manual de quimica inorganica

UNIVERSIDAD DE SONORA UNIDAD REGIONAL NORTE

CAMPUS CABORCA

DEPARTAMENTO CIENCIAS QUIMICO

BIOLOGICAS Y AGROPECUARIAS

MANUAL DE PRÁCTICAS

DE QUÍMICA INORGÁNICA

M.C. MARIA IDALIA SOTELO ESTRADA

Q.A. AXEL FRANCISCO MORAGA FIGUEROA

CONTENIDO

OBJETIVO...................................................................................................................................... 4

INTRODUCCION .......................................................................................................................... 4

PRACTICA No.1 SOLUBILIDAD DE COMPUESTOS INORGÁNICOS ............................... 5

PRACTICA No.2 PROPIEDAD DE LOS ENLACES QUIMICOS ........................................... 8

PRACTICA No.3 OBTENCION DEL HIDROGENO .............................................................. 10

PRACTICA No.4 PEROXIDO DE HIDROGENO .................................................................. 12

PRACATICA No.5 OBTENCION DEL OXIGENO .................................................................. 15

PRACTICA No.6 PORCENTAJE DE AGUA EN UN HIDRATO ........................................... 17

PRACTICA No.7 PURIFICACION DEL AGUA POR DESTILACION .................................. 19

PRACTICA No 8 PROPIEDADES DE LOS HALOGENOS: (Sesión 1) ................................. 21

PRACTICA No.9 REACCION DE LOS HALOGENOS: Sesion 2 ........................................... 24

PRACTICA No.10 PROPIEDADES DEL AZUFRE Y SUS COMPUESTOS ........................ 26

PRACTICA No.11 PROPIEDADES DE ELEMENTOS DEL GRUPO IV “A” ........................ 28

PRACTICA No.12 IDENTIFICACION DE LOS METALES ALCALINO

Y METALES ALCALINOTERREOS ....................................................... 30

PRACTICA No.13 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS DE LOS METALES DE

TRANSICION ............................................................................................. 32

PRACTICA No.14 ANALISIS CUALITATIVO DE ANIONES .............................................. 35

BIBLIOGRAFIA ........................................................................................................................... 37

PREPARACIÓN DE REACTIVOS ............................................................................................. 38

OBJETIVO

El presente folleto de prácticas es hacer accesibles los fundamentos y comprensible los materiales

a trabajar para despertar el interés de los estudiantes en el área.

INTRODUCCION

Este manual de prácticas está dirigido a los estudiantes de carrera de Químico biólogo y carreras

afines, que hayan cursado la materia de química general. La parte experimental de los contenidos

temáticos tienen el enfoque y contenido adecuados para los estudiantes a nivel licenciatura, les

permita contar con un manual de prácticas para el laboratorio las cuales tienen una secuencia que

corresponden a los contenidos de la materia.

Está diseñado para reforzar y para ampliar el conocimiento de la química por medio de la

experiencia adquirida en el laboratorio y se da énfasis a la seguridad en el laboratorio. Cada

experimento contiene la introducción teórica, los objetivos que se deben seguir, una lista del

equipo y de las sustancias químicas que se necesitan y el procedimiento que se debe seguir. Así

como también incluye secciones de análisis, llegar a conclusiones y hacer investigaciones

adicionales.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 1

SOLUBILIDAD DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

OBJETIVO:

1.- Leer y comprender los principios y procedimientos contenidos en esta práctica.

2.- Solubilidades

INTRODUCCION

Cualquier substancia que produce iones al estar en solución es un electrólito. Los ácidos, las bases

y las sales (por ejemplo el ácido oxálico, el hidróxido de sodio y el cloruro de sodio) son

aisladores.Cuando algunas de estas substancias se disuelve en el agua, la solución que resulta es un

conductor.

Loa acidos y bases pueden ser, tanto substancias ionicas como substancias moleculares. Sin

embargo, cuando se disuelven en el agua, se forman iones. La conducción electrólitica es posible

debido a que los iones se mueven libremente en solución acuosa. Si conectamos al conductímetro

a una corriente directa, uno de los electrodos será negativo y el otro positivo. Se acostumbra llamar

al electrodo negativo cátodo y el electrodo positivo ánodo. Si se sumergen los electrodos en una

solución iónica, los iones positivos en la solución serán atraídos hacia el cátodo. Por esta razón, es

que los iones positivos se llaman cationes. Los iones negativos serán atraídos hacia el ánodo. De la

misma forma, a estos se les llama aniones. El movimiento de iones en una solución genera una

corriente eléctrica, al igual que el movimiento de electrones en un metal genera una corriente.(3,9)

Materiales Reactivos

Soluciones al 0.05 M

1 gradilla

12 tubos de ensaye de 15 x 125 Nitrato de plata AgNO3 Nitrato de potasio KNO3

1 pinzas para tubo de ensaye Sulfato de aluminio AL(SO4)3 Bromuro de potasio KBr

1 tubo de ensaye grande Sulfato de amonio (NH4)2SO4 Cromato de potasio K2CrO4

20 frascos/goteros Sulfito de sodio Na2SO3 Acido clorhidrico HCl (1 M)

Nitrato de cobalto Co(NO3)2 Hidroxido de sodio

NaOH (2 M y 10 M)

Nitrato de zinc Zn(NO3)2 Nitrato de niquel Ni(NO3)2

Nitrato de magnesio Mg(NO3)2 Sulfuro de amonio (NH4)2S

Nitrato de amonio NH4NO3 Hidroxido de sodio NaOH

Sulfato de cobre CuSO4. 5H2O Ácido clorhídrico HCl

Nitrato de calcio Ca(NO3)2 Agua destilada

Yoduro de potasio KI Carbonato de sodio Na2CO3

Procedimiento:

1. Producto de la solubilidad:

a) Colocar en cada uno de los tubos de ensaye 1 ml de la solución que contiene la sal de

Ag+.

b) Agregar al primer tubo1 ml de la solución del anión SO4-2

y hacer lo mismo en cada tubo

con los diferentes aniones que indique el instructor, (Tabla 1).

c) Seguir el orden marcado en dicha tabla e ir llenándola para todos los demas cationes que

indique el instructor a medida que avanza en el desarrollo de la práctica. Es importante que

los reacativos esten en la lista de soluciones en el mismo orden en el que se requieren para

hacer los experimentos y para llenar lla taba de resultados.

d) Utilizar clave para hacer las anotaciones de los resultados en la Tabla No. 1.

pp= precipitado (indicar su color)

sra= sin reacción aparente

c= cambia de color sin haber precipitado

di= se disuelve el precipitado

ION SO4-2

CI- SO3

-2 NO3

-2 Br

- I

- OH

- CrO4

-

2

CO32

Ag+

Co2+

Cu2+

Al3+

Zn2+

Ni2+

Ca2+

Mg2+

Na+

NOTA: a) En vez de añadirle NaOH 0.05 M, basta añadir una gota de NaOH 2 M.

(Para los cálculos, asumir que 20 gotas es ≈ 1 ml)

CUESTIONARIO

1. Hay tres teorías ácido-base común: La teoría de Arrhenius, la teoría de Bronsted-Lowry y la

Teoría de Lewis. Revise cada una de ellas y explique cual es la diferencia.

2. Los óxidos metálicos tienden a formar anhídridos básicos, mientras que los óxidos no metálicos

tienden a formar anhídridos acidos. Explique.

3. Una sal es un compuesto cristalino formado por un ión negativo de un ácido y un ión positivo

de una base. Dé un ejemplo.

4. Que significa:

a) ácido binario, b) ácido fuerte, c) ácido débil, d) anfotérico, e) anhídrido básico, f) anhídrido

ácido y g) electrólitos.

5. Dibuja las formulas de puntos electrónicos (estructura de Lewis) para cada una de las siguientes

sustancias. Decide si la substancia debe ser un acido o una base de Lewis.

a) AlCl3 b) SO3 c) PH3 d) Xe

2. Propiedades ácido-base

a) En dos tubos de ensaye colocar 1 ml de la solucion de Zn2+

.

b) En ambos tubos agregar una o dos gotas de NaOH 2 M para formar el hidróxido de zinc.

¿Como se comprueba la presencia de este hidróxido?

c) A uno de los dos tubos que contiene el hidróxido de zinc agregar 1 ml de HCI 1 M.

¿Se presentó alguna reacción? ¿Cuál?

d) El otro tubo que contienen el hidróxido de zinc agregar 0.5 ml de NaOH 10 M.

