: Sb2O5(s) + 2 OH ­ + 5 H2O® 2Sb(OH)6 ­ En conclusión, los óxidos de los elementos no metálicos son ácidos y los de los metales son básicos, pero este comportamiento depende de la estructura molecular o iónica del óxido y, por tanto, del radio y de la carga del elemento unido al oxígeno. También existen óxidos anfotéricos, es decir, se comportan como bases en presencia de ácidos fuertes y como ácidos en presencia de bases fuertes, por ejemplo el óxido de zinc ZnO(s) + 2H + ® Zn 2+ + H2O ZnO(s) + 2OH ­ + H2O ® Zn(OH)4 2­ Existen otros óxidos, algunos de ellos relativamente inertes, que no se disuelven en ácidos ni bases (N2O, CO, MnO2); con respecto a este último, reacciona con los ácidos, por ejemplo el HCl concentrado, pero se trata de una reacción de óxido­reducción y no de ácido­base, formándose Mn 2+ y Cl 2(g).
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 22 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 Otro tipo de compuesto con el oxígeno son los hidróxidos, en donde dicho ión existe solamente en los hidróxidos de los elementos más electropositivos, como el Na por ejemplo. La solución en agua de un material iónico de esta clase da como resultado la formación de iones metálicos hidratados e iones hidróxidos. MOH(s) + nH2O ® M + + OH ­ Este tipo de hidróxidos se denomina bases fuertes. Las bases débiles tienen menos tendencia a disociar su estructura para generar en la solución acuosa iones OH ­ libres. Dicha propiedad dependerá principalmente de su Kps. Existen también hidróxidos que son anfóteros, es decir que pueden reaccionar tanto ante la presencia de ácidos fuertes o bases fuertes, por ejemplo el hidróxido de Zinc: Zn(OH)2(s) + 2H + D Zn 2+ + 2H2O Zn(OH)2(s) + 2OH ­ D Zn(OH)4 2­ Así, en el presente trabajo práctico, realizaremos el estudio en el laboratorio de los óxidos e hidróxidos de algunos metales de transición, particularmente de su carácter ácido­base, solubilidad y características macroscópicas de los mismos. COMPUESTOS DE CROMO EXPERIENCIA: Agregar en un tubo de vidrio 20 gotas de la sal de cromo (III) (alumbre de cromo) y unas 3 a 5 gotas NaOH(dil). Observar los cambios ocurridos y justificar. EXPERIENCIA: Al precipitado obtenido en la experiencia anterior agregar 5 a 10 gotas de NaOH(dil).y 15 gotas de H2O2 10 v. Hervir bien, para eliminar restos de H2O2. Observar los cambios ocurridos y justificar. EXPERIENCIA: Agregar a la solución obtenida 10 gotas de HCl concentrado hasta cambio de color. Agitar. Observar y justificar. EXPERIENCIA: Dividir la solución obtenida en la experiencia anterior en dos tubos de vidrio: a) A uno de ellos agregar 3 ­ 4 gotas de disolución de nitrato de plomo. Observar, identificar el producto obtenido y justificar. b) Al otro agregar 10 gotas de ácido sulfúrico diluido y 10 gotas de nitrito de potasio para recuperar la solución de cromo (III) Observar, identificar el producto obtenido y justificar.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 23 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 OXIDOS E HIDROXIDOS DE METALES DE TRANSICIÓN DE LA 1 ra SERIE: EXPERIENCIA: 1) Poder reductor en medio alcalino de los hidróxidos en el estado de oxidación (+II) (precipitación y oxidabilidad del hidróxido) Colocar en un tubo de vidrio, 20 gotas de sulfato de manganeso (llevar a ebullición) y agregar gotas de NaOH(conc) (hervido) hasta la aparición de un precipitado. Homogeneizar y dividir en dos porciones: Una de ellas volcarlas sobre un vidrio de reloj. Dejar al aire y luego observar. A la otra porción agregar gotas de agua oxigenada. Justificar los cambios observados en ambos casos. 2) Obtención del óxido de manganeso (IV) (MnO2) Colocar en un tubo de vidrio, 10 gotas de solución que contenga iones Mn 2+ y agregar 5 gotas de KMnO4. Observar y justificar el cambio observado. 3) Precipitación de óxidos e hidróxidos: Tratar 20 gotas de disolución de ZnSO4 con 2 a 3 gotas de NaOH 6M. Separar el precipitados obtenido en dos porciones. Adicionar a una ellas, exceso de disolución de NaOH 6M y tratar la otra porción con HCl 6M. Interpretar lo observado mediante reacciones adecuadas y justificar con los datos termodinámicos correspondientes. CUESTIONARIO Consulte la bibliografía y realice una lista de los óxidos conocidos del cromo indicando: color, carácter ácido­base, carácter redox y tipo de enlace entre el cromo y el oxígeno en cada uno de ellos. Esquematice la estructura espacial del ión bicromato. ¿Cuántos gramos de cromo podrán obtenerse si 250 g de Cr2O3 de 85% de pureza se tratan por aluminotermia con la finalidad de obtener el metal? Sabiendo que en medio ácido el SO2 (dil) se oxida a HSO4 ­ ; determine lo que ocurrirá cuando a una solución ácida de bicromato de potasio se agrega disolución de SO2 (dis) (agua sulfurosa). ¿Por qué deben hervirse las disoluciones de MnSO4 e NaOH antes de intentar precipitar el Mn(OH)2? ¿Cómo prepararía a partir de MnO2 una sal de manganeso en estado de oxidación (II)? Se dispone de una muestra de 1,0000 g que contiene óxido ferroso y óxido férrico, y se disuelve en un ácido, con lo que todo el hierro se reduce al estado ferroso. Una vez logrado esto se precisa 54,0 ml de solución ácida 0,05 M de KMnO4 para oxidar todo el Fe 2+ a Fe 3+ . Calcúlese el porcentaje en masa de óxido ferroso que contenía la muestra primitiva. ¿Será posible oxidar hidróxido ferroso por medio de una disolución de hipoclorito de sodio?. Plantear la ecuación correspondiente. ¿Es posible disolver el Zn(OH)2 mediante el agregado de disoluciones cianuradas? ¿Qué entiende por alumbre?