1 universidad autónoma de madrid facultad de ciencias
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Universidad Autónoma de Madrid Facultad de Ciencias
Departamento de Química Inorgánica
EXPERIMENTACIÓN EN SÍNTESIS INORGÁNICA.
Segundo curso
INDICE
Normas generales para el trabajo en el laboratorio 3
1.- Obtención de elementos
- Aluminotermia del Fe 5- Cloro, Bromo y Yodo 7
2.- Obtención de haluros metálicos y no metálicos
- Cloruro de Cu(I) 9- Tricloruro de Fe(III) 11- Tetrayoduro de Sn(IV) 14
3.- Obtención de óxidos, peróxidos e hidróxidos
- Oxido de Cu(I) 16- Hidróxido de Cu(II) 18- Hidróxido de Al(III) 20- Pentóxido de diyodo 22
4.- Obtención de oxoácidos y oxosales
- Acido nítrico 24- Nitrato de Pb(II) 26- Acido bórico 28- Permanganato potásico 30
5.- Obtención de compuestos de coordinación
- Cloruro de hexaamin níquel(II) 32- Trioxalato ferrato(III) de potasio 34- Trisacetilacetonato de Mn(III) 36
6.- Obtención de sales dobles
- Sulfato doble de Ni(II) y amonio 38- Sulfato doble de Fe(II) y amonio 40- Sulfato doble de Cr(III) y potasio 41
Bibliografía 42
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NORMAS GENERALES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO
1.- En el laboratorio es absolutamente necesario el uso de bata, guantes y gafas de seguridad en todo momento.
2.- Antes de realizar cualquier práctica es necesario consultar las fichas de seguridad y leer cuidadosamente las frases de riesgo y seguridad de los recipientes correspondientes.
3.- Comunique al Profesor inmediatamente cualquier salpicadura, rotura o accidente en general, por leve que éste le parezca para, en su caso, tomar las medidas procedentes.
4.- Antes de comenzar una experiencia, el alumno debe estudiar detenidamente los pasos para su realización y conocer exactamente los peligros que implican las diferentes operaciones, así como qué tendría que hacer en caso de accidente.
5.- El alumno no deberá iniciar la realización del experimento antes de tener la autorización del Profesor, a quien, por otra parte, deberá hacer aquellas preguntas referentes a cualquier duda relativa al desarrollo de la experiencia.
6.- El alumno utilizará su cuaderno de laboratorio para anotar todo el desarrollo experimental de la práctica, con los correspondientes ensayos complementarios, indicando los experimentos, observaciones y cálculos realizados. El cuaderno incluirá la fecha y deberá rellenarse inmediatamente, según se va realizando cada experimento.
7.- Al finalizar la sesión diaria en el laboratorio, el alumno está obligado a dejar su puesto de trabajo y el material perfectamente recogido.
8.- Al finalizar cada práctica, el alumno entregará al Profesor las respuestas a los ensayos complementarios y cuestiones que aparecen al final de los guiones.
9.- El alumno no debe tirar por la pila nada sin permiso del Profesor y se utilizará el sistema de recogida de residuos existente en el laboratorio.
10.- Para evitar posible contaminación, el alumno jamás volverá a introducir las sustancias químicas sobrantes en los frascos.
11.- Mantener las balanzas limpias. No colocar las sustancias químicas directamente sobre los platillos de las balanzas, poner primero un pequeño recipiente perfectamente seco y limpio (pesasustancias o vidrio de reloj) o un papel de filtro. Nunca debe pesarse un objeto mientras esté caliente.
12.- El alumno no debe acercar la cara al extremo abierto de un tubo de ensayo cuando su contenido se está calentando o cuando se está realizando una reacción.
13.- Nunca deben realizar experimentos sin autorización.
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14.- No se debe aplicar la llama directa a un recipiente con material volátil o inflamable.
15.- Aquellas experiencias que incluyan desprendimiento de gases nocivos o manipulación de sustancias volátiles peligrosas, deberán realizarse en vitrina.
MÉTODO DOCENTE
Esta asignatura se imparte en sesiones de 4 horas diarias durante 14 días que se desarrollan en tres semanas no consecutivas. Constan de clases prácticas de laboratorio en las que se realizarán diversas experiencias de síntesis inorgánica. Las prácticas a realizar se acompañan de un guión en el que recoge una breve introducción básica, que los alumnos deben completar con la bibliografía recomendada, el procedimiento experimental de la misma y una serie de ensayos químicos y cuestiones que complementan el experimento.
El alumno antes de realizar la práctica deberá conocer sus fundamentos teóricos y el método experimental a seguir y el profesor explicará aspectos relevantes a tener en cuenta y realizará preguntas para determinar el grado de comprensión del experimento.
El alumno deberá anotar todo lo realizado en su cuaderno de laboratorio y al finalizar cada práctica entregará un resumen que recogerá los resultados obtenidos, interpretación de los ensayos complementarios y las respuestas a las cuestiones formuladas en la práctica.
EVALUACIÓN.
Se realzará según los siguientes criterios:
El 60% de la nota final se basa en la evaluación continua del trabajo en el laboratorio hecho por el alumno, teniendo en cuenta el aprendizaje, dedicación y resultados obtenidos, y la elaboración del cuaderno de laboratorio.
El 30% corresponde a un examen escrito relacionado con las experiencias realizadas en el laboratorio. Para aprobar la asignatura es necesario obtener como mínimo 5 puntos en este examen.
El 10% restante corresponde a la calificación de los guiones entregados.
La asistencia al laboratorio es obligatoria.
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OBTENCION DE HIERRO POR ALUMINOTERMIA
Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3
Introducción
La reducción con aluminio a alta temperatura de un óxido metálico (aluminotermia) es uno de los procesos más utilizados para la obtención de metales. A nivel industrial, el mineral usado para la obtención del metal correspondiente (mena) se encuentra en la naturaleza mezclado con constituyentes de rocas (ganga), por tanto en esta reacción es necesario añadir un fundente que facilite la formación de escorias para separar la ganga del metal puro, esto ocurre en la obtención de hierro en el alto horno.
Reactivos
- Oxido de hierro(III), Fe2O3
- Cinta de magnesio lijada- Peróxido de bario, BaO2. - Azufre elemental- Aluminio (polvo)- HCl 2M- NaOH 2M Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad.
Experimental
En un crisol de hierro limpio, se colocan 10 g de óxido de hierro(III) y se secan en la estufa durante una hora. Si no se puede realizar la aluminotermia el mismo día, el Fe2O3
se debe dejar en un desecador.El Fe2O3 pulverizado y frio se mezcla íntimamente con 6 g de Al. En un crisol de
arcilla se distribuyen los diferentes reactivos en la forma que se indica en la figura: en el fondo del crisol 1gr. de peróxido de bario , después la mezcla del óxido con el aluminio , que se cubre posteriormente con una capa de azufre . En el centro del crisol se introduce una cinta de magnesio lijada, que sirve de mecha , con unas hendiduras para prenderla mejor. Alrededor de esta mecha se coloca 1 gr.de peróxido de bario.
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NOTA: Para encender la aluminotermia se avisa al profesor, la reacción se realiza en la terraza.
Se sitúa el crisol en un recipiente mayor con arena y se prende la cinta de magnesio, con lo que se producirá una enérgica reacción (permanecer alejado).
Una vez terminada la reacción y antes de que se enfríe, se golpea el fondo del crisol para reunir todo el Fe formado en el fondo. Una vez enfriado totalmente, se rompe el crisol separando el metal formado (régulo) de la escoria.El régulo se lava y se pesa para calcular el rendimiento.
Ensayos complementarios
1. Poner el régulo en un vaso de 50 ml y añadir 10 ml de ClH 2M. Describe el proceso que tiene lugar y formula la reacción.
