Oxígeno, Oxidos y Agua Oxigenada

63.03 Química II
Trabajos Prácticos de Laboratorio
TRABAJO PRACTICO Nº2
GRUPO VI A
(Oxígeno, óxidos y agua oxigenada)
1) Propiedades generales de la columna
Comprende los siguientes elementos, oxigeno, azufre, selenio, teluro y polonio. La
configuración electrónica externa corresponde a la forma ns2 np4 es decir les faltan dos
electrones para adquirir configuración de gas inerte.
TABLA I
-
Configuraciones
electrónicas
1
2
3
4
5
6
Element
o
O
S
Se
Te
Po
s
s
p
s
p
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
4
6
6
6
6
2
2
2
2
d
4
6 10
6 10
6 10
s
p
2
2
2
4
6
6
d
f
10
10 14
s p
d
2 4
2 6 10
s
p
2
4
2 ) Regularidades dentro del grupo
El alumno deberá completar la siguiente tabla
TABLA II
SÍMBOLO
NOMBRE
NUMERO ATOMICO
PESO ATOMICO
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
1ª. ENERGIA DE IONIZACIÓN
(Kj/mol)
AFINIDAD ELECTRÓNICA
(Kj/mol)
ELECTRONEGATIVIDAD
RADIO ATOMICO
PUNTO DE FUSION
PUNTO DE EBULLICIÓN
Propiedades periódicas
S
Se
Te
O
Po
1,52
-
1
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Los elementos oxígeno y azufre son relativamente abundantes (46,6% y 0,052%) en las
rocas ígneas; Los otros miembros de la familia son relativamente raros. Muestran una
variación sistemática de sus propiedades, a medida que aumenta el número atómico. Así,
el O y el S son no- metales, el Se y el Te son semiconductores mientras que el Po que es
radioactivo presenta características metálicas.
Comparando las electronegatividades de estos elementos con la de los
correspondientes halógenos, se comprueba una marcada disminución en su capacidad
para ganar electrones y formar aniones.
A causa de sus electronegatividades más reducidas, comparadas con los de los
halógenos, los elementos de este grupo presentan más frecuentemente estados de
oxidación positivos; con excepción del oxigeno, cuando se pasa del S al Te los estados de
oxidación más frecuentes son: +4 y +6, donde los enlaces son covalentes y donde
usualmente se encuentran combinados con oxigeno.
En este grupo, igual que en los demás grupos, el elemento más liviano, el oxigeno,
tienen propiedades que difieren notoriamente de las de los elementos más pesados. Así
el oxigeno es un gas diatómico y en su química presenta estados de oxidación negativos
casi exclusivamente. Su tamaño pequeño le confiere gran poder oxidante y gran
reactividad frente a una gran variedad de sustancias y desde un punto de vista químico,
se asemeja más a los halógenos que al S, Se y Te.
3) Oxígeno
a ) Estado natural
El oxigeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre; constituye el 49,5%
de la masa de la corteza terrestre. El silicio, que le sigue en abundancia, alcanza solo
la mitad de ese valor. Libre se encuentra en la atmósfera formando moléculas O2 . El
aire contiene un 20% de oxigeno en volumen es decir de cada 100 1,20 l son de
oxigeno. En masa constituye el 21% de la del aire. El oxigeno presenta el fenómeno
de alotropía. Cuando se suministra energía al oxigeno, se forma el ozono: O3 .
3 O2 (g) + Energía eléctrica
2 O3 .
b ) Preparación industrial
I.
A partir del aire: se lo extrae por licuefacción y destilación fraccionada del aire.
Por repetición cíclica de este proceso se puede obtener oxigeno de 99,5% de
pureza.
II.
A partir del agua: Se obtiene un oxigeno muy puro por electrólisis, como
subproducto en la preparación del hidrógeno.
III.
En el laboratorio: Se suele preparar por descomposición térmica del KClO3 en
presencia de un catalizador como el MnO2, o por calentamiento de distintos
óxidos como HgO, BaO2 , H2O2 o sales como NaNO3 ó KMnO4 .
