Guias de Trabajos Practicos - Cátedras

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Cátedra de Química Inorgánica
Química Inorgánica
GUÍA DE TRABAJOS PRÁCTICOS
DE LABORATORIO
Curso 2009

TP Nro. 1
Laboratorio de los Grupos 1 y 2
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Cátedra de Química Inorgánica
Química de los Metales Alcalinos y Alcalino-Térreos.
I Preparación de hidróxido de sodio por el método de Castner-Kellner.
Verter mercurio hasta una altura de 1 cm
en un vaso de precipitados de 100 ml.
Ubicar en el centro de dicho vaso el tubo
de vidrio que contiene el ánodo de
carbón de modo que el vidrio quede
sumergido en el mercurio, pero no la barra
de carbón. Dicho tubo está cerrado en su
parte superior con un tapón de goma con
orificios por los que pasan la barra de
grafito que actúa como ánodo y un tubo
fino de vidrio para el desprendimiento de
gases. En el mercurio (cátodo) también va
sumergido un conductor de cobre que
está aislado de la solución por un tubo de
vidrio.
El tubo central se carga con solución de cloruro de sodio al 20% hasta
sumergir el ánodo de carbón; en el vaso de precipitados, por afuera del tubo
central, se vierten 50 ml de agua destilada y unas gotas de fenolftaleína.
Aplicar una tensión de 4 voltios durante cinco minutos. Desconectar y agitar el
mercurio con una varilla para hacerlo circular de manera que el sodio de la
amalgama que se forma en el compartimiento anódico reaccione con el agua
del compartimiento externo. Observar la coloración del agua por afuera del
tubo. Repetir el procedimiento luego de poner sobre la superficie de mercurio
un clavito de hierro perfectamente limpio y desengrasado (tratado con HCl).
Cortar el suministro de tensión y observar.

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Cátedra de Química Inorgánica
Escribir las reacciones que se producen en cada electrodo. ¿Por qué no se
desprende hidrógeno en el cátodo de mercurio? Escriba las reacciones que
tienen lugar en presencia del clavo de hierro.¿Qué efecto tiene el hierro sobre
la reacción entre la amalgama y el agua? ¿Cómo se puede obtener sodio
metálico utilizando el método de Castner-Kellner. ¿Qué ocurre si se electroliza
una solución de fluoruro de sodio?
Describa las reacciones que tendrían lugar si la solución de NaCl se
electrolizara en una celda con dos electrodos de Pt y sin separación entre los
compartimientos anódico y catódico. Discuta el efecto de la temperatura y el
tiempo de electrólisis sobre la naturaleza de los productos del proceso.
En el ÁNODO se produce la OXIDACIÓN (ambas palabras comienzan con
vocal). En el CÁTODO se produce la REDUCCIÓN (ambas palabras
comienzan con consonante).
II Determinación de la constante del producto de solubilidad del
hidróxido de magnesio
Hervir 100 ml de agua destilada en un vaso de precipitados para eliminar el
aire disuelto. ¿Por qué es necesario hacer esto? Tapar el vaso con un vidrio
de reloj y dejar enfriar. Agregar 0,1 g de MgO, agitar durante unos minutos y
dejar decantar. Medir el pH de la solución límpida sobrenadante.
Admitiendo que el hidróxido de magnesio disuelto se ha ionizado totalmente
se puede calcular el Kps según la fórmula
-log Kps = 3 pOH + 0,3
Deducir esta fórmula, teniendo en cuenta que la concentración de Mg +2 resulta
ser igual a la mitad de la concentración de OH - .
III Observación de los colores a la llama de diferentes metales
Calentar un alambre de acero inoxidable con un codo en el extremo (ansa)
suavemente sobre el mechero. Recoger con la punta un poco de LiCl sólido.
Calentar sobre el mechero y observar el color. Medir la longitud de onda con

