Trabajo práctico Nº7: Química de no metales:

nitrógeno, azufre y halógenos

Resumen El trabajo consistió en el estudio de la química del nitrógeno, azufre y halógenos haciéndolos reaccionar con otros compuestos.

Fundamentos teóricos

Nitrógeno

Fue descubierto por Rutherford en 1772. Constituye el 78% del volumen de la

atmósfera terrestre en forma de N2. Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Su punto de fusión es de -210ºC y su punto de ebullición normal es de -196ºC (1).

Su configuración electrónica es [He]2s22p3 y presenta todos los estados de oxidación formales de +5 a -3, sin embargo, los más estables son +5, 0 y -3.

El nitrógeno elemental se obtiene en cantidades comerciales por destilación fraccionada de aire líquido.

La molécula de N2 es muy poco reactiva debido al fuerte triple enlace entre los átomos de nitrógeno. En consecuencia, se usan grandes cantidades de N2 como atmósfera inerte para desechar el O2 durante el procesamiento y empaquetado de alimentos, en la manufactura de productos químicos, entre otros. El N2 líquido se emplea como refrigerante para congelar alimentos con rapidez.

El amoníaco es el compuesto de nitrógeno más importante. Es un gas incoloro y tóxico que actúa como base.

Este elemento forma tres óxidos comunes: N2O (óxido nitroso), NO (óxido nítrico) y NO2 (dióxido de nitrógeno) Azufre

Es un sólido amarillo inodoro e insípido que puede ser encontrado en forma libre en zonas volcánicas y en fuentes termales (2). Su punto de fusión es de 112ºC y su punto de ebullición normal es de 444ºC. Su configuración electrónica es [Ne] 3s23p4. Puede alcanzar una configuración de gas noble por adición de dos electrones, por lo cual su estado de oxidación común suele ser -2. Otros estados son +3, +4 y +6. Al poseer un bajo punto de fusión y baja densidad se utiliza el proceso Frasch para obtenerlo a partir de depósitos subterráneos. Este método consiste en introducir agua sobrecalentada en el depósito para fundir el azufre. Luego, mediante aire comprimido, el elemento sube por un tubo hasta la superficie, donde se enfría y solidifica.

Es insoluble en agua y existe en varias formas alotrópicas. La forma termodinámicamente estable a temperatura ambiente es el azufre rómbico S8.

Forma sulfuros con elementos más electronegativos: FeS sulfuro de hierro(II) o H2S sulfuro de hidrógeno, uno de los sulfuros más importantes.

Cuando se quema azufre en aire se forma dióxido de azufre, un compuesto tóxico y de olor asfixiante. Es especialmente tóxico para organismos como hongos, por lo tanto se utiliza como fungicida. Halógenos El grupo de los halógenos está compuesto por el flúor, el cloro, el bromo, el yodo y el argón. Su configuración electrónica externa es ns2np5, donde n varía de 2 a 6. Los halógenos tienen afinidades electrónicas negativas grandes y suelen alcanzar una

configuración de gas noble ganando un electrón, por lo tanto su estado de oxidación suele ser -1. El flúor, por ser el elemento más electronegativo, sólo existe en estado -1 en sus compuestos. Los demás presentan estados de oxidación de hasta +7.

El cloro, el bromo y el yodo se encuentran en forma de halogenuros en el agua de mar y en los depósitos de sal. El flúor está presente en los minerales fluorita (CaF2), criolita (Na3AlF6) y fluorapatita Ca5(PO4)3F.

Todos los isótopos de astuto son radiactivos. El isótopo de vida más larga es el astuto 210, que tiene una vida media de 8,1h y se desintegra por captura de electrones. Por ser tan inestable se conoce poco sobre su química.

La electronegatividad disminuye de 4.0 en el flúor a 2.5 en el yodo. Debido a su alta electronegatividad suelen usarse como agentes oxidantes.

