Departamento de Química Inorgánica

PRÁCTICAS DE QUÍMICA INORGÁNICA

SEGUNDO CURSO GRADO EN QUÍMICA

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INDICE Pág. Normas generales para el trabajo en el laboratorio 5 PROGRAMA DE CONTENIDOS PRÁCTICOS 1. Obtención de elementos 2. Obtención de haluros metálicos 3. Obtención de óxidos, peróxidos e hidróxidos 4. Obtención de oxoácidos y oxosales 5. Obtención de compuestos de coordinación 6. Obtención de sólidos inorgánicos Bloque 1. Obtención de elementos

Aluminotermia del cromo 8 Aluminotermia del hierro 11 Aluminotermia del manganeso 14 Cloro, bromo y yodo 16

Bloque 2. Obtención de haluros metálicos

Cloruro de cobre (I) 19 Cloruro de hierro (III) 22 Cloruro de plomo (II) 25 Cloruro de estaño (IV) 27 Yoduro de estaño (IV) 30 Bloque 3. Obtención de óxidos, peróxidos e hidróxidos

Óxido de cobre (I) 32 Óxido de yodo (V) 34 Peróxido de calcio (II) octahidratado 37 Hidróxido de aluminio (III) 40 Hidróxido de cobre (II) 42

Bloque 4. Obtención de oxoácidos y oxosales

Ácido nítrico 44 Ácido bórico 46 Nitrato de plomo (II) 48

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Permanganato potásico 51 Sulfato de hierro (II) heptahidratado 54

Bloque 5. Obtención de compuestos de coordinación

Acetato de cobre (II) monohidratado 56 Sulfato de hexaacuacromo (III) y potasio hexahidratado 58 Sulfato de hexaacuahierro (II) y amonio 60 Sulfato de hexaacuaniquel (II) y amonio 62 Trioxalatoferrato(III) de potasio trihidratado 64 Trisacetilacetonato de aluminio (III) 66

Bloque 6. Obtención de sólidos inorgánicos

Sólidos termocrómicos 68 Superconductor de alta temperatura 71 Zeolita A 75 Ferrita de zinc 78 Bibliografía 81

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NORMAS GENERALES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO 1.- En el laboratorio es absolutamente necesario el uso de bata, guantes,

cuaderno de laboratorio 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, antes de empezar una práctica, el alumno tendrá que contestar a una serie de cuestiones sobre la misma , que el profesor valorará y tendrá en cuenta a la hora de calificar.

6.- El alumno utilizará su cuaderno de laboratorio para preparar la práctica

y anotar todo el desarrollo experimental de la misma, 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.

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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. 14.- El material de vidrio, reactivos y disoluciones que sean de uso común ,

deberán ser devueltos a su lugar original inmediatamente después de utilizarlos.

15.- Aquellas experiencias que incluyan desprendimiento de gases nocivos o manipulación de sustancias volátiles peligrosas, deberán realizarse en vitrina. MÉTODO DOCENTE Se realizarán unas 20 sesiones prácticas de tres horas sobre la síntesis de elementos y compuestos inorgánicos. Antes del comienzo de las prácticas, los alumnos tendrán a su disposición los guiones de las mismas que contienen una breve introducción, el procedimiento experimental y una serie de ensayos químicos y cuestiones que completan el experimento. Antes de realizar la práctica, el alumno deberá prepararla , conocer sus fundamentos teóricos, mediante la lectura del guión y de la bibliografía recomendada, así como el método experimental a seguir. El profesor explicará aspectos relevantes a tener en cuenta y realizará preguntas para determinar el grado de comprensión del experimento. Durante el desarrollo de la práctica, el alumno deberá anotar todo lo realizado y observado en su cuaderno de laboratorio y, al finalizar cada práctica, entregará un informe que recogerá los resultados obtenidos, la interpretación de los ensayos complementarios y las respuestas a las cuestiones formuladas.

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EVALUACIÓN.

Las prácticas de laboratorio realizadas a lo largo del curso tendrán una contribución del 25%. Para poder tener en cuenta las demás contribuciones a la calificación final, será necesario obtener una calificación mínima de 5 (sobre 10) en las prácticas de laboratorio. La evaluación de dichas prácticas se realizará de la siguiente forma:

• El 60% de la calificación se basará en la evaluación continua del trabajo realizado, que implica la asistencia (obligatoria), la preparación y exposición de la práctica, su realización (habilidad, implicación y entusiasmo), la calidad de los resultados obtenidos, el cuaderno de laboratorio y el seguimiento de las normas de seguridad.

• El 30% corresponde a un examen escrito relacionado con las prácticas realizadas en el laboratorio.

• El 10% restante corresponde a la calificación de los informes entregados.

Convocatoria extraordinaria:

• Los alumnos que, en la convocatoria ordinaria, hubieran obtenido una calificación inferior a 5 en las prácticas de laboratorio, deberán realizar un examen teórico-práctico de las mismas, con un peso del 50% cada uno de ellos, siendo la calificación obtenida la que contribuiría en un 25% a la calificación final.

• Para poder tener en cuenta su contribución a la calificación final, será necesario obtener una calificación mínima de 5 (sobre 10) tanto en las prácticas de laboratorio, como en el examen teórico de la convocatoria extraordinaria.

La asistencia al laboratorio es obligatoria.

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ALUMINOTERMIA DEL CROMO

Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 Introducción La reducción con aluminio (aluminotermia) de un óxido metálico (mineral) es uno de los procesos más utilizados para la obtención de metales. El mineral usado para la obtención del metal correspondiente (mena) se encuentra en la naturaleza mezclado con constituyentes de rocas (ganga), por lo tanto en esta reacción es necesario añadir un fundente que facilite la formación de escorias para separar la ganga del metal puro. Reactivos - Óxido de cromo (III), Cr2O3 - Cinta de magnesio lijada - Peróxido de bario, BaO2 (Consultar ficha de seguridad) - Aluminio (polvo) - Dicromato potásico, K2Cr2O7 Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Experimental En una cápsula de hierro limpia se colocan 10 g de óxido de Cr(III) y se secan, por calentamiento, en un horno a 400ºC durante 45 minutos aproximadamente . Se deja enfriar en un desecador, y se mezcla íntimamente con 5 g de dicromato de potasio seco en polvo, y 5,4 g de aluminio (no del polvo fino). A la mezcla anterior se le añaden 3 g de BaO2 y 0.6 g de polvo fino 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 anteriormente preparada, 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. Preparado así el medio para realizar la reacción se enciende la cinta de magnesio, manteniéndose el operador alejado del lugar de la reacción hasta que ésta termine. (NOTA: puede tardar dos o tres minutos en iniciarse; aunque no vea reacción no se aproxime hasta pasados unos minutos). La reacción es espectacular. Cuando ha terminado se deja enfriar el crisol y se rompe para separar el régulo metálico formado de las impurezas adheridas. En algunos casos el cromo se separa en forma de muchos glóbulos pequeños. El régulo se lava y se pesa para calcular el rendimiento. Ensayos complementarios 1. Ensayar el comportamiento del cromo obtenido frente a ácido clorhídrico y

ácido nítrico en frío y en caliente. Interpretar lo observado y discutir si encuentran explicación en los valores de los potenciales Cr2+ + 2e = Cr, E°= -0,91V; Cr3+ + 3e = Cr, E° = -0,74V.

2. Observa y discute el comportamiento del cromo metal frente a disoluciones acuosas de iones cobre.

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Cuestiones 1. ¿Este procedimiento de obtención de cromo es termodinámicamente posible?

