UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOSUniversidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA

FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUÍMICACreada el 29 de Octubre de 1943

ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE FARMACIA Y BIOQUÍMICA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA BÁSICA Y APLICADA

QUÍMICA INORGÁNICA I

“Hidrógeno”

Informe de laboratorio

Grupo: 1 (Martes)

Integrantes: Maucaille Rojas, Mabel Edith Laura 14040011 Munayco Ortiz, Xavier Nicolas 14040013 Vásquez Caycho, Aleida Brescia 14040021

Hora: 10 a.m. – 12 p.m.

Docente: Q.F. Muñoz Gallardo Zoraida

Fecha de práctica: 02/09/2014

Lima – Perú

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ÍNDICE

1. OBJETIVOS __________________________________________________ 3

2. PARTE EXPERIMENTAL _____________________________________ 3

2.1. Experiencia 1 ____________________________________________________ 3

2.2. Experiencia 2 ____________________________________________________ 4

2.3. Experiencia 3 ____________________________________________________ 5

2.4. Experiencia 4: Preparación de Hidrógeno molecular utilizando unequipo generador de gases____________________________________________ 7

2.4.1. Diferenciación de Hidrógeno atómico y molecular ________________________ 72.4.1.1. Hidrógeno molecular __________________________________________________ 72.4.1.2. Hidrógeno atómico ___________________________________________________ 7

2.5. Experiencia 5 ____________________________________________________ 8

3. DISCUSIONES _______________________________________________ 9

4. CONCLUSIONES ____________________________________________ 10

5. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS __________________________ 10

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1. OBJETIVOS Probar diferentes técnicas, elegir una que permita producir hidrógeno en forma

continua y segura, tomando todas las precauciones para evitar accidentes Comparar el poder reductor del H2 y el H0

2. PARTE EXPERIMENTAL

2.1. Experiencia 1: En tres tubos de ensayo colocar unos 50 mg de Zn, Fe, Pb o

Cu, adicionar 2 mL de HCl diluido y observar

Al agregar a cada tubo HClnotaremos que en algunos

casos se produce eldesprendimiento de un

gas (H2)

( ) + 2 ( ) → ( ) + ( )Con el cinc se observa desprendimiento de hidrógeno

( ) + 2 ( ) → ( ) + ( )Con el hierro se desprende levemente hidrógeno y se tornade color verde la solución por la presencia de FeCl2

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2.2. Experiencia 2: En un tubo de ensayo limpio y seco colocar aproximadamente5 mg de aluminio en polvo, adicionar 2mL de solución de NaOH 1N, observe,agite y observe nuevamente

Al agregar HCl al cobre no se desprende hidrogeno, aunestando en polvo no se evidencia producción de H2

El aluminio frente al NaOH (ac) reacciona formandogas hidrógeno, además se forma un complejo: eltetrahidroxoaluminato de sodio

2 Al + 2 NaOH + 6 H2O = 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2

La reacción puede ser catalizada con calor, paraello llevamos el tubo al mechero observando el

desprendimiento de hidrógeno con mayorrapidez

En general las reacciones son Redox, el metal se oxida cediendo electronesque serán aceptados por el H+, reduciéndose para formar H2 que sedesprende en la reacción

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2.3. Experiencia 3:

Al momento de calentar el magnesio este reacciona con el oxígeno aumentando sureactividad dando lugar a la formación de hidróxido de magnesio Mg(OH) y gas dehidrógeno.

Mg (s) + 2 H2O (l) -------> Mg(OH)2 (ac) + H2 (g)

1. Colocar una cucharadita de Mg enpolvo, en un tubo de ensayo, agregaragua destilada y agitar.

2. Calentar y observar.

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2.4 Preparación de Hidrógeno molecular utilizando un equipo generador degases

Antes de comenzar con la parte experimental debemos armar el sistema queutilizaremos

En un soporte universal se coloca una pera con 200 ml deHCl, debajo estará un matraz, el cual tiene un tapón condos entradas una de ellas para la pera y la otra para untubo de desprendimiento. Al tubo de desprendimiento sele conecta una manguera la cual a su vez estará sumergidaen un recipiente con agua.

Para este sistema debemos tener en cuenta dos advertencia:Asegurarnos que no haya escape y que el mechero seencuentre al menos a metro y medio del equipo.

Para la experiencia realizada en clase no seutilizó ese sistema sino un tubo de ensayogrande pero si el tubo de desprendimiento.

Aquí se colocó en el tubo de ensayo 10granallas de Zinc, CuSO4, HCl (una vez quehayamos comprobado que el gas este lejos y lamanguerita no tenga ningún escape),lamanguerita en una cuba con agua.

HCl + Zn + CuSO4 H2 + ZnCl2Catalizador

Obtuvimos de la reacción H2(hidrógeno molecular), el cual sepudo comprobar su presenciacuando se llenaron los tubos deensayo con este gas que luego al serpuesto en el mechero ocurría unapequeña explosión

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El sistema que se armó en la primera parte del experimento también se utilizó luegode haber preparado los reactivos Fucsina, permanganato de potasio, azul de metileno.

2.4.1 Diferenciación de Hidrógeno atómico y molecular

2.4.1.1 Hidrógeno molecular

2.4.1.2 Hidrógeno atómico

1.-Se preparó dos series de tubos conaproximadamente 1ml de solucionesdiluidas de fucsina, permanganato depotasio, azul de metileno.

1.-Hicimos llegar una corriente de gas hidrógenomolecular a los tubos de ensayo que conteníansolución de fucsina, permanganato de potasio,azul de metilo respectivamente. Aquí pudimosobservar que no hubo un cambio aparente en latonalidad e intensidad del color de las soluciones yesto se debió a que el hidrógeno molecular notiene un poder reductor alto.