2. Una vez lavado el régulo con agua repetir el experimento añadiendo 10 ml de NaOH 2M.
Cuestiones
1. Explica la función de cada uno de los reactivos utilizados.2. Interpreta los fenómenos observados durante la realización de la práctica .3. ¿Por qué es necesario calentar el Fe2O3 antes de llevar a cabo la aluminotermia4. Los diagramas de Ellingham , representan la variación de energía libre de
formación de óxidos en función de la temperatura. ¿Este procedimiento de obtención de hierro es termodinámicamente posible?. Justificar la respuesta utilizando estos diagramas.
5. Según estos diagramas indicar qué otros metales se pueden obtener por reducción con aluminio a alta temperatura, señalando los criterios que utilizas para su selección.
6. Comentar cuáles son los reductores de los óxidos de hierro en el proceso de la obtención industrial de hierro en un alto horno.
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OBTENCION DE Cl2, Br2 y I2
Introducción
La química de los halógenos está marcada por su configuración electrónica ns2np5. Existen todos en forma de moléculas diatómicas, pero a pesar de ello presentan gran reactividad y en la naturaleza existen combinados con una gran variedad de elementos.
La reactividad química disminuye uniformemente desde el cloro al yodo especialmente frente al H2, fósforo, azufre y la mayoría de los elementos metálicos.
Los halógenos son tóxicos. El cloro es un gas amarillo-verdoso muy sofocante. El bromo es un líquido oscuro muy volátil y el yodo es un sólido violeta sublimable.
Reactivos - KMnO4 (20 g). - HCl (50 cm3). - KBr y KI-KIO3
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad: Cl2, Br2, son muy tóxicos.
Síntesis de Cl2:
2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 + 2KCl
En una vitrina se monta el aparato de la figura. Gotear lentamente 50 cm3 de HCl concentrado sobre 5 g de permanganato potásico sólido.
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20 g KMnO4
KBr KI NaOH
50 cm3 HCl
Síntesis de Br2:
2KBr + Cl2 Br2 + 2KCl
En un frasco lavador introducir una disolución, 2 g, de KBr en 20 cm3 de agua y burbujear una corriente de cloro obtenida de acuerdo con el apartado anterior. Observar y explicar los cambios producidos.
Síntesis de I2
Método a: 2KI + Cl2 I2 + 2KCl
En un frasco lavador introducir una disolución de 2 g de KI en 20 cm3 de agua y burbujear una corriente de cloro. Observar y explicar los cambios producidos.
Método b: 5I- + IO3- 3I2 + 3H2O
Sobre una disolución de 0,6 g de KIO3 en 10 cm3 de agua, en un vaso de precipitados añadir 1 cm3 de ácido sulfúrico concentrado. A continuación adicionar lentamente y con agitación una disolución de 2 g de IK en 10 cm3 de agua. Filtrar el yodo resultante.
Ensayos complementarios
1. Añadir una disolución acuosa saturada de KI al frasco lavador que contiene el Br2 formado. Escribe la reacción que ha tenido lugar.
2. En un vaso de precipitados de 50 cm3, preparar una disolución de 0,3 g de KIO3 en 5
cm3 de agua y añadir 0.5 cm3 de ácido sulfúrico concentrado. A continuación adicionar lentamente y con agitación una disolución de 1 g de IK en 5 cm3 de agua. Explica lo observado ajustando la reacción que ha tenido lugar.
3. Si en la síntesis del I2 se pasa un exceso de Cl2 sobre la disolución acuosa de KI, se observa como la cantidad de I2 formado disminuye. Explica lo observado.
Cuestiones
1. Justificar adecuadamente todas las reacciones químicas implicadas en estos procesos.
2. Explicar el diferente color de los halógenos.3. Comenta algunas de las aplicaciones de estas moléculas.
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CLORURO DE COBRE(I)
2CuSO4.5H2O + 2NaCl + SO2 2H2SO4 + Na2SO4 + 2CuCl + 8H2O
Introducción
La insolubilidad del CuCl en agua permite que en este compuesto se estabilice el estado de oxidación I del cobre, que es termodinámicamente inestable en disolución. Así el CuCl se prepara por reducción en disolución acuosa de Cu2+ en presencia de Cl-. El CuCl es un sólido blanco que expuesto al aire húmedo se convierte en un material verde de composición CuCl2.3Cu(OH)2.
Es muy insoluble en agua, pero se disuelve por formación de complejos. Por ejemplo con ácido clorhídrico concentrado se forma el ácido H[CuCl2].
El CuCl tiene estructura de blenda de cinc (Cu coordinado tetraédricamente).
Reactivos
- HCl concentrado- NaOH- CuSO4.5H2O- NaCl- Na2SO3 ó Na2S2O5
- CH3COOH- SO2 Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad: El SO2 es un gas muy toxico e irritante.
Experimental
Se prepara una disolución de CuSO4.5H2O (12 g) y NaCl (3 g) en unos 60 cm3 de agua, se introduce en un frasco lavador (ver esquema). Se calienta a 60-70C y se hace pasar por ella SO2, hasta que no precipite más CuCl. El SO2 se obtiene en un generador de gases como el de la figura, formado por un matraz de fondo redondo de 250 cm3, en el que se sitúan Na2SO3 ó Na2S2O5 (20 g) en un embudo de bromo por el que se añade gota a gota ácido clorhídrico concentrado (40 cm3), A continuación el frasco lavador de reacción se conecta a otro frasco lavador con agua (para el lavado posterior del precipitado) y a otro vacío, que actúa de frasco de seguridad. El CuCl precipitado se filtra rápidamente con un embudo de placa y se lava tres veces con agua saturada con SO2, evitando que el producto quede al aire más de unos segundos. A continuación se lava sucesivamente sobre la placa con pequeñas porciones de ácido acético (5 cm3), cuidando asimismo evitar el contacto con el aire hasta el último lavado. Se seca al baño de vapor de agua y se guarda en un recipiente cerrado. Calcular el rendimiento.
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Precauciones
Trabajar en vitrina.Se ha de tener especial cuidado para evitar que el CuCl obtenido permanezca en
contacto con el aire mientras esté húmedo.
Ensayos complementarios
1. Sitúa tres pequeñas porciones del CuCl obtenido en tres tubos de ensayo y añade en uno, 2 cm3 de HNO3 8M, en otro 2 cm3 de ácido clorhídrico concentrado y en el tercero, 2 cm3 de amoníaco concentrado. Anota lo observado y propón las reacciones posibles en cada uno de los ensayos.
Cuestiones
1. Explicar como influye en la posibilidad de preparar CuCl el hecho de que sea insoluble.
2. Indica de qué otras formas se puede estabilizar el Cu(I).3. Escribe las ecuaciones correspondientes a reacciones de Cu(II) con otros
reductores que permitan preparar CuCl.4. Calcular si la cantidad de NaCl añadida es inferior, igual o superior a la
estequiométricamente necesaria e indicar el por qué.5. Explicar las razones por las que el CuCl húmedo se oxida al aire con gran
facilidad.
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20 g Na2SO3 ó Na2S2O5
12 g CuSO4.5H2O + 3 g NaCl(en baño de agua a 70 ºC)
H2ONaOH
HCl
TRICLORURO DE HIERRO
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
Introducción
A temperatura ambiente el FeCl3 es un sólido cristalino marrón oscuro, en el que los iones FeIII se encuentran rodeados por iones cloruro en una coordinación octaédrica. Se obtiene por síntesis directa en caliente, condición en la que el FeCl3 sublima (280C) y permite la reacción de todo el hierro metálico. En estado vapor presenta una estructura dímera, Fe2Cl6, consistente en dos tetraedros que comparten una arista. El FeCl3 es muy soluble en agua formándose el acuo-complejo [Fe(H2O)6]3+ de color amarillo claro. De las disoluciones acuosas cristaliza el FeCl3.6H2O de color amarillo-marrón.