Justificar la respuesta utilizando los diagramas de Ellingham. 2. Explicar la función de cada uno de los reactivos utilizados en este

experimento. 3. Indique otros metales que pueden obtenerse por reducción con aluminio a

alta temperatura señalando los criterios que utilice para su selección. 4. ¿En qué consiste el pasivado del cromo?

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ALUMINOTERMIA DEL HIERRO 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) - Ácido clorhídrico HCl 2M - Hidróxido sódico 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.

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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

aluminotermia 4. 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. Explicar la obtención de hierro a nivel industrial en un alto horno. Comentar cuáles son los reductores de los óxidos de hierro en este proceso.

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ALUMINOTERMIA DEL MANGANESO

3MnO2 → Mn3O4 + O2

3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3 Introducción La reducción con aluminio (aluminotermia) de un óxido metálico (mineral) es uno de los procesos más utilizados para la obtención de metales. 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. Reactivos - Oxido de manganeso (IV), MnO2 - Cinta de magnesio lijada - Magnesio Mg - Aluminio (polvo) Al Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad Experimental Se calientan 8 g de óxido de manganeso (IV) en un horno a 800-900°C durante 1 hora para transformarlo en Mn3O4. Este óxido pulverizado y frio se mezcla con 2,2 g de Al. Se coge un crisol de arcilla y se distribuyen los diferentes reactivos en la forma que se indica en la figura:

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NOTA: Para encender la aluminotermia se avisa al Profesor. 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 Mn formado en el fondo. Una vez enfriado totalmente, se rompe el crisol separando el metal formado (régulo) de la escoria. Ensayos complementarios 1. Poner el régulo en un vaso de 50 ml y añadir 10 ml de HCl 2M (Nota de

seguridad: quema y puede ocasionar lesiones en los ojos y en la piel). Describe el proceso que tiene lugar, formula la reacción.

Cuestiones 1. ¿Este procedimiento de obtención de manganeso es termodinámicamente

posible? Justificar la respuesta utilizando los diagramas de Ellingham. 2. Explicar la función de cada uno de los reactivos utilizados en este

experimento. 3. Justificar por qué es necesario transformar el MnO2 para llevar a cabo la

aluminotermia. 4. Indique otros metales que pueden obtenerse por reducción con aluminio a

alta temperatura señalando los criterios que utilice para su selección.

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CLORO, BROMO Y YODO 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 - Permanganato potásico KMnO4 - Ácido clorhídrico concentrado HCl - Bromuro potásico KBr - Ioduro potásico KI - Yodato potásico KIO3

Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad: Cl2, Br2, son muy tóxicos. Experimental 1) Síntesis de Cl2:

2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 + 2KCl

En una vitrina se monta el aparato de la figura. Gotear lentamente 25 cm3 de HCl concentrado sobre 5 g de permanganato potásico sólido.

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2) 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. 3) Síntesis de I2

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. 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.

5 g KMnO4 KBr KI NaOH

25 cm3 HCl

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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. En la figura se observa el color violeta del yodo. 3. Comenta algunas de las aplicaciones de estas moléculas.

Proceso de purificación de yodo por sublimación

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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 - Ácido clorhídrico concentrado HCl - Hidróxido sódico NaOH - Sulfato de cobre (II) pentahidratado CuSO4.5H2O - Cloruro sódico NaCl - Sulfito sódico Na2SO3 ó Na2S2O5 - Ácido acético CH3COOH 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 60-70°C 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) y 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

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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 a vacío por succión en la trompa de agua y se guarda en un recipiente cerrado. Calcular el rendimiento.

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.

20 g Na2SO3 ó Na2S2O5

12 g CuSO4.5H2O + 3 g NaCl (en baño de agua a 70 ºC)

H2O NaOH

HCl

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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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CLORURO DE HIERRO (III) 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 Introducción A temperatura ambiente el FeCl3 es un sólido cristalino marrón oscuro, en el que los iones Fe(III) se encuentran rodeados por iones cloruro en una coordinación octaédrica. Se obtiene por síntesis directa en caliente, condición en la que el FeCl3 sublima (280°C) 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 acua-complejo [Fe(H2O)6]3+ de color amarillo claro. De las disoluciones acuosas cristaliza el FeCl3.6H2O de color amarillo-marrón. Reactivos - Hierro Fe (en limaduras) - Ácido clorhídrico concentrado HCl - Permanganato potásico KMnO4 - Ácido sulfúrico H2SO4 - Hidróxido sódico NaOH - Cloruro de calcio (II) 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

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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, 0.5 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. 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 frasco lavador 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.

50 cm3 HCl

20 g KMnO4

1 g Fe limaduras

Calentar con cinta calefactora

Hielo NaOH

CaCl2

H2SO4

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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 ac. 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? 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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CLORURO DE PLOMO (II)

Pb(NO3)2 + 2HCl → PbCl2 + 2HNO3

Introducción El PbCl2 es un compuesto cristalino, y es un ejemplo de la creciente estabilidad del estado de oxidación divalente, conforme se desciende en el grupo debido al llamado "efecto del par inerte". La estabilidad aumenta CX2 < SiX2 < GeX2 < SnX2 < PbX2. La mayoría de las sales de plomo son poco solubles en agua. La preparación del PbCl2 se basa en la pequeña solubilidad en frío de este compuesto. Lo obtenemos a partir de una sal soluble el Pb(NO3)2, obtenido anteriormente y el HCl, mediante una reacción de desplazamiento. La reacción tiene lugar a baja temperatura y el PbCl2 cristaliza anhidro. PF = 150°C. Solubilidad en H2O mg/cm3: 0°C → 670 mg; 100°C → 3200 mg. Reactivos - Nitrato de plomo (II) Pb(NO3)2 - Ácido clorhídrico concentrado HCl Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Todos los compuestos de plomo son altamente tóxicos, por todas las vías, incluyendo el contacto con la piel. Su manejo ha de ser especialmente cuidadoso. Se recomienda el uso de guantes. No se deben tirar por la pila los residuos que contengan plomo. Hay recipientes especiales para su recogida. Experimental En un vaso de 100 cm3 se disuelven 6 g de Pb(NO3)2 en la mínima cantidad de agua. Se enfría exteriormente el vaso con una mezcla frigorífica de hielo-sal, y sobre la disolución se añade la cantidad estequiométrica de ácido clorhídrico concentrado. Inmediatamente se forma un precipitado blanco de PbCl2, que se filtra y se lava varias veces con agua a 0°C, hasta que el líquido tenga reacción neutra. Para purificar el producto, se disuelve el precipitado en agua hirviendo, se filtra en caliente y se deja enfriar.

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El PbCl2 precipita en forma de agujas brillantes incoloras, que se separan por filtración en un embudo de placa y se lavan con 5 cm3 de etanol y se dejan secar al aire. Ensayos complementarios 1. Disolver completamente una pequeña cantidad de PbCl2 tomada con la punta

de una espátula en unos cm3 de agua muy caliente en un tubo de ensayo. Añadir 1 cm3 de disolución de KI, después calentar a ebullición y dejar enfriar. Observar y discutir lo observado.

2. Al añadir a una disolución de PbCl2, preparada de igual forma que la anterior, unos cm3 de disolución de NaOH, aparece un precipitado blanco. Separar en 2 tubos este precipitado y añadirle: a) un exceso de la disolución de NaOH anteriormente preparada, y b) unos cm3 de HCl. Interpretar lo observado, escribiendo las reacciones que tienen lugar.

Cuestiones 1. ¿En qué consisten las mezclas frigoríficas? ¿Cuándo se utilizan? Indica los

márgenes de temperatura de algunas de ellas. 2. Discutir las razones por las que los cloruros de Ge(II) y Sn(II) reaccionan

con cloro para dar MCl4, mientras que esta reacción no se produce generalmente en el Pb.

