1.-
INTRODUCCIÓN
En el
laboratorio llevamos a cabo una síntesis de un compuesto inorgánico partiendo sustancias
o elementos, cuya estructura interna es mucho más simple.
Concretamente,
se pretende conseguir la síntesis de un alumbre, que es un compuesto formado
por sulfato de aluminio y potasio (KAl(SO4)2), y para ello
empleamos papel de aluminio, hidróxido de potasio y ácido sulfúrico,
principalmente.
Tras la
síntesis del alumbre, queremos analizarlo para
obtener información acerca de su estequiometría, que nos será útil para
conocer cuál es su composición de agua.
2.-
MATERIALES
En esta práctica hemos empleado varios vasos de precipitados de
distintos tamaños, una probeta, un vidrio de reloj, pipetas, tubos de ensayo
con su gradilla, una cápsula de porcelana, kitasato, un embudo normal y otro
buchener. También empleamos crisol con placa porosa, cable de cobre y papel de
filtro, de aluminio e indicador de pH.
Fueron muchas las disoluciones empleadas, entre ellas destacan la
de KOH (3M), H2SO4 (4M), HNO3 (3M), HCl
(3M), NH3 (6M), etanol, e hidrogeno de fosfato diamónico ((NH4)2HPO4).
Por último también empleamos disoluciones de CuSO4 (0,03M), de Pb(NO3)2
(0,2M) y reactivos para el análisis cualitativo.
3.-
FUNDAMENTO TEÓRICO
El
aluminio es un elemento metálico muy abundante en la corteza terrestre, a pesar
de que no se encuentra libre por ser altamente reactivo y forma óxidos e
hidróxidos. El mineral del que se extrae el aluminio prácticamente en exclusiva
es la bauxita, que además de hidróxido de aluminio contiene óxidos de hierro y
titanio. También se encuentra en otros minerales como arcillas, anortosita e
incluso en residuos del lavado de la hulla. Los mayores productores mundiales
son China y Rusia, con 8.7 y 3.7 millones de toneladas al año, respectivamente.
Para
extraer el aluminio de la bauxita se emplea el proceso Bayer, que comienza lavando
la bauxita molida con soda caústica, que consigue disolver los minerales de
aluminio mientras que el resto de componentes precipitan en el fondo, y después
recristaliza el hidróxido de aluminio a
una temperatura superior a 900 ⁰C,
consiguiendo así alúmina (Al2O3) de alta calidad.
La
alúmina será después sometida a un proceso de electrolización con criolita (Na3AlF6).
Se debe señalar que esta electrólisis consume una gran cantidad de energía, lo
cual supone casi un 30% del coste de la obtención de aluminio.
Es un
metal que destaca por sus propiedades peculiares, tales como su baja densidad
(2700 kg/m3), su bajo punto de fusión (933 K) y su resistencia a la
corrosión, a ciertos productos químicos y al agua de mar, gracias al pasivado,
que consiste en una película de óxido que se adhiere a la superficie
protegiendo a los átomos interiores de la oxidación; esta capa puede ser
eliminada al reaccionar con el ácido cítrico. Además, su conductividad tanto
eléctrica como térmica es elevada y es un material cuyo reciclado es fácil y
barato.
Desde
el punto de vista químico, el aluminio es una sustancia anfótera, por lo que se
disuelve en ácidos y en bases fuertes. Debido al pasivado, no es fácil que sea
corroído, sin embargo en presencia de iones Cu2+ y Cl- se
vuelve muy reactivo.
Como
es un metal con baja resistencia a la tracción, se suelen crear aleaciones con
otros elementos para mejorar sus propiedades mecánicas, a destacando un grupo
llamado duralmunio (Cu, Mg, Mn, Zn…). También destacan los anticorodal, que
pueden contener Mg, Si, Mn, Ti o Cr.
Entre
los usos dados al aluminio destaca su uso en el embalaje de alimentos, ya sea
en forma de latas, tetrabriks o papel de aluminio; pero también se emplea para
el marco de puertas y ventanas, cerraduras, herramientas, útiles de cocina y en
la estructura de barcos aviones. Es
curioso su uso en criogenia como recipiente ya que su tenacidad a bajas
temperaturas (llegando incluso a los -200 ⁰C).
La alúmina
es el óxido de aluminio (Al2O3). En la naturaleza forma
cristales de óxido, formando un sistema cristalino hexagonal.
Se
obtiene a partir del proceso Bayer, anteriormente mencionado; la bauxita, tras
ser disuelta en hidróxido de sodio forma
un líquido que contiene aluminato de sodio, que es introducida en un
precipitador, donde la alúmina precipita una vez que el líquido se enfría.
Después se somete a temperaturas de 1100 ⁰C para eliminar el agua y hacer que
cristalice. Así se obtiene un polvo blanco, que es alúmina pura.
