CÁTEDRA: QUÍMICA

GUÍA DE LABORATORIO Nº7

PARTE A: REACCIONES DE METÁTESIS PARTE B: REACCIONES DE OXIDO REDUCCIÓN

PARTE A:

REACCIONES DE METÁTESIS

OBJETIVOS 1. Detectar cambios en soluciones al interactuar entre sí, o hacerlo frente a sustancias sólidas. 2. Identificar productos de reacción por su aspecto y/o a través de reactivos específicos. 3. Inferir algunas de las condiciones para que una reacción de este tipo tenga lugar. 4. Aplicar el conocimiento de reglas de solubilidad para predecir la aparición de precipitados. 5. Apreciar la conveniencia del uso de las reacciones iónicas. PRERREQUISITOS: 1. Dominio de la escritura de fórmulas químicas. 2. Conocimiento sobre el ajuste de coeficientes de ecuaciones sencillas. 3. Tener conocimiento sobre la teoría iónica de Arrhenius.

CONCURRIR AL LABORATORIO CON ETIQUETAS O MARCADOR PARA VIDRIO, PALITOS PARA BROCHETTE, FÓSFOROS, PROPIPETA, TRAPO Y DETERGENTE. LAS ECUACIONES IÓNICAS Y MOLECULARES DEL INFORME COMPLETAS

INTRODUCCIÓN TEÓRICA Las reacciones de doble desplazamiento se llevan a cabo por lo general entre dos compuestos iónicos disueltos en agua, donde cada uno de los cationes intercambia posición con el otro. Comúnmente este tipo de reacciones se hacen evidentes por la formación de una sal insoluble o precipitado o por el desprendimiento de un gas. Formación de precipitados entre pares de iones Cuando mezclamos dos soluciones que contienen iones diferentes, es posible que algunos de los iones se atraigan entre ellos más intensamente que con el agua. En ese caso, se forma un sólido incapaz de disolverse en el agua, que sedimenta en el fondo del recipiente. Se dice que se ha formado un precipitado (el cual se indica con en las ecuaciones químicas), y a esta clase de reacciones se las llama reacciones de precipitación. Ejemplo:

2 Ag NO3 + K2CrO4 → Ag2CrO4 ↓ + 2 KNO3 (Ecuación molecular)

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2 Ag+ + 2 NO3− + 2 K+ + CrO42- → Ag2CrO4

+ 2 K+ + 2 NO3−

(Ecuación iónica)

Cuando la reacción tiene lugar entre soluciones, y algún producto deja la solución en forma de gas (el cual se indica con en las ecuaciones químicas), ya no está disociado, es decir que del conjunto de iones inicial, un par de ellos, por lo menos se une para formar un conjunto no disociado; simbólicamente: Ejemplo:

H2SO4 + 2 NaCl → 2 HCl↑ + Na2SO4

(Ecuación molecular)

2H+ + SO4-2 + 2 Na+ + 2Cl- → 2 HCl↑ + 2Na+ + SO4-2

(Ecuación iónica)

Para poder interpretar los resultados, damos la siguiente guía de solubilidad y de volatilidad (o por el contrario fijeza) de algunas sustancias de uso común en el laboratorio. Reglas para predecir posibilidad de que se forme un precipitado Para saber si se formará precipitado al mezclar soluciones que contienen distintos iones se debe tener en cuenta que:

Compuestos solubles en agua: • •

Compuestos de elementos del grupo 1 y compuestos con NH4+. Los nitratos, percloratos y acetatos

Compuestos en su mayoría solubles en agua:

• •

Cloruros (Cl-), bromuros (Br-) y yoduros (I-) excepto los de Ag+, Hg22+ y Pb2+ Sulfatos (SO42-), excepto los de Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ y Ag+

Compuestos en su mayoría insolubles en agua:

•

• •

Carbonatos (CO32-), cromatos (CrO42-), oxalatos (C2O42-) y fosfatos (PO43-), excepto los de los elementos del grupo 1 de la Tabla Periódica y los del ión amonio (NH4+). Sulfuros (S2-) excepto los de los elementos de los grupos 1 y 2, y el de NH4+. Hidróxidos (OH-) y óxidos (O2-) excepto los de los elementos de los grupos 1 y 2. (Los óxidos de los grupos 1 y 2 al ponerlos en agua reaccionan convirtiéndose en los correspondientes hidróxidos solubles)