4 ) Estados de Oxidación
Excepto en los fluoruros de oxigeno, este elemento presenta un estado de oxidación
negativo en todos sus compuestos. (ver tabla III)
5 ) Óxidos: Clasificación:
2
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Todos los elementos, con excepción de los gases inertes, forman óxidos. Pueden
clasificarse en seis grupos principales, de acuerdo con su comportamiento químico.
a ) Óxidos neutros
No presentan tendencia a formar sales, ni con ácidos, ni con bases. Ej. NO,
CO.
b ) Óxidos básicos
Son de carácter iónico y corresponden a elementos situados a la izquierda
de la tabla periódica. Así, el óxido de bario ( BaO ) contiene iones Ba2+ y O2- y, al
igual que todas las sustancias iónicas, es sólido a temperatura ordinaria. Con el
agua, el anión óxido reacciona dando soluciones básicas:
O2-(s) + H2O(l)
2OH-(aq)
Por esta razón se da el nombre de óxidos básicos a los óxidos iónicos.
Na2 O (s) + H2O (L)
NaOH (aq)
Cuando los óxidos básicos se tratan con ácidos forman sales y agua.
Ej.:
CuO(s) + 2HNO3(aq)
Cu(NO3)2(aq)+ H2O(l)
-2
-1
TABLA III - Estados de Oxidación del Oxígeno
Es el estado de oxidación más frecuente. Se incluyen los óxidos, algunos iónicos y
otros covalentes; los oxoácidos, las bases y las sales. Ej.: BaO, H2O, P2O5 , NaOH,
CaSO4, , H2SO4, H3PO4, etc.
Los compuestos cuyo oxígeno posee este número de oxidación, se denominan
peróxidos y se caracterizan por el enlace o-o. Ej.: Na2O2, SrO2, BaO2, H2O2
+1
Se forman con el K, Rb y Cs. Son sólidos iónicos del tipo MO2 y se denominan
superóxidos. El anión O2-, hiperóxido, existe únicamente en el estado sólido. Ej.:
KO2, RbO2 .
O2 y O3.
El O2F2 difluoruro de dioxígeno se obtiene haciendo pasar una descarga eléctrica a
través de una mezcla de fluor y oxigeno a –100ºC
+2
El difluoruro de oxígeno, OF2, se obtiene haciendo pasar F2 a través de una solución
diluida de NaOH.
-1/2
0
2 F2(g) + 2OH-(aq)
2F-(aq) + OF2 (g) + H2O(l)
c ) Óxidos ácidos
Los elementos de la derecha de la tabla periódica comparten electrones
con el oxígeno, dando compuestos covalentes. Muchos son gases a temperatura
ambiente. Se disuelven en agua dando soluciones ácidas:
SO2(g) + H2O (l)
H2SO3 (aq)
Con las bases dan sales:
3
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CO2(g) + 2 NaOH (aq)
Na2CO3(aq) + H2O(l)
d ) Óxidos anfóteros:
Los elementos situados hacia el centro de la tabla dan óxidos anfóteros.
Se caracterizan por ser capaces de neutralizar a los ácidos y a las bases.
ZnO(s) + 2 HCl (aq)
ZnCl2 (aq) + H2O(l)
ZnO(s) + 2 NaOH(aq) + H2O(l)
Na2 Zn(OH)4
(tetrahidroxozincato (II) de sodio)
Ej.: PbO, As2O3, Sb2O3, SnO, Al2O3.
e ) Polióxidos ( actúan como oxidantes)
Son óxidos de metales, donde este se encuentra con su mayor número de
oxidación. Se caracterizan por desprender O2 por calentamiento; con ácidos
diluidos desprenden O2 y dan los cationes de menor estado de oxidación; con
solución de halogenuros desprenden el halógeno correspondiente.
Ej.: PbO2, MnO2
I)
PbO2 (s) + 4 HCl ( conc. y frío)
PbCl4 (aq)
II )
PbO2
∅
∅
PbCl4 (aq) + 2 H2O (l)
Cl2 (g) + PbCl2 (aq)
PbO (s) + ½ O2 (g)
f ) Peróxidos
En estos compuestos el oxígeno posee estado de oxidación –1 . Se
caracteriza por formar H2O2 al ser tratados con un ácido diluido.
BaO2 (s) + H2SO4 (aq)
H2O2 (aq) + BaSO4 (s)
g ) Óxidos compuestos o salinos
Se comportan como si estuvieran formados por dos óxidos.