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CLORURO DE ESTAÑO (IV)

Sn + 2Cl2 → SnCl4 Introducción El SnCl4 es un haluro volátil, de naturaleza covalente. Por tanto sus PF y PEb son relativamente bajos, de ahí su volatilidad. Otra característica distinta de los haluros volátiles es su tendencia a la hidrólisis debido a la presencia de orbitales d de baja energía, vacíos en los que se pueden situar los pares electrónicos de los grupos OH ó de las moléculas H2O. Es un líquido incoloro que humea al aire. Es muy corrosivo y nunca debe ser inhalado. (PF = -30.2°C; PE = 114°C). Reactivos y peligrosidad - Ácido clorhídrico concentrado HCl - Ácido clorhídrico HCl 4M - Permanganato potásico KMnO4 - Ácido sulfúrico concentrado H2SO4 - Hidróxido sódico NaOH - Cloruro de cálcio (II) CaCl2 - Estaño metal Sn 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. (Consultar fichas de seguridad). Experimental Se empieza por montar el aparato de la figura 1 que consta de un generador de cloro (por adición de HCl concentrado sobre KMnO4), un frasco lavador vacío de seguridad, un frasco lavador con H2SO4 concentrado y un matraz de reacción en el que el tubo de entrada de Cl2 llega hasta el fondo, y cuya salida se conecta a un tubo de CaCl2, y finalmente a un nuevo frasco lavador conteniendo disolución saturada de NaOH, para evitar que el cloro excedente vaya a la atmósfera (adicionar grasa en las uniones esmeriladas de todas las piezas). En el matraz de reacción se colocan 3 g de granalla de estaño. Se enfría el matraz introduciéndolo en un baño de hielo y se inicia el paso de cloro seco sobre el

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estaño, paso que se prolonga hasta que prácticamente haya desaparecido el estaño (aproximadamente 2 horas). El líquido obtenido es SnCl4 y puede ser purificado por destilación en un sistema (Figura 2) perfectamente seco, formado por el matraz de destilación, un termómetro, un refrigerante, un matraz para recoger el líquido destilado provisto de una salida, en la que se une un tubo de CaCl2 para mantener seco el interior del aparato. Antes de proceder a la destilación se añade en el matraz de destilación una lenteja de estaño elemental. En el proceso de destilación se recoge la fracción que pasa a 114°C.

Figura 1

HCl

KMnO4

CaCl2

H2SO4

Sn

NaOH

CaCl2

SnCl4

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Figura 2

Ensayos complementarios 1. En un tubo de ensayo poner 1 cm3 de SnCl4 y muy cuidadosamente añadir

exceso de disolución NaOH 2M. Tomar ahora otro cm3 de SnCl4 y añadirle HCl 4M en exceso. Comentar lo observado y explicarlo químicamente.

2. Poner 2 cm3 de agua en un tubo de ensayo y muy cuidadosamente añadir 1 cm3 de SnCl4. Enfriar el tubo a 0°C. ¿Cuál es el resultado de la reacción?

Cuestiones 1. Busque en la bibliografía cuáles son las propiedades de los tetracloruros de

los elementos del grupo (C, Si, Ge y Pb) y compárelas con las observadas para SnCl4

2. Indique la función de los frascos lavadores y los correspondientes líquidos que contienen, para el desarrollo de la práctica.

3. Escriba la reacción ajustada de la obtención del cloro. 4. ¿Qué objeto tiene el enfriar exteriormente el contenedor de estaño? ¿Por

qué se acopla un tubo de cloruro cálcico a este recipiente? 5. ¿Por qué se destila el líquido obtenido? 6. ¿Por qué se introduce en el matraz de destilación una lenteja de estaño? 7. ¿Por qué todo el material debe encontrarse seco? 8. ¿Por qué el cloruro de estaño (IV) es un líquido y, sin embargo, el bromuro y

el yoduro son sólidos?

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YODURO DE ESTAÑO (IV) 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 = 143.5°C; PE = 348°C). Reactivos

- Yodo I2 - Estaño metal Sn - Tolueno - Acetona - Yoduro potásico KI

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, utilizado un embudo de papel con plieges, 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

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a vacío. Se puede obtener más producto concentrando el líquido filtrado y siempre que se evite la humedad. Calcula el rendimiento del producto obtenido.

Tubo de cloruro calcico

Refrigerante de reflujo

Matraz de una boca

Baño de aceite de silicona

Placa agitadora-calefactora

Ensayos complementarios 1. Disolver un poco de SnI4 en 5 cm3 de acetona seca y añadirle unas gotas de

agua. Comentar lo observado escribiendo la reacción que tiene lugar . 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 143°C y sublima a 200°C. 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 yoduro de estaño (IV) es sólido y sin embargo el cloruro de estaño (IV) 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]2 + N2H4·H2O → 2Cu2O + N2 + 8CH3COOH + 3H2O

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 = 1235°C). 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 [Cu(CH3COO)2·H2O]2 - Hidrato de hidracina N2H4·H2O 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.

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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 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. 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. Dibujar y describir la estructura del Cu2O.

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ÓXIDO DE YODO (V)

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 300°C). El producto comercial consiste en HI3O8 (I2O5·HIO3). Se puede obtener por deshidratación del HIO3 a 200°C ó por oxidación directa del I2. Reactivos - Ácido sulfúrico H2SO4 3M - Clorato de bario (II) monohidratado Ba(ClO3)2·H2O - Yodo I2 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 en placa 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.

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conectar a sistemade vacío

baño de agua

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. Es conveniente poner un frasco lavador de seguridad entre el sistema de vacío en el frasco lavador de la reacción. La reacción se dará por concluida una vez se observe la ausencia de I2. En ese momento se enfría la disolución y se filtra en placa 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 150-160°C, y finalmente otras 3 h a 240°C. 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.

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.

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3. Describe la estructura cristalina del I2O5 y predice los ángulos de enlace. 4. Plantea la reacción que se produce entre I2O5 y CO. Dibuja las estructuras

de Lewis del producto 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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PERÓXIDO DE CALCIO (II) OCTAHIDRATADO

CaCl2.6H2O + H2O2 + 2NH3 + 2H2O → CaO2.8H2O + 2NH4Cl Introducción La reacción de metales con oxígeno conduce a la formación de óxidos, peróxidos o superóxidos. Los peróxidos son compuestos iónicos cuyo anión es O2

2- y tienen un marcado carácter oxidante, por lo que pueden reaccionar violentamente con materia orgánica. Los peróxidos metálicos insolubles pueden precipitarse a partir de disoluciones de peróxido de hidrógeno, pudiéndose obtener de esta manera algunos peróxidos metálicos que no se pueden obtener directamente por reacción del metal con oxígeno. Reactivos - Cloruro cálcico hexahidratado CaCl2.6H2O. - Peróxido de hidrógeno H2O2 33%. - Amoníaco NH3 25%. Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Experimental En un vaso de precipitados de 250 cm3, se disuelven 11 g de CaCl2.6H2O en 25 cm3 de agua destilada. Se añaden 50 cm3 de una disolución de H2O2 al 33% recientemente preparada y, a continuación, se añade lentamente (no debe pasar de 55°) con agitación otra disolución de 7 cm3 de NH3 al 25%. Se agita la suspensión resultante y se filtra el sólido formado en una placa filtrante de poro fino. Se lava con dos porciones de agua fría y se seca al aire. Nota: El precipitado formado es frecuentemente muy fino y puede atravesar la placa filtrante. Por ello, puede ser conveniente filtrar al principio sin succión. En todo caso, la filtración puede ser tediosa y el rendimiento muy bajo. Precaución: El producto final, además de ser nocivo, puede reaccionar violentamente con materiales combustibles.