Por ejemplo, a partir de esta información sabemos que el PbCrO4 es insoluble en agua. Por lo tanto si mezclamos una solución que contenga iones Pb2+ con otra que tenga iones CrO42-, se formará un precipitado. Se consideran sustancias solubles aquellas para las cuales 10 mL de agua disuelven más de 1 g de la misma. Volatilidad de algunas sustancias La volatilidad es una propiedad vinculada con el punto de ebullición de las sustancias. Si el punto de ebullición es bajo se llama VOLÁTIL, y si es alto FIJA. Química FI UNPSJB 2015

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Los ácidos tienen volatilidad variable, pero para los de uso frecuente en el laboratorio se puede fijar este ordenamiento, que está hecho del más volátil al más fijo: HCN; H2S; H2SO3; HNO3; HCl; H3PO4; H2SO4 Las bases son todas fijas: el NH3 (aq) desprende NH3 (gas) por lo que no se considera volátil. Las sales son sustancias que en general se pueden considerar fijas, aunque algunas se descomponen antes de llegar al punto de ebullición.

OBSERVACIONES: Una forma muy cómoda de desarrollar este trabajo es la de disponer en cada mesa de trabajo un juego de frascos goteros de plástico. Los volúmenes se expresan en gotas para evitar: a) La necesidad de usar un número considerable de pipetas. b) La posibilidad que estas se ensucien con precipitados, al usarlas sucesivamente en dos soluciones de sustancias que reaccionan entre sí. c) El riesgo de pipetear sustancias cáusticas, pues a esta altura del curso los alumnos pueden carecer de la experiencia necesaria.

PREGUNTAS 1. ¿Qué característica tiene que tener alguno de los productos de la reacción de doble desplazamiento para que ésta ocurra? 2. Según la escala dada, ¿cuál es el ácido más volátil y cual el más fijo? ¿Recuerda alguno intermedio? 3. ¿ Cuál es la razón para expresar los volúmenes en gotas? 4. Escriba y balancee la reacción e indique con una flecha en los productos cual es el que precipita o se volatiliza según las tablas: Yoduro de potasio + nitrato de plomo (II) →

nitrato de potasio + yoduro de plomo (II)

5. Escriba y balancee las siguientes reacciones moleculares completas: a- cloruro de aluminio + hidróxido de sodio → _____________ +___________ b- cromato de potasio + nitrato de plata → _________________ + __________ MATERIALES NECESARIOS 10 tubos de ensayo Astilla de madera Papel de tornasol rojo y azul Gradilla

Espátula Frascos gotero con reactivos Pinza de madera Mechero

REACTIVOS: SUSTANCIAS SÓLIDAS NaCl (Sal común) Química FI UNPSJB 2015

CaCO3 (Mármol o creta) Página 176

SOLUCIONES H2SO4 18 M (98 % m/m) HCl 12 M (36,5 % m/m) NaOH 1 M (4 % m/V) AlCl3 0,38 M (5 % m/V) FeCl3 0,31 M (5 % m/V)

K2Cr2O7 0,1 M (3 % m/V) KI 0,6 M (10 % m/V) Pb(NO3)2 0,24 M (8 % m/V) K2CrO4 0,24 M (5 % m/V) AgNO3 0,12 M (2 % m/V)

PROCEDIMIENTO

ESCRIBA LAS REACCIONES MOLECULARES E IÓNICAS DE CADA UNA DE LAS EXPERIENCIAS ANTES DE REALIZARLAS A. REACCIONES CON SUSTANCIAS SÓLIDAS Disponga en 2 tubos de ensayo numerados, una porción de aproximadamente 1/2 cm de altura de las sustancias sólidas en el orden correspondiente. TUBO 1: (NaCl) a. Agregar 20 gotas de H2SO4 18 M. b. Humedecer un papel de tornasol y acercarlo a la boca del tubo en el momento de agregar el ácido c. Observar si hay desprendimiento de un gas TUBO 2: (CaCO3) a. Añadir 20 gotas de HCl 12M b. Introducir por el extremo del tubo una astilla en ignición c. Observar si hay desprendimiento gaseoso.