¿Se presentó alguna reacción? ¿Cuál?

e) Repetir los mismos pasos con soluciones de Al3+

, Mg2+

, y Co2+

y llenar la tabla 2 usando las

mismas abreviaturas que las señaladas en la tabla anterior.

Tabla No. 2 Propiedades de las bases

NaOH

2M

HCl

1M

NaOH

10M

Propiedad ácido-base del hidróxido

Zn2+

Al3+

Mg2+

Co2+

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 2

PROPIEDAD DE LOS ENLACES QUIMICOS

OBJETIVOS:

1. Diferenciar algunos tipos de enlace.

2. Explicar las propiedades en función del modelo del enlace químico.

3. Observar características de los compuestos iónicos.

INTRODUCCION:

Los átomos reaccionan químicamente perdiendo, ganando o compartiendo electrones. Surgen por

interacciones de transferencia y distribución de electrones. A Las fuerzas que mantienen unidos los

iones de carga opuesta o que ligan a los átomos se les llama "enlaces químicos", cuando se forma

un enlace químico se libera energía.

Atomo + átomo átomo-átomo + energía

formación del enlace químico

La energía que se libera cuando se forma un enlace es la que originalmente estaba contenida en los

átomos. Una de las fuerzas impulsoras en la naturaleza es la tendencia de la materia a alcanzar el

estado de energía mas bajo posible. Generalmente, un estado de energía mas bajo implica mayor

estabilidad. Los elementos se clasifican con base en su grado de estabilidad. (4,13,14)


1 soporte universal Sodio metalico

Anillo Cloruro de sodio NaCl (0,5M)

Conductimetro Sulfato de cobre CuSO4. 5H2O (0,05 M

1 pinza para tubo de eensaye Benceno C6H6

7 tubos de ensaye de 15 x 125 Cobre Cu

4 vasos de precipitado de 100 ml Agua destilada

1 pipeta de 10 ml Agua de la llave

Parafina

Tetracloruro de carbono CCl4

Sacarosa (C12H22O11) (1M)

PROCEDIMIENTO

Paso No. 1. Prueba de conductividad eléctrica

Debido a que los compuestos iónicos y covalentes polares sí conducen la corriente eléctrica, y los

compuestos covalentes no la conducen, la prueba de la conductividad también revela el tipo de

enlace. Este paso consiste en probar una por una, las diversas soluciones para determinar si

conducen o no la corriente eléctrica.

1. Se vierte en vasos precipitados cada una de las substancias (50 ml.), sumergiendo los

electrodos y se observa si se prende o no el foco. Lave los electrodos con agua destilada

después de cada prueba.

Completa el cuadro indicando las características que observaste:

Substancia ¿Conduce la corriente eléctrica? Tipo de enlace

Agua destilada

Agua de la llave

NaCl, (sólido)

NaCl, solución

CuSO4, solución

Benceno

Parafina

Azúcar

CCL4

Alambre de cobre

CUESTIONARIO:

1.- Puede deducir el tipo de enlace de cada una de las substancias?

2.- Explique el enlace covalente.

3.- Como se representa la estructura punto de Lewis un enlace covalente.

4.- Describa la fuerza de atracción de un enlace covalente.

5.- Diga algunos usos de los valores de electronegatividades.

6.- Que es un enlace iónico.

7.- Defina los siguientes términos: a) electronegatividad , b) enlace simple, c) enlace doble d)

enlace triple, e) regla del octeto y f) resonancia.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 3

OBTENCION DEL HIDROGENO

0BJETIVO:

Que el alumno realice y observe las diferentes reacciones para la obtención del hidrógeno.

INTRODUCCION:

El hidrógeno molecular es un gas incoloro, inodoro e inocuo, que hierve a -252.9 oC. El hidrógeno

es el elemento mas abundante den el universo, constituyendo el 70% de su masa total. Es el tercer

elemento más abundante en la corteza terrestre.

El hidrógeno se parece a los metales alcalinos que tiene un solo electrón de valencia s y forma el

ión H+, el cual es hidratado en solución (similar, por ejemplo, a los iones Na+

(ac). Por otro lado

también el hidrógeno forma hidruros (H-), el cual es muy reactivo para existir en el agua, pero

existe en algunos compuestos ionicos. En este aspecto el hidrógeno se parece a los halógenos, dado

que ellos forman iones haluros (F-,Cl

-,Br

-,I

-). Tradicionalmente el hidrógeno se coloca en el grupo I

“A” en la tabla periódica pero no se debe pensar en el como un miembro de ese grupo. (1,3)


8 tubos de ensaye 15 x 150 Acido sulfúrico H2SO4

1 gradilla Acido Nítrico HNO3

1 pinzas para tubo de ensaye Acido Clorhídrico HCl

1 mechero/manguera Acido acético CH3COOH

1 espatula chica Aluminio (Al),

1 balanza granataria Cobre (Cu)

1 escobetilla Cinc (Zn

5 pipetas de 5 ml Plomo (Pb)

PROCEDIMIENTO

1. Se pesa un gramo de aluminio y se le agregan 2 ml de ácido sulfúrico y se observa la reacción.

Si hay desprendimiento de gases se recoge en un tubo de ensaye invertido, poniéndose en la

boca del tubo que se desprenden los gases y se tapa con el dedo índice y se destapa al momento

que se acerca al fuego.

2. El procedimiento se repite con cada uno de los ácidos y metales y en cada una de las reacciones

observe y escriba las reacciones.

CUESTIONARIO

1. Describa dos preparaciones de laboratorio y dos industriales del hidrógeno.

2. El hidrógeno presenta tres tipos de enlace en sus compuestos. Describa cada tipo con un ejemplo.

3. Los elementos números 17 y 20 forman compuestos con el hidrógeno. Busque las formulas de

estos dos compuestos y compare su comportamiento químico con el agua.

4.- De un ejemplo del hidrógeno como: a) Agente oxidante y b) agente reductor.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 4

PEROXIDO DE HIDROGENO

(Propiedades)

OBJETIVO:

Demostrar que al efectuarse un cambio químico, también ocurre un cambio en las funciones

químicas, y que este mismo resultado se puede observar en cualquier reacción química.

INTRODUCCION

El peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) esta formado por dos átomos de hidrógeno y

dos átomos de oxígeno por cada molécula de peróxido. El H2O2 puro es un liquido incoloro (Pe.

152.1 oC) . Se parece al agua en muchas de sus propiedades físicas e incluso esta mas fuertemente

asociado mediante enlace de hidrógeno, con una densidad que es un 40% mayor que la del agua.

Posee una alta constante dieléctrica, pero su utilidad como disolvente ionizaste está limitada por su

fuerte naturaleza oxidante y su fácil descomposición en presencia de trazas de muchos iones de

metales pesados.

La química redox del H2O2 en solución acuosa se resume mediante los potenciales:

H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O E

o = 1,77V

O2 + 2H2 + 2e = H2O2 Eo = 0,68V

HO2- + H2O + 2e = 3 OH

- E

o = 0.87V

que muestran que el peróxido de hidrógeno es un agente oxidante fuerte en disolución ácida o

básica. Se comporta como un agente reductor solo frente a agentes oxidantes muy fuertes como el

MnO4-. (1,5)


1 gradilla Almidόn diluido recién preparado

7 tubos de ensaye de 15 x 125 Soluciόn de yoduro de potasio

1 pinza para tubo de ensaye Acido sulfúrico diluido

5 frascos/foteros Soluciόn de permanganato de potasio

PROCEDIMIENTO:

Procedimiento No. 1

1. Se coloca en un tubo de ensaye 3 ml de peróxido de hidrόgeno.3%.

2. Se agregan unas gotas de almidón diluido y dos o tres gotas de KI, observa el cambio

producido y anótalo.

Procedimiento No. 2

1. Se coloca en un tubo de ensaye 3 ml de peróxido de hidrógeno, se agregan unas gotas de

suspensión de sulfuro de plomo II, y se agita. Observa el cambio y anótalo.

Procedimiento No. 3

1. Se coloca en un tubo de ensaye 3 ml de peróxido de hidrógeno, se agregan de dos a tres gotas

de ácido sulfúrico diluido y dos a tres gotas de solución de permanganato de potasio. Observa el

cambio y anótalo.

CUESTIONARIO No. 1

a) ¿Cómo actuó el H2O2 en este caso, como oxidante o reductor?

b) ¿Por qué?

c) Completa la ecuación que se verificó, y anota debajo de cada substancia su nombre y función

química.