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 24 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO COMPLEJOS I OBJETIVOS ü Afianzar la nomenclatura y mecanismos de formación de complejos teniendo en cuenta la TEV ü Establecer las relaciones de modificación de las constantes de equilibrio de formación de complejos teniendo en cuenta la conducta ácido ­ base, solubilidad, precipitación y redox. INTRODUCCION En este TP se desarrolla la química de coordinación teniendo en cuenta la TEV. La importancia, variedad y complejidad de los compuestos de coordinación da una medida del relanzamiento de la química inorgánica . La química de coordinación tratada desde la TEV permite explicar como un pequeño número de moléculas o iones denominados ligandos rodean a un ion o átomo metálico central. El enlace ligando ­ metal, según esta teoría, es un enlace covalente coordinado en el que ambos electrones provienen del mismo átomo. El numero de coordinación es el numero de ligandos que rodean a un ion o átomo metálico dado. Los valores mas comunes son 4 y 6, y al conjunto de ligandos se lo denomina "esfera de coordinación". Como se vera en el TP, los compuestos de coordinación se caracterizan por presentar una amplia gama de colores intensos y estudiaremos de un modo sistemático como la formación de un complejo modifica los equilibrios ácido ­ base, redox y de solubilidad y precipitación. Por último veremos una aplicación de la formación de complejos metálicos en la obtención del espejo de plata. Las soluciones que contienen Ag.(NH3)2 + se usan con frecuencia como materia prima en la obtención de plata para recubrimientos. Estas soluciones presentan la ventaja de suministrar bajas concentraciones de Ag + , con la que los reductores suaves como la glucosa, pueden depositar lentamente una lámina compacta de plata. Si un ligando en un complejo tiene conducta ácido base, su participación en un equilibrio de tal naturaleza puede desalojarlo y destruir el complejo. Por otro lado, si un compuesto de un equilibrio ácido base puede formar complejos, la aparición de estos desplazará al equilibrio ácido base. EXPERIENCIA: 1) A 10 gotas de solución de sulfato de cobre agregue gotas de amoníaco diluido hasta formación de un ppdo, luego agregue amoniaco concentrado hasta disolución del mismo. Del producto obtenido tome una pequeña porción y agregue gotas de ácido sulfúrico concentrado hasta cambio de color. Si los ligandos o el ion central participan de un equilibrio de solubilidad, la presencia del mismo puede romper o formar complejos, y a la inversa, la formación de complejos puede influir sobre un equilibrio de solubilidad.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 25 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 EXPERIENCIA: 2) A 10 gotas de cloruro de sodio agregar 2 gotas de nitrato de plata. A una pequeña porción del precipitado agregar amoniaco concentrado agitando fuertemente hasta la disolución del mismo. Agregar gotas de yoduro de potasio y observar el precipitado. Plantee las ecuaciones correspondientes y justifique. Si los ligandos o el ion central participan de un equilibrio redox, la presencia del mismo puede romper o formar complejos, y a la inversa, la formación de complejos puede influir sobre un equilibrio redox. EXPERIENCIA: 3) Obtención del espejo de plata: Colocar en un tubo HACH, bien limpio, 30 gotas de disolución de nitrato de plata. Agregar lentamente amoníaco concentrado hasta conseguir la precipitación del catión Ag (I). Seguir adicionando amoníaco concentrado gota a gota hasta disolución del precipitado con el mínimo de reactivo. Agregar 15 gotas de Hidróxido de Sodio diluido y luego agregar Amoníaco concentrado hasta disolución nuevamente del precipitado. Agregar 3 ml de Solución de Glucosa, tapar el tubo y girarlo lentamente de costado, de manera que la solución moje las paredes. Desechar el contenido y agregar Ácido Nítrico comercial para disolver el espejo. Explique e interprete lo ocurrido con reacciones y datos termodinámicos adecuados. La formación de complejos de los estados de oxidación positivos de los metales nobles, puede hacer viable el ataque de los mismos por oxidantes comunes. a) Analice si será posible oxidar plata y oro con oxigeno del aire en presencia de cianuro. b) Analice quien podrá disolver el platino: 1) Acido clorhídrico; 2) Acido nítrico 3) Una mezcla de ambos en proporción 3:1 (agua regia) CUESTIONARIO 1) ­ Escriba la fórmula de los siguientes compuestos: Hexasulfocianocromato (III) de sodio Pentaclorocuprato (II) de hexamincobalto (III) Octacianomolibdato (V) de potasio Cloruro de Tetraaminocromo (III) ­ m ­ dihidroxodiaminodiclorocobalto (III) 2) Nombrar los siguientes compuestos: [Co(NH3)5H2O]Br3 (sal rosea) [Co(NH3)5Cl]Cl2 (cloruro purpureocobáltico) [Pt(NH3)6]Cl4 [VCl2(en)2]4[Fe(CN)6] 3) Se dispone de ácido nítrico diluido, ácido clorhídrico concentrado y ácido sulfúrico concentrado como reactivos para solubilizar el espejo de plata. Seleccionar el más apropiado y justificar.