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Ensayos complementarios 1. Tomar una pequeña cantidad de CaO2.8H2O en un tubo de ensayo, añadir 2

cm3 de agua destilada y agitar. Determinar el pH de una gota de disolución. A continuación, añadir al tubo de ensayo 5 cm3 de ácido sulfúrico 2My unas gotas de disolución de permanganato potásico. Anotar lo observado, explicar las observaciones y ajustar las reacciones implicadas. Justificar las reacciones redox en función de los correspondientes potenciales de reducción.

2. Tomar una pequeña cantidad de CaO2.8H2O en un tubo de ensayo, añadir 5 cm3 de ácido sulfúrico 2M y unas gotas de disolución de ioduro potásico. Anotar lo observado, explicar las observaciones y ajustar las reacciones implicadas. Justificar las reacciones redox en función de los correspondientes potenciales de reducción.

3. Poner una pequeña cantidad de CaO2.8H2O en un crisol de porcelana y calcinar al mechero durante aproximadamente una hora. Una vez frío, poner una pequeña cantidad del sólido formado en un tubo de ensayo y añadir 5 cm3 de ácido sulfúrico 2M. Anotar lo observado. A continuación añadir unas gotas de disolución de permanganato potásico y anotar lo observado. Explicar todas las observaciones y ajustar las reacciones.

Cuestiones 1. Explicar por qué se añade el amoníaco en el proceso de síntesis y por qué se

filtra el compuesto formado en placa filtrante en lugar de en papel de filtro. 2. Si la calcinación del ensayo 3 se hubiera producido en vacío o en una

corriente de aire pasada previamente por una disolución de NaOH, en lugar de al aire libre, se hubiera obtenido un compuesto diferente a los anteriores. Al añadirle ácido sulfúrico 2M, y posteriormente disolución de permanganato potásico, no se hubiera observado ningún desprendimiento gaseoso ni decoloración del permanganato. Ajustar la reacción de calcinación de CaO2 en estas condiciones, calcular ∆H mediante un ciclo termodinámico y determinar el factor responsable de que tenga lugar.

3. El compuesto mencionado en la cuestión anterior, en contacto con el aire, se transforma en el obtenido en el ensayo 3. Calcular ∆H para esa reacción.

4. La reacción de Ca y Ba con oxígeno conduce a la formación de productos con características diferentes. Busca en la bibliografía cuáles son esos compuestos, ajusta las reacciones correspondientes, e indica cómo podrías diferenciarlos. El producto de la reacción de oxígeno con Ba se utilizó

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durante cierto tiempo para obtener agua oxigenada. Ajusta la reacción correspondiente y establece el paralelismo con los ensayos 1 y 2.

Datos: Potenciales de reducción (v): O2/H2O2 = 0.69; H2O2/H2O = 1.77; MnO4

-/Mn+2 = 1.51; I2/I- = 0.54. Energías reticulares (KJmol-1): CaO2 = -3133; CaO = -3414; CaCO3 = -2810. Electroafinidades (KJmol-1): 1ª(O) = -141; 2ª(O) = +780; 1ª(O2) = -43; 2ª(O2) = +470. Energía de disociación del enlace O=O: 494 KJmol-1. ∆H = +778 KJmol-1 para la reacción CO3

2-(g) → CO2(g) + O2-(g)

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HIDRÓXIDO DE ALUMINIO (III)

Al2(SO4)3 (ac) + 6 NaOH (ac) → 2 Al(OH)3 (s) + 3 Na2SO4 (ac) 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 - Sulfato de aluminio (III) Al2(SO4)3 - Hidróxido sódico NaOH 10% - Ácido clorhídrico concentrado HCl - Carbonato cálcico 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, 50 cm3 de 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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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 - Sulfato de cobre pentahidratado CuSO4.5H2O - Amoniaco NH3 - Hidróxido sódico NaOH Peligrosidad: 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 70°C. 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.

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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. 3. Toma una pequeña cantidad del Cu(OH)2 obtenido y añádele 2 cm3 de ácido

acético. Explica lo ocurrido. Cuestiones 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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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 - Ácido sulfúrico concentrado H2SO4 - Nitrato de plata (I) 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 0°C) 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 83-86°C 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 sintetizado y hierro

metal. 2. Ensayar que reacción tiene lugar entre HNO3 sintetizado y

previamente diluido, 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. ¿Por qué metales como el Fe, Cr, Sn, etc. no se disuelven en HNO3

concentrado? ¿Cómo se explica este fenómeno?

H2SO4 + KNO3 + AgNO3

CaCl2

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ÁCIDO BÓRICO

Na2B4O7.10H2O + 2HCl → 2NaCl + 4H3BO3 + 5H2O Introducción El ácido bórico es el producto final de hidrólisis de la mayoría de los compuestos de boro. Se obtiene por acidificación de soluciones acuosas del bórax. 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 Na2B4O7.10H2O - Ácido clorhídrico HCl 20% Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Experimental Se colocan 5 g de bórax en un 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 el ácido bórico. Los cristales obtenidos se filtran y se lavan con agua a O°C, se secan por succión, se pesan y se calcula el rendimiento.

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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.

Cuestiones 1. El ácido bórico 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 bórico 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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NITRATO DE PLOMO (II) 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 400°C se descompone con formación de PbO, O2 y NO2. Reactivos - Acido nítrico concentrado HNO3 - Plomo Pb Peligrosidad: 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

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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 0°C y 127 g a 100°C) y se recristaliza. Por último calcular el rendimiento.

Refrigerante de reflujo

Matraz de una boca

Baño de aceite de silicona

Placa agitadora-calefactora

Ensayos complementarios 1. Disolver en 10 cm3 de agua un poco del Pb(NO3)2 obtenido. Tomar 5 cm3 de

esta disolución y añadir una 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.

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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 intensamente 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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PERMANGANATO POTÁSICO

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 aceptoras π (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 - Hidróxido potásico KOH - Clorato potásico KClO3 - Óxido de manganeso (IV) 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 con soplete. 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.

H+

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Baño de agua

Esta disolución se coloca en un frasco lavador, se calienta con suavemente en baño de agua (aprox. a 40ºC) 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 la estufa a 90-100°C. Del líquido filtrado se puede obtener una segunda cosecha de cristales de KMnO4 siguiendo el mismo método. Calcular finalmente el rendimiento. Ensayos complementarios 1. Disolver una porción del KMnO4 sintetizado en agua, en 4 tubos de ensayo e

indicar qué sucede al añadir: 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; d) unas gotas de H2O2.

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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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SULFATO DE HIERRRO (II) HEPTAHIDRATADO

Fe + H2SO4(dil) → FeSO4.7H2O + H2 Introducción Las características de los sulfatos están, en gran parte determinadas por el tamaño relativamente grande del anión SO4

2-. Es frecuente la formación de sulfatos hidratados, salvo en los sulfatos de cationes voluminosos, que suelen ser menos solubles en agua. Entre los sulfatos simples de metales bivalentes, que cristalizan frecuentemente con 7 moléculas de agua, MSO4.7H2O, se encuentra el derivado de Fe+2. El FeSO4.7H2O no se puede deshidratar por calentamiento sin que se produzca hidrólisis de la sal en el agua de cristalización. Reactivos - Hierro Fe. - Acido sulfúrico H2SO4 1M Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Experimental En un matraz de 250 cm3 se ponen 5 g de Fe y se añaden 125 cm3 de H2SO4 1M. Se calienta al baño maría hasta que no se produzca desprendimiento de gases, añadiendo más H2SO4 1M si fuese necesario. A continuación se filtra en embudo sobre lana de vidrio y el líquido filtrado se evapora en un vaso de precipitados hasta que empiece a formarse una película cristalina. Se deja reposar hasta que alcance la temperatura ambiente, se filtra a vacío y se lava el sólido rápidamente con 5 cm3 de agua fría y 5 cm3 de alcohol. Se seca con papel de filtro. Ensayos complementarios 1. Poner un clavo de hierro en un tubo de ensayo, adicionarle en frío unos 2 cm3

de H2SO4 concentrado y dejarlo en reposo un rato, ¿observas algún fenómeno? Descríbelo y compáralo con la reacción realizada en la preparación de FeSO4.7H2O.

