Grado en Química

MANUAL DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA INORGÁNICA III

QUIMICA INORGÁNICA III Grado en Química 2º Curso

ÍNDICE 1. Normas de seguridad en el laboratorio 2. Guiones de prácticas: 2.1. Alumbre potásico a partir de aluminio metal. 2.2. Cobre por cementación. 2.3. Aluminotermia: obtención de hierro metálico. 2.4. Formiato de níquel y su descomposición al metal. 2.5. Estudio de la reactividad de los metales de los grupos principales y de transición.

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1. NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Se recomienda leer las “Normas Xerais de Seguridade nos Laboratorios de Prácticas” del Servicio de Prevención de Riesgos de la USC: http://www.usc.es/estaticos/servizos/sprl/normalumlab.pdf

2. GUIONES DE PRÁCTICAS

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2.1 PRÁCTICA Nº 1 ALUMBRE POTÁSICO A PARTIR DE ALUMINIO METAL OBJETIVO El objetivo de la práctica será el estudio del comportamiento del aluminio metal en medio básico y la síntesis de una sal típica de aluminio como son los alumbres.

INTRODUCCIÓN Se conoce como alumbre a un tipo de sulfato doble compuesto por el sulfato de un metal trivalente y de un metal monovalente, de fórmula MIM’III(SO4)2·12H2O. En la familia de los alumbres, lo más común es que la especie monovalente sea un metal alcalino o amonio, y el metal trivalente alumino, hierro o cromo. Uno de los alumbres más conocidos es el alumbre potásico KAl(SO4)2·12H2O, que cristaliza en forma de cristales octaédricos e incoloros.

Alumbre potásico

Sal de Mohr

Otro tipo de sulfato doble son las eschonitas, de formula MI2M’II(SO4)2·6H2O y un ejemplo de este tipo de sulfato doble es la Sal de Mohr (NH4)2FeII(SO4)2·6H2O.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Se pesan 0.3 g de aluminio en polvo y se colocan en un vaso 250 mL. Se le añaden 5 mL de agua. Se prepara una disolución de 1.3 g de KOH en 20 mL de agua y, en una vitrina, se adiciona lentamente la disolución sobre el aluminio, produciéndose exotérmicamente el desprendimiento de un gas. Terminada la adición de la disolución de KOH, la disolución 4

QUIMICA INORGÁNICA III Grado en Química 2º Curso resultante se calienta hasta ebullición, a fin de disolver cualquier cantidad residual del metal. Si aún así quedase algo de metal, se filtra la disolución por gravedad y el residuo en el papel de filtro se lava dos veces con 3 mL de agua destilada en cada lavado. Los lavados se colocan en un vaso que contiene el filtrado. Lentamente y mientras se agita, al filtrado se le añaden unos 10 mL de ácido sulfúrico 9 M con lo que se formará un precipitado gelatinoso que se redisuelve cuando la disolución se vuelva ácida. Puede ser necesario templar la disolución suavemente para disolver el precipitado; si permanece material sólido, se añade 1 mL de ácido sulfúrico, y si aún así no se disuelve, debe filtrase la disolución. Dejar enfriar la disolución a temperatura ordinaria y luego colocar el vaso en un baño de hielo durante 20-30 minutos. Los cristales se filtran a vacío, se lavan con una mezcla de cantidades iguales de etanol del 96% y agua destilada, y se secan al aire.

MATERIAL Vaso de precipitados 250 mL

Barrita agitadora

Probetas

Matraz Kitasato

Embudo Büchner

Cono de goma

Vidrio de reloj

Agitador-calefactor

Varilla de vidrio

Papel de filtro

Balanza

Embudo de vidrio

Espátula

Cristalizador

Soporte+pinza+nuez

REACTIVOS Aluminio en polvo

Hidróxido de potasio

Agua destilada

Ácido sulfúrico

Hielo

Etanol 96%

BIBLIOGRAFÍA - H. Grubitsch, Química Inorgánica Experimental, Ed. Aguilar, Madrid, 1959, p. 406. - M. G. de Celis, Prácticas de Química Inorgánica, Ed. Saeta, Madrid, 1942, p. 30. - E. H. Riesenfeld, Tratado de Química Inorgánica, Barcelona, 1942, pag. 151. - B. E. Dawson, Practical Inorganic Chemistry, London : Methuen, 1963, pag. 206.