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 26 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO COMPLEJOS II OBJETIVOS ü Sistematizar el estudio de compuestos complejos característicos de los principales grupos de los metales de transición. ü Profundizar los mecanismos en relación a la conducta química de los metales de transición. ü Identificar iones de metales de transición por formación de compuestos complejos. INTRODUCCION Durante el desarrollo de este TP se estudiaran complejos y pigmentos característicos del hierro, cobalto, níquel, cobre y mercurio con diferentes ligandos. Se destaca que los mecanismos de interpretación siguen haciendo referencia a la TEV. Los compuestos complejos formados se relacionan con algunas aplicaciones que los mismos pueden llegar a tener y se pretende generalizar que para el índice de coordinación 6 corresponde una simetría octaédrica, mientras que en el índice de coordinación 4 son posibles tanto una geometría tetraédrica como plano cuadrada. EXPERIENCIA: 1) COMPLEJOS DE METALES EN ESTADO DE OXIDACIÓN (+I): En un tubo de ensayo colocar 1 ml de disolución de sulfato de cobre (II) y adicionar gotas de disolución de yoduro de potasio hasta la formación de un precipitado. Adicionar gotas de ácido sulfúrico diluido y disolución de sulfito de sodio. Calentar sin llegar a ebullición, dejar enfriar y desechar el sobrenadante. Observar los cambios ocurridos considerando especialmente el color de la sal precipitada y el de la solución sobrenadante y justificar adecuadamente. Dividir el precipitado anteriormente obtenido, en dos tubos de vidrio. Adicionar a uno de ellos gotas de amoniaco concentrado y agitar hasta disolver el precipitado. Adicionar al restante gotas de disolución de cianuro de potasio y agitar. Observar los cambios experimentados e interpretar mediante reacciones adecuadas y justificar. EXPERIENCIA: 2) COMPLEJOS DE METALES EN ESTADO DE OXIDACIÓN (+III): a) A 10 gotas de solución de nitrato férrico adicionar 2­3 gotas de solución de hexaciano ferrato (II) de potasio. Interpretar el cambio mediante una ecuación química. ¿cuál es la denominación común de este precipitado? b) A 10 gotas de una solución de sal férrica (FeCl3) adicionar una o dos gotas de disolución diluida de tiocianato de potasio. Observar y justificar el cambio. Repetir el ensayo pero usando sal ferrosa. Explicar. c) Caliente una solución de alumbre de cromo. Interpretar con reacciones adecuadas. d) A 20 gotas de una solución de nitrato férrico agregue 2­3 gotas de ácido clorhídrico concentrado. Interpretar con reacciones adecuadas.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 27 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 e) A 20 gotas de una solución de nitrato férrico agregue gotas de hidróxido de sodio concentrado. Interpretar con reacciones adecuadas. f) Identificación de nitratos: En un tubo de ensayo colocar disolución de nitrato de potasio, agregar 1­2 ml de ácido sulfúrico comercial. Adicionar luego por las paredes del tubo, y lentamente, disolución de sulfato ferroso hasta formas dos fases. Interpretar con reacciones adecuadas.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 28 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO COMPLEJOS III (Continuación del TP de COMPLEJOS II) COMPLEJOS DE METALES EN ESTADO DE OXIDACIÓN (+II): EXPERIENCIA: Realice en tubos de vidrio las experiencias siguientes, formule las ecuaciones correspondientes: a) A 20 gotas de ácido clorhídrico comercial adicionar gota a gota disolución de sulfato de cobre (II). Observar los cambios ocurridos con el agregado de la solución de cobre (II) y agitar. Justificar con reacciones químicas los cambios observados y analice con los datos termodinamicos suministrados. b) A 20 gotas de amoniaco concentrado agregue 10 gotas de sulfato de níquel (II). Observe y agregue cuidadosamente gotas solución de sulfato de cobre. EXPERIENCIA: a) En un tubo de vidrio adicionar 20 gotas de una disolución de sal ferrosa y gotas de hexaciano ferrato (III) de potasio. Interpretar el cambio observado. ¿Cuál es la designación de este precipitado? b) Obtención de Tinta Invisible: En un tubo de ensayo agregar gota a gota ácido clorhídrico comercial a una solución de sulfato de cobalto (II) hasta ligero cambio de color. Calentar luego el tubo y finalmente dejar enfriar. Una vez frío realizar algunos trazos sobre un papel absorbente, dejar secar al