KI + H2O2 ------

CUESTIONARIO No.2

a) En este caso, ¿el H2O2 actuó como oxidante o como reductor?

b) ¿por qué?

c) Completa la ecuación que se efectuó y escribe debajo de cada substancia su nombre y función

química.

H2O2 + PbS ------

CUESTIONARIO No. 3

a) ¿Cómo actuó en este caso el H2O2 , como oxidante o como reductor?

b) ¿Porq qué?

c) Escribe debajo de los compuestos formados el número de oxidación de cada elemento.

KMnO4 + 4H2SO4 + H2O ----- 2KHSO4 + 8 H2O + MnSO4 + 5 O2

d) ¿Qué cambio sufrió el H2O2 en su número de oxidación?

e) Con ello puede deducir cómo actuó el peróxido de hidrógeno en ésta reacción. Su número de

oxidación fue de .

QUIMICA INORGANICA

PRACATICA No. 5

OBTENCION DEL OXIGENO

OBJETIVO:

Que el alumno conozca métodos de obtención y deduzca las propiedades del oxígeno.

INTRODUCCION

El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra. Se genera mediante el proceso de la

fotosíntesis, se combina con metales y no metales y forma parte del compuesto más abundante e

indispensable para la vida, el agua. El oxígeno es una unidad fundamental de construcción de

prácticamente toda biomólecula, constituyendo casi una cuarta parte de todos los átomos de la

materia viviente. El oxígeno molecular es el oxidante esencial en la ruptura metabólica de las

moléculas de alimento. Si él, un ser humano es incapaz de sobrevivir unos cuantos minutos.

la configuración del oxígeno, que tiene ocho electrones, es 1s22s

22p

4. El oxígeno tiene tendencia a

aceptar dos electrones para formar el ión óxido (O2-

) en muchos compuestos iónicos. La molécula

de O2 es paramagnética, contiene dos electrones desapareados. El oxígeno molecular es un agente

oxidante fuerte. Se puede obtener por calentamiento de clorato de potasio en el laboratorio:(1,3,6)

2KClO3(s) MnO2 (s) + calor 2KCl(s) + 3O2(g)


Soporte universal

Mechero de Bunsen

3 frascos de boca ancha

1 tubo de ensaye 10 x 150

6 tubos de ensaye 15 x 150

Astillas de madera

Clorato de Potasio

Agua destilada

Peróxido de hidrógeno

Dioxido de manganeso

PROCEDIMIENTO

Parte I

1. Se coloca la mezcla de clorato de potasio en polvo y dióxido de manganeso, dentro del tubo

Pyrex se tapa con el tapón de hule que tiene el tubo de desprendimiento. Se arma el aparato como

en la figura:

2. Se calienta la mezcla suavemente, comenzando por el tubo externo superior del tubo hasta que

el calor sea uniforme y se desprenda el oxígeno en corriente moderada (cuando haya salida

de burbujas dentro del frasco colocado en la cuba hidroneumática).

3. El gas que se recibe dentro de los frascos de boca ancha (que previamente han sido llenados de

agua hasta el ras) el oxígeno producido por desalojamiento del agua.

5. Se tapan el frasco con un vidrio de reloj dentro de la cuba hidroneumática; después se sacan

de la cuba y se colocan boca arriba sobre la mesa de trabajo sin quitarles el vidrio de reloj.

6. Se saca el tubo de desprendimiento de la cuba y se retira el mechero del aparato generador de

oxígeno.

7. Ya que el clorato de potasio se descompone lentamente, se acelera la reacción agregándole

dióxido de manganeso como catalizador positivo.

Toca ahora la parte inferior del matraz y anota el cambio de temperatura.

Parte II

1.- Se toma un tubo de ensaye que contenga oxígeno y, sin destaparlo completamente, se introduce

en el un palillo o una astilla de madera con punto de ignición.

Observa y anota lo que ocurre a la maderita.

Observa uno de los frascos que contienen oxígeno gaseoso y anota las siguientes

observaciones y propiedades.

a) Estado físico

b) Color

c) Olor

CUESTIONARIO No. 1 (OXIGENO)

1. ¿Porqué el oxígeno puede guardarse en frascos con la boca hacia arriba?

2. Investiga y anota la densidad del oxígeno.

3. Al arder la astilla con punto de ignición se demostró que el oxígeno es:

4. Explica porque tienen esa propiedad.

5. ¿A que se le llama catalizador?

CUESTIONARIO No. 2

1. La reacción de descomposición del Peróxido de hidrógeno es:

2. El número de oxidación del oxígeno en el peróxido de hidrógeno es:

CUESTIONARIO No.3

1. ¿Que cambio químico sufrió el óxido de manganesoo II al calentarse?

2. Escriba la ecuación.

3. Explica porqué la reacción es reversible.

4. Defina los términos de reacción reversible e irreversible.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 6

PORCENTAJE DE AGUA EN UN HIDRATO

OBJETIVO

Determinar el porcentaje de agua en un hidrato.

INTRODUCCION

Hay muchos compuestos que, al cristalizarse de una solución acuosa, se cristalizan con

moléculas asociadas con partículas cristalinas, las cuales se les conoce como hidratos. Muchas

substancias se unen con el agua para dar compuestos, Por ejemplo el sulfato de cinc ZnSO4.7H2O,

solido cristalino. Este compuesto es estable bajo condiciones normales. Todas las muestras puras de

este hidrato muestran el mismo porcentaje de agua. En otras palabras el hidrato de sulfato de cinc

tienen una composición definida por peso; Esto obedece la ley de la composición constante. Una

muestra tal como un hidrato, puede perder toda su agua de cristalización por calentamiento,

convirtiéndose en una sal anhidra. Las sustancias que contienen agua absorbida en los poros y sobre

la superficie no muestran composición constante. Y son por lo tanto no hidratos. En estos casos, el

porcentaje de agua no es constante para todas las muestras, y el agua no forma parte de la estructura

del cristal. Los hidratos tienen una razón específica entre el agua y el compuesto. Los químicos

utilizan calor para secar estos compuestos y calcular la razón entre el compuesto y el agua.(2,3,13)

Materiales Reactivo

1 crisol de porcelana/tapa Sulfato de cobre pentahidratado

1 triángulo de procelana

1 soporte universal

1 Aro

1 Tela de asbesto/tripie

1 Mechero de Bunsen manguera

1 Espatula chica

PROCEDIMIENTO

1. Limpie y seque un crisol de porcelana, incluyendo su tapa.

2. Coloque el crisol con la tapa sobre el triángulo de porcelana y caliéntelo con un mechero,

durante 5 minutos.

3. Enfría el crisol unos 15 minutos hasta la temperatura ambiente en una tela de asbesto.

4. Coloque el crisol con la tapa y pese.

5. Ponga en el crisol de 1 a 1.5 gr. del hidrato; pese el crisol con tapa más la muestra adicionada.

6. Coloque el crisol sobre el triángulo de porcelana y caliente primero lentamente, durante algunos

minutos, evitando salpicaduras de la muestra.

7. Continué calentando el crisol con la muestra, con la flama a mayor temperatura.

8. Quite el mechero, deje enfriar el crisol tapado hasta la temperatura ambiente. Esto requiere

aproximadamente 15 minutos.

9. Pese el crisol tapado con el residuo.

10. Repita el proceso anterior por dos veces consecutivas hasta peso constante.

REPORTE

M1 = Peso del crisol con tapa

M2 = Peso del crisol con tapa + hidrato después de calentar.

M3 = Peso del crisol con tapa + residuo

CALCULOS

Peso del hidrato = M2 - M1

Peso del agua en la muestra del hidrato= M2 - M3

Con los datos anteriores obtenga el porcentaje de agua en la muestra del hidrato.

% de H2O = PESO DEL AGUA EN LA MUESTRA DEL HIDRATO X 100

PESO DEL HIDRATO

Calcular el número de moles de H2O en el hidrato, la formula del hidrato debe de ser:

CUESTIONARIO

1. Defina los siguientes términos:

a) higroscopía

b) hidratación

2. Explique porque se escribe ZnSO4.7H2O y no ZnSO11H1

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 7

PURIFICACION DEL AGUA POR DESTILACION

Objetivo: Separar una mezcla de substancias que sean solubles entre sí por medio de la destilación.