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QUIMICA INORGÁNICA III Grado en Química 2º Curso CUESTIONES FINALES 1) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico comercial es necesario para preparar 10 mL de disolución 9 M? 2) Escribe las principales reacciones que tienen lugar y ajústalas. En el caso de que existan procesos redox, escribe las semireacciones y sus correspondientes potenciales. 3) Calcular el rendimiento del proceso 4) ¿Qué gas se desprende al mezclar aluminio e hidróxido potásico? 5) ¿Qué precipitado se puede formar en el proceso, que se redisuelve por adición de más ácido sulfúrico?

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2.2 PRÁCTICA Nº 2 COBRE POR CEMENTACIÓN OBJETIVO Obtención de metales a partir de sus menas y repaso de las reacciones redox.

INTRODUCCIÓN La metalurgia es la ciencia y tecnología de extracción de los metales a partir de sus fuentes naturales o de materiales de reciclado. La realización de la práctica implica la obtención de cobre metálico a partir de la mena tenorita (CuO). Esta práctica es un ejemplo a pequeña escala de un proceso hidrometalúrgico.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Se pesan 10 g de tenorita finamente pulverizada, se echan en un vaso de precipitados de 250 mL y a continuación se añaden 50 mL de ácido sulfúrico concentrado. La mezcla se calienta a 70ºC en un baño de agua durante una hora y a continuación se deja enfriar a temperatura ambiente. Posteriormente se adiciona esta disolución sobre el doble de volumen de agua destilada (100 mL) y se filtra por gravedad. El filtrado se vierte en un vaso de precipitados y se le añade hierro metal en forma de clavos. Se tapa el vaso de precipitados con un vidrio de reloj y se deja reposar toda la noche. Al día siguiente se filtra la mezcla obtenida al vacío y se procede a separar manualmente los clavos de hierro del cobre metal. El cobre se lava con abundante agua destilada y se pesa una vez que se haya secado en una estufa a 100ºC durante 30 minutos. A continuación se coge una punta de espátula del cobre metal y se pone en un vaso de precipitados de 100 mL. En una campana, con una pipeta Pasteur, se le añade gota a gota ácido nítrico concentrado (2-3 mL). Anotar los cambios observados.

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QUIMICA INORGÁNICA III Grado en Química 2º Curso MATERIAL Vidrio de reloj

2 Vasos de precipitados de 250 mL (alto)

Espátula

Balanza

Embudo cónico

Embudo Büchner + Cono de goma

Tubos de ensayo

Varilla de vidrio

Matraz Kitasato

Baño de arena

Trompa de agua

REACTIVOS Tenorita

Ácido sulfúrico

Ácido nítrico

Clavos de hierro

REFERENCIAS 1)

Journal of Chemical Education, 1992, 69, 60.

2)

C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Química Inorgánica, 2ª Ed., Prentice Hall, Madrid

2006.

CUESTIONES FINALES 1) Escribe todas las reacciones que tienen lugar y ajústalas. En el caso de que existan procesos redox escribe las semirreacciones y sus correspondientes potenciales. 2) ¿Por qué se diluye la disolución de cobre antes de echar los clavos de hierro? 3) ¿A qué se debe el cambio de color en la disolución tras la adición de los clavos de hierro?

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2.3 PRÁCTICA Nº3 HIERRO METÁLICO OBJETIVO El objetivo de esta práctica es la obtención de hierro a partir del óxido férrico (Fe2O3), que es una mena natural de este elemento. Para ello, utilizaremos aluminio metal en polvo para reducir el óxido de hierro, en un proceso exotérmico denominado aluminotermia (técnica para obtener un metal con elevada pureza mediante reducción de un compuesto suyo, generalmente un óxido, con empleo de aluminio finamente dividido como reductor).

INTRODUCCIÓN El hierro aparece en la naturaleza principalmente bajo la forma de óxidos, siendo uno de ellos la hematita (Fe2O3). El hierro se obtiene a nivel industrial a partir de estos óxidos por un proceso pirometalúrgico. Esta práctica es un ejemplo de un proceso de este tipo a pequeña escala.