Ej.: Pb3O4, Fe3O4 y Mn3O4
Ej. : Pb3O4 (s) + 4 HNO3 (aq)
2Pb(NO3)2(aq) + PbO2(s) + 2 H2O(l)
El Pb3O4, minio, se comporta como si fuera la sal de Pb del ácido débil
correspondiente al es decir: Pb2 PbO4 o tetraoxoplumbato (IV) de plomo (II)
6 ) Agua oxigenada
a ) Preparación industrial
I ) Electrólisis de H2SO4
II) Métodos químicos
4
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I)Método electrolitico
Electrolito H2SO4
60% δ= 1,35 a 1,45 g/cm3
Electrodos inertes (Pt)
Temperatura 0º
i ) Reacciones correspondientes a la electrolisis
cátodo
ánodo
2 H+(aq) + 2e
2 SO42- (aq)
H2 (g)
S2O82-(g) + 2e
H+ + 2 SO42-
S2O8 + H2 ión hexaoxoperoxodisulfato.
i ’) Destilación a presión reducida
H2S2O8 (aq) + 2 H2O (l)
2 H2SO4 (l) + H2O2 (aq)
II ) Métodos químicos – i ) A partir de BaO2
El peroxido de Ba se obtiene calentando Ba sólido con oxigeno gaseoso a una
presión de 3 atmósferas. Tratando el peróxido sólido con solución de ácido sulfúrico
se obtiene H2O2
BaO2 (s) + H2SO4 (aq)
BaSO4 (s) + H2O2 (l)
i ’) Método orgánico – A partir de derivados de la quinona
Se basa en la siguiente reacción:
OH
R
R
H2
O
OH
O2
O
O
R
O
b ) Preparación en el laboratorio
Tratando los peróxidos sólidos con soluciones ácidas se forma peróxido de
hidrogeno, H2O2 :
BaO2 (s) + 2 H+ (aq)
Ba2+(aq) + H2O2 (aq)
Las soluciones de peróxido de hidrogeno son inestables y se descomponen:
2 H2O2 (aq)
2 H2O (l) + O2 (g)
5
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Esta descomposición es lenta, pero se acelera por impurezas y la presencia de luz;
por estas razones, es necesario, guardar las soluciones en frascos oscuros, a
temperatura baja y con algún agregado para inhibir la descomposición.
Se llama titulo, de una solución de peróxido de hidrógeno al volumen de O2, medido
en C.N. que se desprende por unidad de volumen de solución. Así el agua oxigenada
al 3% se lo denomina de “10 volúmenes” pues produce 10 cm3 de O2 por cada cm3
de solución.
En solución acuosa actúa como un ácido débil
H+ (aq) + HO2- (aq) ; Kif = 1,55 x 10-12
ion
hidrogenoperoxido
Debido a que el oxigeno también presenta los estados de oxidación 0 y –2, el H2O2 ,
donde el oxigeno actúa con numero de oxidación –1, puede oxidarse o reducirse ya
sea en medio ácido o en medio básico.
H2O2 (aq)
Acción
Oxidante
H2O2 + 2 H+ + 2 e
HO2- + H2O + 2 e
Ion hidrogenoperoxo
Acción
Reductora
H2O2
O2 + 2 H+ + 2e ; Eº = -0,68 V(medio ácido)
HO2 + OH
O2 + H2O + 2e ; Eº = 0,076 V (medio básico)
Ion hidrogenoperoxo
2 H2O ; Eº = 1,77 V (medio ácido )
3 OH- ; Eº = 0,87 V (medio básico)
7 ) Formulas electrónicas y configuración espacial de algunas sustancias.
Esta formula esta de acuerdo con el paramagnetismo que presenta, pero no cumple
con la regla del octeto, ni explica que el enlace o-o le corresponda una energía de
unión, mayor que la correspondiente a un enlace simple.
Molécula de oxigeno.
Molécula de ozono
H
H
105º
0.96A
H
H
0.96A
6
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Agua
H
97º
94º
97º
H
Peróxido de hidrógeno
2-
Ión óxido
2-
ión peróxido
E. Parte experimental
1) Preparación de oxigeno:
1. a) Tomar tres tubos de ensayos (Pyrex). Introducir en cada uno (tomar una punta
de espátula:
Tubo 1: peróxido de bario
Tubo 2: nitrato de sodio
Tubo 3: clorato de potasio
Calentarlos a fuego directo. Probar en cada caso la presencia del oxigeno, acercando
una astilla en ignición a la boca del tubo.
Nota : en el caso del nitrato de potasio y el clorato de potasio seguir calentando luego
de la fusión de las sustancias un poco más.
