informe 2 química inorgánica

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS Universidad del Perú, Decana de América

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA

Integrantes: o Huayanay Palma, Katherine Valeria

o Morales Mexicano, Anita

o Palomino Zelaya, Claudia María

Tema: Sales Halogenadas: Preparación y

propiedades

Profesora: Ing. Marcela Paz Castro

Fecha de práctica: 09/09/2014

Fecha de entrega: 16/09/2014

Saturación de KOH (aq) con Cl2 (g) Ebullición de KClO3 (aq) Cristalización de KClO3

Objetivos de la práctica:

Esta práctica tiene como objetivos:

La obtención de sales halogenadas a través de diversas reacciones llevadas a cabo en laboratorio.

Comprobar las propiedades teóricas de las diversas sales halogenadas, tales como la oxidación.

Identificar los diversos compuestos halogenatos por medio de reacciones hechas en la práctica.

Desarrollo experimental:

1. Preparación de KClO3

En un matraz con agua destilada preparamos una solución de KOH, calentamos la solución y agregamos

Cl2 (g) gota a gota hasta saturación. Se calienta la solución hasta ebullición, luego enfriarla con agua de caño y

hielo.

3Cl2 (g)+ 6KOH (aq) ∆ KClO3 (aq) + 5KCl (aq) (T°>80°)

Observaciones durante el proceso:

Notamos que la solución ha alcanzado el punto de saturación cuando se observa el cambio de coloración

hacia un verde traslúcido en la solución que recibe el Cl2 (g). Al calentar en ebullición y luego enfriar, se denota el

proceso de cristalización, al notar los cristales que se forman en la base del matraz.

2. Propiedades de los cloratos

2.1- En un tubo de ensayo se coloca 0.2g de KClO3 y se añade a gota a gota HCl (cc).

KClO3 (s)+HCl (cc) → Cl2 (g) + KCl (aq) +ClO2 (aq)


Se observa el cambio de coloración de blanco hacia un amarillo intenso, además se

desprende olor a lejía, que señala la presencia del Cl2 (g)

2.2- En un tubo de ensayo completamente seco se coloca unos cristales de KClO3. Se sujeta con pinzas y

en posición vertical se calienta hasta que la sal se funda, y se introduce una astilla incandescente. Se repite lo

mismo, pero agregando MnO2.

Primera reacción:

KClO3 (s) ∆ KCl (l) +O2 (g)

Segunda reacción:

KClO3 (s) ∆ KCl (l) +O2 (g)


En estas reacciones no varían los productos, sino la velocidad de reacción. En la primera reacción, al

introducir la astilla, demora en avivarse el fuego. Además, la sal no llega al punto de fusión rápidamente, demora

en volverse líquida. Al añadirse el catalizador, vemos que la reacción se produce más rápido. El desprendimiento

de oxígeno es mayor y el cloruro de potasio se fusiona más rápido.

3. Oxidación de yoduros por acción de los halogenatos en función del pH

3.1- Se forma una serie de tres tubos de ensayo y se agrega a

cada uno 1ml de la solución de KClO3 al 5%.Luego al primer tubo se

adiciona mezcla reguladora, a la segunda ácido acético diluido y la

tercera con 1ml de HCl 0.1N. A continuación se adiciona a cada tubo de

ensayo 1ml de KI al 5% y almidón.

Reacciones con el KClO3 (aq):

KClO3 (aq) +M.R+KI (aq) I2 (aq) +2KCl (aq)+3H2O

KClO3(aq)+6CH3COOH(aq)+6KI(aq) 3I2(aq)+6CH3COOK(aq)+KCl(aq)+3H2O

KClO3(aq)+6HCl(aq)+6KI(aq) 3I2(aq)+7KCl(aq)+KClO2(aq)


En todas las reacciones producidas en la serie del KClO3 se denota la presencia del I2 en la coloración

azul oscuro que presentan todos los tubos al ser agregado el almidón. Individualmente, notamos que en la primera

reacción se forma una solución transparente; en la segunda, también se ve la falta de coloración, mientras que en

la tercera se ve un color amarillo traslúcido.