La
alúmina se emplea como aislante térmico en cubas electrolíticas y también para
absorber las emisiones de éstas. También se usa para proteger los ánodos de
carbono de la oxidación. Por su capacidad para adsorber y desorber agua, se
utiliza para secar aire comprimido.
El
alumbre es un sulfato doble de aluminio con uno de los metales alcalinos.
Concretamente, en esta práctica se emplea
alumbre de potasio, cuya fórmula es KAl(SO4)2 y cada
molécula está acompañada de otras doce de agua.
El
cobre es un metal de transición que se caracteriza por ser uno de los mejores
conductores de la electricidad junto al oro y la plata, además de por su color
rojizo y su brillo característico. En la naturaleza se presenta formando
minerales, siendo el más importante de todos la calcopirita (CUSO4).
Otros minerales son la cuprita (CuO), la malaquita y la libetenita. También se
puede encontrar cobre en forma nativa.
En la
corteza terrestre existen todavía 940 millones de toneladas de este elemento,
casi la mitad de las reservas se encuentran en Chile, el el país con más
producción de cobre del mundo, seguido de lejos por Perú, EEUU y China.
Existen
dos isótopos estables de este metal: el de número másico 63 y el de 65, siendo
el primero el más abundante (casi el 70%); sin embargo se han sintetizado otros
isótopos radiactivos cuyo periodo de semidesintegración es menor a los tres
días.
En los
compuestos está presente con valencia +2 y +1, siendo más común la primera. Si
se expone al aire se oxida y forma óxidos (Cu2O y CuO) adquiriendo
entonces un tono oscuro. Para eliminar este efecto se suele limpiar con ácido
cítrico.
El
cobre es un metal cuyas propiedades le hacen ser maleable y dúctil. Sin embargo
su dureza es muy baja (3 en la escara de Mohs) y de bajo límite elástico, por
lo que se suele combinar con otros metales para formar aleaciones.
Entre
ellas destaca el latón (cobre aleado con zinc) que se obtiene por fusión de
ambos elementos en un crisol; es más duro que el cobre y más fácil de fundir,
grabar y mecanizar. Además es más resistente a la oxidación y más maleable.
Debido a que no produce chispas por impacto mecánico se emplea para la fabricación
de envases de compuestos inflamables y pararrayos.
Otra
aleación importante es el bronce, formada con estaño. Se emplea en aleaciones
conductoras del calor, en baterías eléctricas y en uniones de tuberías.
También
destaca la alpaca, formada por cobre, níquel y cinc. Sus características varían
en función de la proporción en que se encuentren mezclados los metales,
consiguiéndose una alta dureza y una mínima conductividad. Se emplea en la
construcción naval por su propiedad de resistir la corrosión marina al
mezclarse con hierro o con aluminio.
El
cobre se emplea para la fabricación de cables eléctricos y para la fabricación
de tuberías gracias a sus propiedades antibacterias y a su resistencia a la
corrosión. También se acuñan monedas con este metal, destacando que las monedas
de 1, 2 y 5 céntimos son de acero recubierto con cobre.
Una
buena propiedad del cobre es que puede ser reciclado repetidas veces sin que
por ello se degrade. Gracias a ello el 41% de la producción anual de la Unión
Europea es con cobre reciclado. Además para reciclarlo no se emplea tanta
energía como al extraerlo de una mina.
4.-
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA
a)
Ensayos de solubilidad de los materiales:
Poner
en 5 tubos de ensayo un trozo de cobre metálico y en otros 5 un trozo de papel
de aluminio. Seguidamente añadir 2 ml de las siguientes
disoluciones (una única disolución por tubo): KOH (3 M), NH3
(6 M), H2SO4 (4 M), HNO3 (3 M) y HCl (3 M).
Observar las
reacciones que se llevan a cabo en cada tubo.
b)
Síntesis del alumbre:
Poner
aproximadamente 1 g de papel de aluminio en un vaso de precipitados y añadir 25
mL de disolución de KOH (3 M). Agitar hasta que el aluminio sea disuelto
cubriendo previamente el vaso con un
vidrio de reloj. Con la ayuda de un embudo y papel de filtro, filtrar la
disolución y recoger el filtrado en otro vaso
de precipitados. Acordarse de lavar el vaso de la disolución de aluminio
con porciones de 5 mL de agua destilada y pasarlos también por el filtro. Tras
la filtración, añadir muy lentamente y en continua agitación 45 mL de
disolución de H2SO4 (4 M). A continuación calentarlo hasta la disolución de los sólidos formados.