INTRODUCCION

El agua es muy estable ante el calor; se descompone solo en 1% a temperatura de 1100oC. El agua

pura es no coductora de electricidad. Pero cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido

sulfúrico e hidróxido de sodio, ,la solución se descompone fácilmente en hidrógeno y oxígeno por

acción de corriente eléctrica . Se producen así dos volúmenes de hidrógeno por cada volumen de

oxígeno.

La destilación es un proceso que se utiliza para separar substancias líquidas en un mezcla miscibles

entre sí, o bien líquidos en una mezcla homogénea de solidos y líquidos, esta operación se basa

principalmente en la evaporación de una de los componentes de la solución y el aumento de la

temperatura que depende de su punto de ebullición, los vapores se condensan al hacerlos pasar por

un refrigerante y se recupera nuevamente en forma líquida. (2,3,6,12)

Material Reactivos

Quitfit Azul de metileno

2 soportes Cloruro de sodio

1 anillo Sacarosa

3 mangueras

1 mechero de Bunsen

2 pinzas para matraz

1 pinza tres dedos, pinza nuez

1 probeta de 50 ml

1 vaso de precipitado 100 ml

1 pipeta de 10 ml

PROCEDIMIENTO:

1. Colocar 100 ml de agua con KMnO4 en el matraz de destilación y calentarla solución hasta que

Se haya recogido unos 50 ml del liquido (el destilado) en el matraz colector.

2. Repita la operación utilizando una mezcla de agua y sal.

3. Repita la operación utilizando agua con azul de metileno.

4. Repita la operación utilizando agua con azúcar.

CUESTIONARIO:

1- Anota cada una de las substancias que se destilaron primero a que temperatura. ¿Cuales son las

características que presentan?.

2- Explica las razones por el cual es recomendable que dentro del refrigerante circule el agua en

contra corriente?

3. Que propiedad física de los líquidos se aprovecha en la destilación.

4. Para que se usa la destilación simple.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No 8

PROPIEDADES DE LOS HALOGENOS: (Sesión 1)

OBJETIVO

Examinar estado físico de algunos compuestos y determinar solubilidades de cada uno de ellos.

(NaCl, KBr y CCL4, y KI)

INTRODUCCION

Elementos del grupo VII "A" o 17 (ns2np

2,n mayor2). Todos los halógenos son no metales con

fórmula general X2, donde X se refiere al elemento halógeno. Dada su gran reactividad, los

halógenos nunca se encuentran en el estado elemental en la naturaleza. (El último miembro del

grupo 7A es el astatino, un elemento radiactivo. Tienen alta energía de ionización y afinidades

electrónicas negativas grandes. Estos hechos sugieren que preferentemente formarían aniones del

tipo X-. Los aniones derivados de los halógenos (F

-, Cl

-,Br

- e I

-)se llama halogenuro o haluros. La

gran mayorías de los haluros de los metales alcalino y alcalinotérreos son compuestos iónicos. Los

halógenos forman muchos compuesto moleculares entre ellos mismos (tales como el ICL y BrF3) y

con los elementos no metálicos de los otros grupos (tales como PCl5 y NF3). Reaccionan con el

hidrógeno para formar haluros de hidrógeno.(1,12)

La tendencia más evidente de esta familia es la atracción de electrones. Le energía de ionización

decrece del flúor al Iodo.

Se presenta una aparente anormalidad en el caso de la afinidad electrónica del flúor, que es menor

que la del cloro. El reducido tamaño del átomo de flúor hace que éste se sature de densidad

electrónica rápidamente, y la adición de una carga unitaria produce cierta desestabililzación. La

estabilidad de los tres miembros mas pesados de la familia no varía con rapidez, en comparación

con la diferencia entre el Cl y F. (8)


Mechero de Bunsen Cloruro de sodio 0.5 M

Cucharilla de combustion Bromuro de potasio 0.5M

Pinzas para tubo de ensaye Yoduro de potasio 0.5M

6 tubos de ensaye 15 x 125 Tetracloruro de carbono

Vidrio de reloj Ácido sulfúrico

Tripie, tela de asbesto Almidon

2 Vaso de precipitado de 500 ml, 100 ml Alcohol etililco

2 Pipeta de 5 ml Agua destilada

Probeta de 50 ml Nitrato de plata 0.1N

Espatula chica Yodo

Balanza granataria

Guantes de asbesto

Equipo de seguridad

PROCEDIMIENTO

1. Examine el estado físico de NaCl, KBr, CCl4 y KI, observe color, olor, etc. y anote

observaciones.

2. Los que sean sólidos observar si funden rápido, lento y no funden a la temperatura del mechero.

a) Coloque una pequeña cantidad (0.1 gr) del sólido en una cucharilla de combustión y

colóquela sobre la parte más caliente de la llama.

b) Determine la solubilidad de cada una de las substancias. Coloque 0.1 gr de cada sólido en un

tubo de ensayo y 1 ml de los que sean líquidos y añada dos ml. de agua en cada tubo y agite,

deje en reposo y observe si se disuelven los compuestos halogenados. Añada ahora 1 ml de

solución diluida de AgNO3 a cada tubo y observe.

3. Indicador de almidón para el Yodo.. Añadir 10 ml de solución de almidón reciente mente

preparada a 500 ml de agua contenidos en un vaso de precipitado. Añadir luego, gota a gota,

una solución de I2 en alcohol hasta que se observe un débil color a espliego. Poner el vaso

sobre un fondo blanco y añadir a la solución un cristal grande de KI.

Explicar el fenómeno.

4. Purificación de yodo por sublimación:

Colocar cristales impuros de yodo en un vaso de 250 ml. Tapase el vaso con un vidrio de reloj

grande, colocando agua en la parte superior. Calentar el I2 en alcohol hasta que se formen

cristales en abundancia en la parte inferior del vidrio de reloj.

Examinar los cristales.

CUESTIONARIO

1- ¿ Porque el F2 y el HF son difíciles de manejar?

2- Describa una preparación industrial de cada uno de los halógenos.

3. La disolución acuosa del sulfato de cobre (II) es de color azul. Cuando se le agrega fluoruro de

Potasio acuoso a la disolución de CuSO4, se forma un precipitado verde. Si en vez de ello se

agrega cloruro de potasio acuoso, se forma una disolución verde brillante. Explique lo que

ocurre en cada caso.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 9

REACCION DE LOS HALOGENOS: Sesion 2

OBJETIVO

Que el alumno se relacione con los halógenos y sus reacciones características.

INTRODUCCION

Los halógenos son no metales muy activos, están en el grupo VII de la tabla periódica. Flúor, Cloro,

Bromo y Yodo. Tienen siete electrones de valencia en su última capa. A excepción del astato, con

los metales forman sales, por esta razón se les llama halógenos. (12)

Propiedades #

Átomos

Fórmula Estadodo físico Actividad

Química

FLUOR 9 F2 Gas- Amarillo

pálido

Extremadamente

Activo

CLORO 17 Cl2 Gas-Amarillo

verdoso

muy activo

BROMO 35 Br2 Líquido

rojo

Activo

YODO 53 I2 Sólido gris

plateado

menos

activo

Material Reactivos

9 tubos de ensaye de 15 x 125 Bromuro de potasio

1 pinza/ tubo de ensaye Yoduro de potasio

1 gradilla Cloruro de sodio

Mechero de Bunsen/manguera Ácido sulfúrico

1 balanza granataria Tetracloruro de carbono

1 esptatula chica Sol. de bromuro de potasio

1 pipeta de 5 ml Sol. de yoduro de potasio

1 soporte universal Agua de cloro

anillo

1 tela de asbesto

Vaso de precipìtado de 250 ml

PROCEDIMIENTO:

1. Reacción de los halógenos.

Llenar 3 tubos de ensaye hasta la mitad, respectivamente con:

a) agua de Cl2, b) Solución diluida de KBr y c) Solución diluida de KI.

b) Añadir CCL4 a cada tubo, hasta dos terceras partes.

c) Añadir unos ml de la Solución a) a cada uno de los tubos b y c.

Explicar porqué las soluciones cambia de color

Agitar los tres tubos de ensaye y observar el color de la capa de CCL4.

Escribir las ecuaciones.

2. Preparación del cloro, bromo y yodo.

Poner 1 gr de MnO2 en cada uno de tres tubos de ensaye grandes. Luego añadir a cada uno de los

tubos, respectivamente 1 gramos de a) NaCl, b) KBr y c)KI. Mezclar y añadir 0.5 ml de agua en

cada tubo.