Reactivos
- Fe (en limaduras)- HCl (50 cm3)- KMnO4 (20 g)- H2SO4
- NaOH- CaCl2
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. FeCl3: destruye las mucosas, tóxico por inhalación, ingestión o por contacto con la piel. Recordar que se manejan reactivos tóxicos y peligrosos (HCl, H2SO4 y NaOH pueden ocasionar graves lesiones en contacto con la piel). El Cl2 es un gas muy tóxico, se debe trabajar en vitrina.
Experimental
Se empieza por montar un generador de cloro como el de la figura. Se obtendrá el Cl2 por reacción de KMnO4 con HCl concentrado.
El montaje consta de un matraz provisto de embudo de adición con llave y salida de gases que se conecta a un frasco lavador de seguridad, y este a otro frasco lavador que contenga H2SO4 concentrado. Seguidamente, utilizando un adaptador adecuado, estos frascos lavadores se conectan a un tubo de combustión en el que se va a realizar la reacción. Con la ayuda de otro adaptador, el extremo de salida del tubo de combustión se conecta a un matraz vacío de dos bocas, que a su vez está conectado a un tubo de CaCl2. Este tubo se conecta a un frasco lavador de seguridad y finalmente a otro que contenga una disolución de NaOH ó KOH, que impide que el cloro en exceso salga a la atmósfera.
Se colocan en el centro del tubo de combustión, bien seco, 2 g de Fe (en limaduras). Se pasa Cl2 en frío durante 10 minutos para desalojar el aire. Se calienta con mechero o cinta calefactora el tubo de combustión en el sitio en que está el Fe. A medida que se produzca la reacción, el FeCl3 formado se deposita en la parte más fría del tubo y cuando se aproxima el mechero al lugar que ocupa el producto, éste va siendo arrastrado hasta el matraz vacío.
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El compuesto tiene aspecto de laminillas de color rojo oscuro y algo irisantes. Una vez que ha reaccionado todo el Fe, se para el paso de Cl2 y se deja enfriar el tubo.
Para recoger el producto formado hay que tener en cuenta que el FeCl3 es delicuescente al aire, y además que todo el sistema está lleno de cloro. Por este último motivo procede desconectar rápidamente el matraz que contiene el FeCl3, y conectar directamente la salida del tubo de combustión al matraz que contiene NaOH, y trasvasar rápidamente el FeCl3 a un frasco y taparlo. Por último se pesa y se calcula el rendimiento.
Precauciones
El montaje se hace ineludiblemente en la vitrina.Es importante que las distintas piezas del montaje, a partir del tubo de combustión
estén bien secas para evitar la hidrólisis del producto.Todas las piezas esmeriladas del montaje deben ser recubiertas con silicona.
Ensayos complementarios
1. Añadir una punta de espátula de FeCl3 a 3 cm3 de agua en un tubo de ensayo. A continuación añadir 2 cm3 de HCl 2M. Finalmente añadir 3 cm3
de NH3 aq. 2M. Interpretar lo que pasa al realizar cada una de estas operaciones.
2. Disuelve un poco de FeCl3 en HCl 4M. Sugiere un reactivo para reconocer la existencia de Fe(III) en la disolución. Ensáyalo.
Cuestiones
1. Escribir y ajustar la reacción de obtención del Cl2 gaseoso. ¿Qué tipo de reacción es?.
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50 cm3 HCl
20 g KMnO4
2 g Fe limaduras
Calentar con cinta calefactora
HieloNaOH
CaCl2
H2SO4
2. Explicar la función del ácido sulfúrico, cloruro cálcico e hidróxido sódico en el aparato utilizado en la obtención del FeCl3.
3. ¿Qué características poseen los haluros volátiles?. ¿Cómo es el enlace en estos compuestos?.
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TETRAYODURO DE ESTAÑO
2I2 + Sn SnI4
Introducción
El SnI4 es un haluro volátil. El enlace es predominantemente covalente, con existencia de moléculas. El carácter covalente del enlace se acentúa de fluoruros a yoduros, es decir, al aumentar la polarizabilidad del halógeno.
Es un sólido cristalino de color rojo-anaranjado. Es muy sensible a la humedad. (PF = 143.5C; PE = 348C).
Reactivos
- Yodo (irritante)- Estaño- Tolueno- Acetona- Yoduro potásico
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Estos reactivos no tienen una marcada toxicidad aparte del rigor con que siempre se ha de operar en el laboratorio.
Experimental
Se realiza el montaje del aparato de la figura en una vitrina de gases (el material utilizado en toda la práctica debe estar perfectamente seco, 1 h en la estufa a temperatura superior a 120 ºC). El montaje consta de un matraz de reacción provisto en su boca de un refrigerante de reflujo y tubo de CaCl2 (adicionar grasa en las uniones esmeriladas de todas las piezas). En este matraz se introduce una mezcla de 4 g de iodo en 7.5 cm3 de tolueno y 1 g de granalla de Sn, finamente dividido. La mezcla heterogénea se calienta a reflujo con una placa agitadora con calefacción. El final de la reacción (aproximadamente 40 minutos) se observa por el color rojo-naranja de la disolución y la ausencia de vapores violetas de I2. Se filtra rápidamente la disolución caliente, para separar el sólido que pueda haber quedado sin reaccionar (estaño), y se deja enfriar el filtrado con lo que cristaliza un producto de color rojo-naranja. Se filtra en placa y se lava con pequeñas cantidades de tolueno. El producto se seca a vacío. Se puede obtener más producto concentrando el líquido filtrado y siempre que se evite la humedad. Calcula el rendimiento del producto obtenido.
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Ensayos complementarios
1. Disolver un poco de SnI4 en 5 cm3 de acetona seca. Tomar aproximadamente la mitad de la disolución y añadirle unas gotas de agua. A la disolución inicial restante añadirle aproximadamente las mismas gotas de una disolución de KI. Comentar lo observado escribiendo las reacciones que tienen lugar en ambos procesos.
2. Comprueba el punto de fusión del producto preparado.
Cuestiones
1. El SnI4 se hidroliza con la humedad. Se disuelve sin transformarse, en casi todos los disolventes orgánicos. Funde a 143C y sublima a 200C. Comentar estos hechos y compara sus puntos de ebullición con los de otros halugenuros de estaño (utiliza la bibliografía para buscar esos datos).
2. ¿Por qué el tetrayoduro de estaño es sólido y sin embargo el tetracloruro de estaño es líquido en condiciones normales?.
3. ¿Por qué todo el material debe encontrarse perfectamente seco?.4. ¿Por qué se acopla un tubo de cloruro cálcico al refrigerante de reflujo?.5. ¿Qué papel juega el tolueno en el desarrollo de la práctica?.
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OXIDO DE COBRE(I)
4 Cu(CH3COO)2·H2O + N2H4·H2O 2 Cu2O + N2 + 8 HCOOCH3 + 3 H2O
Introducción
Según los potenciales de oxidación-reducción, el oxígeno del aire oxidará fácilmente las disoluciones de Cu(I) a Cu(II). Además el ión Cu+ dismuta en disolución acuosa a Cu2+ y Cu0. Los compuestos de Cu(I) deben, por tanto, su estabilidad a su insolubilidad en agua, como es el caso de Cu2O, Cu2S y CuX (X = Cl, Br, I ó SCN).
Todos los compuestos de Cu(I) son diamagnéticos e incoloros, salvo que el anión aporte color o aparezcan bandas de transferencia de carga. El Cu2O se encuentra en la naturaleza como el mineral cuprita (PF = 1235C). Se utiliza como fungicida y antiséptico. En el laboratorio se obtiene por reducción controlada de una disolución alcalina de una sal de Cu(II).
Reactivos
- Acetato de cobre(II) monohidratado- Hidrato de hidracina (10%).Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad.