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2. A 2 cm3 de una disolución de FeSO4 añadir gota a gota un exceso de NaOH 1M. Formular la reacción.

3. Separa por decantación el precipitado obtenido en 2) y exponerlo al aire durante algún tiempo. Interpreta los cambios observados.

4. Tratar en un tubo de ensayo una disolución de la sal de hierro (II) con NH3 diluido, gota a gota, hasta exceso de reactivo. Formular la reacción.

5. Tratar en un tubo de ensayo la disolución de hierro (II) con NH4Cl sólido y luego añadir NH3 ac., en ligero exceso. Explicar el diferente comportamiento de 4) y 5).

6. A unos cm3 de disolución de FeSO4 añadir 1 cm3 de disolución de K3[Fe(CN)6]. Interpretar lo observado y consultar en un libro de texto la estructura de los compuestos formados.

Cuestiones 1. Comenta la estructura del compuesto aislado. 2. El FeSO4.7H2O contiene el ión [Fe(H2O)6]2+. Da una explicación del color

observado.

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ACETATO DE COBRE (II) MONOHIDRATADO

2 Cu(OH)2 + 4 CH3COOH → [Cu(OOCCH3)2.H2O]2

Introducción El Cu(II) es el estado de oxidación más importante del cobre. Forma sales sencillas con la mayoría de los aniones, generalmente solubles en agua, y el color azul de las disoluciones se debe al ión [Cu(H2O)6]2+. Dichas sales frecuentemente cristalizan como hidratos. El [Cu(OOCCH3)2.H2O]2 forma cristales verdes azulados solubles en agua. Contiene una molécula de agua de cristalización que pierde por calentamiento a 100°C en vacío para dar el acetato anhidro. Reactivos y peligrosidad - Hidróxido de cobre (II) Cu(OH)2 - Acido acético CH3COOH al 8% Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Los compuestos de cobre no son especialmente tóxicos. No obstante, tanto su manejo como fundamentalmente al operar con ácidos concentrados, álcalis, etc., deben mantenerse todas las precauciones. Experimental Se tratan 2 g de Cu(OH)2 con ácido acético al 8% hasta su disolución. Se concentra la disolución hasta que cristalice el acetato de cobre (II). Se separan los cristales por filtración en placa filtrante y se secan al aire o en desecador. Ensayos complementarios 1. Disolver un poco de producto en 4 cm3 de agua y añadir unas gotas de NaOH

2 M. Repartir en dos tubos de ensayo la suspensión obtenida anteriormente. Uno de ellos calentarlo a ebullición y en el otro añadir NaOH concentrado y calentar suavemente. Interpretar lo observado.

2. Disolver un poco de producto en agua y añadir disolución de KI.

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Cuestiones 1. ¿Cómo es la estructura del compuesto? 2. Explicar el efecto que tiene la configuración electrónica del Cu(II) sobre la

estructura de sus compuestos. 3. Los compuestos de Cu(II) son coloreados, sin embargo los de Cu(I)

generalmente no presentan color. Dar una explicación. 4. ¿Qué propiedades magnéticas presentará el compuesto?

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SULFATO DE HEXAACUACROMO (III) Y POTASIO HEXAHIDRATADO (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 - Ácido sulfúrico concentrado H2SO4 - Dicromato potásico K2Cr2O7 - Etanol EtOH Peligrosidad: 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 con una bureta, 3 cm3 de etanol absoluto, agitando constantemente. La temperatura de la disolución no debe pasar nunca de 40°C. 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.

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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 (ac) 4 M. c) añadir exceso de una disolución de Na2CO3. Comentar lo observado en cada uno de los ensayos. 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 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 40°C? 3. ¿Por qué se tiene que añadir H2SO4? 4. Indica el tipo y la estructura del compuesto obtenido.

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SULFATO DE HEXAACUAHIERRO (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 - Sultato de hierro (II) heptahidratado FeSO4.7H2O - Sulfato amónico (NH4)2SO4 - Ácido sulfúrico concentrado 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 70°C, conteniendo la cantidad estequiométrica de (NH4)2SO4 y se añaden también 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.

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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 DE HEXAACUANIQUEL (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 - Sulfato de níquel (II) hexahidratado Ni(SO4).6H2O - Sulfato amónico (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 totalmente 4,5 g de sulfato de níquel y 2,0 g de sulfato amónico en 25 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

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formación de un precipitado verde claro. Filtrar (o mejor centrifugar) y lavar por decantación. Añadir sobre el precipitado gota a gota NH3(ac) 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 a 30°C, mientras el producto de solubilidad del Ni(OH)2 es 1.6 x 10-16.

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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TRIOXALATOFERRATO (III) DE POTASIO TRIHIDRATADO 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 - Oxalato de hierro (II) dihidratado FeC2O4.2H2O - Peróxido de hidrógeno H2O2 33% - Oxalato potásico K2C2O4 - Ácido oxálico dihidratado H2C2O4.2H2O Peligrosidad: 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 250 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 del 6 %, agitando el líquido continuamente y manteniendo la temperatura próxima a 40°C. 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

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caliente , si es necesario y añadir al filtrado 30 cm3 de etanol. Redisolver el sólido que ha precipitado , calentando suavemente y dejar la disolución toda la noche en una taquilla , en la oscuridad , 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. 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. Indicar el papel de cada uno de los reactivos en los diferentes pasos de la

preparación realizada. 3. Indica que tipo de ligando es el oxalato. 4. Indica la estructura del compuesto obtenido.

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TRISACETILACETONATO DE ALUMINIO (III)

Al(NO3)3.9H2O + 3CH3COCH2COCH3 + 3NH3(ac) → [Al(CH3COCHCOCH3)3] + + 3NH4NO3 + 9H2O

Introducción El aluminio puede hacer uso de orbitales d, además de los s y p que completan el octete. El catión [Al(H2O)6]3+ es un ejemplo, pero los complejos octaédricos más importantes del aluminio se forman con ligandos polidentados (quelatos) como el ión acetilacetonato. El trisacetilacetonato es un compuesto neutro que no se disuelve en agua y si en los disolventes orgánicos. Funde a menos de 200°C y pasa a estado de vapor sin descomponerse. Reactivos y peligrosidad - Nitrato de aluminio (III) nonahidratado Al(NO3)3.9H2O - 2,4-pentanodiona CH3COCH2COCH3 - Amoniaco NH3 Los compuestos de aluminio no tienen una toxicidad especial, aunque la acetilacetona requiere la utilización de vitrina para su manejo, aparte del rigor con que siempre se ha de operar en el laboratorio en el manejo de reactivos. (Consultar las fichas de seguridad). Experimental A 6 g de Al(NO3)3.9H2O disueltos en la mínima cantidad de agua, se añade 2 cm3 de 2,4-pentanodiona (CH3COCH2COCH3). La operación se realiza en la vitrina, pues la 2,4-pentanodiona, o acetilacetona, irrita la piel y las mucosas y es inflamable. Se agita la disolución y se añade lentamente NH3 (ac) 2 M, exactamente hasta que la disolución sea alcalina. Enfriar la disolución en baño de hielo, filtrar a vacío y secar en estufa (70°C). El compuesto obtenido puede estar impurificado por algún hidróxido de aluminio. Para purificarlo se puede recristalizar en cloroformo, filtrar. Calcular el rendimiento.