En el tubo a) poner 1 ml de H2SO4 concentrado y calentar cuidadosamente. “Con mucho

cuidado", verter un poco de gas Cl2, que se forma en un tubo que contenga una disolución

diluida de KI y CCL4. Agitar el tubo y explicar el fenómeno que tiene lugar.

Repetir el mismo experimento con los tubos b) y c).

Escribir las ecuaciones de estas reacciones.

3. Estabilidad de los haluros de hidrógeno.

1. A tres tubos de ensaye grandes, añadir respectivamente, 1 gr de a) NaCl, b) KBr y c) KI.

Agregar a cada uno 1 ml de H2SO4 y calentar cuidadosamente. Soplar sobre la boca de cada tubo

y observar la presencia o ausencia de humos. Verter cada uno de los gases de los tres tubos en

sendos tubos de ensayo que contenga CCL4 y, después, agitar cada tubo. Explicar lo sucedido,

recordando que HCl, HBr y HI son gases incoloros.

CUESTIONARIO:

1) Escribir las ecuaciones.(paso 1)

2) Escribir las ecuaciones de estas reacciones.(paso 2)

3) Explicar lo sucedido, recordando que HCl, HBr y HI son gases incoloros.(3)

4) Del paso No. 4: Examinar los cristales.

INVESTIGACION

1. ¿Que halógeno es el mas débilmente oxidante?

2. ¿Que cambios implica convertir un átomo de halógeno a un ión haluro?

3. De Cl- y Br

-,¿Cual es el mas reductor?

4. Disponer a los iones haluros en orden creciente en su poder reductor.

5. Disponer los halógenos en orden creciente de poder oxidante.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 10

PROPIEDADES DEL AZUFRE Y SUS COMPUESTOS

FORMAS DEL AZUFRE

OBJETIVO: Que el alumno diferencie las formas alotrópicas del azufre y que prepara y observe

algunas reacciones características de sus compuestos.

INTRODUCCION:

Elementos del grupos VI A. Los primeros tres miembros del grupo (Oxígeno, Azufre y selenio) son

no metales, y los dos últimos son (teluro y polonio) son metaloides. En la naturaleza se encuentra

en forma elemental, como H2S y SO2, en minerales de sulfuros metálicos, y como sulfatos tales

como el yeso y anhidrita, sulfato magnésico, etc. El azufre se obtiene en gran escala a partir de

hidrocarburos gaseosos naturales (5). El Azufre existe como unidades S8. Forma iones S2-

.

El azufre es un sólido amarillo, insípido e inodoro (p.f. 112 oC), es insoluble en agua, pero soluble

en disulfuro de carbono. Por calentamiento se transforma lentamente en azufre monoclínico (p.f.

119 oC), el cual consta de unidades S8. El azufre muestra una variedad de números de oxidación en

sus compuestos. Forma iones polisulfuros, S62-

.Presenta dos formas cristalinas: la rómbica que

funde a 112.8 oC y tiene una densidad de 2.07 gr ml-3

, y la monoclínica, que funde a 119 oC y

tienen una densidad de 1.96 g cm-3

.

Se combina con casi todos los metales y metaloides formando sulfuros. La mayor parte del azufre

se emplea para la preparación del ácido sulfúrico. (3,12)


1 Embudo Azufre (polvo)

1 matraz erlenmeyer de 125 ml Disulfuro de carbono(CS2)

papel filtro Permanganato de potasio (KMnO4) 0.05 N

1 vidrio de reloj Sulfuro de amonio (NH4)2S

2 vaso de precipitado de 250 ml Dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0.05 M

Mechero,manguera Acido clorhídrico (HCl)

Ttripie Acido sulfídrico (H2S)

1 crisol Peróxido de hidrógeno 3%

Tubos de ensaye grandes 18 x 150 Sacarosa diluida

tela de asbesto

1 probeta 100 ml.

Espátula chica

1 pipeta de 5 ml

PROCEDIMIENTO:

1. Se coloca en el tubo de ensaye una pequeña cantidad de azufre, se agrega agua, se agita y se

a. observa. ¿Es soluble el azufre en agua fría.

2. Enseguida se calienta el tubo de ensaye en el mechero y se observa la solubilidad. Anota las

a. observaciones.

3. En un tubo de ensaye seco, se coloca una pequeña cantidad de azufre y se agregan unos 5

ml de CS2 "PRECAUCION"(El disulfuro de carbono es "venenoso y muy inflamable", no

debe utilizarse cuando exista alguna llama en el laboratorio, ni inhalarse).

4. Se agita y se vierte el contenido en un vidrio de reloj, se deja que se evapore el disulfuro de

a. carbono; cuando esto ocurra se observa con una lupa el contenido del vidrio de reloj

b. obtenido. ¿Como se llama esta forma alotrópica del azufre?

5. Filtrar 50 ml de CS2 que se hayan saturado con S. Colocar el filtrado en un matraz

erlenmeyer taparlo con un vidrio de reloj y abandonarlo durante varios días hasta que se

haya evaporado todo el CS2. Observar los cristales S rómbicos.

6. Llenar con azufre en polvo un tubo de ensaye hasta sus dos terceras partes. Calentar

intensamente hasta obtener un fluido negruzco; verter el flúido en un vaso de agua fría.

Examinar el S plástico.

7. Poner 50 ml. de (NH4)2S en un vaso de 100 ml. Añadir lentamente HCL hasta que la

precipitación sea completa. Observar el S precipitado.

8. Colocar 50 ml de KMnO4 diluido y 50 ml de K2Cr2O7, en solución en vasos de 200 ml.

Añadir 50 ml de HCl 6N a cada vaso y, después, H2S, hasta que desaparezca el color.con el

"sulfridrador" (prepararlo en un tubo de ensaye agregar pirita y H2SO4 concentrado y

calentarlo, el gas que se desprenda suministrarlo por medio del generador a cada uno de los

vasos).

PROPIEDADES DEL H2SO4.

a) Afinidad para con el agua. Preparar dos vasos de 100 ml cada uno, uno con 25 ml de H2SO4

concentrado y el otro con una disolución de sacarosa (30 gr. de sacarosa en 35 ml de agua).

Verter ambos líquidos simultáneamente en un vaso de 500 ml. Observar la masa.

CUESTIONARIO:

Definir alotropía

Discutir las formas alotrópicas de los elementos del grupo VIA.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 11

PROPIEDADES Y REACCIONES DE ELEMENTOS DEL GRUPO IV "A"

OBJETIVO: Observar algunas propiedades de los elementos Grupo IV "A"

INTRODUCCION:

Los elementos del grupo IV "A" son carbono, Silicio, Germanio, Estaño y Plomo, cada uno de los

cuales contiene cuatro electrones de valencia. Es decir los elementos se encuentran a medio camino

entre los elementos fuertemente electronegativos de los grupos VA,VIA y VIIA y los fuertemente

electropositivos de los grupos IA,IIA y IIIA.Por consiguiente, esperaríamos que estos elementos lo

mismo ganen cuatro electrones que pierdan otros cuatro cuando entren en combinación química con

otros elementos.

El primer miembro del grupo, el carbono, muestra claramente propiedades no metálicas, mientras

que los restantes miembros, silicio, germanio, estaño y plomo, van incrementando las propiedades

metálicas.

El carbono se encuentra en estado libre en forma de carbón, diamante y grafito y en forma de

compuestos tales como CO2, gran parte del cual se origina de plantas y animales. Los constituyentes

volátiles del carbón de piedra, gas natural y petróleo, están formados principalmente de compuestos

de carbono. El silicio, germanio, estaño y plomo no se encuentran en estado libre en la naturaleza.

Primera sesión

EL CARBONO Y LA MATERIA ORGANICA


1 mechero de bunsen Carbón vegetal

1 gradilla Crafito

4 tubos de ensaye grandes Oxido de plomo PbO

1 pinzas para tubo de ensaye Acido sulfúrico H2SO4

1 espátula Hidróxido de sodio NaOH 6 N

1 bureta HCl 6N

1 pinzas para bureta Tiras de magnesio

1 soporte Sulfato de sodio Na2SO4

1 vaso de precipitado Nitrato de plomo Pb(NO3)2

Fibra de vidrio Dicromato de potasio K2Cr7O4

Cloruro de sodio NaCl

Acetato de plomo PbC4H4O6

PROCEDIMIENTO

1. En un tubo de ensaye poner un trocito de carbón y añadir un ml de ácido sulfúrico.

Anotar observaciones.