3.2- Se forma una serie de tres tubos de ensayo y se agrega a cada uno 1ml de la solución de KBrO3 al

5%.Luego al primer tubo se adiciona mezcla reguladora, a la segunda ácido acético diluido y la tercera con 1ml

de HCl 0.1N. A continuación se adiciona a cada tubo de ensayo 1ml de KI al 5% y almidón.

Reacciones con el KBrO3 (aq):

KBrO3(aq)+M.R+KI(aq) I2(aq)+2KBr(aq)+3H2O(l)

KBrO3(aq)+6CH3COOH(aq)+6KI(aq) 3I2(aq)+6CH3COOK(aq)+KBr(aq)+3H2O(l)

MnO2

Almidón

Almidón

Almidón

Almidón

Almidón

KBrO3(aq)+6HCl(aq)+6KI(aq) 3I2 (aq)+6KCl(aq)+KBr(aq)+KBrO2(aq)


En todas las reacciones producidas en la serie del KBrO3 se denota la presencia del I2 en la coloración

azul oscuro que presentan todos los tubos al ser agregado el almidón. Individualmente, notamos que en la primera

reacción se forma una solución amarilla; en la segunda, también se ve la coloración amarilla, mientras que en la

tercera se ve un color marrón oscuro.

3.3- Se forma una serie de tres tubos de ensayo y se agrega a cada uno 1ml de la solución de KIO3 al

5%.Luego al primer tubo se adiciona mezcla reguladora, a la segunda ácido acético diluido y la tercera con 1ml

de HCl 0.1N. A continuación se adiciona a cada tubo de ensayo 1ml de KI al 5% y almidón.

Reacciones con el KIO3 (aq):

KIO3(aq)+M.R+KI(aq) I2(aq)+3H2O(l)

KIO3(aq)+6CH3COOH(aq)+5KI(aq) 3I2(aq)+6CH3COOK(aq)+3H2O(l)

KIO3(aq)+6HCl(aq)+5KI(aq) 3I2(aq)+6KCl(aq)+KIO2(aq)


En todas las reacciones producidas en la serie del KIO3 se denota la presencia del I2 en la coloración azul

oscuro que presentan todos los tubos al ser agregado el almidón. Individualmente, notamos que en la primera

reacción se forma una solución rojo vino; en la segunda, se ve una coloración marrón intenso, mientras que en la

tercera se ve un color marrón oscuro.

4. Identificación de Halogenatos 4.1- Se forma una serie de tres tubos de ensayo, en cada uno se añade KClO3 al 5%.

Al primer tubo se añade 1ml de solución de BaCl2 al 5%.

KClO3(aq)+BaCl2(aq)→Ba(ClO3)2↓+2KCl(aq)


Observamos una ausencia de precipitado en la solución incolora: el clorato de bario es soluble.

Al segundo tubo se añade 1ml de solución de AgNO3.

KClO3(aq)+AgNO3(aq) →AgClO3↓+KNO3(aq)


Observamos una ausencia de precipitado en la solución incolora: el clorato de plata es soluble.

Al tercer tubo se añade gota a gota KNO2 al 5% hasta exceso, después se acidula con HNO3 y

se añade gota a gota 1ml de AgNO3 al 1%.

KClO3(aq)+ KNO2(aq)+ HNO3(aq)+ AgNO3(aq)→AgCl↓ +KNO3(aq)


Observamos un precipitado blanco situado en la parte superior del tubo: el cloruro de plata.

Almidón

Almidón

Almidón

Almidón

4.2- Se forma una serie de tres tubos de ensayo, en cada uno se añade KBrO3 al 5%.


KBrO3(aq)+BaCl2(aq)→Ba(BrO3)2↓+KCl(aq)


Observamos poco precipitado de color blanco: el bromato de bario es poco soluble.


KBrO3(aq)+AgNO3(aq)→ AgBrO3↓+KNO3(aq)


Observamos poco precipitado color blanco: el bromato de plata es poco soluble.



KBrO3(aq)+ KNO2(aq)+ HNO3(aq)+ AgNO3(aq)→AgBr↓+KNO3(aq)


Observamos un precipitado amarillo situado en la parte superior del tubo: bromuro de plata.

4.3- Se forma una serie de tres tubos de ensayo, en cada uno se añade KIO3 al 5%.