Suelen existir como moléculas diatómicas. Las fuerzas de dispersión de London mantienen unidas las moléculas en los estados sólido y líquido. Por ser I2 la molécula de halógeno más grande y polarizable de todas, las fuerzas intermoleculares entre estas moléculas son las más intensas. En consecuencia, tiene los puntos de fusión y ebullición más altos. En condiciones normales, el I2 es sólido, el Br2 es líquido y el Cl2 y F2 son gaseosos.

Metodología Nitrógeno

Se colocó en un tubo de ensayo una pizca de Zn, se agregaron 5ml de agua y 1ml de HNO3 al 20%. Se calentó suavemente.

Se repitió el ensayo anterior agradando lentejas de NaOH. Se calentó suavemente y se acercó un papel indicador de pH humedecido al borde superior del tubo.

En un tubo de ensayo, se agregó una viruta de Cu y HNO3 diluido, se calentó suavemente trabajando bajo campana.

Se repitió la operación con HNO3 concentrado trabajando baja campana. En un tubo de ensayo se agregaron 2ml de solución de FeCl2, fue acidificado con

HCl, y se agregaron 5ml de HNO3 diluido. Se separó una porción y se agregaron gotas de NH4SCN.

Azufre

En dos tubos de ensayo se agregaron 1ml de solución de Na2SO3 0,02M y 1ml de

solución de Na2SO4, se trataron ambos tubos con solución de BaCl2 hasta precipitación total. Se trataron los precipitados con solución de HCl.

Se colocó en un tubo de ensayo solución de KMnO4, fue acidificado con H2SO4, y se agregó solución de Na2SO3.

En un tubo de ensayo se agregó solución de Na2SO3 0,04M. Fue acidificado con HCl. Se colocó en la boca del tubo un papel de filtro embebido en solución de K2Cr2O7.

Halógenos 1. Reacciones de desplazamiento de halógenos

Se prepararon seis tubos de ensayo conteniendo aproximadamente 5ml de solución de NaBr (2), Nal (2), NaCl (2). Se marcaron con marcador indeleble.

Se le agregaron gotas de agua de cloro a la solución de NaBr y a la solución de NaI. Luego, se le agregaron gotas de agua de yodo a lo solución de NaBr y a la

solución de NaCl. Se le agregaron gotas de agua de bromo a la solución de NaCl y a la solución de NaI.

2. Obtención de Cloro. Caracterización de agua de Cl2

En un tubo de ensayo que contenía 1ml de agua de Cl2 se agregó solución de

AgNO3. En otro tubo de ensayo con agua de Cl2, se agregó solución de FeSO4, se agitó y trató con solución NH4SCN. Se comparo con otro tubo igual reemplazando el agua de Cl2 por agua destilada. 3. Preparación de ácido clorhídrico

En un kitasato provisto de tubo de desprendimiento se agregó 1,5g de NaCl. Se ajustó una ampolla de decantación con 5ml de H2SO4 concentrado. Se abrió el robinete y se dejo caer el ácido sobre la sal. Se calentó suavemente y se recogió el gas desprendido en un tubo de ensayo con agua destilada.

Se dividió el contenido del tubo en tres partes: a) se tomó el pH de la solución b) se agregaron gotas de la solución sobre granallas de zinc y se calentó

suavemente c) se agregó solución de NaI y luego cloroformo.

4. Obtención de I2

Se colocó una mezcla de 1g de MnO2, 1g de KI y 4ml de H2SO4 1:1 en un vaso de precipitados de 100ml. Se colocó sobre el vaso un erlenmeyer con agua fría. Se calentó suavemente. Cuando el depósito de yodo fue suficiente, se retiró el mechero y se dejó enfriar con el vaso tapado. Luego se retiró el erlenmeyer. 5. Caracterización de I2

Se transfirió el I2 obtenido a tres tubos de ensayo y se agregó respectivamente: agua destilada, 2ml de solución de KI y 2ml de agua; 1ml de solución de Na2SO3.