Experimental
A una disolución de 5 g de acetato de cobre(II) monohidratado en 60 cm3 de agua caliente, se añaden 4 cm3 de una disolución de hidrato de hidracina al 10% (cuidado con añadir un exceso, pues el Cu2+ se reduciría a Cu0). El color de la disolución pasa a verde y se desprende N2. Al reposar se observa un precipitado muy fino de color naranja, que se filtra en un embudo Büchner con doble papel de filtro, y se lava sucesivamente con pequeños volúmenes (5 cm3) de agua, alcohol y éter. Guardar en desecador. Una vez seco, se calcula el rendimiento.
El Cu2O es insoluble en agua y soluble en disolución de amoníaco y en ácido clorhídrico. Su color amarillo-naranja varía en intensidad según el tamaño de la partícula.
Ensayos complementarios
1. Añadir a una pequeña porción del producto obtenido, en un tubo de ensayo, 2 cm3 de agua y, gota a gota, 2 cm3 de H2SO4 2M y calentar ligeramente. Separar por decantación el precipitado formado y guardar la disolución.
2. Comprobar la solubilidad del residuo sólido en HCl y en HNO3.3. A la disolución obtenida en el primer apartado, añadirle gota a gota, una
disolución de KI.4. Tratar una punta de espátula del óxido de Cu(I) con etilendiamina.
Observar lo que sucede.
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5. En base a los potenciales redox y el producto de solubilidad del Cu2O proponer reacciones razonables que justifiquen lo observado en los apartados 1-4.
Cuestiones
1. Escribir la reacción que tiene lugar a lo largo del proceso y compararla con la descrita en la bibliografía, en la que se utiliza la disolución Fehling, y justificar por qué en el método utilizado no es necesario añadir una disolución reguladora de pH.
2. Calcular el volumen teórico de N2 desprendido en la reacción e idear un montaje sencillo en el laboratorio.
3. Dibujar y describir la estructura del Cu2O.
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HIDROXIDO DE COBRE (II)
CuSO4 . 5 H2O + 2 NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4 + 5 H2O
Introducción
Es un polvo cristalino de color azul claro. Es un compuesto insoluble que se obtiene por precipitación de sales solubles con hidróxidos alcalinos. Este compuesto no es termodinámicamente estable. La forma estable es el óxido: CuO, que se obtiene a pH muy básico. Con el fin de impedir la formación de este último y estabilizar el Cu(OH)2, la síntesis implica una etapa intermedia de formación del [Cu(NH3)4]2+.
Reactivos
- CuSO4.5H2O- NH3
- NaOHPeligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Los compuestos de cobre, son especialmente nocivos. Además el manejo de NH3, aconseja el uso de vitrina.
Experimental
Se disuelven 8 g de CuSO4.5H2O en 30 cm3 de H2O y se calienta la disolución a 70C. Adicionando cuidadosamente una disolución de NH3 al 10%, se forma un precipitado verde de sal básica: Cu2SO4(OH)2. A continuación se sigue adicionando cuidadosamente más disolución de NH3 al 10% hasta que se deja de observar dicho precipitado, originando un color azul intenso debido al complejo [Cu(NH3)4]2+. A continuación se añade una disolución con la cantidad teórica de NaOH en la mínima cantidad de H2O para formar el Cu(OH)2. Se forma un precipitado de forma coloidal, ya que retiene grandes cantidades de agua. Se deja depositar, y se filtra y se lava varias veces con agua caliente.
Se pasa a un vidrio de reloj y se seca en la estufa, a una temperatura inferior a la de su descomposición. Finalmente se calcula el rendimiento.
Ensayos complementarios
1. Toma una pequeña cantidad del Cu(OH)2 obtenido y añádele 5 cm3 de disolución acuosa de NH3. Explica lo ocurrido.
2. Calienta a ebullición, con cuidado, una suspensión en agua del hidróxido obtenido. Interpreta lo observado.
Cuestiones
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1. ¿Por qué es necesaria la adición previa de amoníaco para la obtención del hidróxido de cobre?.
2. ¿Qué impurezas puede contener el Cu(OH)2 obtenido?. ¿Cómo se pueden eliminar?.
3. ¿Qué estructura tiene el [Cu(NH3)4]2+?. Podría tomar 2 moléculas de NH3 más?.4. ¿Puede el Cu2+ formar compuestos con índice de coordinación 6?. ¿En qué
condiciones?.
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HIDROXIDO DE ALUMINIO
Al2(SO4)3 (aq) + 6 NaOH (aq) 2 Al(OH)3 (s) + 3 Na2SO4 (aq)
Introducción
El hidróxido de aluminio se forma cuando una disolución fuertemente alcalina es añadida a una disolución de una sal de aluminio. Un exceso de álcali redisuelve el precipitado formando el ión aluminato complejo.
El hidróxido de aluminio Al(OH)3 es de naturaleza anfótera. En medio básico se transforma en el ión aluminato Al(OH)4
-, mientras que, en medio ácido forma el ión [Al(H2O)6]3+.
Reactivos
- Al2(SO4)3
- NaOH 10% (50 cm3)- HCl concentrado- CaCO3
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. El HCl concentrado, puede ocasionar lesiones en contacto con la piel.
Experimental
En un vaso de precipitados de 200 cm3 se disuelven 5 g de sulfato de aluminio hidratado en 25 cm3 de agua. Se añaden lentamente, con bureta, una disolución de hidróxido sódico al 10%. Inicialmente se obtiene el hidróxido de aluminio como sólido blanco gelatinoso, que se redisuelve por adición prolongada de la disolución del hidróxido sódico para dar el ión aluminato. Esta disolución se coloca en un frasco lavador y a continuación se pasa una corriente de CO2 (ver esquema), lo que permite obtener Al(OH)3
como un sólido cristalino de color blanco. Se deja depositar, y se filtra y se lava varias veces con agua caliente.
Se pasa a un vidrio de reloj y se seca en la estufa. Finalmente se calcula el Rendimiento.
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Ensayos complementarios
1. Preparar dos suspensiones, del hidróxido de aluminio obtenido, en dos tubos de ensayo. Añadir a uno, un pequeño exceso de disolución de hidróxido sódico y, al otro, un pequeño exceso de disolución de ácido sulfúrico. Anotar lo observado y escribir las reacciones que tienen lugar.
Cuestiones
1. Dibuja un esquema mostrando la esfera de coordinación del hidróxido de aluminio obtenido y los diferentes cambios que experimenta dicha esfera en un exceso de álcali o de ácido.
2. ¿A qué se debe el aspecto gelatinoso del hidróxido de aluminio?.3. Razonar por qué precipita cuando se pasa una corriente de CO2 a través de una
disolución de ión aluminato. Ajustar la reacción.4. Indica y razona las diferentes propiedades químicas del B(OH)3 y el Al(OH)3.
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PENTOXIDO DE DIYODO
H2SO4 + Ba(ClO3)2·H2O 2HClO3 + BaSO4 + H2O
2 HClO3 + I2 Cl2 + 2 HIO3
2 HIO3 I2O5 + H2O
Introducción
Es el más importante de los óxidos de iodo. Es higroscópico, blanco (el color define la pureza del producto), forma cristales termodinámicamente estables (descompone a temperatura superior a 300C). El producto comercial consiste en HI3O8 (I2O5·HIO3).
Se puede obtener por deshidratación del HIO3 a 200C ó por oxidación directa del I2.
Reactivos
- H2SO4, 3M- Ba(ClO3)2·H2O (30 g)- I2 (7,5 g)Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad.
Experimental
Se disuelven 30 g de Ba(ClO3)2·H2O en 35 cm3 de agua hirviendo. Sobre la disolución se añade lentamente y con agitación 30 cm3 de H2SO4 3M. Seguidamente, se filtra obteniéndose una disolución aproximadamente al 20% de HClO3.
Por otra parte, se toman 7,5 g de I2 en un frasco lavador con cabeza y se añaden 24 cm3 de la disolución al 20% de HClO3. Sobre la disolución se hace pasar una suave corriente de aire (ver esquema), a la vez que esta disolución se calienta suavemente en baño de agua. La reacción se dará por concluida una vez se observe la ausencia de I2. En ese momento se enfría la disolución y se filtra para eliminar el posible Ba(IO3)2 residual o cualquier otro sólido formado. El filtrado se pasa a una cápsula y se evapora el disolvente, en manta calefactora, con agitación constante (varilla de vidrio), justo hasta sequedad.