2. En un tubo de ensaye poner un trozo de carbón y añadir un ml de hidróxido de sodio;

calentarlo observar que le sucede al carbón.

3. Adsorción de una solución. En una bureta, añadir sucesivamente 1 cm de lana de vidrio y

carbón activo. Dejar pasar lentamente a través del carbón 50 ml de una solución de índigo.

Examinar el líquido obtenido.

4. Montar un generador de CO2 como lo indique el instructor. Colocar trozos de mármol en el

matraz de 500ml. Añadir agua hasta cubrir los trozos de mármol, luego, porciones de HCl

6N para obtener el tipo de evolución deseado de CO2. Recoger varios frascos de CO2.

Explicar.

5. Colocar una vela encendida de 5 cm de longitud en el fondo de un recipiente. Verter el

CO2 de una de las botellas en el recipiente. Explicar lo que sucede.

6. Poner una tira de Mg de 15 cm de longitud, encendida, en una botella de CO2. Explicar

de dónde procede el carbón que se forma y por qué este gas mantiene la combustión.

CUESTIONARIO:

1. Describe las propiedades generales de los elementos del grupo IV A.

2. Describe las propiedades anfóteras de los elementos del grupo IV A.

3. Citar varios usos comerciales de los elementos de este grupo.

4. ¿Qué es el carbón activo?

5. Distinguir entre adsorción y absorción.

QUIMICA INORGANICA

PRACTICA No. 12

IDENTIFICACION DE LOS METALES ALCALINO

Y METALES ALCALINOTERREOS

OBJETIVO:

Observar las diferentes reacciones e identificación de los metales alcalinos,

INTRODUCCION:

Los elementos del grupo I "A”; Los metales alcalinos son los más típicos en los que respecta a las

propiedades físicas y químicas.

Los átomos de cada elemento contienen un electrón de valencia que, cuando se pierde, deja un

configuración electrónica similar a la del gas inerte que precede inmediatamente al elemento en la

tabla. Los metales alcalinos exhiben, por consiguiente un estado de oxidación característico de +1 y

forman compuestos electrovalentes. Químicamente son muy reactivos y por eso no se encuentran

libre nunca en la naturaleza. Sus compuestos son en general muy solubles en agua.

Todos reaccionan con agua, liberando hidrógeno, y se combinan con muchos no metales, formando

compuestos binarios. Forman sales típicas, como cloruros, nitratos, sulfatos, fosfatos y carbonatos.

Cada metal alcalino da un color definido a la llama de un mechero de Bunsen. lo mismo en estado

libre que en forma de compuesto. Tal ensayo a la llama es útil para su identificación.

Material Reactivos

Soluciones 0.05 M

1 Asa de platino Cloruro de sodio NaCl

1 mechero de Bunsen/manguera Cloruro de potasio KCl

1 espátula Cloruro de litio LiCl

4 tubos de ensaye grandes Cloruro de Cesio CsCl

1 pinzas para tubo de ensaye Cloruro de bario BaCl2

1 vaso de precipitado de 50 ml Cloruro de Estroncio SrCl2

Acido clorhídrico HCl

Cloruro de cobre CuCl2

Cloruro de Calcio CaCl2

Carbonato de sodio Na2CO3

Sulfato de potasio K2SO4

Cromato de potasio K2CrO4

PROCEDIMIENTO

Parte I

1. Coloque el asa de aluminio sobre la llama del mechero de bunsen si la llama se colorea; indica

que hay impurezas en el alambre, para eliminarlas se sumerge la asa de aluminio en solución de

HCl en un tubo de ensayo y se lleva nuevamente a la llama.

2. Una vez limpio se sumergen en cada una de las soluciones preparadas, limpiando con HCl el asa

de platino después de cada prueba. Observe las reacciones.

Parte II

Reacción de Ca y Mg con agua y ácidos.

a) Poner un trocito de calcio en un tubo de ensaye que contenga 10 ml de agua. Repetir el

experimento usando un trocito de magnesio.

Recoger el gas que se desprende, con un tubo de ensaye y taparlo; luego se acerca la boca

del tubo invertido a una llama.

Explicar las observaciones efectuadas y escribir las reacciones.

b) Repetir el inciso a) usando HCL diluido en lugar de agua. Escribir reacciones.

Parte III

Compuestos de Ba.

a) En tres tubos de ensaye grandes, colocar 10 ml de agua y 10 ml de solución de cloruro de

bario 1N.

b) Al primer tubo, añadir 10 ml de solución de carbonato de sodio; al segundo 10 ml de

solución de sulfato de potasio, y al tercero, 10 ml de solución de dicromato de potasio.

Observar el color de los precipitados que se forman. Escribir las ecuaciones.

CUESTIONARIO:

1. Porque algunos elementos imparte imparten color a la llama.

2. Dibujarlas estructuras de a) un átomo de sodio y b) un átomo de Cesio.

3. ¿En que son similares los átomos de los metales alcalinos?

4. Discutir el estado natural del sodio y potasio en función de a) la forma de los compuestos en que

Se encuentran y b) las cantidades relativas en que se encuentran.

5. Comparar a) la estructura, b) las propiedades físicas y c) las propiedades químicas del átomo de

sodio y del ión sodio.

6. Cual es el origen del nombre alcalinotérreo?

7. Enumerar los óxidos que se forman con los metales alcalinotérreos.

Nota: con respecto a las soluciones, se recomienda que se tengan preparadas con anticipacion y que

se coloquen en frascos con goteros distribuidos en las mesas de trabajo; de esta manera no es

necesario que cada equipo pida todos los goteros arriba mencionados, con lo que se reduce el

consumo de reactivos, sus posibilidades de contaminacion y disminucion de los residuos.

PRACTICA INORGANICA

PRACTICA No. 13

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS DE LOS METALES DE TRANSICION

OBJETIVO

Comprobar mediante la observación, algunas reacciones químicas.

INTRODUCCION

La mayoría de los metales se encuentran en la naturaleza combinados químicamente en forma de

minerales. Un mineral es una sustancia natural con una composición química característica, que

varía solo dentro de ciertos límites. Un depósito mineral cuya concentración es adecuada para

extraer un metal específico se le conoce como mena.

Las características de los metales mas importantes son:

Los metales tienen apariencia lustrosa, son sólidos a temperatura ambiente (con excepción del

mercurio). El carácter metálico en la tabla periódica aumenta exactamente en direcciones opuestas,

esto es, de derecha a izquierda en períodos, y de arriba hacia abajo en grupo. Como los metales

tienen por lo general electronegatividades bajas, tienden a formar cationes y casi siempre adquieren

números de oxidación positivos en sus compuestos

Generalmente tienen puntos de fusión y ebullición altos. Los metales también tienen densidades

altas. También son maleables. Las substancias maleables se pueden laminar para darles muchas

formas diferentes.

Poseen reflectividad muy alta, Conductancia eléctrica alta, que decrece cuando aumenta la

temperatura y alta conductancia térmica y propiedades mecánicas tales como resistencia y

ductibilidad.(2,3,8,12)


10 tubos de ensaye de 15 x 125 Dicromato de potasio K2Cr2O7

Pinza pata tubo de ensaye Cromato de potasio K2CrO4

1 pipeta de 1 ml Acido clorhídrico HCl

1 pipetaa de 5 mlñ Hidróxido de amonio NH4OH

1 probeta de 100 ml Hidróxido de sodio 6 M NaOH

Mechero de Bunsen/manguera Sulfato de cromo Cr2(SO4)3.15 H2O

Gradilla para tubos de ensaye Acido sulfúrico H2SO4 6 N

Virutas de fierro

Sulfato de cobre CuSO4. H2O

Nitrato de plata AgNO3

Ferrocianuro de potasio K4Fe(CN)6

Carbonato de sodio Na2CO3

Cloruro de sodio NaCl

Bromuro de sodio NaBr

Sulfato de cinc ZnSO4. 7 H2O

PROCEDIMIENTO:

ELEMENTOS DE TRANSICION GRUPOS I: IIIB,IVB,VB,VIB Y VIIB.

Grupo VIB

1) Cromatos y Dicromatos

a) Llenar hasta la mitad dos tubos de ensaye de dicromato de potasio: Añadir 1 ml de

HCl concentrado a una de las probetas.Repetir el misma paso pero con solución concentrada

de NaOH. Efectuar las observaciones permitentes y escribir la ecuación.

b) Repetir el mismo experimento pero con cromato de potasio.

c) Naturaleza anfótera del hidroxido de cromo.