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Ensayos complementarios 1. Determinar el punto de fusión. Ensayar la solubilidad del complejo en alcohol,

éter y acetona. Comentar los resultados obtenidos. 2. En dos tubos de ensayo poner 2 cm3 de HCl 4 M y disolver en cada uno una

pequeña cantidad del complejo. Hervir una de las disoluciones y añadir después NH3 (ac) 2 M, a ambos tubos hasta que la disolución sea básica. Interpretar lo observado.

3. Calcular la relación molar en que se hace la reacción de Al(NO3)3.9H2O con acetilacetona y comentarla.

Cuestiones 1. Intenta proponer una estructura para el trisacetilacetonato de aluminio que

has preparado. Comenta si de esta estructura se puede derivar su carácter hidrófobo y su solubilidad en disolventes orgánicos.

2. ¿Para qué se añade el amoníaco? 3. Indica que orbitales del átomo central estarán implicados en el enlace. 4. El cromo forma un complejo de forma análoga: Cr(acac)3. Indica en este caso

cuáles serán los orbitales del cromo (III) implicados en el enlace.

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SÓLIDOS TERMOCRÓMICOS Introducción

El termocromismo se define como la capacidad de una sustancia para cambiar, reversiblemente, de color con la temperatura. Se conocen muchos compuestos con propiedades termocrómicas y aunque en todos ellos el termocromismo surge como consecuencia de una reorganización a nivel molecular, ésta ocurre por distintos mecanismos entre los que se incluyen cambios en la geometría, transiciones de fase, equilibrio entre estructuras moleculares distintas o simplemente un cambio en el número de moléculas de disolvente de la esfera de coordinación.

En esta práctica se sintetizan dos compuestos termocrómicos de fórmula general

Hg2+

M+

vacante

I -

M2[HgI4] donde M=Ag(I),Cu(I). La estructura y el comportamiento de estos dos compuestos son similares. En estado sólido presentan una estructura, cúbica centrada en las caras, de aniones I- en la que los cationes M+ y Hg2+ ocupan huecos tetraédricos (cada ión divalente está asociado con un hueco sin ocupar).

Como los iones Hg2+ y M+ tienen tamaños similares (Hg2+

110 pm, Cu+

74 pm y

Ag+ 114 pm) pueden intercambiar su posición sin que la red se vea muy afectada. Así, cuando la temperatura aumenta los cationes M+ y Hg2+ difunden a través del sólido desplazándose de un hueco tetraédrico a otro, de tal forma que ya no ocupan posiciones fijas en la red sino que están distribuidos al azar.

Hg2+, M+, vacante

I -

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Como consecuencia de esta transición de fase, el sólido presenta un cambio de color (termocromismo) y también un aumento de la conductividad eléctrica, comportándose como electrolito sólido capaz de transportar cargas a través de su estructura, mediante el movimiento de los cationes.

En la actualidad, los compuestos termocrómicos han encontrado aplicaciones prácticas en termómetros colorimétricos y como indicadores de temperatura en utensilios de cocina, ropa y juguetes. Los electrolitos sólidos se utilizan en baterías para separar el cátodo del ánodo y presentan prometedoras aplicaciones en pilas de combustible, sensores electroquímicos, etc. Reactivos - Nitrato de mercurio (II) Hg(NO3)2 - Ioduro potásico KI - Nitrato de plata (I) AgNO3 - Sulfato de cobre (II) pentahidratado CuSO4.5H2O - Sulfito sódico heptahidratado Na2SO3.7H2O Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Las sales de mercurio (II) son muy tóxicas por ingestión y por contacto con la piel. Utilizar guantes en todo momento y extremar las precauciones en la eliminación de los residuos. Experimental

a) Preparación de Ag2[HgI4] En un vaso de precipitados de 100 mL, disolver 0,005 moles de Hg(NO3)2

(1,6 g) en 25 mL de agua hirviendo. Añadir poco a poco una disolución de KI al 10% hasta que el precipitado rojo inicial de HgI2 se disuelva y se obtenga una disolución de K2[HgI4]. Sobre esta disolución se adiciona otra conteniendo 0,01 moles de AgNO3 (1,6 g) disueltos en 25 mL de agua, se calienta a ebullición y se deja reposar unos minutos. Para aislar el Ag2[HgI4] obtenido decantar la mayor parte de la disolución sobrenadante y filtrar la disolución caliente con un embudo Büchner. Finalmente el sólido se seca a vacío o en estufa a 50ºC.

b) Preparación de Cu2[HgI4] Disolver 2.05 g de Hg(NO3)2 en 70 mL de agua destilada. Una vez disueltos

agregar 2 g de KI y agitar. Dejar en reposo. Separar por decantación el líquido

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sobrenadante tratando de dejar todo el precipitado en el vaso. Lavar una vez por decantación con 20 mL de agua destilada. Agregar al vaso que contiene el precipitado de HgI2 2.1 g de KI disueltos en 40 mL de agua destilada y agitar hasta disolver el precipitado. Añadir 0,01 moles de Na2SO3 (1,5 g) a la disolución anterior. A continuación se añade, lentamente y con agitación, una disolución de CuSO4·5H2O preparada disolviendo 0,01 moles (3 g) en 30 mL de agua. Llevar a ebullición y dejar reposar unos minutos. Para aislar el Cu2[HgI4] obtenido decantar la mayor parte de la disolución sobrenadante, filtrar la disolución caliente con un embudo Büchner y secar a vacío o en estufa a 50ºC.

Ensayos complementarios La sal Ag2[HgI4] cambia el color de amarillo a naranja a 50 ºC y la sal Cu2[HgI4] cambia de rojo a púrpura-negro a 67 ºC. Ambos cambios son bastante acusados. Para comprobar este cambio extender un poco del sólido correspondiente en el extremo de una tira papel de filtro y calentar muy suavemente sobre una placa calefactora. Cuestiones 1. Escribir detalladamente y ajustadas todas las reacciones que tienen lugar en

cada una de las preparaciones, identificando las especies que se forman a lo largo del proceso.

2. Discutir por qué la reducción del Cu(II) se realiza “in situ”. ¿Por qué se añade Na2SO3 en exceso?

3. Calcular el rendimiento de los dos compuestos obtenidos. 4. Los sólidos obtenidos presentan una estructura tipo blenda de zinc. Explicar

y dibujar las estructuras de las dos formas cristalinas (polimorfos) del ZnS.