aire y una vez seco calentar suavemente el papel con la llama de un mechero. Interpretar. c) Obtención de la Sal de Fischer: A 20 gotas de una solución de sal de cobalto (II) añadir 25 gotas de solución de nitrito de potasio (conc.) y 10 gotas de ácido acético. Agitar, esperar unos minutos y observar. Interpretar y justificar. d) A 5 gotas de una solución de níquel (II) agregar 4­5 gotas de hidróxido de sodio, luego acidificar con gotas de ácido acético y finalmente agregar gotas de dimetilglioxima. Interpretar. e) Obtención de yoduro mercurioso: A 5 gotas de nitrato mercurioso 0,2 M añadir 2 a 3 gotas de yoduro de potasio. Seguir agregando solución de ioduro de potasio hasta que desaparezca el precipitado amarillo formado inicialmente y quede una suspensión grisácea. Describir lo observado e interpretar mediante reacciones adecuadas y justificar con los datos correspondientes. f) Obtención del Reactivo de Nessler: El tetrayodomercuriato en medio alcalino es el reactivo de Nessler que se utiliza para identificar amoniaco ya que reacciona con éste formando un compuesto complejo poco soluble, color castaño anaranjado: Tratar 20 gotas de disolución de cloruro mercúrico con gotas de disolución de yoduro de potasio hasta lograr exceso de reactivo. Alcalinizar la solución obtenida con gotas de hidróxido de sodio 6M; agregar al reactivo así preparado una gota de disolución de amoniaco diluido. Describir lo ocurrido y justificar adecuadamente.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 29 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 CUESTIONARIO 1­ ¿Qué finalidad tiene el agregado de una disolución de sulfito de sodio y gotas de ácido sulfúrico diluido, luego de precipitado el ioduro cuproso? 2­ En base a las experiencias realizadas, ¿cómo podrían conservarse las disoluciones cuprosas? Justificar con las ecuaciones correspondientes. 3­ Analizar si será posible solubilizar Ag IO3 mediante el agregado de una disolución de Na2S2O3. Justificar con datos termodinámicos correspondientes. 4­ La oxidación por el aire de carbonato de cobalto (II) en presencia de cloruro amónico acuoso da un cloruro salino de color rosa que tiene una relación 4NH3xCo. Al añadir ácido clorhídrico concentrado a la solución de esta sal, se desprende rápidamente un gas y la solución se torna violeta al calentarla. Escribir ajustadas las ecuaciones correspondientes a las transformaciones que se producen después de la oxidación, justificando donde sea posible. 5­ Calcular la solubilidad del AgCl(s), expresada en moles/litro, en una disolución de NH3 0,1 M.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 30 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 SEGUNDA PARTE:
·QUÍMICA DE LOS ELEMENTOS DEL BLOQUE “p”
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 31 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO CARBONO OBJETIVOS ü Estudiar algunas de las propiedades químicas y físicas de los elementos integrantes de la familia del carbono: Carbono, Silicio, Estaño y Plomo, en relación a sus diferentes estados de oxidación. A. CARBONO INTRODUCCIÓN Las tres formas de carbono elemental existentes en la naturaleza (diamante, grafito y carbono amorfo) son sólidos con puntos de fusión extremadamente altos, e insolubles en todos los disolventes a temperaturas ordinarias. Las propiedades físicas de las tres formas difieren considerablemente a causa de las diferencias en su estructura cristalina. A temperaturas normales, el carbono se caracteriza por su baja reactividad. A altas temperaturas, reacciona directamente con la mayoría de los metales formando carburos, y con el oxígeno formando monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2). El carbono forma también compuestos con la mayoría de los elementos no metálicos. EXPERIENCIA: 1.­ Características del carbono en estado de oxidación 0: 1.1­ Poder reductor del carbono: Mezcle en un mortero íntimamente cantidades pequeñas y aproximadamente iguales de óxido de cobre (II) y carbón. Coloque la mezcla en un tubo con tapa plástica atravesada por un tip y caño plástico. Sumerja el extremo en una solución de hidróxido de calcio (agua de cal) contenida en un tubo de ensayo. Caliente la mezcla, comenzando suavemente y durante 5 minutos. Deje enfriar y vuelque el sólido para examinarlo y detectar los cambios ocurridos. Observar además lo ocurrido con el tubo conteniendo agua de cal. a) Describa los cambios ocurridos en ambos tubos. b) Interprete y justifique las reacciones en ambos tubos. c) ¿Por qué, siendo la reacción exotérmica, necesita un aporte inicial de calor? 1.2­ Poder decolorante del carbono: En un tubo de vidrio colocar aproximadamente 3 ml de solución de eosina, luego una pequeña cantidad de carbón activado, agitar . Dejar decantar, observar y explicar.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 32 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 EXPERIENCIA: 2.