Observaciones:
Tubo 1:
Tubo 2:
Tubo 3:
Ecuaciones:
Tubo 1:
Tubo 2:
Tubo 3:
7
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1b) Reacción catalítica del dióxido de manganeso
Ensayar la influencia del Dióxido de manganeso en la descomposición del Clorato de
potasio de la siguiente manera:
Fundir alrededor de 1 g de KClO3 en tubo de ensayo, retirar de la llama y añadir
inmediatamente con una espátula, alrededor de ¼ g de MnO2.
Observaciones:
Ecuaciones:
2 ) Estudio de las propiedades del oxigeno
2. a ) Montar el aparato de acuerdo al esquema, verificar su cierre. Llenar dos
frascos de 250cm3 con agua. Taparlos con una placa de vidrio. Agregar en el matraz
unos 100 cm3 de agua oxigenada (de 10 volúmenes) y luego, alrededor de 2 g de
MnO2 desleídos en 10 cm3 de agua por el tubo de seguridad. Desperdiciar las
primeras burbujas de O2 producido. Posteriormente, llenar los dos tubos con oxigeno.
Cuando dentro de cada tubo quede todavía un poco de agua, retirar el tubo de salida,
poner sobre la boca del tubo un tapón y colocarlo sobre la gradilla.
Observaciones:
8
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Ecuaciones:
2b ) Tomar con la espátula una cantidad de fósforo rojo igual a la cabeza una cerilla.
Quemar en el mechero e introducirla en un tubo con oxigeno. Comparar el brillo del
fósforo que quema en oxigeno con el que quema en aire. Terminada la reacción
agregar agua, agitar y tomar reacción al tornasol.
Observaciones:
Ecuaciones:
2. c )Tomar con la pinza de crisol un trozo de cinta de Mg y ponerlo en contacto con
la llama hasta que comience la asignación. Arrojarlo rápidamente dentro del
recipiente con oxigeno.
Observaciones:
Ecuaciones:
2) Ensayos con diversos tipos de óxidos.
Disponer de los óxidos siguientes: CaO, solución de SO2, ZnO, PbO, PbO2, ,MnO2 y
BaO2.
Los óxidos deben dividirse en cantidades muy pequeñas para su ensayo con los
diversos reactivos. Recordar que además de las características ácido-base hay que
considerar la solubilidad de los mismos (Kps).
3 a) Acción de la solución acuosa sobre el papel de tornasol.
Añada una punta de espátula del óxido a 1cm³ de H2O y agite bien (en el caso de la
solución de SO2, colocar 1cm³ de esta en un tubo de ensayo). En caso de ser el
óxido soluble, observar el comportamiento del papel tornasol:
Vira al azul
Óxido básico o anfótero o peróxido
Vira al rojo
Óxido ácido (anhidrido)
3 b) Acción del NaOH
Caliente en un tubo de ensayo una punta de espátula del óxido con solución de
NaOH.
El óxido se disuelve
Óxido ácido o anfótero
9
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3 c) Acción del HNO3 (aq)
Caliente lentamente una punta de espátula del óxido en un tubo de ensayo después
de adicionar HNO3 dil.
El óxido se disuelve
Óxido básico o anfótero
3 d) Acción del HCl concentrado.
Caliente aproximadamente una punta de espátula del óxido con 1-2 cm³ de HCl en
un tubo. Verifique la presencia de cloro en el gas producido por su acción sobre el
papel tornasol seco.
El gas decolora el papel
peróxido o polióxido
El óxido se disuelve sin liberación de cloro
óxido básico o anfótero
3 e) Acción de solución de KI.
En un tubo de ensayo introduzca una punta de espátula del óxido y 2 cm³ de solución
de KI acidulada con un volumen igual de HCl diluído. Agregue a continuación unas
cuantas gotas de solución de almidón.
La solución se pone marrón
Peróxido o polióxido
y el almidón origina color azul
1) Completar el cuadro siguiente indicando si el óxido es o no soluble, color al
tornasol en caso de que sea soluble, si produce cloro, etc.
CaO
SO2(ag)
ZnO
PbO
PbO2
MnO2
BaO2
Óxidos
Reactivos
Agua y
tornasol
Solución
de NaOH
HNO3
diluído
HCl
concentrado
Sol. KI y
luego sol
almidón
Clasificación
2) Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas. En los procesos redox iguale por el
método ión electrón.