KIO3(aq)+BaCl2(aq)→Ba(IO3)2↓+KCl(aq)


Observamos precipitado de color blanco: el yodato de bario no es soluble.


KIO3(aq)+AgNO3(aq)→AgIO3↓+KNO3(aq)


Observamos precipitado de color blanco: el yodato de plata no es soluble.



KIO3(aq)+ KNO2(aq)+ HNO3(aq)+ AgNO3(aq)→AgI↓+KNO3(aq)


Observamos un precipitado blanco situado en la parte superior del tubo: yoduro de plata.

5. Obtención de un hipobromito

En un tubo de ensayo se agrega 2ml de NaOH al 5% y se enfría con hielo, luego se añade un volumen

igual de agua de bromo al 1%.

6NaOH(aq)+3Br2(aq)→NaBrO(aq)+5NaBr(aq)+3H2O(l) (T°=0°C)


Se nota un cambio en la coloración de la solución: pasa de amarillo a incoloro al agitar el tubo de

ensayo, lo que denota la presencia del hipobromito de sodio 6. Propiedades de los hipobromitos

A la solución del hipobromito del experimento anterior, se añade gota agota 1ml

de H2SO4(cc), hasta que reaccione.

NaBrO(aq)+NaBr(aq)+H2SO4(cc)→Br2(aq)+Na2SO4(aq)


Al añadir el ácido sulfúrico concentrado, se da el medio ácido para la obtención

del Br2, que se denota por su coloración amarilla. 7. Propiedades de los hipocloritos

7.1- A un tubo de ensayo se agrega 1ml de hipoclorito de calcio, luego se adiciona

10gotas de HCl(cc).

Ca(ClO)2(aq)+4HCl(aq)→ Cl2(aq)+CaCl2(aq)+H2O(l)


No se nota un cambio en la coloración, sin embargo se aprecia un olor a lejía,

característico del Cl2

7.2- En 2ml de agua, se disuelve cristales pequeños de FeSO4 y se añade un volumen

igual de NaOH al 5%. Luego se añade 1ml de hipoclorito de calcio.

Primera reacción:

FeSO4(s)+2NaOH(aq)→Fe(OH)2(aq)+Na2SO4(aq)


Se observa una coloración verde oscura producto del hidróxido ferroso.

Segunda reacción:

Fe(OH)2(aq)+Ca(ClO)2(aq)→Fe(OH)3(aq)+CaCl2(aq)+H2O(l)


Se observa una coloración rojo ladrillo en la parte superior del tubo de ensayo, producto del

hidróxido férrico. El fondo del tubo permanece con la coloración verde oscuro.

7.3- A un tubo de ensayo se agrega 1ml de solución de una sal de Mn(II), se adiciona 1ml de NaOH al

5%, se forma un precipitado de Mn(OH)2. Luego se agrega 1ml de solución de hipoclorito de calcio sobre el

precipitado.

Primera reacción:

MnCl2(aq)+2NaOH(aq)→Mn(OH)2(aq)+2NaCl(aq)


Se observa un cambio de coloración de transparente a naranja, producto del hidróxido de

manganeso.

Segunda reacción:

Mn(OH)2(aq)+Ca(ClO)2(aq)→MnO2(aq)+CaCl2(aq)


Se observa una coloración negra en la parte superior de la solución, que representa al dióxido

de manganeso. Al fondo del tubo se nota la coloración transparente.

Conclusiones:

La presencia de un catalizador que en este caso fue MnO2, da lugar a variaciones en los productos y

en la velocidad de reacción, siendo el uso de este dióxido fundamental para que la reacción tenga una

velocidad mayor, lo que se puede notar en la rapidez de cambio de fase.

Las reacciones de oxidación varían según el medio en el que se llevan a cabo y se concluye que el

sistema es más oxidante en medio ácido. El pH influye porque se produce la precipitación de alguno de

los iones cambiando la relación de concentraciones. Podemos notar que todas las reacciones llevadas a

cabo en esta práctica dan nuevos productos, al observar los cambios en coloración.

El ión hipoclorito es un agente oxidante más débil a comparación del ácido hipocloroso y por lo regular

reduce al ión cloruro llevándolo al cloro gaseoso que se evidencia por el olor característico que se

desprende en la solución.

informe 2 química inorgánica

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