­ Conducta del carbono en estado de oxidación IV: Reacción ácido base de los carbonatos y bicarbonatos alcalinos: En sendos tubos de vidrio coloque 15 gotas de disoluciones de carbonato y bicarbonato de sodio y agregue a cada uno gotas de fenolftaleína. Interprete las reacciones de las soluciones ensayadas. B. SILICIO INTRODUCCIÓN El HF disuelve el vidrio, lo que lo hace útil para su grabado; ejemplos de ello son las divisiones de los termómetros y los dibujos grabados en vajillas y cerámicas. Otro compuesto del flúor, el ácido hidrofluorsilícico, reacciona con el sodio y el potasio formando sales llamadas fluorsilicatos o silicofluoruros. El silicio también es atacado por los ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico, aunque el dióxido de silicio formado inhibe la reacción. También se disuelve en hidróxido de sodio, formando silicato de sodio y gas hidrógeno. A temperaturas ordinarias el silicio es insensible al aire, pero a temperaturas elevadas reacciona con el oxígeno formando una capa de sílice que impide el posterior ataque. A altas temperaturas reacciona también con nitrógeno y cloro formando nitruro de silicio y cloruro de silicio respectivamente. EXPERIENCIA: 1.­ Conducta del silicio en estado de oxidación IV: Crecimiento de cristales de silicatos insolubles: En un vaso de precipitado vierta solución diluida (densidad aprox. 1,20) de silicato de sodio hasta alcanzar una profundidad de unos 7 cm. Coloque en el seno del líquido cristales de cloruro de cobalto (II), cloruro de cobre (II), cloruro de níquel (II), sulfato de níquel (II), acetato de plomo (II) y cloruro de hierro (III). Observar el crecimiento y la forma de los nuevos cristales que aparecen en la solución. Interprete los cambios químicos. ¿Qué industrias importantes se basan en los silicatos? 1.1­ Grabado de vidrio: Recubra la superficie de un vidrio reloj (o de cualquier otro vidrio) con cera o parafina, para lo cual puede calentarse suavemente el vidrio y frotar después con un pedazo de cera. Deje enfriar y con un objeto agudo, grabe en la película de cera algunos caracteres. Prepare un Baño María hirviente con un cristalizador y agua a ebullición. En un crisol de plomo coloque fluoruro de sodio o fluoruro de calcio y agregue algunos mililitros de ácido sulfúrico comercial; tápelo con el vidrio con la cara recubierta hacia abajo e introdúzcalo en el Baño, colocando agua sobre el vidrio para que actúe como refrigerante y luego espere 20 minutos manteniendo el baño cercano a la ebullición. El fluoruro de hidrógeno que se desprende es tóxico, razón por la cual una vez suspendido el calentamiento vierta agua en el crisol y arroje todo el contenido a la pileta. Quite la parafina del vidrio y observe. a) Justifique la reacción que se produce en el crisol. b) Describa mediante ecuaciones químicas las reacciones posibles entre el ácido fluorhídrico y el vidrio. c) ¿Qué utilidades tienen estas últimas reacciones? d) ¿Por qué el H2SO4 no destruye en el crisol de plomo a pesar de que los potenciales de los pares son favorables?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 33 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 B. ESTAÑO y PLOMO INTRODUCCIÓN El estaño es muy dúctil y maleable a 100 °C de temperatura y es atacado por los ácidos fuertes. Ordinariamente es un metal blanco plateado, pero a temperaturas por debajo de los 13 °C se transforma a menudo en una forma alotrópica (claramente distinta) conocida como estaño gris, que es un polvo amorfo de color grisáceo con una densidad relativa de 5,75. El Plomo es un metal blando, maleable y dúctil. El plomo reacciona con el ácido nítrico, pero a temperatura ambiente apenas le afectan los ácidos sulfúrico y clorhídrico. En presencia de aire, reacciona lentamente con el agua formando hidróxido de plomo, que es ligeramente soluble. Los compuestos solubles de plomo son venenosos. EXPERIENCIA: 1.­ Estado de oxidación +II: Conducta del estaño en estado de oxidación +II: En un tubo de vidrio colocar 5 gotas de cloruro mercúrico y agregar 15 gotas de cloruro de estaño (II). Observar, interpretar y justificar los cambios producidos. 2.­ Estado de oxidación +IV: Conducta del plomo en estado de oxidación +IV : Colocar una punta de espátula de bióxido de plomo en un tubo de vidrio, agregar HCl conc. Observar lo ocurrido. Justificar.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 34 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO NITRÓGENO Y FÓSFORO DESARROLLADO MEDIANTE CD MULTIMEDIA. CONSULTA CON TU DOCENTE LA MANERA DE ACCEDER AL MISMO.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 35 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO AZUFRE OBJETIVOS ü Verificar algunas propiedades físicas y químicas de compuestos del azufre en sus diferentes estados de oxidación. CONOCIMIENTOS PREVIOS ü Compuestos y comportamientos químicos del azufre en sus diferentes estados de oxidación. ü Nomenclatura. Solubilidad. Equilibrio químico. Reacciones de óxido­reducción. Termoquímica. Reacciones y predicción de conducta ácido­base. Normas de seguridad en el laboratorio. MATERIALES DE LABORATORIO Y REACTIVOS DISPONIBLES ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ tubos de ensayo tubos de Kahn anza mechero equipo generador de gases en microescala: frasco, tapón de goma con tubo de silicona y jeringa policubeta pipetas vidrio de reloj azufre en polvo sulfuro ferroso sólido (pirita) mezcla azufre – hierro en polvo indicador ácido – base solución de KMnO4 solución de CdSO4 HCl 6 M solución de Na2S2O3 engrudo de almidón solución de KI3 sulfito de sodio sólido solución de SH2(d) solución de K2Cr2O7 soluciones ácido sulfúrico diluido y concentrado. ácido sulfúrico comercial azúcar Al(s) y Mg(s)