El sólido obtenido se sitúa en una cápsula de porcelana y se calienta en un horno durante 3 h a 150-160C, y finalmente otras 3 h a 240C. Calcula el rendimiento.
Ensayos complementarios
1. Introducir una pequeña cantidad de I2O5 en un tubo de ensayo y añadir 2 cm3 de agua. Medir nada más preparar la disolución el pH y después calentar ligeramente. Finalmente, añadir unas gotas de disolución de KI. Justifica lo observado y ajusta las reacciones que tienen lugar.
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2. Introducir una pequeña cantidad de I2O5 en un tubo de ensayo y en una vitrina calentar al mechero lentamente (observar desprendimiento de gases con cierto brillo). No calentar el tubo durante mucho tiempo, pues los gases que se desprenden son irritantes. Indica la reacción de descomposición térmica que tiene lugar.
Cuestiones
1. Describe como has preparado la disolución de ácido sulfúrico.2. Teniendo en cuenta los potenciales redox, plantea la reacción de síntesis del
I2O5 utilizando como productos de partida I2 y HNO3.3. Comenta los detalles de la estructura cristalina del I2O5.4. Plantea las reacciones que se producen entre I2O5 y a) CO; b) IF5; c) SO3.
Dibuja las estructuras de Lewis de los productos y predice sus ángulos de enlace.
5. En función de los potenciales redox, indica si los productos formados en la reacción de HClO3 + I2 Cl2 + HIO3 lo son por razones termodinámicas o cinéticas.
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PREPARACIÓN DE ACIDO NÍTRICO
H2SO4 + KNO3 HNO3 + KHSO4
Introducción
El ácido nítrico es uno de los productos más importantes de la industria química. Se emplea en la preparación de fertilizantes, del ácido sulfúrico, en la producción de explosivos y en la nitración de compuestos orgánicos. El ácido nítrico puro es inestable y el líquido descompone espontáneamente en NO2 y H2O y esta descomposición se produce más rápidamente en presencia de la luz del sol.
Reactivos
- Nitrato potásico, KNO3
- Acido sulfúrico, H2SO4 concentrado- Nitrato de plata, AgNO3
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Recordar que se manejan reactivos tóxicos y agresivos. Hay que tener especial cuidado en la utilización del H2SO4. Evítese respirar los vapores que son venenosos y corrosivos.
Experimental
En un matraz seco de 100 cm3 con 10 cm3 de H2SO4 concentrado, se añade bajo enfriamiento (a 0C) 15 g de KNO3 pulverizado, y 2 cristalitos de AgNO3 dejando reposar 1 hora con el matraz cerrado y en la oscuridad.
Luego, utilizando un aparato como el indicado en la figura, se destila cuidadosamente, en una vitrina, calentando con manta calefactora, La fracción que destila a 83-86C está constituida por ácido nítrico bastante puro y tiene un tinte ligeramente amarillo. Cuando el destilado que gotea empieza a pardear se da por terminada la destilación. A continuación se pesa el producto obtenido y se calcula el rendimiento. El color del destilado se puede eliminar mediante una corriente de aire.
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Precauciones
No usar tapones o conexiones de goma o corcho, pues son corroídos por el ácido. El HNO3 ha de conservarse a baja temperatura y protegido de la luz, pues es inestable y descompone.
Ensayos complementarios
1. Ensayar que reacción tiene lugar entre HNO3 y hierro metal.
Cuestiones
1. ¿A qué se debe el color amarillento del HNO3 obtenido?.2. Dibujar la estructura del HNO3 y del ión nitrato.3. Explicar qué es el ácido nítrico fumante y el agua regia.4. ¿Por qué el ácido nítrico ha de guardarse protegido de la luz y del calor?.5. ¿Porqué metales como el Fe, Cr, Sn, etc. no se disuelven en HNO3 concentrado?
¿Cómo se explica este fenómeno?
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H2SO4 + KNO3 + AgNO3
CaCl2
NITRATO DE PLOMO
4HNO3 + Pb 2NO2 + 2H2O + Pb(NO3)2
Introducción
El Pb(NO3)2 junto con el Pb(ClO4)2.3H2O y el Pb(CH3COO)2.3H2O, son los únicos compuestos de Pb(II) que se disuelven en agua de forma importante a temperatura ambiente, y permiten conocer la química catiónica del Pb(II). Los carbonatos, sulfatos y cromatos de plomo son insolubles e incluso los haluros PbCl2 y PbF2 son sólo ligeramente solubles. Por este motivo, siempre que se filtren compuestos solubles de plomo hay que cuidar que los recipientes en donde se recojan los filtrados estén exentos de iones, como CO3
2-, SO42-, Cl-, etc., con los que se pueden formar precipitados y, en todo caso, de
observar turbidez en el líquido filtrado, procede enjuagar con él el vaso receptor y volver a filtrar hasta obtener líquidos claros.
El Pb(NO3)2 cristaliza en octaedros regulares, es soluble en agua e insoluble en alcohol y se conserva inalterado expuesto al aire. Calentando a 400C se descompone con formación de PbO, O2 y NO2.
Reactivos
- Acido nítrico, HNO3 concentrado- Plomo, PbPeligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad: Todos los compuestos de plomo son altamente venenosos por todas las vías, incluyendo el contacto con la piel. Por tanto, su manejo ha de ser especialmente cuidadoso para evitar sus efectos adversos, que en ocasiones no se manifiestan de forma inmediata, pero sí tras un período de tiempo. Extrema las precauciones y cuida también la naturaleza no tirando por la pila los residuos que pueden contener plomo.
Experimental
En un matraz de fondo redondo de 100 cm3 provisto de refrigerante de reflujo, se colocan 7 g de plomo en granalla con 15 cm3 de HNO3 concentrado y 30 cm3 de agua. Se calienta agitando de vez en cuando hasta la desaparición total del plomo (según el esquema). Concluido el ataque del plomo se filtra en un embudo de placa. El líquido filtrado se concentra en una cápsula, a temperatura controlada, en placa calefactora hasta que cristalice. Se separan los cristales por filtración y si se desea purificarlo se disuelve en la mínima cantidad posible de agua caliente (100 cm3 de agua disuelven 37,7 g de Pb(NO3)2 a 0C y 127 g a 100C) y se recristaliza. Por último calcular el rendimiento.
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Ensayos complementarios
1. Disolver en 10 cm3 de agua un poco del Pb(NO3)2 obtenido. Tomar 5 cm3
de esta disolución saturada de carbonato sódico hasta que no se forme más precipitado blanco. Filtrar y lavar el precipitado con agua caliente y después con etanol y secar al aire. El producto obtenido fue un importante pigmento blanco, ¿de que compuesto se trata?.
2. Tomar los otros 5 cm3 de disolución de Pb(NO3)2, añadirle gota a gota una disolución de amoníaco hasta reacción neutra. Si se forma un precipitado, añadir ácido acético hasta que se redisuelva. Añadir disolución de Na2CrO4
al 10% hasta que no se forme más precipitado. Filtrar, lavar con agua caliente y etanol y secar al aire. Escribe las reacciones que tienen lugar.
3. Interpretar los experimentos 1 y 2.
Cuestiones
1. Escribe y explica las reacciones entre el plomo y el ácido nítrico en el proceso descrito.
2. Las sales solubles de plomo son altamente tóxicas. Actúan formando complejos con los átomos de oxígeno de los enzimas y afectan entre otros a los procesos de la síntesis heme y al metabolismo de la porfirina. Asimismo, aunque menos íntensamente que Cd(II) y Hg(II), el Pb(II) inhibe también los enzimas que contienen grupo SH. Los líquidos que pueden contener sales solubles de Pb(II) no deben ser tirados por la pileta sin antes insolubilizar el Pb(II). Propón reactivos que permitan realizar este proceso, justifica la elección del más idóneo, para precipitar el plomo.
