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 NO 3 + K 2 CrO 4 Ag 2 CrO 4 + 2 KNO 3 (Ecuación molecular) Química FI UNPSJB 215 Página 174
2 Ag + + 2 NO 3 + 2 K + + CrO 4 2- Ag 2 CrO 4 + 2 K + + 2 NO 3 (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: H 2 SO 4 + 2 NaCl 2 HCl + Na 2 SO 4 (Ecuación molecular) 2H + + SO 4-2 + 2 Na + + 2Cl - 2 HCl + 2Na + + SO 4-2 (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 NH 4 +. Los nitratos, percloratos y acetatos Compuestos en su mayoría solubles en agua: Cloruros (Cl - ), bromuros (Br - ) y yoduros (I - ) excepto los de Ag +, Hg 2 2+ y Pb 2+ Sulfatos (SO 4 2- ), excepto los de Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Pb 2+ y Ag + Compuestos en su mayoría insolubles en agua: Carbonatos (CO 3 2- ), cromatos (CrO 4 2- ), oxalatos (C 2 O 4 2- ) y fosfatos (PO 4 3- ), excepto los de los elementos del grupo 1 de la Tabla Periódica y los del ión amonio (NH 4 + ). Sulfuros (S 2- ) excepto los de los elementos de los grupos 1 y 2, y el de NH 4 +. Hidróxidos (OH - ) y óxidos (O 2- ) 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 PbCrO 4 es insoluble en agua. Por lo tanto si mezclamos una solución que contenga iones Pb 2+ con otra que tenga iones CrO 4 2-, se formará un precipitado. Se consideran sustancias solubles aquellas para las cuales 1 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 215 Página 175
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; H 2 S; H 2 SO 3 ; HNO 3 ; HCl; H 3 PO 4 ; H 2 SO 4 Las bases son todas fijas: el NH 3 (aq) desprende NH 3 (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 1 tubos de ensayo Espátula Astilla de madera Frascos gotero con reactivos Papel de tornasol rojo y azul Pinza de madera Gradilla Mechero REACTIVOS: SUSTANCIAS SÓLIDAS NaCl (Sal común) CaCO 3 (Mármol o creta) Química FI UNPSJB 215 Página 176
SOLUCIONES H 2 SO 4 18 M (98 % m/m) HCl 12 M (36,5 % m/m) NaOH 1 M (4 % m/v) AlCl 3,38 M (5 % m/v) FeCl 3,31 M (5 % m/v) K 2 Cr 2 O 7,1 M (3 % m/v) KI,6 M (1 % m/v) Pb(NO 3 ) 2,24 M (8 % m/v) K 2 CrO 4,24 M (5 % m/v) AgNO 3,12 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 2 gotas de H 2 SO 4 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: (CaCO 3) a. Añadir 2 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 2 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 AlCl 3 NaOH 4 FeCl 3 NaOH 5 Pb(NO 3 ) 2 K 2 CrO 4 6 K 2 CrO 4 AgNO 3 7 KI Pb(NO 3 ) 2 8 K 2 Cr 2 O 7 Pb(NO 3 ) 2 Química FI UNPSJB 215 Página 177
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 ELECTRONES nº de oxidación ACTÚA COMO SUSTANCIA se oxida cede aumenta reductor se reduce adquiere disminuye 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: Oxidaciones Ag Ag + + 1 2 Cl Cl2 e + 2e Reducciones ++ Zn + 2e Zn I + 2e 2I 2 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 + /H 2 cuyo potencial ha sido tomado arbitrariamente igual a cero. Así: Cu ++ + 2e Cu ε red =, 34V Química FI UNPSJB 215 Página 178
Zn ++ + 2e Zn ε red =, 76V Surge inmediatamente de lo anterior, que si la facilidad de reducción es distinta entre dos elementos, uno puede reducirse (el de mayor ε ) 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 REACTIVOS Gradillas AgNO 3,12 M Tapón para tubo de ensayo CuSO 4,5 M Clavo de Fe KBr,1 M Tubos de ensayo KI,5 M Pipetas de 5 y 1 ml NaCl,1 M Alambre de Cu agua de cloro Propipetas agua de iodo PROCEDIMIENTO A. ESTUDIO DE ALGUNAS REACCIONES CON METALES. 1. Colocar en un tubo de ensayos 5 ml de solución de AgNO 3. 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 CuSO 4. 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 Química FI UNPSJB 215 Página 179
CÁTEDRA: QUÍMICA 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:. Química FI UNPSJB 215 Página 18
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:.... Química FI UNPSJB 215 Página 181
CÁTEDRA: QUÍMICA 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 AgNO 3 : El Cu se......... y la solución se....... Potenciales estandar B. 1. Ecuación: Ag +1......... εº cátodo = Cu...... + 2e εº ánodo = 2. Al sumergir el Fe en la solución de CuSO 4, transcurrido un tiempo: = Gº = El Fe se....... y la solución se....... Potenciales estandar Ecuación: Cu +2........ εº cátodo SOLUCIÓN KBr + agua de cloro KI + agua de cloro Fe....... εº ánodo COLORACIÓN = Gº = ECUACIÓN QUÍMICA (Hemirreacciones) Cálculo potenciales de la reacción = á = = = NaCl + agua de iodo KBr + agua de iodo Complete las ecuaciones que tienen lugar, y las respectivas hemirreacciones de oxidorreducción. Conclusiones: Química FI UNPSJB 215 Página 182