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 36 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 ESTADO DE OXIDACIÓN ( 0 ) INTRODUCCIÓN Cuando se calienta S(s) en presencia de aire u oxígeno, el mismo arde formando óxidos. Actividad Nº 1: a­ Proponga un procedimiento para verificar este comportamiento. b­ Discutir, en función de los cambios observados, justificando los mismos termodinámicamente. ESTADO DE OXIDACIÓN ( ­II ) INTRODUCCIÓN El H2S es un gas extremadamente venenoso, superando en este aspecto al HCN, incoloro, poco soluble en agua. Por su olor característico es detectable a concentraciones muy bajas. A concentraciones más elevadas provoca parálisis de los nervios respiratorios dejando de percibirse el olor característico acusándose en su lugar un aroma dulzón. El H2S(g) al igual que el CO2 (g) es más denso que el aire, por lo que tiende a acumularse cerca del suelo. Actividad Nº 2: NOTA: Se recomienda realizar estas actividades bajo campana o en ambientes bien ventilados. a) a.1­ ¿Puede obtenerse sulfuro de hidrógeno a partir de la reacción entre el sulfuro de hierro y el ácido clorhídrico?. Escribir la ecuación química correspondiente. a.2­ Diseñe un procedimiento para realizar esta experiencia con los reactivos y materiales de que dispone en la mesada del laboratorio. a.3­ Durante la obtención del sulfuro de hidrógeno ¿ Puede percibirse algún olor?. Si es así ¿a qué cree que se debe? a.4­ El función de lo realizado, corrobore la primer pregunta propuesta. b) (Se puede hacer en policubetas o tubos de hemolisis) b.1­ ¿Qué conducta química verifica si el gas obtenido en la experiencia anterior se burbujea en: ­ H2O + indicador ácido­base ( hacer dos tubos) ­ solución de KMnO4 + 1 gota de H2SO4 diluído ­ Solución de CdSO4 ­ Tubo con agua (para ensayo posterior con SO2) b.2­ Representar mediante equilibrios químicos las transformaciones observadas, indicando los cambios macroscópicos. c) Discutir para cada una de las actividades realizadas en a) y b), la justificación termodinámica correspondiente. d) Diluir las soluciones y desechar.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 37 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 ESTADO DE OXIDACIÓN (+II): INTRODUCCIÓN El ion tiosulfato puede obtenerse cuando se hierve azufre con una solución que contiene iones sulfitos, según la siguiente reacción: S(s) + SO3 2­ D S2O3 2­ Actividad Nº 3 a) a.1­ Discutir la posibilidad de poder revertir el equilibrio anterior mediante el agregado de ácido clorhídrico concentrado. Escriba la ecuación química y concluya en función del análisis termodinámico. En un tubo de vidrio conteniendo 10 gotas de solución de Na2S2O3, agregar 3 gotas de HCl 6 M. a.2­ Verifique los cambios macroscópicos ocurridos al comprobar experimentalmente el problema Nº 4 de la clase de coloquio, tenga en cuenta que en la mesada del laboratorio dispone de una solución de triyoduro de potasio. Discutir la justificación termodinámica correspondiente. a.3­ Diluir las soluciones y desechar. ESTADO DE OXIDACIÓN (+IV): INTRODUCCIÓN Las especies más importantes de este estado de oxidación son el SO2 y los sulfitos. El dióxido de azufre es extremadamente venenoso. Cuando se realiza su obtención, la misma debe realizarse en un ambiente bien ventilado. Si alguien tiene dificultad para respirar, debe ser llevado a un área con aire fresco. Si la dificultad continua, debe recibir O2(g). Actividad Nº 4 a) a.1­ ¿Puede obtenerse en el laboratorio el dióxido de azufre por reacción entre el ácido clorhídrico con sulfito de sodio sólido? Escribir la ecuación química correspondiente. a.2­ Diseña un procedimiento para realizar esta experiencia con los reactivos y materiales de que dispones en la mesada del laboratorio. a.3­ Durante la obtención del dióxido de azufre ¿ Puede percibirse algún olor?. a.4­ En función de lo realizado, corrobora la primer pregunta propuesta. b) b.1­ ¿Qué conducta química verifica si el gas obtenido en la experiencia a) se burbujea en: ­ agua + gotas de indicador ácido –base ­ Solución de SH2 (d) ­ Solución de K 2Cr2O7 b.2­ Representar mediante equilibrios químicos las transformaciones observadas, indicando los cambios macroscópicos. c) Discutir para cada una de las actividades realizadas en a) y b), la justificación termodinámica correspondiente.