Práctica 1: Magnesio, aluminio y boro Reacciones del magnesio y del aluminio. Síntesis del acido bórico.


Objetivos: Se examinaran algunas reacciones de los elementos metálicos magnesio y aluminio y además, también se examinaran las propiedades acido-base de sus cationes e hidróxidos. En el caso del boro, se preparará el B (OH)3 y se identificará a la llama.


Material:

Tubos de ensayo

Vasos de precipitados de 100ml

Varilla de vidrio

Papel pH


Reactivos: •

Magnesio sólido (virutas)

•

Aluminio sólido (polvo)

•

Hidróxido sódico (líquido)

•

Amoniaco (líquido)

•

Acido clorhídrico (líquido)

•

Sulfato de aluminio (líquido)

•

Bórax (sólido)

•

Ácido sulfúrico (líquido)

•

Metanol (líquido)

Experimento 1: Reacciones del magnesio con los ácidos: Antes de empezar la práctica, se debe de lavar todo el material antes de usarlo, y la última lavada se hará con agua destilada. a) Primero, se coge un tubo de ensayo y se le añade una pequeña cantidad de granalla (magnesio) mediante una espátula, y después, se le suman cinco gotas de acido clorhídrico 1M por medio de una pipeta o un cuentagotas. Después, se añadirá agua destilada a un vaso de precipitados, y de ahí se coge 1 ml (10 gotas) de agua destilada mediante una pipeta. Se deja reposar la reacción hasta que desaparezca la efervescencia. ¿Qué observamos? Al principio, la reacción tenía un color blanco, pero al dejarla en reposo, ha empezado a producir efervescencia. Al terminar este proceso de efervescencia, la piedra de magnesio ha cambiado de un color grisáceo que tenía al principio a un color más blanquecino brillante después. Fórmula química:

Mg (s) + 2 H+  Mg

2+

+ H2

Conclusión: La efervescencia es debida al H2 formado en la reacción.

b) A continuación, se trata con un exceso (mucha cantidad) de hidróxido sódico 1M a la disolución obtenida en el apartado anterior (apartado A) ¿Qué observamos? Con el exceso de hidróxido sódico 1M, la disolución vuelve a su color inicial, incoloro o transparente. Fórmula química: Mg

+2

(aq) + 2OH- (xs) 

Mg (OH)2 (s)

Conclusión: La disolución pierde su color debido al hidróxido de magnesio formado.

Experimento 2: Reacciones del aluminio:

a) Se coge un nuevo tubo de ensayo y se le introducimos una pequeña cantidad de aluminio en polvo mediante la espátula y después se le agregan 10 gotas de ácido clorhídrico 1M (HCl). ¿Qué observamos? Al añadirle el ácido clorhídrico, la reacción es inmediata y la disolución coge un color gris oscuro. Conclusión: La disolución coge un color gris oscuro debido a la oxidación del aluminio en polvo. Fórmula química: 2Al (s) + 6 H+  2Al

+3

+ 3H2

b) Se coge, de nuevo, otro tubo de ensayo y se le introduce una pequeña cantidad de aluminio en polvo mediante una espátula y se le agregan 10 gotas de hidróxido sódico 1M (NaOH). ¿Qué observamos? Es un caso similar al anterior, ya que al añadir el sodio hidróxido (1M) la disolución cambia a un color grisáceo y se produce algo de efervescencia; ésta última debida a el desprendimiento de hidrogeno gaseoso.

Conclusión: La disolución cambia a un color grisáceo ya que se forma el tetrahidróxido de aluminio.