Dejar enfriar. Seguidamente introducir el vaso de precipitados en un baño de
hielo junto con un tubo de ensayo de 10mL de etanol. Dejar reposar la
disolución hasta la aparición de los cristales de alumbre. Gracias al kitasato
y al embudo Büchner filtrar los cristales. Lavar con 2 porciones de 5mL de
etanol y también pasarlos por el embudo. Recoger los cristales y dejarlo secar
al aire.
c)
Análisis de las sales:
El
objetivo de esta parte de la práctica es conocer la presencia de de los iones
Al+3, K+, y SO42- en 5 sales
incógnitas.
Introducir
una espátula de cada sal en un tubo de ensayo (una única sal por tubo) y añadir
agua destilada y agitar suavemente para su disolución. A continuación dividir
el contenido de cada tubo en otros 3 tubos de ensayo.
Poner 1 gota de aluminón en un tubo de ensayo
de cada sal. Nos indicará la presencia de Al+3 si aparece un
precipitado rojo-rosado.
Para
percatarnos de la presencia de K+ poner 5 gotas de disolución de
cobaltinitrito sódico en otro tubo distinto del anterior de cada sal. Un
precipitado amarillo nos avisara de su presencia.
Por
último, para ver si hay SO42+ añadiremos al resto de tubos
con disolución, (aquellos a los que no hemos añadido ni aluminón ni
cobaltinitrito sódico) 2 gotas de BaCl2. Un precipitado blanco
pulverulento indica sulfato.
d)
Análisis cualitativo del alumbre:
En
este apartado pretendemos analizar la presencia de los iones Al+3, K+
y SO42- en el
alumbre que acabamos de sintetizar. Para ello pondremos 0,5 g de alumbre en un vaso
de precipitados y lo disolveremos en 10 mL de agua destilada. Distribuiremos la
disolución en 3 tubos de precipitados y para la presencia de dichos iones
realizaremos exactamente los mismos análisis que en el apartado de análisis de
sales.
e)
Determinación de las moléculas de
hidratación en el alumbre:
Calentar
una cápsula de porcelana en la placa calefactora, dejarla enfriar y pesarla.
Después, poner 3 g
de alumbre en la cápsula y calentar hasta la total evaporación del agua.
Observar muy detenidamente los fenómenos sucedidos durante el calentamiento.
Pesar el alumbre y explicar la pérdida de peso. Por último determinar el número
de moléculas de hidratación del alumbre sintetizado.
5.-
RESULTADOS EXPERIMENTALES
5.1.
Ensayos de solubilidad de los metales
Según
las diferentes reacciones que hemos llevado a cabo, hemos podido observar
diferentes resultados dependiendo de que reactivos llevaran a cabo la reacción:
Vemos,
que en las reacciones de H2SO4 + Cu, HCl + Cu, H2SO4
+ Al y HNO3 + Al, no se produce ningún cambio notable a simple
vista.
Mientras
que en las demás si observamos cambios:
·
KOH +
Cu: el cobre cambia y toma una tonalidad más oscura.
·
NH3
+ Cu: la disolución cambia de color a un tono azul oscuro y se forman unas
partículas blanquecinas que se quedan en suspensión en la disolución.
·
HNO3
+ Cu: la disolución cambia a un tono azul más claro que el anterior.
·
KOH +
Al: se produce una reacción muy violenta y rápida cambiando el color de la
disolución a negro y desapareciendo por completo el aluminio introducido.
·
NH3
+ Al: en la disolución aparece un precipitado blanco a modo de partículas
blancas suspendidas en la disolución.
·
HCl +
Al: se produce una reacción violenta pasando de un tono blanco al gris
final. Se trata de una reacción exotérmica.
5.2.
Síntesis del Alumbre
Una
vez disuelto el papel de aluminio, al echarle el H2SO4,
observamos que se forma un precipitado: hidróxido de aluminio. Al seguir
añadiendo ácido y calentándolo, el precipitado desaparece. Esto se debe a que
el aluminio metálico tiene un carácter anfótero y se disuelve tanto en ácidos
como en bases.
El
rendimiento obtenido es muy bajo, ya que a la hora de realizar el filtrado de
cristales a vacío, la disolución siguió precipitando dentro del kitasato.
5.3. Análisis de las sales
Una parte de la práctica consistía en identificar los iones de unas
determinadas sales, como ya se ha explicado en el apartado de desarrollo.
Para observar y comparar los datos, vamos a expresar las sales de manera
genérica, con un número, y su composición en iones, a modo de tabla:
|
|
Al3-
|
K+
|
SO42-
|
|
1
|
SI
|
SI
|
SI
|
|
2
|
SI
|
SI
|
NO
|
|
3
|
NO
|
NO
|
NO
|
|
4
|
SI
|
NO
|
SI
|
|
5
|
SI
|
NO
|
SI
|
5.4. Análisis cualitativo de los productos de síntesis
En este apartado pretendemos analizar la presencia de los iones Al3+,
K+ y SO42-
en el alumbre que acabamos de sintetizar.