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 38 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 ESTADO DE OXIDACIÓN (+VI) : INTRODUCCIÓN Comúnmente el ácido sulfúrico se dispone en forma de solución acuosa, incolora, corrosiva, viscosa y concentrada (98% ­18 M), se comporta como un ácido fuerte en su primera disociación con una elevada Ka1 y como débil con una Ka2 =1,26.10 ­3 . Además, es un poderoso agente deshidratante y en su forma concentrada, un buen agente oxidante. Actividad Nº 5 a) a.1­ Investigue acerca del poder deshidratante del ácido sulfúrico sobre la materia orgánica, y plantee un procedimiento para su verificación a.2­ Represente mediante equilibrios químicos, las transformaciones observadas en la actividad anterior, indicando los cambios macroscópicos. b) b.1­ Comprobar los efectos producidos por el ácido sulfúrico diluido y concentrado sobre granallas de los siguientes metales: Mg, Al y Cu. Realiza estos experimentos en frío, de no verificarse reacción, repítelo en caliente. b.2­ Representar mediante equilibrios químicos, las transformaciones observadas en la actividad anterior, indicando los cambios macroscópicos. c) Discutir para cada una de las actividades realizadas en a) y b), la justificación termodinámica correspondiente. d) Diluir las soluciones y desechar. CUESTIONARIO 1­ a) ¿Por qué es necesario calentar la mezcla estequiométrica S­Fe para obtener SFe a pesar de que esta reacción transcurre con un DH = ­ 23,06 Kcal/mol ? b) ¿Cómo puede obtener SH2(g) a partir de S 3Al2? Escribir la ecuación correspondiente y justificar. ¿Cómo prepararía S3Al2? 2­ El SH2(g) reacciona frente a oxidantes fuertes (K2Cr2O7, KMnO4) o débiles (FeCl3), dando en todos los casos azufre como producto final. Explique este comportamiento. 3­ Comparar el poder reductor de disolución de H2S(g) , NaSH ,y Na2S. 4­ ¿Cuál es el valor máximo que debe tener el Ks de un SM para que se lo considere insoluble a pH = 2 en una solución saturada de SH2(g) ? Considere que la concentración de SH2(g) es 0.1M y que la solución final es 10 ­5 M en la concentración de ion metálico. 5­ ¿Qué volumen de una solución de Na2S 2O3 0.2 M se necesitará para que reaccione completamente con 1 g de yodo? ¿Qué utilidad analítica presenta esta reacción? 6­ Indique qué reacción ocurre cuando se hace burbujear Cl 2(g) en una solución de Na2S2O3. Justificar. 7­ Si se hacen reaccionar disoluciones de NaCO3H y SO2 en cantidades equimoleculares: ¿Qué productos se obtendrán? Fundamentar la respuesta con los datos termodinámicos correspondientes. 8­ Comparar el carácter redox de soluciones de SO2 y Na2SO3. 9­ ¿ Qué otros métodos, además del utilizado en el laboratorio, se usan para obtener SO2 ? 10­ Explique la acción que la lluvia ácida ejerce sobre la agricultura y la erosión de los suelos calcáreos. ¿Cuál es el principal componente que ocasiona este efecto? 11­ Si se dispone de una disolución de H2SO4 cuya d = 1,2185 g/ml. ¿Cómo procedería para preparar 250 ml de una disolución de 0,05 M?
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 39 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 TRABAJO PRÁCTICO HALÓGENOS OBJETIVOS ü Obtener cloro. ü Verificar algunas propiedades físicas y químicas de los halógenos y sus compuestos. INTRODUCCIÓN El cloro se puede obtener en el laboratorio por los siguientes métodos: ü Electrólisis de soluciones de cloruro de sodio con diafragma utilizando como ánodo grafito. ü Electrólisis de cloruro de sodio fundido. ü Oxidación de cloruros con permanganato de potasio en medio ácido o con óxido de manganeso (IV) sólido. Este último proceso es la forma más común para obtener una corriente de cloro en el laboratorio.. Por el elevado poder oxidante, el cloro es capaz de desplazar al bromo y al yodo de soluciones de bromuros y yoduros. Debido a esta misma propiedad, el cloro es utilizado a nivel industrial, para el tratamiento de papel, pulpa de madera y aguas de consumo. El cloro es un gas tóxico y por lo tanto debe evitarse su presencia en la atmósfera. EXPERIENCIA: Armado el equipo de acuerdo al esquema, se pesan aproximadamente 2 gramos de óxido de manganeso (IV) y se introduce en el interior del kitasato; se coloca en la ampolla de decantación, el volumen de ácido clorhídrico comercial calculado, en base a la estequiometría de la reacción más un exceso de 5 ml aproximadamente. Previamente debe observarse el perfecto funcionamiento de la ampolla de decantación. Se colocan en los frascos lavadores las disoluciones de bromuro y yoduro de potasio en un volumen tal que sobrepase en alrededor de 1 cm el tubo de desprendimiento y en kitasato conectado a la trompa de vacío, la solución de hidróxido de sodio al 10% en volumen. Adicionar 1 ml de tetracloruro de carbono al frasco lavador que contiene la solución de bromuro de potasio. Verificado el correcto ajuste del equipo, se abre la ampolla de decantación de modo que caigan 6­8 gotas de ácido clorhídrico concentrado por minuto. Se regula con la trampa de vacío, de modo que pasen por los frascos lavadores dos burbujas de cloro por segundo, aproximadamente. Si es necesario, calentar suavemente para iniciar la reacción. Luego de agregado todo el volumen de ácido clorhídrico y habiéndose aclarado la solución del frasco lavador conteniendo yoduro de potasio, seguir burbujeando aproximadamente 10 minutos. Agregar con la ampolla de decantación 15 ml de hidróxido de sodio concentrado y dejarlos caer sobre la mezcla contenida en el kitasato; proseguir el burbujeo unos minutos más y luego proceder a desarmar el equipo cuidadosamente.