Práctica de Cloro No. 12

OBJETIVO:



Obtener cloro y estudiar sus propiedades utilizando un método a microescala.





INTRODUCCIÓN:



El cloro es el halógeno mas abundante en la naturaleza, se encuentra cono ión cloruro presente en el agua de mar y en los pozos de salmuera. El cloro elemental es el punto inicial para producir por lo menos 10000 compuestos derivados importantes, sin embargo su toxicidad y los riesgos asociados con su preparación limitan su estudio a nivel laboratorio.



Es esta practica a microescala se propone la obtención de cloro elemental y el estudio de sus propiedades oxidantes utilizando solo gotas de reactivos y generando el gas en una caja de petri en forma rápida, segura y evitando los riesgos a la salud.



Materiales:



1 caja de petri.

1 pipeta.



Reactivos:

NaCl al 5%.

H2SO4 1M.

KSCN 1%.

BaCl2 ¡% en HCl 0.1 M.

Na2SO4 2%.

FeSO4 Amonico 1%.

KI 0.05M

Jugo de uva.







Desarrollo de la Práctica:



1. Colocar la base de una caja de petri sobre una hoja de papel blanco y poner las soluciones en prueba, según la posición y cantidades indicadas en la figura 1.

2. En el centro de la caja colocar 1 gota de solución de blanqueador comercial con NAClO al 5% y agregar 1 gota de H2SO4 1M, cubriendo rápidamente la caja con su tapa.

3. Observar y registrar los cambios producidos en un tiempo no mayor a 10 minutos.

4. Retirar la tapa de la caja y adicionar una gota de KSCN 1% a la solución de Fe (II). En forma similar agregar una gota de BaCl2 acidificado a la solución de NaSO3 para confirmar la formación del ión sulfato.

5. Observar las gotas de KI y jugo de uva anotando los cambios.







Residuos:

Los residuos generados se diluyen con agua y se desechan.





REACCIONES QUÍMICAS Y OBSERVACIONES:





1. Se colocan las sustancias de la siguiente manera:

 

2. En el centro de la caja se coloca la gota de blanqueador con (NaCLO al 5%) y se le agrega 1 gota de H2SO4 1M.



NaClO + H2SO4  Na2SO4 + H2ClO





3. Observar y registrar cambios:



Reactivo Cambio observado. Color Producto. Reaccionde identificación.

FeSO4 1% Cambio de color Rojo oscuro. FeSO4 + 2KSCN  Fe(SCN)2 + K2SO4

Na2SO3 2% Cambio de color Blanquecino. NA2SO3 + BaCl2 2NaCl + BaSO3

KI 0.05M Cambio de color Amarillo fuerte.

Jugo de Uva Decoloración Morado claro.





RESULTADOS Y CONCLUSIONES:



La practica fue muy interesante ya que pudimos observar las distintas reacciones que presenta el Cloro con diferentes elementos, apreciamos la obtención de Cloro a partir de HClO.

Así también conocimos algunas propiedades del Cloro, es un gran oxidante.





1. poner la reacción química de obtención del Cloro a partir de hipoclorito de sodio.



NaClO  Na2O + Cl



1. Plantear las reaccione químicas realizadas.



NaClO + H2SO4  Na2SO4 + H2ClO



FeSO4 + 2KSCN  Fe(SCN)2 + K2SO4



NA2SO3 + BaCl2 2NaCl + BaSO3





2. Explicar las propiedades químicas del cloro que representen los cambios observados en cada reacción.



El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, denso y venenoso. Es extremadamente oxidante y forma cloruros con la mayoría de los elementos. Cuando se combina con el hidrógeno para dar cloruro de hidrógeno en presencia de luz difusa se produce una reacción lenta pero si se combinan bajo luz solar directa se produce una explosión y se desprende una gran cantidad de calor. El loro también se combina con los compuestos hidrogenados como amoníaco y ácido sulfhídrico formando ácido clorhídrico con el hidrógeno de éstos. Descompone muchos hidrocarburos pero si se controlan las condiciones de la reacción se consigue la sustitución parcial del hidrógeno por el cloro.

Al rojo reacciona reversiblemente con el vapor de agua formando ácido clorhídrico y liberando oxígeno:

Cl2 + H2 O = 2HCl + ½O2

En frío y en presencia de la luz, reacciona lentamente con el agua dando ácido clorhídrico y ácido hipocloroso HClO, que se descompone a su vez para formar oxígeno. A ello se debe el poder oxidante del agua de cloro. Puede formar cloruros con la mayor parte de los metales aunque en diferentes condiciones y con distinta intensidad. Por ejemplo, con el sodio en frío reacciona lentamente, pero si se calienta arde con llama muy brillante formándose cloruro de sodio. Reacciona también con el hierro y con el cobre, pero si se encuentra completamente seco ya no tiene lugar la reacción. Por ello puede guardarse en cilindros de acero o de hierro. El agua de cloro puede disolver al oro y al platino que son metales muy resistentes a los agentes químicos.Si se disuelve en sustancias que proporcionen una gran concentración de iones hidroxilo se forma una mezcla de cloruro e hipoclorito. Por ejemplo con hidróxido de sodio (sosa) da una mezcla de cloruro e hipoclorito sódicos llamada agua de Javel. El cloro se combina directamente con la mayoría de los elementos no metálicos, a excepción del carbono, nitrógeno y oxígeno (de los que si se conocen cloruros, aunque obtenidos indirectamente). Por ejemplo con el fósforo se combina formando tricloruro de fósforo, y pentacloruro de fósforo si hay cloro en exceso.



BIBLIOGRAFIA:



http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/4propiedades/4_17.html