Universidad de Santiago de ChileFacultad de Química y BiologíaTécnicas de Laboratorio Químico

Reactividad y solubilidad en química inorgánica.

Integrantes: Nicole DinamarcaCristóbal QuinterosPedro LevínHugo Muñoz

Profesor: Francisco Urbina

Fecha de realización: 03 Junio del 2010

Fecha de entrega: 10 de junio del 2010

Índice

Contenido Página

Introducción 3

Método experimental:

“Cobre nativo” 4

“Lluvia de oro” 5

“Jardín de silicato” 6

Objetivos 7

Resultados de prácticos:

“Cobre nativo” 8 Discusión 8 Conclusión 8

“Lluvia de oro” 9 Discusión 9 Conclusión 9

“Jardines de Silicato” 10 Discusión 10 Conclusión 11

Apéndice 12

Bibliografía y webgrafia 14

2

Introducción

El silicato de sodio (Na2SiO3), o también conocido como vidrio soluble, es un compuesto inorgánico que al entrar en contacto con agua forma una solución alcalina. Se forma por reacción de carbonato de sodio con dióxido de silicio, produciendo además de silicato de sodio, dióxido e carbono.

Na2CO3 + SiO2 → Na2SiO3 + CO2

En un segundo aspecto, un gran número de las reacciones químicas, ocurre por la pérdida de electrones de un elemento y la ganancia de dichos electrones por otro elemento. La captura de electrones se llama reducción y la pérdida de ellos se llama oxidación. Este proceso en conjunto se llama Oxido-Reducción, o reacción Redox. En Redox el elemento que pierde electrones es el agente reductor, y el elemento que gana electrones es el agente oxidante. Un ejemplo claro y sencillo de una reacción Redox es:

Zn(s) + 2H+ (ac) →  H2 (g) + Zn2+ (ac) Reacción Redox

Finalmente, una disolución o simplemente solución, es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. En una solución encontramos un solvente (que es la sustancia que disuelve), con un soluto (que es la sustancia disuelta). La reacción que se produce no es solamente química, sino que también se produce un cambio físico en el estado de la materia, y estos se ven alterados por factores como la superficie de contacto entre las partículas, la agitación, la temperatura suministrada y la presión entre otras. En una solución puede existir más de un solvente y más de un soluto, y este tipo de mezclas no se puede separar por filtración, ni por centrifugación. Si lo pueden hacer por procesos como la precipitación, que se divide en una parte acuosa, y en una parte sólida llamada precipitado, formada por la reacción química.

3

Método Experimental: “Cobre Nativo”

Cobre Nativo

4

Poner Cristales grandes de CuSO4 · 5H2O en un cristalizador

Cubrirlos con papel Filtro

Colocar la placa de Hierro encima del Papel Filtro

Agregar una Solución sobresaturada de NaCl, hasta que cubra todo

Esperar unos Minutos

Observar lo que ocurre

Método experimental: “Lluvia de oro”

5

Lluvia de Oro

Moler por separado los Cristales de KI y Pb(NO3)2, y luego juntarlos en un vaso precipitado

Agregar agua destilada y agitar con ayuda de una Bagueta

Calentar la mezcla hasta obtener una líquido translúcido

Dejar enfriar y observar que ocurre.

Método experimental: “Jardín de silicato”

6

Jardín de Silicatos

Agregar Na2SiO3 a un vaso precipitado.

Separar cristales grandes de CuCl2, FeCl2, NiCl2, Co(NO3)2 y agregarlos al vaso precipitado con la solución.

Observar que ocurre.

Objetivos

Laboratorio N° 6: “Reactividad y solubilidad en química inorgánica”

Prácticos:

- Cobre nativo - Lluvia de oro- Jardín de silicatos

Generales:

Mostrar la reactividad química entre compuestos inorgánicos que se muestran en distintas fases y la solubilidad en agua de las sustancias utilizadas.

Específicos:

Visualizar las reacciones que se producen en los distintos prácticos. Reconocer porque se producen las reacciones obtenidas. Saber diferencias que compuestos son solubles o no en agua y porque. Reconocer los tipos de reacción que se producen en los prácticos.

7

Resultados

Practico: “Cobre nativo”

Lo observado

Se obtuvo una reacción REDOX en la cual el sulfato de cobre penta-hidratado en contacto con el hierro en un medio acuoso de cloruro de sodio sobre saturado se obtiene sulfato de hierro y cobre metálico

CuSO4 + Fe0 FeSO4 + Cu0

Discusión

Luego de agregar la solución sobresaturada de NaCl y esperar unos minutos, la lámina de Hierro metálico puesta dentro de la solución comenzó a presentar una capa de color café, esta corresponde a la formación de cobre metálico sobre la lámina, esta se debe a la siguiente reacción de Óxido – Reducción:

CuSO4 + Fe0 FeSO4 + Cu0

La formación del cobre en estado metálico sobre la placa de Hierro, es posible gracias a la solución electrolito presente, en este caso el Cloruro de Sodio, ya que esta posee iones libres, en el caso que no existiesen los iones libres (Cl- y Na+) la reacción de oxido reducción no se podría llevar a cabo porque no existiría un medio adecuado (electrolito).