10
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4) Preparación de peróxido de hidrógeno
4 a) Disolver alrededor de 1 g de peróxido de sodio en 50 cm3 de agua agregando el
sólido en pequeñas cantidades y enfriando la solución bajo una corriente de agua fría.
Agregar ácido sulfúrico diluido hasta que la solución sea ácida al papel de tornasol.
Reservar la solución para ensayos de reconocimiento y estudio de las propiedades.
Ecuaciones:
4b ) Ensayo de reconocimiento
Colocar en un tubo de ensayos 5 cm3 de la solución y añadir 5 gotas de K2Cr2O7
acidulado. Añadir inmediatamente 2 cm3 de éter, agitar la mezcla.
PRECAUCION: EL ETER ES MUY INFLAMABLE; NO ACERCAR A LOS
MECHEROS
Observaciones:
Ecuaciones:
4c ) Agregar alrededor de 1 g de peróxido de bario a 50 cm3 de agua y agitar bien la
suspensión. Agregar H2SO4 dil. hasta que la solución sea ácida en papel de tornasol.
Filtrar una porción de la solución sea ácida al papel de tornasol. Filtrar una porción de
la solución y ensayar en el filtrado la presencia del peróxido.
Observaciones:
Ecuaciones:
5) Estudio de las propiedades del peróxido de hidrógeno
5a ) Acidificar 5cm3 de una solución diluida de KI con aproximadamente 1 cm3 de HCl
diluido. A esta solución agregar primero alrededor de 5 cm3 de solución de peróxido
de hidrógeno y luego de unas gotas de solución de almidón.
Observaciones:
Que ocurre en esté caso con el peróxido de hidrogeno?
Ecuaciones:
11
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5b ) Preparar una capa de sulfuro de sodio de sobre una tira de papel de filtro. Para
ello sumergir el papel de filtro en una solución de acetato de plomo y luego dejar caer
unas gotas de una solución de sulfuro de sodio sobre el papel. Sumergir la tira de
papel. Sumergir la tira de papel en un tubo de ensayo que contenga 5 cm3 de
solución de H2O2 y permitir que se estacione.
Nota: dado que la reacción no es instantánea se deberá reservar el tubo de la gradilla
unos 15 minutos antes de observar algunos variación
Observaciones:
Ecuaciones:
5c) Añadir a una solución de NaOH otra de AgNO3 hasta que se forme un precipitado
pardo de oxido de plata. luego añadir la solución de peróxido de hidrógeno
Observaciones
Que ocurre en esté caso con el peróxido de hidrogeno?
Ecuaciones
5d)Colocar en un tubo de ensayos 5 cm3 de solución de KMnO4, acidificar el medio
agregando unos pocos cm3 de H2SO4 diluido
Y luego verter suficiente cantidad de solución de H2O2 para reaccionar con el KMnO4.
Dejar el tubo en observación.
Observaciones:
Ecuaciones:
5. e) Titulación de una solución de H2O2
Soluciones necesarias
KMnO4 (0,1 N)
H2SO4 (1 + 4)
Material necesario
Bureta
Erlenmeyer
12
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H2O2 (Solución problema)
En base a la reacción estudiada en 4 c ) se puede determinar la concentración de una
solución de H2O2.
a ) Colocar en un erlenmeyer de 250 cm3, 10 cm3 de solución problema de
H2O2(medidos con bureta), agregar 50 cm3 de agua destilada y 15 cm3 de solución de
ácido sulfúrico (1+4 ), agitar.
b ) Llenar una bureta con solución de permanganato de potasio (0,1 N), leer Vo
(Volumen Inicial).
c ) Agregar gota a gota solución de KMnO4 a la solución del erlenmeyer, agitando
después de cada adición, hasta que una gota en exceso produzca un color rosado
tenue persistente durante mas de un minuto. Leer en la bureta Vf (Volumen final)
d ) Repetir la operación con otra muestra
Muestra N° 1
Vf KMnO4 =
Vi KMnO4 =
V total KMnO4
Muestra N°2
cm3
cm3
Vf KMnO4=
Vi KMnO4=
cm3
V total KMnO4
Cálculos
En base a la ecuación estequiométrica balanceada calcular
1 ) N° de moles de H2O2 en la muestra
2)% P/V de H2O2 en la muestra
3) Titulo de la solución de agua oxigenada
4) Calcular el error cometido en la determinación.
13
cm3
cm3
cm3