Verter 25 ml de agua y 1 ml de sulfato de cromo diluido en una probeta de 100 ml y mezclar

eficazmente. Añadir 1 ml de hidróxido de sodio NaOH 6 N. Observar el precipitado verdoso de

Cr(OH). Escribir la ecuación.

Dividir la solución en dos partes iguales. (Tubos de ensaye grandes). Añadir en una de ellas un

de disolución concentrada de NaOH. y a la otra un exceso de HCl concentrado.

Efectuar las observaciones pertinentes y escribir las ecuaciones.

ELEMENTOS DE TRANSICION GRUPO II:

Grupo VIIIB

d) PROPIEDADES DEL FE.

a) reacción del Fe frente a ácidos y bases.

Preparar dos tubos de ensaye grandes, uno con 10 ml de ácido sulfúrico 6 N y el otro con 10 ml de

NaOH 6 N. Añadir 20 gr de virutas de hierro limpias a cada tubo. Probar que el gas

desprendido es H2. Escribir las ecuaciones.

ELEMENTOS DE TRANSICION III:

Grupo IB

e) COMPUESTOS DEL COBRE Y PLATA

a) Añadir 2 ml de CuSO4 1 M a 10 ml de agua en un tubo de ensaye grande, y añadir 5 ml de

NaOH 6 N y mezclar bien. Observe el precipitado azul de Cu(OH)2. Calentar a ebullición,

hasta observar la formación de CuO, negro. Escribir las ecuaciones.

b)Llenar hasta la mitad dos tubos de ensaye grandes de una solución diluida de CuSO4. Añadir

varios ml de una solución diluida de K4Fe(CN)6 a unos de los tubos y disolución de Na2CO3.

Observar los precipitados y escribir las ecuaciones.

COMPUESTOS DE PLATA

a) Llenar hasta la mitad cinco tubos de ensaye con una solución diluida de AgNO3.

b) Añadir a cada tubo, respectivamente, soluciones diluidas de NaCl, NaBr, Na2CO3 y

K2CrO4.Observar los precipitados formados. Añadir un exceso de NH4OH a cada tubo.


LA FAMILIA DEL ZINC: Grupo IIB

g) COMPUESTOS DEL Zn.

a) Naturaleza anfótera del Zinc. Añadir 1 ml de NaOH 6 N al 20 ml de sulfato de cinc.

Observar el precipitado blanco de Zn(OH)2. Dividir la mezcla en dos partes iguales.

b) A una de ellas, añadir 5 ml de HCL concentrado, y a la otra 5 ml de NaOH 6N. Explicar

porque se disuelven los precipitados. Escribir las ecuaciones.

c) Complejo amoniacal. Añadir 5 ml de NaOH 6 N a 20 ml de ZnSO 0.1 M. Agregar después

NH4OH, en exceso. Explicar por qué se disuelve el precipitado de Zn(OH)2.


CUESTIONARIO:

1. ¿Qué es un elemento de transición?

2. ¿En que se diferencian los elementos de transición de los otros elementos?

3. Qué es Nombrar y dar las fórmulas de los óxidos de hierro naturales.

4. Describir como se prepara el hierro.

PRACTICA INORGANICA

PRACTICA No. 14

ANALISIS CUALITATIVO DE ANIONES

Objetivo. Efectuar las reacciones de identificación de sulfatos, cromatos y fosfatos pertenecientes

al grupo de aniones que forman precipitados.

Introducción. Los sulfatos son sales de ácido sulfúrico dibásico, que es un ácido muy fuerte. Sus

sales se llaman sulfatos son de dos clases, sulfatos normales, como Na2SO4, CaSO4 y sulfatos

ácidos como KHSO4, Ca(HSO4)2 . los fosfatos se derivan del ácido orto osfórico. En la naturaleza

abundan los ortfosfatos, en forma de sales minerales, como la fosfita y apatita, que sirven de

materia prima en la oxido de fosforo, ácido fosfórico. A partir de los ortofosfatos se preparan los

pirofosfatos los cuales a temperatura ordinaria se transforman lentamente en los fosfatos.

Las soluci9ones de cromato son de color amarillo, y por la acción e los ácidos se transforman en

dicromato de color anaranjado. (9)


1 gradilla Agua destilada

4 gotero Solución de ácido clorhídrico 3M

8 tubos de ensaye de 1|3 x 100 Solución de cloruro de calcio al 15%

1 tripie Ácido nítrico 3 M

1 tela de asbesto Peróxido de hidrogeno concentrado.

1 mechero Molibdato de amonio 0.07%

1 manguera

1 baño maría

Procedimiento:

1. A dos gotas de la solución problema añada 2 gotas de agua destilada, 2 gotas de HCL 3 M.

y una gota de CaCl2 al 15 %. Un precipitado blanco insoluble en ácido clorhídrico indica

la presencia de ion sulfato (SO42-

).

2. Si la solución es incolora, se concluye que el ion cromato está ausente, si la solución es

amarilla se mezclan 2 gotas de solución problema, 2 gotas de agua destilada, 2 gotas de

HNO3 3M y una gota de H2O2 3%. En presencia de un cromato (CrO42-

) se obtiene una

coloración azul desaparece rápidamente, el color es debido a la formación del ácido

percrómico, el cual es inestable a temperatura ambiente.

3. A cuatro gotas de la solución problema se le añaden 4 gotas de HNO3 concentrado., agitar

y añadir 8 gotas de molibdato de amonio 0.07 M, calentar a baño maría por varios minutos.

La formación de un precipitado amarillo, indica la presencia de iones fosfato (PO43-

).

Cuestionario.

1. Desarrolle todas las reacciones químicas que se llevaron a cabo entre los iones y los

reactivos respectivos de la práctica de los sulfatos, fosfatos y cromatos.

2. Escriba con el nombre y la formula química, dos ejemplos de cada sal que a continuación

se menciona: sulfatos, bisulfatos, persulfatos, metafosfatos, ortofosfatos y pirofosfatos.

3. Investigue los métodos industriales para la obtención de ácido sulfúrico y ácido fosfórico, y

señale su importancia en la industria.

BIBLIOGRAFIA

1 Alcántara B. Ma. Consuelo. 1993. PRÁCTICAS DE QUÍMICA. Ed.McGraw.Hill

Interamericana de México. México

2 Chang Raymond.1992. QUÍMICA. Cuarta edición en español. Ed. McGraw-

Hill/Interamericana de México.USA.

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4 Hein Morris. 1992. QUÍMICA. Ed. Grupo Editorial Iberoamérica. S.A. de C.V. Colombia.

5 Holum R. John. 1995. INTRODUCCIÓN A LOS PRINCIPIOS DE QUÍMICA.

Ed.Limusa, S.A. de C.V. México

6 Huheey E. James. 1981. QUÍMICA INORGÁNICA PRINCIPIO DE ESTRUCTURA Y

REACTIVIDAD. Segunda Edición. Ed. Harla. México.

7 Ibáñez G. Jorge. 1993. PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL, INORGÁNICA E

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8 Medina Valenzuela Mario. 1987. QUIMICA 1.Séptima Edición. Ed. Kapelusz Mexicana.

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9 Medina Valenzulea Mario. 1987. QUÍMICA 3. Séptima Edición. Ed. Kapelusz Mexicana.

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10 Frey R. Paul. 1977. QUIMICA MODERNO. Ediciones Montaner y Simons. España.

11 Smoot C. Robert, Jack Price y Richard Smith. 1988. QUÍMICA: Un curso moderno.

Editorial Glencoe/mcGraw-Hill. USA.

12 Wolfe H. Drew. 1996. QUIMICA GENERAL, ORGÁNICA Y BIOLÓGICA.

Segunda edición en español. Ed. McGraw-Hill Interamericana de México. México.

13 Zumdahl S. Steven. 1992. FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA. Ed. McGrraw-Hill

Interamericana de México. México.

PREPARACIÓN DE REACTIVOS

Nitrato de plata AgNO3 0,1 M Disuelva 1.699 g de nitrato de plata en agua y

diluya a 100 ml. Guarde la solución en una

botella oscura.

Sulfato de aluminio Al2(SO4)3.16 H2O Diluya 3.152 g de sulfato de aluminio

hexadecahidratado en agua y diluya a 100 ml.

Cloruro de aluminio ALCl3.6 H2O Disuelva 1.219 g de cloruro de aluminio

hexahidratado en agua y diluya a 100 ml.