Fórmula química: Al + 4OH-  [Al (OH)4]

Experimento 3: Comportamiento del hidróxido de aluminio:

a) Se coge un nuevo tubo de ensayo y se le añade 1 ml (10,12 gotas) de una disolución de sulfato de aluminio. Después, se agrega gota a gota amoniaco 1M hasta la aparición del precipitado. A continuación, se divide la suspensión en dos partes, es decir, en dos tubos de ensayo. Fórmula química: Al

+3

(aq) +3 NH4OH (aq)  Al O (OH) (s) +H2O

b) Una parte de esa disolución, (tubo nº1), se trata con acido clorhídrico (HCl) 1M, se añade gota a gota hasta la redisolución del precipitado (6 gotas más o menos). Fórmula química: Al O (OH)

(s)+ 3H+  Al+3 (aq) +2 H2O

c) A la otra parte de la disolución, (tubo nº2), se la trata de forma similar con una disolución de hidróxido sódico (NaOH) 1M, añadiéndola gota a gota hasta la redisolución del precipitado (unas 5 o 6 gotas). Fórmula química: Al O (OH (s) + 2OH

-

 [Al (OH) 4] (aq) + H+

Experimento 4: Hidrólisis de las sales de aluminio:

a) En este experimento, se debe determinar el pH de una disolución de sulfato de aluminio. Para ello, se cogerá el papel pH o el papel indicador y se cortará un pequeño trozo. En él, se añadirá una gota de la disolución de sulfato de aluminio y dependiendo del color que coja el papel, se determinará el pH que tiene. ¿Qué observamos? En nuestro caso, el papel indicador ha cogido un color naranja oscuro, con lo que hemos deducido que el pH de la disolución era de un valor entre 3-4. Fórmula química: Al+3 + SO42- + 6H2O  [Al (OH2)5 (OH)]2+ + H+



[Al (H2O)6]3+ + SO42- 

[Al (OH2)5 (OH)]2+ + SO42-

Experimento 5: Síntesis del acido bórico:

a) Antes de comenzar con el experimento, se debe calentar en un vaso de precipitados una pequeña cantidad de agua destilada en la manta calefactora. Cuando ésta esté bien caliente, se añadirá poco a poco cantidades controladas de bórax mediante una espátula, y con ello se meterá también la mosca. Se deberá añadir bórax hasta que la disolución no pueda disolver más cantidad de este elemento. Con este proceso, se procura conseguir lo siguiente: La creación de una disolución saturada de bórax. Cuando esté lista la disolución, se introducirá en un tubo de ensayo, 10 gotas de esta ultima disolución, y se le agregarán también 5 gotas de acido sulfúrico. A continuación, se dejará enfriar y se eliminará el líquido, si es que lo hubiese. Fórmula química: Na2B4O7·10 H2O + 2H+  Na2SO4 + 4B (OH)3 + 5H2O

b) El siguiente paso será disolver en un vaso de precipitados un poco del precipitado obtenido en el apartado A en 6 ml de metanol (60 gotas). Este paso se realizará en la campana extractora. Se agitará la mezcla con una varilla de vidrio y se pondrá a calentar en la placa calefactora. Cuando se aprecie que la disolución ha comenzado a hervir, se acercará una cerilla o un mechero al borde del vaso de precipitados con mucha precaución. Si se ha realizado bien el experimento, se observará una llama de color verde. Fórmula química: B (OH)3 + 3CH3OH  B (OCH3)3 (l)  calor  B (OCH3) (g)


Cuestiones:

1) Escribe todas las reacciones ajustadas que tienen lugar en la práctica, indicando si son reacciones ácido-base o rédox.

Primer ejercicio a) Mg (s) + 2 H+  Mg

2+

+ H2

Ésta es una reacción rédox. b) Mg

+2

(aq) + 2OH- (xs) 

Ésta es una reacción ácido-base.

Segundo ejercicio a)

2Al (s) + 6 H+  2Al

Ésta es una reacción rédox.

+3

+ 3H2

Mg (OH)2 (s)

b)

Al + 4OH-  [Al (OH)4]

Ésta es una reacción rédox.

Tercer ejercicio a) Al

+3

(aq) +3 NH4OH (aq)  Al O (OH) (s) +H2O

Ésta es una reacción ácido-base.

b)

Al O (OH)

(s)+ 3H+  Al+3 (aq) +2 H2O

Ésta es una reacción acido-base.

c) Al O (OH) (s) + H2O + OH

-

 [Al (OH) 4] (aq)

Ésta es una reacción de formación de complejos.