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SUPERCONDUCTOR DE ALTA TEMPERATURA

½ Y2O3 + 2 BaCO3 + 3 CuO → YBa2Cu3O7-x + (3/4 + x/2)O2 + 2 CO2

Introducción

Un superconductor es una sustancia que conduce la electricidad sin resistencia. Los primeros superconductores eran metales que perdían la resistencia eléctrica al ser enfriados a la temperatura del He líquido (4.2 K). Sin embargo, J.G. Bednorz y K.A. Müller descubrieron en 1986 (Premio Nobel de Física en 1987) una nueva familia de óxidos mixtos de cobre que eran super-conductores por encima de 30 K, y las investigaciones posteriores en todo el mundo condujeron a materiales como YBa2Cu3O7-x que son superconductores a la temperatura del N2 líquido (77 K). Los superconductores son perfectamente diamagnéticos por lo que repelen los campos magnéticos y pueden hacer levitar un imán sobre ellos (efecto Meissner). Reactivos - Óxido de itrio (III) Y2O3

- Carbonato de bario BaCO3 - Óxido de cobre (II) CuO - Nitrógeno líquido Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Los sólidos utilizados son nocivos por inhalación (además de por ingestión y contacto con la piel) por lo que debe trabajarse en vitrina y tener cuidado particular de no inhalar los sólidos finamente pulverizados. Nitrógeno líquido (-196 ºC) puede producir quemaduras por congelación. Experimental

Se colocan en un mortero 0.7 g de Y2O3, 2.6 g de BaCO3 y 1.6 g de CuO. Se muele la mezcla durante 20 minutos intensa y cuidadosamente hasta que presente un aspecto muy homogéneo y se pasa a un crisol de porcelana. Se programa el horno para calentar el crisol a 920-930 ºC durante 16 horas. A continuación se deja enfriar la muestra lentamente (en 5h y media) hasta alcanzar los 300 oC; se abre después el horno y se deja abierto 30 minutos para que la muestra pueda tomar la cantidad necesaria de oxígeno atmosférico,

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alcanzando así la estequiometría deseada (YBa2Cu3O7). Se vuelve a cerrar y se vuelve a subir la temperatura a 300 oC, dejándolo así 16h. Finalmente se deja enfriar el horno a la temperatura ambiente y se extrae el crisol con la muestra.

Estudio Estructural

Como los superconductores de alta temperatura tienen una estructura basada en la de la perovskita, es interesante consultar la bibliografía, que contiene imágenes de la misma de gran calidad.

Estructura de la perovskita

Estructura del YBa2Cu3O7-x

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Ensayos Complementarios 1) Análisis cualitativo de los iones Ba2+ y Cu2+

Se disuelve 1 gr de compuesto en 30 ml de HCl 1 M en un vaso de

precipitados y se hierve la disolución suavemente 10 minutos, para que todo el Cu3+ se reduzca a Cu2+ según la reacción:

2Cu3+ (ac) + H2O( H+) 2Cu2+ (ac) + ½ O2 + H+(ac)

Filtrar si queda algo de residuo sólido. A la mitad del filtrado de color azul, se le añade una disolución 1:1 de H2SO4; precipitará un sólido blanco de BaSO4. A la otra mitad se le añade una disolución de KI que cambiará su color a otro de color marrón por efecto de la formación de yodo. Sobre esta se añade una disolución de Na2S2O3·nH2O, que provocará su decoloración. Escribir e igualar las tres últimas reacciones.

2) Comprobación del carácter superconductor por el efecto Meissner

a) Utilizando unas pinzas de plástico, se coloca la pastilla en un recipiente de poliestireno expandido y, sobre ella, un pequeño imán. Al añadir cuidadosamente nitrógeno líquido en el recipiente hasta cubrir la pastilla (Precaución: Evitar salpicaduras), el imán debería levitar sobre el superconductor. Al tocarlo suavemente con las pinzas, el imán debería girar. Una vez terminado el ensayo, se deja evaporar el nitrógeno líquido y alcanzar temperatura ambiente la pastilla y el imán.

b) Comprobar ahora que cuando se deja caer un polvo fino del supeconductor en un vaso Dewar que contiene en el fondo un pequeño imán, cuando éste está lleno de N2(liq), las partículas de sólido se distribuyen alejándose lo más posible del campo magnético externo. Cuestiones 1. Describe el color de la mezcla de sólidos antes y después del

calentamiento. ¿ Por qué deben mezclarse completamente los sólidos de partida?. ¿Siguen siendo una mezcla después del calentamiento?

2. Dibuja la variación de la conductividad eléctrica con la temperatura para un conductor, un semiconductor y un superconductor.

3. Describe la estructura de las perovsquitas, e indica el número de coordinación de todos los elementos.

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4. Estudia la evolución desde la estructura de la perovsquita hasta la estructura ideal de YBa2Cu3O7. Determina qué fracción de los átomos de Cu está en los estados de oxidación +2 y +3 en la estructura ideal de YBa2Cu3O7.

Tratamiento de los residuos

Los restos del material superconductor se deben disolver en HCl concentrado y a continuación se deben arrojar al recipiente de disoluciones ácidas de metales.

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ZEOLITA A

2 NaAlO2 + 2 (Na2SiO3·9H2O) → Na2O·Al2O3·2SiO2·4.5H2O + 4 NaOH +

+ 11.5 H2O

Introducción

El producto, zeolita A (NaA) es un sólido blanco cristalino de densidad δ = 1,27 g/cm3. Los cristales tienen simetría cúbica. La fórmula general característica es Na12[(AlO2)12(SiO2)12)]·27H2O. Los iones Na+ se intercambian muy fácilmente por iones Ca2+ o K+ en disolución. La forma sódica, después de deshidratarla entre 350-400 ºC a vacío, absorbe unos 0.25 g de H2O por gramo de residuo, a temperatura ambiente y a vacío.

La primera zeolita descrita (1756) era un mineral que estaba en la corteza terrestre; posteriormente se han preparado muchas otras en el laboratorio, entre ellas la que aquí se propone sintetizar. Son unos materiales sólidos interesantes no sólo por su estructura tan peculiar, sino por sus potenciales aplicaciones tecnológicas. Reactivos - Aluminato sódico NaAlO2 - Hidróxido sódico NaOH - Metasilicato sódico nonahidratado Na2SiO3·9H2O Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad.Tanto el aluminato como el metasilicato sódico son bastante inocuos. En cambio el hidróxido sódico es peligroso porque ataca fuertemente la piel, las mucosas y los ojos, y debe manejarse con gran precaución. Consultar fichas de seguridad.

Procedimiento experimental

Se disuelven en 150 ml de agua, con agitación, en un vaso de 500 ml, 6.5 g de aluminato sódico y 12,5 g de hidróxido sódico y a continuación la disolución se calienta a ebullición. Esta disolución caliente se añade, con fuerte agitación, a otra disolución también calentada a ebullición, de 7 g de metasilicato sódico en 100 ml de agua, utilizando un vaso de 1 litro de capacidad. La mezcla total se calienta, con agitación a 90 ºC (es importante controlar muy bien la

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temperatura) hasta que la suspensión se deposite rápidamente cuando se detenga la agitación (aproximadamente 2 horas). A continuación se filtra con un büchner la suspensión en caliente y el sólido resultante se lava cuatro veces, con 50 ml de agua cada una; una vez lavado el sólido se seca en una estufa a 110 ºC, obteniéndose unos 3-4 gramos de producto final Na2O·Al2O3·2SiO2·4.1H2O (entre un 80-90% de rendimiento basado en SiO2). Estudio Estructural

Es interesante revisar un modelo estructural de esta zeolita y de alguna otra, de las cuales hay una buena muestra en la bibliografía.

Figura 1.- Estructura de la Zeolita tipo A Figura 2.- Las cavidades de la Zeolita tipo A pueden

albergar hidrocarburos de cadena larga, pero los que poseen cadenas ramificadas son demasiado voluminosos y no pueden entrar en su interior.

Ensayos Complementarios

1) Se prepara una disolución acuosa diluida de Ca(NO3)2· nH2O y se hace pasar por una placa filtrante en la que se han colocado alternativamente 3-4 capas de lana de vidrio y zeolita. Los iones de Ca2+ deben quedar retenidos por ésta, y si sobre el filtrado se añaden unas gotas de disolución de H2SO4 al 50%, no debe aparecer ningún precipitado, señal de que la zeolita ha funcionado como material intercambiador de iones.