B. REACCIONES CON SOLUCIONES. (Exp. 3 al 8) a. Colocar en el tubo de ensayo 20 gotas de solución A (ver cuadro más abajo). b. Añadir gota a gota la solución B hasta formación de precipitado o cambio de color. c. Si la solución no cambia, calentar suavemente. d. Verificar si hay desprendimiento de un gas. En este caso controlar su reacción al tornasol. TUBO

SOLUCIÓN A

SOLUCIÓN B

3

AlCl3

NaOH

4

FeCl3

NaOH

5

Pb(NO3)2

K2CrO4

6

K2CrO4

AgNO3

7

KI

Pb(NO3)2

8

K2Cr2O7

Pb(NO3)2

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PARTE B: REACCIONES DE OXIDORREDUCCIÓN OBJETIVOS 1. Observar el desplazamiento de algunos metales de sus soluciones, por otros de menor potencial de reducción. 2. Constatar, con la tabla de potenciales de reducción, el poder oxidante de los halógenos y de las soluciones de los halogenuros.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA Las reacciones en las cuales las sustancias experimentan cambio del número de oxidación se conocen como reacciones de óxido-reducción o simplemente, reacciones redox. Esta variación puede asimilarse a un intercambio de electrones. 1. La oxidación consiste en el aumento del número de oxidación, y corresponde a la pérdida de electrones. 2. La reducción es la disminución del número de oxidación, por la captación de electrones de un átomo o grupo de átomos. En el trabajo práctico se deberá tener en cuenta el cuadro siguiente: Cuando la SUSTANCIA se oxida se reduce

ELECTRONES

nº de oxidación

ACTÚA COMO

cede adquiere

aumenta disminuye

reductor oxidante

Puede tratarse entonces el fenómeno como una transferencia de electrones del elemento que se oxida al elemento que se reduce. El caso más sencillo es el del ión que se transforma en una sustancia simple correspondiente y viceversa: Ag 0 → Ag + + 1e − Oxidaciones

Reducciones

2 Cl − → Cl 2 + 2e − Zn + + + 2e − → Zn 0 I 2 + 2e − → 2 I −

La facilidad para aceptar electrones, y reducirse es una característica propia de cada sistema, mensurable en términos de potencial (de reducción). Dado que la circulación de corriente está estrechamente ligada a la de electrones, es usual medir esa tendencia, en voltios y referirla al par H+/H2 cuyo potencial ha sido tomado arbitrariamente igual a cero. Así: Cu + + + 2e − → Cu 0

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0 ε red = 0,34V

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Zn + + + 2e − → Zn 0

0 ε red = −0,76V

Surge inmediatamente de lo anterior, que si la facilidad de reducción es distinta entre dos elementos, uno puede reducirse (el de mayor ε 0 ) a expensas del otro, que se oxida. En este caso el de mayor potencial de reducción o capacidad de aceptar electrones o poder oxidante es el Cu. La tabla de potenciales de reducción permite predecir, sobre la base de datos experimentales cuantitativos, cuando va a producirse una reacción. Sin embargo, puede confeccionarse un ordenamiento cualitativo en base a la experiencia sencilla, lo cual constituye uno de los propósitos de la práctica. Como los iones oxidado y reducido suelen reaccionar frente a distintos reactivos puede detectarse el cambio usando sustancias apropiadas. Otras veces se producen compuestos insolubles, volátiles o coloreados que permiten reconocer el cumplimiento del proceso. MATERIALES NECESARIOS Gradillas Tapón para tubo de ensayo Clavo de Fe Tubos de ensayo Pipetas de 5 y 10 mL Alambre de Cu Propipetas

REACTIVOS AgNO3 0,12 M CuSO4 0,5 M KBr 0,1 M KI 0,5 M NaCl 0,1 M agua de cloro agua de iodo