Cuarto ejercicio a) Al+3 + SO42- + 6H2O  [Al (OH2)5 (OH)]2+ + H+



[Al (H2O)6]3+ + SO42-  [Al (OH2)5 (OH)]2+ + SO42-

Ésta es una reacción de hidrólisis.

Quinto ejercicio a) Na2B4O7 · 10 H2O + 2H+  Na2SO4 + 4 B (OH)3 + 5H2O Ésta es una reacción acido-base.

b) B (OH)3 + 3CH3OH  B (OCH3)3 (l)  calor  B (OCH3) (g) Ésta es una reacción de ácido-base.

2) Busca los potenciales de reducción de los metales magnesio y aluminio. ¿Cuál es el mejor reductor? ¿Cuál se oxida más rápido? ¿Por qué?

•

Electrodo: Mg2+|Mg

Proceso catódico de reducción: Mg2+ + 2e- = Mg •

/

Eo (volt) = -2,363 V

Electrodo: Al3+|Al

Proceso catódico de reducción: Al3+ + 3e- = Al

/

Eo (volt) = -1,662 V

A menor potencial de reducción, mejor reductor. El mejor reductor es el magnesio, porque su potencial de reducción es el más negativo (el más pequeño). Como este elemento tiene el potencial de reducción más bajo, le convierte en el mayor reductor. A menor potencial de reducción mejor reductor, por lo tanto, el que se oxida más rápido es el magnesio, porque al ser el mejor reductor se oxida más rápido que el Aluminio.

3) Al añadir a una disolución de sulfato de aluminio, amoniaco o hidróxido de sodio, en exceso respectivamente, solo en un caso se mantiene el precipitado obtenido al principio. ¿En qué caso? ¿Por qué? Se mantiene el precipitado, cuando se añade una disolución de amoniaco, ya que se forma hidróxido de aluminio sólido, que es insoluble. Al añadirle sosa, se forma el complejo Al (OH)4, que es soluble.

4) Escribe las reacciones de hidrólisis de las sales de aluminio. Busca en valor de la pKa del catión aluminio. Al3+ + SO42- + 6H2O  [Al (H2O)6]3+ + SO42[Al (H2O)6]3+ + SO42-  [Al (H2O)5 (OH)]2+ + H+  [Al (H2O)5 (OH)]2++ SO42 hidrólisis pKa= 4.96

5) ¿Cómo se prepara una disolución saturada?

Una disolución saturada es aquella que tiene un equilibrio entre el disolvente y el soluto a una temperatura dada. Si se eleva la temperatura habrá mayor capacidad del disolvente de disolver el soluto. Cuando una disolución está saturada, ésta ya no es capaz de disolver más soluto y si se agrega más de éste, éste aparecerá como un precipitado, es decir, como solido. Para preparar una disolución saturada el proceso es el siguiente: Se agrega el soluto que se desee en pequeñas cantidades, agitando constantemente el vaso de precipitados de la disolución, hasta que ya no se pueda disolver más. (Es recomendable hacerlo con la placa calefactora y la mosca porque estos aparatos ayudan a disolver más fácilmente, con lo cual agilizarían el proceso a la hora de preparar la disolución saturada). Después, se agrega otro poco de soluto y si se observa que se forma el precipitado o que la disolución no consigue disolver más soluto, entonces se habrá preparado una disolución sobresaturada. A continuación, se debe de filtrar por gravedad esta disolución para separar el precipitado formado. Y así ya se habrá obtenido una disolución saturada.

6) ¿Por qué se le añade acido sulfúrico al bórax en la síntesis del acido bórico? ¿Cómo se pueden identificar los compuestos volátiles del boro? El ácido sulfúrico, le da protones al Bórax quedando como ácido bórico y el sodio, se une al sulfato del ácido sulfúrico. El sulfato le quita los sodios al Borax quedando como Borato. Los compuestos volátiles del Boro se pueden identificar ya que, el Boro es inflamable, y al prenderle fuego con una cerilla al vaso de reacción, aparece una llama verde característica de estos compuestos volátiles.