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 40 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 OBTENCIÓN DE LOS HALÓGENOS POR REACCIÓN DE LOS HALOGENATOS Y HALUROS EN MEDIO ÁCIDO. PROPIEDADES. EXPERIENCIA: A 20 gotas de agua contenida en un tubo de vidrio agregar 5 gotas de solución de bromato de potasio y 5 gotas de solución de bromuro de potasio, 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado y 5 gotas de tetracloruro de carbono. Agitar vigorosamente y observar el color que adquiere la capa de tetracloruro de carbono. CARÁCTER ACIDO­BASE DE LAS OXOSALES EXPERIENCIA: Colocar en tres tubos de vidrio 10 gotas aproximadamente de disoluciones 0.1 M de NaBrO, NaBrO3 y NaBrO4. Adicionar 1 o 2 gotas de indicador ácido­base. Interpretar y justificar lo observado en cada caso.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 41 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 IDENTIFICACIÓN DE CLORATOS, BROMATOS Y YODATOS EXPERIENCIA: A dos baterías de3 tubos de vidrio conteniendo 10 gotas de soluciones de clorato, bromato y yodato de potasio, respectivamente, agregar: Bateria 1: 3 a 4 gotas de solución de cloruro de bario. Bateria 2: 3 a 4 gotas de solución de nitrato de plata. CÁLCULOS Y RESULTADOS En todos los casos describir lo observado y justificarlo según corresponda con P.N.R. y/o constante de equilibrio. ELECTROLISIS DE UNA DISOLUCION ACUOSA DE IODURO DE POTASIO Prepara el equipo según el esquema. Colocar suficiente solución de ioduro de potasio como para que el tubo en U quede lleno hasta sus tres cuatas partes. Conectar los electrodos a la fuente suminstrada por el docente y dejar pasar la corriente por espacio de 15 minutos. Desconectar de la fuente y observar los cambios macroscópicos. EXPERIENCIAS: ZONA ANODICA: Retirar de la zona anódica mediante el uso de una pipeta unos cuatro ml del líquido pardo oscuro y distribuir en tres tubos de vidrio aproximadamente 20 gotas en cada uno 2 ­ a ) Al primero agregar 10 gotas de tetracloruro de carbono, tapar con tapón y agitar enérgicamente. Dejar decantar y observar el color de ambas fases. Justificar con ecuaciones y potenciales el producto obtenido. 2 ­ b) En otro tubo agregar 10 gotas de líquido oscuro mas 10 gotas de agua destilada, agregar gotas de engrudo de almidón y luego agregar 5 a 10 gotas de solución de tiosulfato de sodio. Observar y justificar. 2 ­ c) Al tercer tubo agregar 20 gotas del liquido oscuro y luego, gota a gota, hidróxido de sodio concentrado y observar. Justificar. ZONA CATODICA Retirar con pipeta cuatro ml aproximadamente de la solución que rodea al cátodo y distribuir en dos tubos de vidrio 2 ­ d) A uno de ellos agregar 10 gotas del liquido claro mas gotas de indicador universal. Justificar con reacciones. 2 ­ e) Agregar 10 gotas del líquido claro mas 5 gotas de tetracloruro de carbono y gota a gota cloruro de hierro (III) agitando permanentemente. Justificar.
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL | FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 42 Departamento de Química General e Inorgánica ‐ Cátedra de Química Inorgánica Guía de Trabajos Prácticos ‐ 2012 CUESTIONARIO 1 ­ Escribir la reacción producida entre el bióxido de manganeso (sólido) y el ácido clorhídrico. Balancear por el método ion­electrón y calcular el P.N. ¿Por qué es necesario calentar el sistema reaccionante? 2 ­ a) Describa y explique los cambios macroscópicos observados en los frascos lavadores que contienen soluciones de bromuro y yoduro de potasio a medida que pasa la corriente de cloro gaseoso. b) Escriba las ecuaciones químicas correspondientes con sus respectivos P.N. 3 ­ ¿Es posible obtener I2(sólido) si se trata una solución de yoduro de potasio con Br2? 4 ­ Plantear la reacción ocurrida en el kitasato con hidróxido de sodio. ¿Por qué se usa hidróxido de sodio para eliminar el excedente de cloro gaseoso? 5 ­ ¿Qué aplicación analítica tiene la reacción entre el I2 y el tiosulfato de sodio? Escribir la ecuación correspondiente y balancearla por el método ion­electrón. 6 ­ Se dispone de una disolución 0.2 M en iones Ca 2+ y Ba 2+ . a) ¿Cúantos gramos de Iodato de Potasio se podrán agregar sin que ocurra precipitación? b) ¿Quién precipitará primero? 7 ­ Teniendo en cuenta la desproporción del cloro gas en agua, calcular la presión parcial de dicho gas que se debe mantener en un recipiente para que el pH sea igual a 1.52.
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