2) Se prepara una disolución alcalina de magnesón (ver Química Analítica Cualitativa, F. Burriel y col.). Asimismo, se prepara una disolución acuosa diluida de MgCl2·nH2O y se añaden sobre ella unas porciones de zeolita. Ésta secuestra el ión Mg2+ y al añadir magnesón sobre la suspensión anterior no aparece el color azul, característico de la presencia de dicho

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ión. Se recomienda hacer un ensayo en blanco, para comparar mejor con el comportamiento en presencia de la zeolita.

Cuestiones 1.- ¿Son las zeolitas materiales naturales? Indica un ejemplo de cada una de

las más frecuentes. 2.- ¿Cuál es el aspecto más característico de la estructura de una zeolita? 3.- Cita algunas de las posibles aplicaciones de estos materiales. Tratamiento de residuos

Los restos de producto se arrojan al recipiente de disoluciones básicas de metales.

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FERRITA DE ZINC

Introducción

Las espinelas constituyen un grupo de minerales importantes que forman parte de la corteza terrestre. Se pueden preparar también en el laboratorio, por ello en esta práctica se va a sintetizar la ferrita de zinc: ZnFe2O4, que es un material sólido que sirve como modelo estructural de otros muchos, y estudiar sus propiedades catalíticas utilizando como sistema el peróxido de hidrógeno.

Son óxidos mixtos con una estructura cúbica compacta de oxígenos en la que hay huecos octaédricos y tetraédricos ocupados por cationes metálicos. Su fórmula es AB2O4, en la que A es un catión divalente y B trivalente. Reactivos - Sulfato de zinc heptahidratado ZnSO4.7H2O - sulfato de hierro (II) heptahidratado FeSO4.7H2O - Oxalato amónico monohidratado (NH4)2C2O4·H2O - Ácido sulfúrico H2SO4, - Cloruro de bario BaCl2 Peligrosidad: Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad. Los compuestos de Zn y Fe no son especialmente tóxicos. No obstante, deben de mantenerse todas las precauciones. Consultar fichas de seguridad. Procedimiento experimental

En un vasos de precipitados de 100 mL se disuelven 0.44 g de sulfato de zinc y 2.78 g de sulfato ferroso en 20 mL de agua añadiendo a esta disolución 0.2 mL de ácido sulfúrico al 10%. En otro vaso de precipitados se disuelven 2.2 g de oxalato de amonio en 30 mL de agua tibia. Las dos disoluciones se calientan a alrededor de 75 ºC y, mientras se agita vigorosamente, se añade la disolución de oxalato a la disolución de sulfato metálico. La mezcla de reacción, bajo agitación continua, se calienta durante 5 minutos a una temperatura comprendida entre 90 y 95º C. Después se deja enfriar y el precipitado de oxalato mixto amarillo se filtra utilizando un embudo de vidrio y se lava con agua hasta que la prueba de sulfatos, utilizando BaCl2, de negativa. A continuación este sólido se seca durante varias horas a 110ºC.

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El oxalato mixto se transfiere a un crisol de 10 mL con tapa, se coloca en un horno de mufla y se calienta entre 600 y 800ºC. Después de tres horas a esta temperatura, el material se deja enfriar a la temperatura ambiente. Estudio Estructural

Es interesante manejar el modelo estructural de la red de la espinela, que existe en el Departamento, para hacerse una buena idea de los huecos octaédricos y tetraédricos presentes en la estructura.

Figura 2.- Estructura de espinela inversa del Fe3O4 que muestra la celda unidad y los ambientes tetraédrico y octaédrico de los centros de Fe. El vértice de cada

tetraedro y octaedro está ocupado por un átomo de O. Cuestiones 1.- Describir las estructuras tipo espinela. 2.- Utilizando la Teoría del Campo Cristalino, predecir la estructura de la

espinela sintetizada. 3.- Calcular el rendimiento del producto obtenido. 4.- ¿Por qué se utiliza el cloruro de bario para determinar la presencia de

sulfatos en las aguas de lavado y no otra sal, como por ejemplo NaCl? 5.- ¿Qué compuesto es el sólido amarillo que se forma en la preparación de

ferrita de zinc? 6. ¿Qué reacción tiene lugar durante el calentamiento a 600-800 ºC del

sólido amarillo?

Figura 1.-

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Tratamiento de residuos

Los restos del producto se disuelven en HCl concentrado y se arrojan al recipiente de disoluciones ácidas de metales.

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BIBLIOGRAFÍA 1. Bibliografía recomendada para tratar aspectos experimentales:

• Adams, D.M. y Raynor, J.B. “Química Inorgánica Práctica Avanzada”. Ed. Reverté, Barcelona, 1966.

• Angelici, R.J. “Técnica y Síntesis en Química Inorgánica”. Ed. Reverté. Barcelona, 1979.

• Girolami, G.S., Rauchfuss, T.B. y Angelici, R.J. “Synthesis and Technique in Inorganic Chemistry: A Laboratory Manual”. 3ª ed. University Science Books. Mill Valley, 1999.

• Pass, G. y Sutcliffe, H. “Practical Inorganic Chemistry: Preparations, Reactions and Instrumental Methods”. 2ª ed. Chapman and Hall. London, 1974.

• Burriel Martí, F., Lucena Conde, F., Arribas Jimeno, S. y Hernández Méndez, J. “Química Analítica Cualitativa”. 14ª ed. Paraninfo. Madrid, 1992.

2. Además para tratar los aspectos teóricos se recomienda la

• 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. New York., 1999. Traducido: Cotton, F.A., Wilkinson, G. “Química Inorgánica Avanzada”. 4ª ed. Limusa. México, 1986.

• 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, London, 2006.

• Rayner-Canham, G. “Descriptive Inorgánic Chemistry”, 2º ed. W.H. Freeman. Nueva York. 2000. Traducido: Rayner-Canham, G. “Química Inorgánica Descriptiva”. (Traducción por S.B. Garcés). 2ª ed. Pearson Education. México, 2000.

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• Shriver, D.F.; Atkins, P.W. “Inorganic chemistry”. 4ª ed. Oxford University Press. Oxford, 2006.

• Lee, J.D. “Concise Inorganic Chemistry”. 5ª ed. Chapman & Hall. New York, 1996.

3. Bibliografía específica de las prácticas de estado sólido

• Day, J. H. Chem. Rev. 1968, 68, 649.

• Van Oort, M. J. M. J. Chem. Educ. 1988, 65, 84.

• Hughes, J. G. J. Chem. Educ. 1998, 75, 57.

• Palmer, W. G. “Experimental Inorganic Chemistry”. University Press: Cambridge, 1954.

• http://dec.fq.edu.uy/ecampos/catedra_inorganica/inorganica/practica3.pdf

• Ellis, A.B. J. Chem. Educ., 64 (1987) 836.

• Huheey, J.E., Keiter, E.A. y Keiter, R.L. “Inorganic Chemistry”, 4th ed. Harper Collins, New York, 1993. Traducido: Huheey, J.E., Keiter, E.A. y Keiter, R.L. “Química Inorgánica”, Oxford, 2001.

• Smart, L. y Moore, E. “Química del estado sólido”. Addison Wesley Iberoamericana, 1995.

• García Martínez, J. y Pérez Pariente, J. “Materiales zeolíticos: síntesis, propiedades y aplicaciones”. Publicaciones de la Universidad de Alicante. 2003.

• West, A.R. “Solid State Chemistry and its Applications”. John Wiley and Sons, 1984.

• Jolly, W. L. “The Synthesis and Characterization of Inorganic Compounds”. Prentice-Hall, 1970.

• Dann, S.E. “Reactions and Characterization of Solids”, R.S. Chemistry, 2000.