Utilizando los mismos compuestos que en el análisis de sales,
comprobamos que el alumbre da positivo para los tres iones. El resultado
obtenido parece evidente ya que la fórmula del
alumbre es la siguiente: KAl(SO42-)2
5.5. Determinación de las moléculas de hidratación en el
alumbre
De estos cálculos se deduce que cada molécula de alumbre está rodeada de
otras doce de agua, y que su fórmula más apropiada sería:
KAl(SO42-)2 · 12 H2O
6.- CUESTIONES
KOH + Cu -> CuOH + K
El hidroxido de potasio reacciona con el cobre para dar hidróxido de cobre (I) y potasio, dándonos como resultado el cobre en color más oscuro.
3KOH
+ Al ->
Al(OH)3 + 3K
El hidróxido de potasio reacciona con el aluminio para dar hidróxido de aluminio y potasio.
En la práctica vimos como se producía una reacción muy violenta y muy rápida. La disolución se volvió negra y desapareció por completo el aluminio.
4NH3+
Cu -> Cu(NH3)4
El amoniaco reacciona con el cobre para dar Cu(NH3)4.
En nuestro experimento vimos un cambio de color en la disolución a azul oscuro y la formación de partículas blancas.
El color azul se debe a la presencia de iones de Cu en disolución.
2NH3 + 3Al -> 3AlH2+ N2
El amoniaco reacciona con el aluminio para dar hidróxido de aluminio y potasio.
En la práctica, vimos que en nuestro tubo de ensayo se nos formaban
partículas blancas en suspensión al realizar esta reacción.
H2SO4 + Cu -> CuSO4 + H2
Esta reacción no tiene lugar, el cobre solo no reaccionaria con el acido sulfurico sino es el oxido de cobre.CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O
Oxido + Acido Oxacido -> Sal Oxisal + Agua
3H2SO4 + 2 Al -> Al2(SO4)3 +3H2
Esta reacción no tiene lugar, el aluminio no es atacado por el H2SO4 frio; sin embargo, sí se disuelve en H2SO4 concentrado y caliente, con desprendimiento de SO2 (dioxido de azufre) e Hidrógeno y sulfato de aluminio.
4H2SO4
+ 2 Al -> Al2(SO4)3 + 4H2 +SO2
3Cu + 8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Se produce una reacción de oxido reducción donde se pueden dar dos reacciones dependiendo del estado de oxidación del producto final. El HNO3 es un oxidante fuerte.
En nuestra práctica vimos que la disolución
adquiría un tono azul claro.
HNO3 + Al -> Al(NO)3 + 1/2H2
Esta reacción no tiene lugar, el
aluminio no reacciona con el Ácido
Nítrico dado que se forma una capa de
óxido gruesa y dura de disolver (oxidación pasiva), y protege el metal de
ataques progresivos.
2HCl + Cu -> CuCl2 +H2
Pese a que en nuestro experimento a simple
vista no se llevaba a cabo ninguna reacción al introducir Cu en HCl, tras
documentarnos llegamos a la conclusión de que la reacción HCl + Cu corresponde
a una reacción en que el ácido clorhídrico ataca al cobre corroyéndolo y
liberando a su vez hidrógeno.
6HCl + 2 Al -> 2AlCl3 + H2
Durante
el experimento se observaba un burbujeo
y el Aluminio se empezó a deshacer, al tiempo que se producía calor y había
desprendimiento de vapor.
Afirmamos que esta reacción era exotérmica porque desprendía calor. Al tocar el
tubo de ensayo sentimos cómo la temperatura aumentó al producirse la reacción
química.Esta es la reacción de sintesis del alumbre.
2. Explicar las reacciones que ocurren durante el proceso
de síntesis.
Al (s) + KOH (aq) -> Al (aq) + KOH (aq)
Se produce la disolución del aluminio. En la práctica vimos como se producía una reacción muy violenta y muy rápida. La disolución se volvió negra y desapareció por completo el aluminio.
KOH + H2SO4
-> K2SO4
+ H2O
Se produce la neutralización entre el ácido y la base fuerte, formándose una sal.
K2SO4
+ Al à KAl(SO4)2
Finalmente, obtenemos el alumbre.
3.
Encontrar posibles aplicaciones para la sal doble sintetizada.
El alumbre de potasio se emplea como astringente para mejorar la calidad
de agua. En medicina, se usa para detener hemorragias de origen vesical.
También es conocido por su acción bactericida, llegándose a emplear en algunos
lugares para la conservación de ciertos alimentos, como los plátanos. En fotografía
se usa para endurecer la gelatina de las películas para proteger la emulsión
seca.
7.- BIBLIOGRAFÍA
o Enciclopedia
Universal Larousse.
o Microsoft
Encarta 2008.
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