PROCEDIMIENTO A. ESTUDIO DE ALGUNAS REACCIONES CON METALES. 1. Colocar en un tubo de ensayos 5 mL de solución de AgNO3. Añadir un trozo de alambre de Cu. Observar el fenómeno que tiene lugar y describirlo en el informe, postulando una reacción que interprete el proceso. 2. Colocar en un tubo de ensayos 5 mL de solución de CuSO4. Añadir un clavo de Fe limpio. Observar el fenómeno que tiene lugar y describirlo en el informe, postulando una ecuación que interprete el proceso. B.- REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO DE LOS HALÓGENOS 1. Colocar en dos tubos de ensayos 2 mL de KBr y KI. Rotularlos. Agregar en cada tubo 2 mL de agua de cloro, agitar. 2. Colocar en otros dos tubos de ensayos 2 mL de NaCl y KBr. Rotularlos. Agregar en cada tubo 2 mL de agua de iodo, agitar 3. Anotar las conclusiones de lo observado en el informe y completar sólo las ecuaciones de aquellas reacciones que tengan lugar, justificando en función del potencial de reducción. PREGUNTAS 1- Mencione materiales y drogas necesarios para las reacciones entre halógenos y halogenuros

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INFORME DE LABORATORIO Nº 7

TEMA: PARTE A: REACCIONES DE METÁTESIS APELLIDO Y NOMBRE ..........................................................

COMISIÓN: .......................

FECHA ....../....../.....

RESULTADO:....................

A REACCIONES CON SUSTANCIAS SÓLIDAS TUBO 1 ¿A qué se debe el cambio de color en el papel de tornasol?................................................ …………………………………………………………………………………………… Ecuación molecular…………………………………………………… Ecuación iónica: ……………………………………………………… TUBO 2 ¿Qué gas se desprendió? ¿Qué propiedades tiene sobre la astilla? ............................................................................................................... Ecuación molecular:…………………………………………………… Ecuación iónica: ………………………………………………………

B. REACCIONES CON SOLUCIONES TUBO 3 Ecuación molecular:………………………………………………………. Ecuación iónica: …………………………………………………………. Observaciones e interpretación:..................................................................... ………………………………………………………………………………

TUBO 4 Ecuación molecular:…………………………………………………… Ecuación iónica: ……………………………………………………….

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Observaciones e interpretación:....................................................................... …………………………………………………………………………..

TUBO 5 Ecuación molecular:……………………………………………………. Ecuación iónica: ……………………………………………………….. Observaciones e interpretación:.................................................................. ……………………………………………………………………………

TUBO 6 Ecuación molecular:…………………………………………………….. Ecuación iónica: ……………………………………………………….. Observaciones e interpretación: ............................................................... …………………………………………………………………………….

TUBO 7 Ecuación molecular:……………………………………………………… Ecuación iónica: …………………………………………………………. Observaciones e interpretación:............................................................... …………………………………………………………………………..

TUBO 8 Ecuación molecular:…………………………………………………… Ecuación iónica: ……………………………………………………… Observaciones e interpretación:............................................................... ………………………………………………………………………….

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INFORME DE LABORATORIO Nº 7

TEMA: PARTE B: REACCIONES DE OXIDO REDUCCIÓN APELLIDO Y NOMBRE ..........................................................

COMISIÓN: .......................

FECHA ....../....../.....

RESULTADO:....................

A.- 1. Al sumergir el alambre de Cu en la solución de AgNO3: El Cu se . . . . ……….. . . . y la solución se . . . . . . . Potenciales estandar Ecuación:

Ag+1……... . → . . . . ….

εº cátodo = ____________

Cu°

nodo = ____________

→ ... . . . + 2e

∆

= ______________

∆Gº = ______________ 2. Al sumergir el Fe en la solución de CuSO4, transcurrido un tiempo: El Fe se . . . . . ………… . . y la solución se . . . . . . ……. Potenciales estandar Ecuación:

Cu+2. . . …… →……. . . . .

εº cátodo _____________

Fe

nodo _____________

→. . . . . ……..

∆

= ______________

∆Gº = ______________ B. 1. SOLUCIÓN KBr + agua de cloro

COLORACIÓN

ECUACIÓN QUÍMICA Cálculo potenciales (Hemirreacciones) de la reacción = =

á

∆ ∆

= =

KI + agua de cloro

NaCl + agua de iodo

KBr + agua de iodo Complete las ecuaciones que tienen lugar, y las respectivas hemirreacciones de oxidorreducción. Conclusiones: ____________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ Química FI UNPSJB 2015

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