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PREPARACION DEL ACIDO BORICO
El ácido bórico se obtiene por acidificación de soluciones acuosas del borax.
Na2B4O7.10H2O + 2HCl 2NaCl + 4H3BO3 + 5H2O
Introducción
El ácido bórico es el producto final de hidrólisis de la mayoría de los compuestos de boro.Tiene estructura plana formada por unidades BO3 , conectadas por enlaces de hidrógeno asimétricos.
Es un ácido monobásico muy débil y actúa de forma exclusiva como aceptor de iones OH- en vez de como dador de protones:
H3BO3 + 2H2O H3O+ + B(OH)4- pK = 9.25
Su acidez aumenta considerablemente mediante la quelación con polialcoholes. Por ejemplo, con manitol, el pK varía a 5.15, indicando un aumento en la constante de equilibrio del ácido en un factor de más de 104.
Reactivos
- Borax- HCl. Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad.
Experimental
Se colocan 5 g de borax en una vaso de 250 cm3 y se añaden 20 cm3 de agua. La mezcla se calienta casi a ebullición y se añaden poco a poco 6 cm3 de ácido clorhídrico al 20% (comprobar si al final, la disolución está a pH ácido). Una vez añadido todo el ácido clorhídrico, la mezcla se calienta a ebullición durante unos minutos, para completar la reacción. La disolución se enfría exteriormente con hielo y cristaliza al ácido bórico. Los cristales obtenidos se filtran y se lavan con agua a OC, se secan por succión, se pesan y se calcula el rendimiento.
Ensayos complementarios
1. Preparar una disolución concentrada de ácido bórico y dividirla en dos porciones. A una porción añadir glicerol. Ensayar la acidez de ambas disoluciones con papel indicador. Comentar el resultado.
2. En un crisol de porcelana, colocar una pequeña cantidad de ácido bórico y calentar con el mechero. Anotar los procesos observados.
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Cuestiones
1. El ácido ortobórico se puede escribir como H3BO3 ó B(OH)3. Mediante la reacción de ionización en H2O, indica cuál de las dos formas es más adecuada.
2. Escribe los compuestos que resultan al calentar el ácido ortobórico y relaciónalo con el ensayo nº 2.
3. El ácido bórico cristaliza en escamas. Relaciónalo con la estructura.4. Detalla los cálculos para preparar la disolución de HCl al 20%.
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PREPARACION DEL PERMANGANATO POTASICO
El permanganato potásico se prepara según la siguiente reacción:
MnO2 + KClO3 + KOH MnO42- KMnO4
Introducción
Del manganeso se conocen, en realidad, compuestos en todos los grados de oxidación comprendidos entre -III y VII. Los compuestos con manganeso en grados de oxidación uno, cero y negativos se forman sólo con moléculas enlazantes . (CO, NO, ftalocianina, etc.).
Los compuestos de Mn(VII) más conocidos son los permanganatos, que se preparan en gran escala por oxidación electrolítica de los manganatos en medio básico. Las disoluciones de MnO4
- son inestables y se descomponen en medio ácido desprendiendo O2
y formando MnO2. En medio neutro o ligeramente básico y en la oscuridad la descomposición es muy lenta, lo que indica un camino para su obtención y conservación.
Reactivos
- KOH- KClO3
- MnO2
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Casi todos los compuestos de manganeso son tóxicos cuando se absorben a través de la piel. Además, los compuestos de Mn en grados de oxidación altos son agentes oxidantes fuertes que exigen especial precaución en su manejo.
Experimental
Se funde en un crisol de hierro 5 g de KOH y 2,5 g de KClO3, calentando en placa calefactora. Una vez fundido se añaden poco a poco y con agitación, 3 g de MnO2
finamente pulverizado. Se continúa revolviendo con un alambre de hierro fino y si el fundido se espesa mucho es conveniente añadir alguna lenteja más de KOH. Para que la reacción sea completa el calentamiento debe prolongarse durante 15 minutos. Se deja enfriar y se extrae la masa fría y triturada con dos porciones de 100 cm3 de agua hirviendo. Una gota de esta disolución fuertemente alcalina tomada con una varilla y situada en un papel de filtro mostrará color verde. Esta disolución se coloca en un frasco lavador, se calienta en baño de agua y a continuación se pasa una corriente intensa de CO2 (ver esquema) hasta que una gota de la disolución produzca sobre el papel de filtro un color rosa púrpura. Se deja reposar y se filtra por placa. El filtrado se concentra hasta mitad de volumen y si se forma algún precipitado se filtra de nuevo. Seguidamente se prosigue la evaporación hasta que se inicia la cristalización. Se deja enfriar y se separa por filtración en placa el KMnO4, que posteriormente se puede secar en estufa a 90-100C. Del líquido
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H+
filtrado se puede obtener una segunda cosecha de cristales de KMnO4 siguiendo el mismo método. Calcular finalmente el rendimiento.
Ensayos complementarios
1. Ensayar el producto obtenido en un tubo de ensayo con agua y añadiendo: a) unas gotas de HCl concentrado (en vitrina); b) una disolución de ácido oxálico y 2 gotas de H2SO4; c) una disolución de sulfato de hierro(II) o de sulfato doble de hierro(II) y amonio con unas gotas de sulfúrico diluido.
2. Dejar durante un cierto tiempo una disolución de KMnO4 en agua, a la luz. Observe y explique lo que pasa.
Cuestiones
1. Escribir y discutir las reacciones químicas que se produzcan en cada uno de los pasos del proceso.
2. ¿Cuál sería el efecto de omitir en el experimento la adición de KClO3?.3. Explique la función de cada una de las partes del aparato que se utiliza para
producir la corriente de CO2, y que se dibuja en la figura adjunta.
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CLORURO DE HEXAAMIN NIQUEL(II)
NiCl2.6H2O + 6NH3(aq) [Ni(NH3)6]Cl2 + 6H2O
Introducción
El Níquel es un metal de transición que tiene una versátil química coordinativa en estado de oxidación II, y con una amplia estereoquímica en sus complejos destacando los complejos octaédricos como Ni(H2O)6
2+ por ligandos nitrogenados (NH3, etilendiamina, etc.).
La síntesis que se describe permite obtener con rendimiento razonable un producto estable durante meses, si se guarda en tubo cerrado.
Reactivos - NiCl2.6H2O- Amoníaco concentradoPeligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Deben extremarse las precauciones que derivan del hecho de que las sales de níquel son venenosas si se ingieren, irritan los ojos y, a algunas personas la piel, y muchos compuestos de níquel figuran en la lista de sustancias posiblemente cancerígenas.
Experimental
Disolver 2 g de NiCl2.6H2O en la mínima cantidad de agua (3 cm3). Calentar suavemente y añadir 10 cm3 de NH3 concentrado. Revolver la mezcla unos minutos, enfriar en baño de hielo hasta cristalización y filtrar con succión. El producto violeta cristalino se lava con 2 porciones de 2 cm3 de NH3(aq) concentrado, y se sigue succionando durante 10 minutos. El rendimiento puede ser mayor, añadiendo a la disolución filtrada 10 cm3 de etanol 95% y enfriar en hielo. Operar como antes. Calcular el rendimiento final de la reacción.
Ensayos complementarios
1. Dejar un poco del producto en un vidrio de reloj expuesto al aire durante un par de días y explicar lo observado.
2. ¿Qué ocurriría si el compuesto, en las mismas condiciones del ensayo 1, tuviera como ligando la etilendiamina?
Cuestiones
1. ¿Por qué se enfría en baño de hielo?.2. ¿Cuál es la finalidad de la adición de etanol a las aguas madres o aguas de
lavado?. ¿Es la segunda cosecha de producto final igual de pura que la primera?