Una muestra de hierro metálico

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QUIMICA INORGÁNICA III Grado en Química 2º Curso PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL En un mortero se mezclan 5 g de óxido férrico previamente secado en estufa durante 2 h. a más de 100ºC y 2.5 g de aluminio en polvo. Se coloca la mezcla en un crisol de chamota, y se comprime bien en el fondo. Se hace un pequeño hueco en el centro de la mezcla con una espátula y se entierra en ella una cinta de magnesio que sobrepase el borde del crisol, la cual previamente hemos limpiado del óxido que la recubre con unas tijeras. En el punto de contacto de la cinta de magnesio y la mezcla espolvoreamos una punta de espátula de una mezcla de peróxido de bario y aluminio en relación 10:1 en peso.

Preparación de la mezcla de reacción en un crisol de chamota Se coloca el crisol en un baño de arena fuera del laboratorio y se prende fuego a la cinta de magnesio. La reacción es bastante violenta, por lo que conviene mantenerse alejado de la misma. Cuando el crisol se haya enfriado se recoge la pepita de hierro metálico generada y se pesa.

Reacción de aluminotermia y pepita de hierro incandescente generada

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QUIMICA INORGÁNICA III Grado en Química 2º Curso MATERIAL - Crisol de chamota

- Espátula

- Balanza

- Mortero de porcelana

- Mortero de hierro

- Vidrio de reloj

- Tijeras

- Baño de arena

REACTIVOS - Oxido de hierro(III)

- Peróxido de bario

- Cinta de magnesio

- Aluminio en polvo

BIBLIOGRAFÍA - “The thermite process”, Education in Chemistry, 1979, 16, 178. - A. W. Espelund, J. Chem. Ed., 1975, 52, 400 - G. Brauer, Química Inorgánica Preparativa, Ed. Reverté, Barcelona, 1963, p. 894

CUESTIONES FINALES 1) Escribe todas las reacciones que tienen lugar y ajústalas. 2) ¿Por qué se añade peróxido de bario? 3) Calcula el rendimiento del proceso. 4) ¿Sería posible la obtención de magnesio por aluminotermia? 5) Calcula ∆G para la obtención de 1.5 moles de hierro a partir de Fe2O3 y aluminio a 1000 K.

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Diagrama de Ellingham para la formación de óxidos

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2.4 PRÁCTICA Nº 4 FORMIATO DE NÍQUEL Y SU DESCOMPOSICIÓN AL METAL OBJETIVO Síntesis de compuestos de níquel por reacciones de metátesis. Obtención del metal finamente dividido para así llevar a cabo un análisis gravimétrico del proceso. Identificación de un metal como níquel.

INTRODUCCIÓN El formiato de níquel se utiliza como fuente de níquel finamente dividido para aplicaciones catalíticas. Este compuesto, como la mayoría de los formiatos metálicos, se prepara generalmente: i) por metátesis entre otras sales y formiatos; ii) por cristalización de disoluciones acuosas obtenidas de la reacción entre el ácido fórmico y carbonato, óxido o hidróxido de níquel. En esta práctica se propone como alternativa la preparación de formiato de níquel por reacción de acetato de níquel y ácido fórmico. Este método presenta ventajas respecto a los dos anteriores: se obtiene el producto con mayor pureza que en el método i), ya que la contaminación con otras sales metálicas no es posible; además el procedimiento experimental es mucho más sencillo que el utilizado en el método ii) dada la mayor solubilidad en agua del acetato respecto del formiato, lo que permite manejar volúmenes más pequeños.

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QUIMICA INORGÁNICA III Grado en Química 2º Curso PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Se añade 1 g de acetato de niquel(II) tetrahidratado y 4 mL de agua destilada en un tubo de ensayo. La mezcla se calienta en un baño de agua a 70ºC, mientras se agita con una varilla de vidrio, hasta que se obtiene una disolución verde completamente transparente. A la disolución aún caliente se le añaden 3 mL de ácido fórmico comercial y se sigue calentando durante unos 10 min. al tiempo que se agita la mezcla. Luego se enfría la suspensión formada en baño de hielo y se añaden poco a poco, mientras se agita, 15 mL de etanol absoluto. Se filtra el precipitado por gravedad, se lava con éter y se seca. Se pesan 300 mg del precipitado anterior en una ampolla de vidrio y se calienta en un horno mufla a 400 ºC durante 30 min. Se deja enfriar y se pesa el níquel metal formado. Se llevará a cabo la identificación del metal con un imán así como la comprobación estequiométrica del proceso.