Resultados

NITRÓGENO Tubo de ensayo con Zn(s), 5ml de H2O y 1ml de HNO3 20% 4Zn(s) + 10HNO3(ac) 4Zn(NO3)2 + NH4NO3(ac) + H2(g) Tras calentarlo se observó desprendimiento de H2

Agregado de NaOH Zn+2(aq) + 4HO-(aq) ZnO2

-2 + H2O(l)

NH4

+ + HO- NH4OH NH4OH NH3(g) + H2O En medio básico la reacción libera amoníaco. Tubo de ensayo con Cu(s) y HNO3 diluido 3Cu + 8HNO3(dil) 3Cu(NO3)2 + 2NO(g) + H2O 2NO(g) NO2(g) Después de un tiempo de reacción se observa la aparición de un gas de color pardo (NO2). La solución se tiñe de color azul porque el Cu+2 se solubilizó.

Tubo de ensayo con Cu(s) y HNO3 concentrado

Cu + 4HNO3(conc) Cu(NO3)2 + 2NO2(g) + 2H2O En este caso la reacción es instantánea. La primera reacción no es instantánea porque en ese caso se libera NO, gas incoloro, que al tomar contacto con el aire se convierte a NO2, Se observa mayor desprendimiento de gas con el HNO3 diluido porque es un mayor oxidante que el concentrado, ya que las moléculas están más dispersas y reaccionan con más facilidad. Tubo de ensayo con 2ml de Fe(NH4)2(SO4)2, 2ml HCl y 5ml de HNO3 diluido Fe+2 + HNO3(dil) Fe+3 + NO Fe+3 + SCN- FeSCN+2 La solución se tiñe de color rojo indicando que el Fe+2 se oxidó a Fe+3, el cual reaccionó con el SCN- formando el complejo FeSCN+2. Se observa desprendimiento de NO2.

AZUFRE Tubo de ensayo con Na2SO3 0,02M y BaCl2 Na2SO3 + BaCl2 BaSO3 Se observa precipitado blanco de BaSO3 Acidificación de la solución con HCl 3M BaSO3 + HCl HSO3

-

HSO3

- + HCl H2SO3

Cuando se agrega HCl, este reacciona con el precipitado porque SO3

2- proviene de un ácido débil (H2SO3). El precipitado desaparece Tubo de ensayo con Na2SO4 0,02M y BaCl2 Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 Acidificación de la solución con HCl 3M Al agregar HCl no hay reacción con el precipitado pues SO4

2- proviene de un ácido fuerte (H2SO4). Tubo de ensayo con KMnO4, H2SO4 y Na2SO3 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2 La solución de KMnO4 es de color violeta, tras el agregado de Na2SO3 en medio ácido se observo un cambio de color, de violeta a transparente. El Mn+7 se reduce a Mn+2 El mismo ensayo en medio alcalino (con agregado de NaOH) mostró un cambio de color de violeta a marrón. Tubo de ensayo con Na2SO3 0,04M, HCl 3M. Na2SO3 + HCl SO3

2- SO2 (g)

Calentamiento del tubo de ensayo y colocación de papel embebido en solución de K2Cr2O7 SO2 + Cr2O7

2- Cr+3 + SO4-2

El papel pasa de color naranja a amarillo/verde. Esto indica que el Cr+6 se reduce a Cr+3 y la liberación de gas fue positiva.

HALÓGENOS Reacciones de desplazamiento

cambios observados

Tubo de ensayo (5ml)

Agregado de agua de cloro

Agregado de agua de yodo

Agregado de agua de bromo

NaBr cambio de color: transparente a amarillo

no hay cambios no se agregó

NaI cambio de color: transparente a marrón. se observa un precipitado marrón

no se agregó cambio de color: amarillo a marrón. Se observa un precipitado marrón

NaCl no se agregó no hay cambios no hay cambios

El cloro es capaz de desplazar al bromo y al yodo por lo tanto su potencial de reducción es mayor. El bromo es capaz de reducir al yodo; y, naturalmente, el yodo no puede reemplazar a ninguno de los dos. Por lo tanto, es posible deducir:

Eº reducción: Cl2 > Br2 > I2

Obtención de cloro. Caracterización Tubo de ensayo con 1ml de agua de cloro y solución de AgNO3

Se observa precipitado blanco: AgCl. La plata no se reduce por lo tanto no hay una reacción redox: en el agua de cloro hay Cl- Tubo de ensayo con 1ml de agua de color y Fe(NH4)2(SO4)2 y NH4SCN Se observa la formación de un complejo rojo. Por lo tanto el Fe+2 se reduce a Fe+3 reaccionando con el SCN- Fe+3 + SCN- Fe(SCN)+2 Si el hierro se reduce, entonces en el agua de cloro hay presencia de ClO-. ClO- Cl- El agua de cloro está formada por Cl-.y ClO-.

Preparación de ácido clorhídrico Kitasato con 1,5g de NaCl, agregado de 5ml de H2SO4 concentrado NaCl + H2SO4 HCl(g) + Na2SO4

El gas liberado se recoge en un tubo de ensayo con agua destilada. HCl + H2O Cl- + H3O

+

Separación del HCl en 2 partes y caracterización Tubo de ensayo con HCl y granallas de Z. Tras el agregado de Zn se observa desprendimiento de H2

Zn(s) + HCl ZnCl2 + H2(g)

Tubo de ensayo con HCl, cloroformo y NaI No se observan cambios. Tubo de ensayo con agua de cloro, NaI y cloroformo Se observan dos fases: en la primera el I2 solubilizado en cloroformo; en la segunda el I2 no solubilizado en H2O. (El I2, no polar, es soluble en compuestos no polares como el cloroformo)

Obtención de I2 Vaso de precipitado con 1g de MnO2, 1g de KI y 4ml de H2SO4. Tapado con un erlenmeyer con agua fría. MnO2 + KI + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + I2 El I2 se deposita en el fondo del erlenmeyer formando cristales de color violeta.

Caracterización de I2

Tubo de ensayo con I2 y H2O El I2 no es soluble en agua por ser un compuesto no polar, se observa un precipitado negro. Tubo de ensayo con I2, H2O y KI I2 + KI I3

- + K+ El I3

- se solubiliza parcialmente en el agua: la solución se tiñe de rojo y también se observa un precipitado del mismo color. Tubo de ensayo con I2, Na2SO3 y H2O I2 + Na2SO3 + H2O 2I- + Na2SO4 + 2H+ El I- se solubiliza totalmente en H2O por tener carga.

Conclusiones

En este trabajo práctico pudimos ver y comprobar algunas reacciones de gran importancia como la obtención de amoníaco en un medio alcalino, la obtención de monóxido de nitrógeno y dióxido de nitrógeno.

Haciendo reaccionar compuestos con azufre obtuvimos desprendimiento de hidrógeno gaseoso y también dióxido de azufre.

En cuanto los halógenos, observamos su capacidad de desplazamiento relacionada con su potencial de reducción. El cloro es capaz de desplazar al bromo y al yodo, y el bromo solo es capaz de desplazar al yodo.

Caracterizamos agua de cloro llegando a la conclusión de que está compuesta por cloruros (Cl-) y el anión hipoclorito (ClO-)

Preparamos ácido clorhídrico a través de un sistema armado con un kitasato con cloruro de sodio y una ampolla de decantación con ácido sulfúrico, haciendo burbujear el gas en agua destilada.

También obtuvimos yodo por condensación y verificamos la capacidad de solubilidad del I2, I3- y el I- en agua. El primero no se solubiliza, el segundo tiene una leve capacidad de solubilizarse y el tercero es totalmente soluble.

Referencias

(1) BROWN. Química. La ciencia central. 9º Ed. Pearson Educación, México. 2004 (2) RODGERS. Química inorgánica. 1º Ed. McGRAW-HILL, España. 1995