3. ¿De qué tipo son los ligandos NH3 y H2O?.
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4. ¿Por qué acuo y aminocomplejo de níquel tienen diferente color si ambos son complejos octaédricos?.
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TRIOXALATO FERRATO(III) DE POTASIO
2FeC2O4.2H2O + H2O2 2Fe(OH)3 + 2H2C2O4
3K2C2O4 + 2Fe(OH)3 + 3H2C2O4.2H2O 2K3[Fe(C2O4)3].3H2O + 6H2O
Introducción
El Fe(III) forma mayoritariamente complejos octaédricos y muestra la máxima afinidad por los ligandos que coordinan por el oxígeno; por ejemplo, el K3[Fe(C2O4)3].3H2O. El Fe(III) es isolectrónico con el Mn(II), d5, y en ausencia de otras causas que produzcan color, los complejos de Fe(III) deben tener, como las sales de Mn(II), un color débil o son casi incoloros, (el K3[Fe(C2O4)3].3H2O es ligeramente verdoso).
Reactivos
- FeC2O4.2H2O- H2O2
- K2C2O4
- H2C2O4.2H2OPeligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Procede recordar que se manejan reactivos tóxicos y agresivos, aparte del rigor con que siempre se ha de operar en el laboratorio en el manejo de reactivos.
Experimental
Se parte de 2,5 g de oxalato de Fe(II). Se coloca en un vaso de 100 cm3 y se añade una disolución caliente de 3,5 g de oxalato potásico en 10 cm3 de agua. Se añade, lentamente con una bureta, 8 cm3 de peróxido de hidrógeno de 20 volúmenes, agitando el líquido contínuamente y manteniendo la temperatura próxima a 40C. Una vez terminada la adición, se calienta la disolución a ebullición y se disuelve el precipitado de hidróxido férrico, añadiendo 20 cm3 de una disolución de ácido oxálico que contiene 1 g en 30 cm3
de agua. Añadir gota a gota desde una bureta, más disolución de ácido oxálico hasta que todo el hidróxido férrico se haya disuelto. Durante esta adición, mantener la disolución casi a ebullición. Filtrar la disolución caliente y añadir al filtrado 30 cm3 de etanol. Redisolver los cristales formados calentando suavemente y dejar la disolución toda la noche en una taquilla para que cristalice. Filtrar y lavar los cristales con una mezcla etanol:agua (1:1) y finalmente con acetona. Calcula el rendimiento final de la reacción.
El complejo es sensible a la luz y la superficie de los cristales se recubre pronto de oxalato de hierro amarillo a menos que se guarde en la oscuridad.
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Ensayos complementarios
1. Disolver un poco del producto en 3 cm3 de agua. Añadir gotas de H2SO4 2 M. Añadir gotas de KMnO4 1 M. Observar lo que pasa. Calentar y seguir añadiéndole gotas de KMnO4 1 M. Escribir la reacción.
Cuestiones
1. Indica de que tipo son las reacciones que tienen lugar.2. Discutir cuál puede ser la causa por la que el K3[Fe(C2O4)3].3H2O se
descompone por acción de la luz.3. Indicar el papel de cada uno de los reactivos en los diferentes pasos de la
preparación realizada.4. Indica que tipo de ligando es el oxalato.5. Indica la estructura del compuesto obtenido.
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TRISACETILACETONATO DE MANGANESO(III)
MnCl2·4H2O + 2C5H8O2 + 2NaC2H3O2·3H2O Mn(C5H7O2)2 + 2NaCl + 2C2H4O2 + 10H2O
4Mn(C5H7O2)2 + KMnO4 + C2H4O2 + 7C5H8O2 5Mn(C5H7O2)3 + KC2H3O2 + 4H2O
Introducción
Los compuestos de Mn(III) en disolución acuosa se reducen a Mn(II) o dismutan a Mn(II) y Mn(IV). Es posible estabilizar el estado de oxidación +3 para compuestos de manganeso por formación de productos insolubles (Mn2O3, MnPO4, por ejemplo) o bien por formación de compuestos de coordinación, en este caso con la acetilacetona, que actúa como ligando bidentado, dando lugar a un quelato.
Reactivos
- MnCl2·4H2O- C5H8O2
- NaC2H3O2·3H2O- KMnO4
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. La práctica ha de realizarse en vitrina, dado que la acetilacetona irrita la piel y las mucosas y es inflamable. Procede recordar que se manejan reactivos tóxicos y agresivos, aparte del rigor con que siempre se ha de operar en el laboratorio en el manejo de reactivos.
Experimental
Se disuelven 2 g de cloruro de manganeso(II) tetrahidratado y 5.2 g de acetato sódico trihidrato en 80 cm3 de agua, con agitación (utiliza placa agitadora) y se añaden lentamente 8.4 cm3 de acetilacetona. Las dos fases resultantes se tratan con una disolución de permanganato potásico (0.4 g en 20 cm3 de agua), después de unos minutos se añaden, lentamente y con agitación, 5.2 g de acetato sódico disuelto en 20 cm3 de agua. Se calienta la disolución en un baño de silicona o agua a 60C durante 10 minutos. Seguidamente, se enfría la disolución en un baño de hielo y los pequeños cristales (o el sólido) formados se filtran a vacío, se lava el producto con varias porciones de agua fría y se seca a vacío. Calcula el rendimiento del producto obtenido.
Ensayos complementarios
1. Determinar el punto de fusión del complejo preparado. Ensayar la solubilidad del complejo en alcohol, éter y acetona. Comentar los resultados obtenidos.
2. Disolver una pequeña cantidad del complejo en agua y dejarlo unos 30 minutos. Observar los cambios que se producen y comentar lo ocurrido.
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Cuestiones
1. Indicar de que tipo son las reacciones que tienen lugar.2. Indicar la estructura del compuesto.3. Indicar el papel de cada uno de los reactivos en los diferentes pasos de la
preparación realizada.4. ¿Con que filtrarías la reacción?.
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SULFATO DOBLE DE NIQUEL(II) Y AMONIO
Ni(SO4).6H2O + (NH4)2SO4 (NH4)2Ni(SO4)2.6H2O
Introducción
En una sal doble existen los mismos iones que en las sales separadas, pero organizados en proporciones determinadas. La formación de la sal doble se deberá a que la energía de formación de sus cristales es mayor que la suma de las energías libres de formación de las sales componentes.
Reactivos
- Ni(SO4).6H2O- (NH4)2SO4
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Las sales de níquel son venenosas si se ingieren, irritan los ojos y, a veces, la piel. Muchos compuestos de níquel figuran en la lista de sustancias posiblemente cancerígenas. La precaución necesaria de no tomar contacto con compuestos de níquel debe ser complementado con el cuidado de la naturaleza no tirando sus disoluciones por la pileta, sino precipitando el Ni(II) que contengan las disoluciones de desecho, filtrando y almacenándolo en un depósito de sólidos del laboratorio.
Experimental
Disolver 4,5 g de sulfato de níquel y 2,0 g de sulfato amónico en 15 cm3 de agua caliente. Dejar que enfríe la disolución y filtrar los cristales en un Büchner. Secarlos en papel de filtro. Se puede obtener una segunda cosecha de cristales concentrando el filtrado a la mitad de volumen. Calcular el rendimiento.
Ensayos complementarios
1. Poner en un tubo de ensayo una punta de espátula del compuesto obtenido en agua. Añadir gota a gota una disolución 0.1 M de NaOH hasta que se vea la formación de un precipitado verde claro. Filtrar (o mejor centrifugar) y lavar por decantación. Añadir sobre el precipitado gota a gota NH3(aq) 15 M. Se observará la formación de una disolución azul clara. Interpretar los resultados.
2. Intenta ahora dar una explicación más completa, sabiendo que la constante de formación del ión [Ni(NH3)6]2+ vale 6.5 x 108 M-6 a 30C, mientras el producto de solubilidad del Ni(OH)2 es 1.6 x 10-16 M-2.