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Cátedra de Química Inorgánica
un espectrómetro. Repetir el ensayo con NaCl, SrCl2 y BaCl2 sólidos.
Comparar los colores y discutir su origen en forma cualitativa.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
I Preparación de NaOH por el método de Castner-Kellner
Electrólisis de la solución de NaCl 20%
ánodo 2 Cl - → Cl2(g) + 2e -
cátodo Na + + Hg o + e - → Na/Hg
No se desprende hidrógeno (2 H2O + 2e - → H2(g) + 2 OH - ) en el cátodo ( Hg )
porque el mercurio provoca un sobrepotencial en la reducción del hidrógeno y
se alcanza entonces, en esas condiciones, el valor del potencial de reducción
del sodio. Al cortar la tensión se interrumpen las reacciones
electroquímicas. Si se agita la amalgama, el sodio entra en contacto con el
agua y reacciona químicamente
2 Na/Hg + H2O → Hg 0 + 2 NaOH + H2 (g)
El OH - generado virará la fenolftaleína a rojo.
Si se repite el experimento con el clavo de hierro, ahora éste será el cátodo, y
el mercurio sólo conducirá la corriente. Ocurre el desprendimiento
electroquímico de hidrógeno en el cátodo y la oxidación del cloro en el ánodo.
ánodo 2 Cl - → Cl2(g) + 2e -
cátodo 2H + + 2e - → H2
Si corto la tensión voy a seguir viendo desprendimiento de hidrógeno en el
clavito porque el sodio que quedó sin oxidarse, lo hará a expensas de reducir
H2 sobre el clavo.
II Determinación de la constante del producto de solubilidad del Mg(OH)2
La disolución del Mg(OH)2 en H2O se representa con la siguiente reacción:
Mg(OH)2 → Mg +2 + 2 OH -

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Cátedra de Química Inorgánica
Por tanto el Kps = [Mg +2 ] [OH - ] 2 , además 2 [Mg +2 ] = [OH - ]
Entonces puede escribirse Kps = ½ [OH - ] 3
Aplicando la función –log a ambos lados de la ecuación, y recordando que
–log [OH - ] se denomina pOH, se tiene que:
-log Kps = 3 pOH + 0,3.
Se mide el pH de la solución resultante de la disolución del Mg(OH)2 y se
calcula el pOH (pH + pOH = 14). Remplazando este valor en la ecuación
anterior puede obtenerse el valor del Kps para la disolución del Mg(OH)2.
Comparar el valor medido con el valor de literatura (Kps = 1.2 x 10 –11 , a o C).
III Observación de los colores a la llama de los alcalinos y alcalinotérreos
LiCl naranja a 610 nm.
NaCl amarillo a 590 nm.
SrCl2 rojo a 735 nm.
CaCl2 rojo con sal hidratada a 622 nm y 550 nm.
BaCl2 no se observa.

Química del Boro.
TP Nro. 2
Laboratorio del Grupo 13
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Cátedra de Química Inorgánica
I Preparación del borato de metilo (ésteres del ácido bórico).
Poner aproximadamente 0,3 g de ácido bórico en una cápsula de porcelana,
humedecerlo con 1 ml de H2SO4 concentrado y agregar con extremo cuidado
30 gotas de metanol. Mezclar bien con una varilla, y calentar suavemente
sobre tela metálica en la campana de gases. Encender –siempre bajo
campana- los gases que se desprenden.
Estos ésteres tienen la particularidad de dar coloración a la llama, fenómeno
que sirve para identificarlos. En este caso, la llama es de color verde, lo cual
indica la presencia del borato de metilo. Repetir el ensayo pero sin el
agregado de ácido bórico. Observar.
II Obtención de vidrios de boro.
Pesar 0.5 g de carbonato de potasio y la cantidad necesaria de ácido
bórico que permita obtener una relación molar 1:4 de óxido de potasio a
óxido de boro. Mezclar bien. Tomar un poco de la mezcla con un ansa de
acero inoxidable, calentar en la llama fuerte de un mechero apropiado hasta
descomposición del carbonato y posterior fusión. Dejar enfriar y humedecer la
perla formada con solución de sal de Co(II). Fundir nuevamente y observar el
color que toma el vidrio de boro formado. Repetir con soluciones de Mn(II) y
Fe(II) en perlas de vidrio nuevas, notando los colores característicos para cada
metal de los metaboratos que se originan.
III Obtención de ácido bórico a partir de bórax (Na2B4O7.10H2O).
Disolver 5 g de bórax bien molido en 12 ml de agua destilada en un
erlenmeyer y agregar el volumen de ácido clorhídrico concentrado (36 %
p/p, 1,18 g/ml) necesario para que el bórax reaccione totalmente. Hacer una
marca en el nivel de líquido con un lápiz indeleble y calentar suavemente