Los iones libres interactúan con el Sulfato de cobre (II) y el Hierro metálico, formando como producto Sulfato de Hierro (II) y Cobre Metálico, los productos se obtienen en base a una REDOX, en la cual el cobre pasa de Cu+2 a Cu0 , demostrando una Reducción, o sea este compuesto captura electrones, mientras que el Hierro pasa de Fe0 a Fe+2

evidenciando una Oxidación, es decir este cede electrones.

Conclusión

Se logro conocer y visualizar una reacción de Oxido reducción. Se pudo diferenciar el elemento que sufre la reducción y el elemento que se

oxida.

8

NaCl(sat)

NaCl(sat)

Practico: “Lluvia de oro”

Lo observado

Se obtuvo una reacción de tipo iónica y por tanto muy rápida que reacciona formando un precipitado color amarillo intenso, que al variar la solubilidad con la temperatura logra disolverse completamente, para finalmente formar una cristalización.

2Kl + Pb(NO3)2 = 2KNO3 + Pbl2 (precipita)

* Ver fotografía 1 y 2, en Apéndice 1

Discusión

Al juntar las dos sales (KI y Pb(NO3)2) se observó que estas dos se vuelven amarillas, esto ocurre debido a que se obtiene como producto PbI2, también se logró obtener KNO3 el cual no se distinguió, debido a que se disuelve en agua.

2Kl + Pb(NO3)2 = 2KNO3 + Pbl2

El Nitrato de Potasio es soluble en agua debido a que es una sal iónica, mientras que el Yoduro de Plomo (II), es insoluble en agua, pero existen factores que afectan la solubilidad de una sustancia como la presión y la temperatura, es por eso que al elevar la temperatura del Agua, esta sal comienza a disolverse, por lo tanto se observó que la sal insoluble comienza poco a poco a entrar en solución.

Al realizar el práctico, en la primera ocasión utilizamos mayor cantidad de reactivos, y sólo logramos un líquido de amarillo intenso, que al aplicarle calor dejaba el Yoduro de Plomo (II) en el fondo (Ver Foto 1, Apéndice 1), esto ocurrió debido a que la solución se sobresaturó, es decir poseía mayor cantidad de soluto (Mezcla de sales) que solvente (Agua destilada), por lo tanto por más que elevásemos la temperatura del agua la sal no podría ser disuelta, a no ser que agregásemos más solvente.

Luego para lograr disolver la sal en cuestión, tomamos una pequeña muestra de esta al fondo del vaso, colocándola en otro, y disolviendo, esta vez la solución se encontraba por debajo de su punto de saturación, y por lo tanto al elevar la temperatura, esta se pudo finalmente disolver, dejando el líquido translúcido,

Una vez que el líquido se volvió totalmente translúcido por la aplicación de calor, dejamos de aplicarlo, y esperamos a que la solución se enfriara, cuando esta disminuyó su temperatura lo suficiente, se observó que poco a poco, comenzaron a caer, cristales de Yoduro de plomo (II), de color amarillo, que al dejar de encontrarse en un medio con una temperatura elevada, se volvió nuevamente insoluble, precipitando. (Ver Foto 2, Apéndice 1)

9

Sugerencias:

Seguir a totalidad las instrucciones del profesor. Ser precavido con el uso del mechero y con los implementos que estén

calientes. El nitrato de plomo (II) y el yoduro de plomo (II) Son productos tóxicos, Por

ende se debe trabajar con cuidado.

* Ver anexo 1, apéndice 1

Conclusión

Se logro formar correctamente la reacción para conseguir como producto PbI2 característico por su color amarillo.

Se logró observar que la solubilidad depende del medio en el que se encuentre el soluto, por ejemplo el Yoduro de Plomo (II).

10

Practico: “Jardín de silicatos”

Resultados

Al agregar los cristales metálicos al silicato de sodio, vimos que estos precipitaban y comenzaban a hincharse para luego “crecer” en forma de ramas, cambiando levemente el tono de sus colores.

* Ver fotografía 1, en Apéndice 2

Tabla Nº 1: Resultados de cambios en color de los cristales en solución de silicato de sodio.