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Cuestiones
1. ¿Existen las sales dobles en disolución?.2. Indica que tipo de sal doble es la preparada e indica otros sulfatos dobles
que sean isomorfos con ella.
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SULFATO DOBLE DE FE(II) Y AMONIO(Sal de Mohr)
FeSO4.7H2O + (NH4)2SO4 (NH4)2Fe(SO4)2. 6H2O + H2O
Introducción
Las sales dobles sólo tienen existencia en estado sólido. Forman cristales, por lo general grandes, bien constituidos. Al disolverse en agua quedan sus constituyentes independientes, de modo que las disoluciones se comportan como mezclas de los sulfatos correspondientes. El compuesto es estable a la pérdida de agua y a la oxidación.
Reactivos
- FeSO4.7H2O - (NH4)2SO4
- H2SO4
Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Procede recordar que se manejan reactivos tóxicos y agresivos. Especial cuidado en la utilización del ácido sulfúrico, aparte del rigor con que siempre se ha de operar en el laboratorio en el manejo de reactivos.
Experimental
En un vaso de 250 cm3 se disuelven 5 g de FeSO4.7H2O en la mínima cantidad de agua. Sobre esta disolución se añade otra, también saturada y calentada a 70C, conteniendo la cantidad estequiométrica de (NH4)2SO4 y 2 cm3 de H2SO4 concentrado. Se deja cristalizar. Cuando aparecen cristales se filtran en Büchner y se lavan con 4 cm3 de agua fría, secándose sobre papel de filtro. En el caso de que no cristalizase, o para obtener una segunda cosecha de cristales, se concentra y se deja enfriar para que cristalice. Calcular el rendimiento.
Ensayos complementarios
1. A 3 cm3 de disolución de sal de Mohr en agua acidulada, añadir unas gotas de H2O2 6%. Hervir y una vez fría ensayar añadiendo K4[Fe(CN)6]. Interpretar lo observado e indicar si el resultado habría sido el mismo operando con FeSO4.
Cuestiones
1. Interésate por el concepto de sal doble, e indica algunas de las series más conocidas y las características de los metales que las forman.
2. Calcular el rendimiento obtenido.
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SULFATO DOBLE DE CROMO (III) Y POTASIO DODECAHIDRATADO (Alumbre de Cromo)
K2Cr2O7 + 4 H2SO4 + 3 CH3CH2OH + 17 H2O 2 KCr(SO4)2.12 H2O + 3 CH3CHO
Introducción
Los alumbres son compuestos de coordinación que constan de un metal trivalente y otro monovalente con 12 moléculas de agua de cristalización. Hay 6 moléculas de agua alrededor de cada ión metálico. Sólo tienen existencia en estado sólido y se disuelven en agua comportándose las disoluciones como mezclas de los sulfatos correspondientes.
Reactivos
- H2SO4 concentrado, que puede ocasionar lesiones en contacto con la piel.- K2Cr2O7
- EtOHPeligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Los compuestos de cromo, en general, tienen una toxicidad media, los de Cr(VI) son muy oxidantes y en algunos casos se sospecha incluso acción cancerígena. Procede recordar que se manejan reactivos tóxicos y agresivos, aparte del rigor con que siempre se ha de operar en el laboratorio en el manejo de reactivos.
Experimental
Añadir, poco a poco, 6 cm3 de H2SO4 concentrado sobre 50 cm3 de agua y posteriormente añadir sobre la disolución 5 g de K2Cr2O7 hasta su total disolución. Enfriar la disolución en un baño de hielo y añadir, gota a gota, 3 cm3 de etanol absoluto, agitando constantemente.
La temperatura de la disolución no debe pasar nunca de 40C. Se deja cristalizar la disolución y una vez que crezcan los cristales se filtran con succión, se lavan con un poco de agua y se secan sobre papel de filtro. Finalmente se calcula el Rendimiento.
Ensayos complementarios
1. Preparar una disolución con una punta de espátula del alumbre de cromo en 10 cm3
de agua. Tomar porciones de 2 cm3 y:a) añadir lentamente unas gotas de disolución de NaOH y después 2 cm3 de H2O2
6%, calentando seguidamente;b) añadir lentamente un exceso de NH3 (aq) 4 M;c) añadir exceso de una disolución de Na2CO3.
Comentar lo observado en cada uno de los ensayos.
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2. Poner 3 cm3 de disolución de alumbre de cromo en un tubo de ensayo y añadir 5 ó 6 gotas de HCl concentrado y a continuación un poco de Zn en polvo. Escribir las reacciones químicas que en este momento se pueden producir.Adicionar a continuación una gota de una disolución de CuSO4 y unas gotas de una disolución de NaHCO3 (que tiene por objeto producir una atmósfera de CO2 sobre la disolución).Cerrar inmediatamente el tubo con un tapón atravesado por un tubo. Dejar un par de minutos y agregar esta disolución rápidamente por decantación (que no pase el Zn sólido que haya podido quedar) a otra disolución saturada de acetato sódico.Interpretar los cambios observados. Consultar en la bibliografía, la estructura del compuesto formado.
Cuestiones
1. Indica qué tipo de reacción química se produce en la obtención del alumbre de cromo(III).
2. ¿Por qué en la experiencia se hace la adición de etanol gota a gota e impidiendo que la temperatura supere los 40C?.
3. ¿Por qué se tiene que añadir H2SO4?.4. Indica el tipo y la estructura del compuesto obtenido.
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BIBLIOGRAFÍA
1. Bibliografía recomendada para tratar aspectos experimentales:
Adams, D.M y Raynor, J.B. “Advanced Practical Inorganic Chemistry”. J. Wiley. 1965. “Química Inorgánica Práctica Avanzada: conjunto de ideas y experiencias comprobadas, útiles para su desarrollo en un curso superior” [versión española de José Masaguer]. Reverté. Barcelona, 1966.
Angelici, R.J. “Técnica y Síntesis en Química Inorgánica”. [Versión española por José Gálvez Flores]. Reverté. Barcelona, 1979.
Brauer, G. “Química Inorgánica Preparativa” [versión española por J.M. Coronas]. Reverté. Barcelona, 1968.
Burriel Martí F.; Lucena Conde F.; Arribas Jimeno, S.; y Hernandez Mendez, J. “Química Analítica Cualitativa”. Paraninfo. Madrid, 2001.
Palmer, W.G. “Experimental Inorganic Chemistry”. Cambridge University Press. Cambridge. 1970.
Pass, G. y Sutcliffe, H. “Practical Inorganic Chemistry: Preparations, Reactions and Instrumental Methods”. 2ª ed. Chapman and Hall. Londres, 1974.
2. Además para tratar los aspectos teóricos se recomienda la bibliografía específica de la asignatura “Química Inorgánica”.
Beyer, L.; Fernandez-Herrero, V. “Química Inorgánica”. Ed. Ariel, 2000. Cotton, F.A.; Wilkinson, G.; Murillo,C.A. y Bochmann, M. “Advanced
Inorganic Chemistry”. 6ª ed. John Wiley & Sons. Nueva York., 1999. Greenwood, N.N. y Earnshaw, A. “Chemistry of the Elements”, 2ª ed.
Butterworth-Heinemann. Oxford, 1997. Gutiérrez-Rios, E. “Química Inorgánica”, 2º ed. Reverté. Barcelona, 1984. Housecroft, C.E. y Sharpe A.G. “Química Inorgánica”. 2º ed. Prentice Hall,
2006. Rayner-Canham, G. “Descriptive Inorgánic Chemistry”, 2º ed. W.H. Freeman.
Nueva York. 2000. “Química Inorgánica Descriptiva”. (Traducción por S.B. Garcés). 2ª ed. Pearson Education. México, 2000.
Shriver, D.F.; Atkins, P.W. “Inorganic chemistry”. 4ª ed. Oxford University Press. Oxford, 2006.
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