Sulfito de sodio Na2SO3 O Na2SO3.7 H2O Disuelva en agua 0.63 g de sulfito de sodio o 1.2

g sulfito de sodio heptahidratado y diluya a 100

ml.

Nitrato de cobalto Co(NO3)2.6 H2O Disuelva 1.46 g de nitrato de cobalto

hexahidratado, en agua y diluya a 100 ml.

Nitrato de zinc Zn(NO3)2. 6 H2O Disuelva 1.49 g de nitrato de cinc hexahidratado

en agua y diluya a 100 ml.

Cloruro magnesio Mg(Cl)2.6 H2O Disuelva 1.017 g de cloruro de magnesio


Nitrato de amonio NH4NO3 Disuelva 0.4 gramos de nitrato de amonio en

agua y diluya a 100 ml.

Cloruro de calcio CaCl26 H2O Disuelva 1.095 g de cloruro de calcio


Bromuro de potasio KBr Disuelva 0.595 gramos de bromuro de potasio, en

agua destilada y diluya a 100 ml.

Nitrato de potasio KNO3 Disuelva 5.0gramos de nitrato de potasio en agua

destilada y diluya a 100 ml.

Yoduro de potasio KI Disuelva 0.83 gramos de ioduro de potasio en

agua destilas y diluya a 100 ml.

Carbonato de sodio Na2CO3 (0.05 M) Disuelva 0.53 gramos de carbonato de sodio

anhidro, en agua y diluya a 100 ml.

Cloruro de sodio NaCl (0.05 M) Disuelva 0.292 gramos de cloruro de sodio, en

agua destilada y diluya a 100 ml.

Cloruro de potasio KCl Disuelva 0.373 g de cloruro de potasio en agua

destilada, y diluya a 100 ml.

Cloruro de litio LiCl o LiCl.H2O (0.25 M) Disuelva 0.211 de cloruro de litio en agua


Cloruro de bario BaCl2. 2 H2O (0.25 M) Disuelva 6.1 g de cloruro de bario en agua

destilada y diluir a 100 ml.

Cloruro de estroncio SrCl2. H2O (0.25 M) Disuelva 6.67 g de cloruro de estroncio en agua


Sulfato de cobre CuSO4. 5H2O Disuelva 1.248 g de sulfato se cobre

pentahidratado, en agua y diluya a 100 ml.

Sacarosa (C12H22O11) (0.1 M) Pesar 10.8 gramos de sacarosa, disolverla en un

poco de agua destilada y aforar a 300 ml.

Permanganato de potasio 0,02 M Disuelva 0.316 gramos de permanganato de

potasio en agua y diluya a 100 ml.

Almidόn diluido recién preparado Se disuelven 5 gramos de almidón en una

pequeña cantidad de agua fría y se pulveriza

para obtener una pasta humedad. Luego se

agrega agua caliente y se vierte en un matraz

volumétrico de 1 litro. Para conservar el

almidón se agregan 0.01 g de yoduro de

mercúrico por litro.

Peróxido de hidrógeno 3% Diluya 3 ml de peróxido de hidrogeno al 3%

con agua destilada y afore a 100 ml.

Si el peróxido de hidrogeno es al 30% diluya 10

ml de H2O2 al 30% y afore a 100 ml con agua

destilada. Carbonato

Dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0.05 M Disuelva 1.47 gramos de dicromato de potasio

en agua destilada y diluya a 100 ml.

Nitrato de plomo Pb(NO3)2 Disuelva 1.656 gr de nitrato de plomo en agua,

y diluya a 100 ml.

Acetato de plomo PbC4H4O6.3 H2O (0.05 M) Disuelva 1.9 gramos de acetato de plomo

trihidratado en una mezcla de 50 ml de agua con

1 ml de ácido acético glacial y afore a 100 ml.

Sulfato de cromo III (0.05 M) Cr2 (SO4)3.15

H2O

Disuelva 1.67 gramos de sulfato de cromo (III)

pentadecahidratado en agua y diluya a 100 ml.

Sulfato de cobre CuSO4.5 H2O (0,05 M) Disuelva 1.24 gramos de sulfato de cobre

pentahidratado en agua y diluya a 100 ml.

Ferrocianuro de potasio III (0.05 M)

K4Fe(CN)6

Disuelva 0.166 gramos de ferrocianuro de

potasio en agua destilada y diluya a 100 ml.

Molibdato de amonio Se disuelven 5 g de molibdato de amonio en 100

ml de agua y se agregan 35 ml de ácido nítrico

concentrado.

Cloruro de calcio al 12% Se pesan 12 gramos de cloruro de calcio anhidro

y se afora a 100 ml.

Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado. Densidad de (1.84 g cm-3

) (18 M) El reactivo se debe de

preparar con maximo cuidado, usando guantes de goma y proteccion ocular. Cuantdo se diluya, se

debe de verter lentamente sobre el agua (nunca viceversa), bajo agitacion y, si es necesario

enfriando.

Acido sulfurico 1 M Vierta 55.4 ml de H SO Conc.lentamenta y con

agitacion vigorosa, sobre 800 ml de agua fria.

Con cuidado y use protección para ojos y

manos. Finalmente diluya la solucion con agua

fría a 1 litro.

Acido sulfurico 3 M Sobre 50 ml de agua agregue, con agitacion

constante 16.6 ml de H2SO4, con mucho

cuidado. cuando se enfria, diluya la solución a

100 ml.

Acido sulfurico 8 M Sobre 500 ml de agua agregue lentamente y con

agitación constante, agregue 445 ml de H2SO4

concentrado (Si la mezcla se vuelve muy

caliente, espere 5 minutos, antes de seguir la

disolucion) Cuando se haya enfriado diluya con

agua a 1 litro.

Acido sulfurico 12 M Agregue 60 ml de H2SO4 concentrado

cuidadosamente sobre 40 ml de agua, con

agitacion constante. Si la solucion se caliente,

dejela enfriar un tiempo y continue mezclando

Soluciones de ácido clorhídrico

Ácido clorhídrico 6 M 1.1 A 500 ml de agua agregue 500 ml de ácido

clorhídrico concentrado, deje enfriar la solución

a temperatura ambiente.

Ácido clorhídrico 3 M A 500 ml de agua agregue 500 ml de ácido

clorhídrico 6 M, y diluya a 1 litro.

Ácido clorhídrico 2 M Vierta con agitación constante 70 ml de ácido

clorhídrico en 800 ml de gua y diluya con agua

a 1 litro.

Ácido clorhídrico 0.5 M Diluya 4.5 ml de ácido clorhídrico concentrado

con agua a 1 litro.

Ácido clorhídrico 0,1 M Diluya 20 ml de ácido clorhídrico 0,5 M con

agua a 1 litro.

Ácido clorhídrico 1 M Diluya 9 ml de ácido clorhídrico concentrado

con agua a 1 litro.

Soluciones de ácido nítrico

Ácido nítrico 2 M Vierta 128 ml de ácido nítrico concentrado

sobre 500 ml de agua destilada y diluya a 1 litro.

Ácido nítrico 0,.4 M Diluya 20 ml de ácido nítrico 2 M con agua

hasta 100 ml.

Soluciones de hidróxido de sodio

Hidróxido de sodio (2 M) A 80 gramos de hidróxido de sodio sólido,

agregue 80 ml de agua destilada. Cubra la

mezcla en el vaso de precipitado, con un vidrio

de reloj y mezcle su contenido de vez en

cuando. El calor liberado durante este proceso

asegura una disolución rápida. Deje enfriar la

solución y diluya con agua destilada a 1 litro.

Hidróxido de sodio (0,01 M) Diluya 0,5 ml de solución de hidróxido de sodio

2 M a 100 ml. La solución debe ser

recientemente preparada.

Hidróxido de sodio (10 M) Disuelva 40 gramos de hidróxido de sodio en

50 ml de agua destilada y diluya a 100 ml.

Hidróxido de sodio (0.05 M) Disuelva 2 gramos de hidróxido de sodio en 30

ml de agua destilada y diluya la solución a 100

ml. Guarde la solución en una botella de

plástico.

NORMALIDAD DE ACIDOS Y BASES

Ácido acético glacial 17

Acido bromhídrico 9

Ácido clorhídrico 12

Acido yodhídrico 7

Ácido nítrico 16

Ácido nítrico fumante 24

Ácido fosfórico 45

Ácido sulfúrico 36

Hidróxido de amonio 15

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