1.-Colocamos en la otra serie de tubos de zinc y leagregamos 1ml de HCl ácido clorhídrico. Observamos enlos tres tubos un burbujeo constante que es el hidrógenoatómico que desprende de la reacción.

C19H17N3. HCl +Zn+HCl hidrógeno atómicoFucsina hubo una decoloración parcial

KMnO4 + HCL + Zn MnCl2+ZnCl2+H2O+KClPermanganato hubo una decoloración

de potasio total

C16H18N3SCI·3H2O +Zn+HCl hidrógeno atómicoAzul de metileno hubo una decoloraciónEs el más sensible Total

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2.5 Experiencia 5

Nota: En el tubo de ensayo del equipo colocamos unas granallas de Zn con 200 mL de ácidoclorhídrico lo tapamos con un tapón y colocamos un tubo de desprendimiento conectado a unamanguera de látex el cual va sumergido en el vaso con el agua jabonosa.

En el tubo de ensayo al hacer contacto las granallas de Zn con el ácido clorhídrico generanuna reacción química de desprendimiento de gas hidrógeno y este pasa por el tubo dedesprendimiento a la manguera que va sumergida en el vaso generando burbujas dehidrógeno.

Zn (s) + 2HCl (ac) -------> ZnCl2 (ac) + H2 (g)

1. En un vaso de 250 mL colocarunos 100 mL de agua jabonosa y

armar un equipo generador de gases.

2. Mediante el tubo dedesprendimiento hacer burbujear

hidrógeno en el vaso.

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3. DISCUSIONES

En la experiencia 1 observamos que todas las sustancias reaccionan frente alácido clorhídrico; sin embargo el Cu no reacciona. El HCl es un ácido no oxidante yel hecho de que el Cu no reaccione con el HCl se debe a su pequeño potencial deoxidación (-0,34; Chang 2013), es por este motivo que no se produce la reacción.Otra forma de explicarlo es con el cambio de energía libre de una reacción(ΔG=n.F.E). El cambio libre de una reacción es una medida de la tendencia de lareacción para efectuarse. Para cualquier reacción espontánea, disminuye laenergía libre del sistema; ΔG es negativo. Puesto que ΔG=n.F.E solo si E espositivo será espontánea la reacción (Rubiños 2012).

El HCl tanto diluido como concentrado disuelve al aluminio fácilmente produciendoH2, este conocimiento se pudo haber aplicado a la experiencia para producirtambién hidrogeno; además el aluminio con hidróxidos alcalinos forma uncomplejo: tetrahidroxoaluminato (Vogel 1983)

En el experimento 3 al calentar el tubo de ensayo que contenía magnesio en polvocon agua destilada este liberó gas hidrógeno y formó hidróxido de magnesioMg(OH). El magnesio es maleable que arde en contacto con el aire, tambiénreacciona con el agua a temperatura ordinaria y rápidamente a 100º C; se disuelvefácilmente en ácidos generando hidrógeno. (Vogel 1969)

El hidrógeno atómico es un poderoso agente reductor , incluyendo a temperaturaambiente, esto lo pudimos corroborar en la experiencia N° 4 cuando el estado deoxidación del manganeso paso de ser 7 + a 2+ se pudo ver la variación del colormorado a transparente a su vez puede reaccionar con los óxidos y los cloruros demuchos metales, entre ellos el cobre, plomo, plata, mercurio y el bismuto, para laproducción de metales libres. Reduce a su estado metálico algunas sales, comolos nitratos, nitritos y cianuros de sodio y potasio. Reacciona con cierto número deelementos, tanto metales como no metales, para producir hidruros, como el NaH,KH, H2S y PH3 (http://quimicalibre.com/hidrogeno/,2014).

En la experiencia 5 observamos el desprendimiento de gas hidrógeno en el vasocon agua jabonosa, esta liberación se dio por la reacción química inmediata delzinc con el ácido clorhídrico. El zinc en metal puro se disuelve muy lentamente enácidos y álcalis; la reacción se acelera por la presencia de impurezas, contactocon platino y cobre, producidos por el agregado de algunas gotas de soluciones delas sales de estos metales. Esto explica por qué el zinc comercial, se disuelvefácilmente en ácidos clorhídrico y sulfúrico diluidos con desprendimiento dehidrógeno. (Vogel 1969)

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4. CONCLUSIONES Las reacciones de producción de hidrogeno en la experiencia 1 se basan en un

proceso Redox en donde el hidrógeno molecular se forma por reducción de losiones H+

Los elementos que se encuentren por debajo del hidrogeno en la escalaelectromotriz no reaccionan reduciendo al hidrogeno, por este motivo el Cu noreduce al H+

El hidrógeno molecular es menos reductor que el hidrógeno atómico es decirprácticamente nulo por los cambios de color y tonalidad obtenidos en laexperiencia N°4.

Se puede acelerar la producción de hidrógeno en el experimento 5 alagregarle sulfato de cobre como un catalizador para poder apreciar mejor lasburbujas

5. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Arthur I. Vogel. Química Analítica Cualitativa. 5ºed. Argentina: Kapelusz; 1969.

Pág. 216; 232. Arthur I. Vogel. Química analítica cualitativa 6ta ed. Argentina: Kapelusz; 1983 Química libre [Internet] [citado 6 setiembre 2014]. Disponible en:

http://quimicalibre.com/hidrogeno/ Reymond Chang, Kenneth A. Goldsby. Química. 11va ed. México: Mc Graw

Hill; 2013. Pág. 823 Rubiños. Química 2012. Lima: Rubiños editores; 2012. Pág. 842