Metales de transición

Páginas: 5 (1110 palabras) Publicado: 1 de junio de 2013
Trabajo Práctico de Metales de Transición- Química de coordinación.

Introducción: En el siguiente trabajo, se demostrarán algunas de las propiedades de los compuestos de elementos de transición y la formación de compuestos de coordinación con otros elementos.

1- Cromo

a) Se tomó una alícuota de Na2CrO4y se lo acidificó con dos gotas de HCl©. Luego se agregaron 5 gotas de NaOH al 50%.Cuando le agregamos el acido la solución presentaba una coloración anaranjada, pero al agregarle el hidróxido el color cambió a amarillo. Esto se puede explicar por las siguientes ecuaciones, donde el ion de cromo (VI) en medio ácido es el ion Cr2O72- queposee un color anaranjado, y el ion de cromo (VI) en medio básico es el ion CrO42- que es de color amarillo.
2 CrO42- + 2H+↔ Cr2O72- + H2O

b)Se tomó una alícuota de Na2CrO4 y se acidificó con HNO3© para obtener el ion dicromatosegún la reacción:

2 CrO42- + 2H+↔ Cr2O72- + H2O

El ion dicromato en medio acido presenta el color anaranjado ya antes mencionado.
Luego se adicionaron dos gotas de etanol 96%. La solución se tornó verde. La reacción que ocurrió fue la siguiente:
2 Cr2O72- + etanol 4 Cr3+ + H2O + HAc

El iondicromato es un excelente agente oxidante, por lo tanto oxida al etanol a ácido acético y se reduce al ion Cr3+ dando a la solución un tono verde característico de este ion del cromo.
2- Manganeso

a) Se calentó NaOH al 50%. Luego se adicionó una pequeña cantidad de KMnO4 sólido, donde se observó al principio una coloración violeta. Luego la solución se puso verde.

La reacción que tuvo lugar fue lasiguiente:
2 MnO4- + OH- O2 + 2 H2O + MnO42-

El ion permanganato es un fuerte oxidante, aunque la reacción de reducción del mismo es muy lenta y poco favorable en ciertas condiciones.
Una manera de que la reacción ocurra, es en solución alcalina elevando su temperatura, para que el permanganato se reduzca a manganato. El color violeta inicial correspondía a la presencia del permanganato quefue reduciéndose a manganato de color verde.
b) Se tomaron 5 ml de la solución anterior que contenía MnO42-y se acidificó la solución con H2SO4 concentrado hasta obtener una coloración violácea.
Reacción:
MnO42-+ 4 H+  MnO4- + MnO2 + H2O

El ion manganato en medio ácido dismuta en MnO4- y en MnO2, la coloración violeta que se observó fue debido a la oxidación del manganato a permanganato,además el MnO2 es oscuro.
c) A una solución de Mn2+ se le agregó HClO hasta la aparición de un precipitado marrón.

Se formó MnO2(precipitado marrón)
3- Hierro

a) A 10 ml de solución de Fe(II) se le añadieron gotas de solución de KSCN (0,5M) y se observó una colaración naranja.

Fe2+ + 6 SCN-  [Fe(SCN)6]4- (incoloro)

El Fe2+ forma con el tiocianato un ion complejo incoloro.Posiblemente el tubo estaba contaminado, por eso obtuvimos una coloración naranja y no la deseada.
b) A 10 ml de Fe(III) se le añadió KSCN (0,5M) y se observó que la solución se puso de color rojo sangre.

Fe3+ + 6 SCN- [Fe(SCN)6]3- (rojo sangre)

En este caso el hierro (III) forma con el tiocinato un ion complejo de color rojo.
c) A unos ml de solución de Fe (III) se le agregó NaOH 0,1M. Seobservó la formación de un precipitado con tonalidad parda.

Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3 (pardo)
d) A la solución obtenida en b, (que contenía [Fe(SCN)6]3-) se le agregaron varias gotas de NaF 0,5 M. La solución se puso amarilla es decir que el complejo pardo formado con el SCN- se pierde, ya que los iones F- desplazan a los SCN- , formando un nuevo complejo con el hierro.
e) A unos ml de soluciónde Fe(III) se le agregaron 5 gotas de solución de KI al 5%. Se observó un oscurecimiento de la solución inicialmente amarilla. Reacción de oxidoreducción ocurrida :

2 I-+ 2Fe3+ I2+ 2 Fe2+

E° (Fe(III)/Fe(II) = 0,771 V y E° (I2/I-) = 0,536 V
Luego, se añadieron dos gotas de almidón y se observó una coloración azul-verde , por la formación un un ion complejo entre el iodo y el almidón....
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