sesion 1 - Página Personal de Jose Luis Mesa Rueda

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.