Cristales Color del cristal Color en soluciónCloruro de Cobre (II) Calipso AzulCloruro de Hierro (III) Mostaza Café Nitrato de Cobalto (II) Caoba RojoCloruro de Estaño (II) Blanco PlomoCloruro de níquel (II) Verde limón Verde oscuro

* Ver fotografía 2, en Apéndice 2

Discusión

Al agregar las sales de metales, estas comenzaron a hincharse y a “crecer” como ramas de árboles, pero, ¿por qué ocurre esto? Esta reacción ocurre por dos fenómenos osmosis y diferencia de densidad. Los iones metálicos en presencia del silicato de sodio, forman silicatos metálicos semipermeables. Producto de que las concentraciones en el interior del silicato y fuera de él son diferentes, el agua penetra la membrana y entra por osmosis. La presión interna del silicato metálico aumenta hasta que rompe la membrana. Aquí se da una diferencia de densidad entre el silicato de sodio y el interior de los silicatos metálicos formados sobre la superficie porosa. Por osmosis, nuevamente, el agua entra al interior del silicato metálico y su densidad disminuye. Cuando dicha densidad llega a ser menor que la densidad del silicato de sodio, una fuerza dirigida hacia arriba rompe la membrana del silicato metálico, elevándose el silicato de sodio, produciendo la formación de las “ramas”. Estas “ramas” tienen una forma porosa, haciendo que esta acción se repita constantemente, por las acciones combinadas de osmosis y diferencia de densidad. Estos árboles formados, son sales insolubles y sus fórmulas son las siguientes:

Na2SiO3 (ac) + Co(NO3)2     Co(SiO3)2 pp

(Soluble)  (Soluble)   (Insoluble)

Na2SiO3 + CuCl2 Cu(SiO3)2

Na2SiO3 + FeCl3 Fe(SiO3)2

11

Na2SiO3 + SnCl2 Sn(SiO3)2

Na2SiO3 + NiCl2 Ni(SiO3)2

En un segundo aspecto, notamos que algunos “árboles crecían más rápido que otros”, esto se produce por la afinidad entre la sal higroscópica (sal que absorbe el agua o humedad del ambiente en el que se encuentra inmerso) en este caso los silicatos metálicos y el agua. Mientras más higroscópico sea la sal metálica, mayor será el crecimiento de sus ramas.

Un aspecto final que observamos es la aparición de burbujas, estas provienen desde el aire en el agua destilada, o bien desde los espacios interiores de los iones metálicos. Estas burbujas tienden a subir a la superficie llevando con ellas la sal del metal disuelto en agua, ayudando a la formación de “ramas”.

Conclusión

Se logró la formación de sales insolubles en el medio acuoso.

12

Apéndice 1

Fotografía 1

Precipitado de yoduro de plomo II

Fotografía 2

Insolubilización final de yoduro de plomo II

13

Anexo 1

“Yoduro del plomo (II) (Pb I 2) es un sólido tóxico, amarillento. Exhibe una gama de colores con temperatura que varía del amarillo brillante en la temperatura ambiente al rojo del ladrillo. En refrescarse, su color vuelve al amarillo. En su cristalino forma se utiliza como material del detector para la alta energía fotones el incluir radiografías y rayos gama. También se conoce como yoduro plumbous, derivado del nombre latino para el plomo plumbum.

El yoduro del plomo es tóxico debido a su contenido en plomo.

En el diecinueveavo siglo fue utilizado como los artistas pigmento bajo el nombre de Amarillo del yodo, solamente era demasiado inestable ser útil.[1]

El yoduro del plomo es formado vía la precipitación mezclándose nitrato del plomo (II) y yoduro del potasio:

Pb (NO3)2 (aq) + PbI del → 2KI (aq)2 (s) + 2KNO3 (aq)

Los sólidos amarillos brillantes resultantes se recristalizan fácilmente en agua caliente para rendir cristales amarillos brillantes.”

http://www.worldlingo.com/ma/enwiki/es/Lead%28II%29_iodide

Apéndice 2

Fotografía 1

Cristales expandidos al hidratarse.

14

Fotografía 2

Color de los cristales a usar.

Bibliografía y webgrafía

http://www.cientificosaficionados.com/experimentos/jardin%20mineral.htmPor Juan Carlos Romera y Frank de Copenhague.

http://ellaboratoriodedarwin.blogspot.com/2009/02/jardin-de-silicatos.html Por P. Josh

http://www.jpimentel.com/ciencias_experimentales/pagwebciencias/pagweb/la_ciencia_a_tu_alcance_II/quimica/Experiencias_quimica_jardin_quimico.htmPor “CFIE de Arenas de San Pedro”

http://laboratoriodefisica4eso.blogspot.com/2009/03/practicas-de-laboratorio_20.htmlpor Alvaro Casado

http://www.ucm.es/info/analitic/Asociencia/LluviaOro.pdf

Theodore L. Brown, Química la ciencia central, Pearson, México, 484-514

15