MATERIAL Tubo de ensayo

Vidrio de reloj

Balanza

Probetas 10 mL-25 mL

Soporte + pinza + nuez

Ampolla de vidrio

Espátula

Horno mufla

Imán

Termómetro

Varilla de vidrio

Embudo de vidrio

REACTIVOS Acetato de níquel tetrahidratado

Ácido fórmico

Éter dietílico

Agua destilada

Etanol absoluto

Hielo

BIBLIOGRAFÍA - F.J. Arnáiz, J. Chem. Ed., 1995, 72, A200.

CUESTIONES FINALES 1) Escribe las reacciones que tienen lugar y ajústalas. 2) Calcula el rendimiento los procesos de formación de formiato de níquel y níquel metal. 3) ¿Por qué el formiato de níquel tiene color verde y el ácido fórmico es incoloro? 4) ¿Por qué se añade etanol a la disolución de formiato de níquel? 5) ¿Por qué el hecho de que el sólido final sea atraído por un imán indica que es níquel y no formiato de níquel? 14

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2.5 PRÁCTICA Nº5 ESTUDIO DE LA REACTIVIDAD DE METALES DE LOS GRUPOS PRINCIPALES Y DE TRANSICIÓN OBJETIVOS - Estudiar y comparar la reactividad de diferentes metales frente al agua. - Estudiar y comparar la reactividad de diferentes metales frente a ácidos inorgánicos. - Estudiar el diferente carácter reductor de los metales.

INTRODUCCIÓN La reactividad de un elemento químico es la tendencia que dicho elemento posee a combinarse con otros. Dos cuestiones recurrentes que se abordan en esta materia son la reactividad de los diferentes elementos metálicos frente al agua y a ácidos inorgánicos, así como el distinto carácter reductor de las distintas especies. En esta reactividad se halla no sólo implicado el carácter electropositivo de los metales, sino muchos otros factores que afectan a la termodinámica y cinética de los procesos.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL a) Reacciones de metales con agua fría Añadir un trozo de Mg, Fe, Zn, Cu y Pb de aproximadamente 0,1 g a cinco tubos de ensayo que contengan 3 mL de agua destilada. Anotar las observaciones realizadas.

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Tubos de ensayo en una gradilla

b) Reacciones de metales con agua caliente Añadir, utilizando unas pinzas, un trozo de Mg metal de aproximadamente 0,1 g, sobre unos 200 mL de agua caliente (80ºC) en un vaso de precipitados de 250 mL. Añadir un trozo de Fe, Zn, Cu y Pb de aproximadamente 0,1 g a tres tubos de ensayo que contengan 3 mL de agua destilada caliente. Anotar las observaciones realizadas.

Vaso de precipitados de 250 mL

c) Reacciones de metales con ácidos Añadir un trozo de Mg, Fe, Cu, Zn y Pb a cinco tubos de ensayo que contengan aproximadamente 3 mL de HCl 3M. Repetir la operación empleando HNO3 10 M. Anotar las observaciones realizadas. 16

QUIMICA INORGÁNICA III Grado en Química 2º Curso d) Reacciones de sales metálicas con otros metales Añadir un trozo de Zn, Fe o Cu a las distintas disoluciones de sulfatos metálicos recogidos en la siguiente tabla (3 mL de disolución 0,5 M en un tubo de ensayo). Anotar las observaciones realizadas. Mg MgSO4

Fe

Cu

-

FeSO4

-

CuSO4

-

MATERIAL - Cinco tubos de ensayo

- Un vaso de precipitados de 250 mL

- Una gradilla

- Una plaza calefactora

- Unas pinzas

- Una probeta de 10 mL

- Una pipeta pasteur y chupona

REACTIVOS - Hierro

- Cobre

- Cinc

- Magnesio

- Disolución de HCl 3M

- Disolución de HNO3 10M

- Plomo

- Disoluciones 0,5 M de FeSO4, CuSO4, MgSO4.

BIBLIOGRAFÍA - C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Química Inorgánica, 2ª Ed., Prentice Hall, Madrid 2006.

CUESTIONES FINALES 1) Antes de iniciar los experimentos, escribe todas las reacciones que se espera que tengan lugar y ajústalas, indicando de qué tipo son. Predecir si las reacciones van a ser espontáneas o no, haciendo uso de la tabla de potenciales anexa y del diagrama de estabilidad del agua. 17

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Diagrama de estabilidad del agua

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