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Cátedra de Química Inorgánica
durante varios minutos, reponiendo el agua que pueda perderse por
evaporación. Si la solución resulta turbia, filtrar en caliente. Dejar enfriar sobre
hielo, filtrar por succión y lavar los cristales con poca agua fría. Disolver el
sólido obtenido en 10 ml de agua destilada, calentar hasta ebullición y dejar
cristalizar hasta la clase siguiente.
Química del Aluminio.
I Comportamiento del aluminio como metal.
El papel que juega la capa de óxido que normalmente recubre el metal y que
justifica su poca reactividad aparente, puede comprobarse mediante las
siguientes reacciones:
Efecto del ataque químico a la capa de óxido
Poner algunas virutas de aluminio en tres tubos de ensayo y agregar 3 ml
de agua al primero, 3 ml de ácido clorhídrico 3N al segundo y 3 ml de
hidróxido de sodio 3N al tercero. Si no se observara reacción, calentar
ligeramente. Anotar las diferencias observadas en cada tubo.¿Pueden
justificarse esas diferencias según los potenciales de electrodo de los pares
Al/Al(III) y H2/H + ?. En los casos que corresponda, escribir las
correspondientes reacciones químicas.
II Comportamiento del Al (III) hidratado.
A) Comprobar su carácter ácido midiendo el pH de una solución de sulfato
de aluminio. Escribir la ecuación de disociación ácida.
B) Hidrólisis: En un tubo de ensayo verter 1 ml de solución de sulfato de
aluminio 0,01M. Agregar lentamente y agitando una gota de solución de
amoníaco 0,1 M. Observar opalescencia Luego agregar gotas de solución de
hidróxido de sodio 0,1M. ¿Qué se observa? Interpretar los fenómenos
observados y justificar con la correspondiente ecuación química.

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Cátedra de Química Inorgánica
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
Química del Boro
I. Preparación del borato de metilo (ésteres del ácido bórico)
En las reacciones de esterificación el H2SO4 actúa como agente deshidratante.
3 CH3OH + H3BO3 (H2SO4) → B(OCH3)3 + 3 H2O (llama de color verde)
2 CH3OH (H2SO4) → CH3OCH3 + H2O (llama no verde)
II. Obtención de los vidrios de boro
K2CO3 + 8 H3BO3 → K2O + 4 B2O3 + CO2↑ + 12 H2O↑ (Calentar hasta fusión)
K2O + 2 B2O3 + H2O + M +2 → 2 KBO2 + M(BO2)2 + 2H +
M(BO2)2:Co +2 : vidrio color azul, Ni +2 : vidrio color verde, Mn +2 : vidrio color rosa
III. Obtención de ácido bórico a partir de bórax
Na2B4O7.10H2O + 2 HCl → 4 H3BO3 + 2 NaCl + 5 H2O
Química del Aluminio
I Comportamiento del aluminio como metal
Efecto del ataque químico a la capa de óxido:
Los potenciales redox para la reacción del Al con el H2O favorecen la reacción
de oxidación del metal (E o (Al 3+ /Al o )= -1.66 V). Sin embargo es conocido por
todos que el aluminio no es atacado por el agua (el aluminio tiene muchas
aplicaciones en la vida diaria, piense el alumno en materiales de este metal
que utiliza en su vida diaria, algunos de ellos en contacto con agua). Esto se
debe a que el Al reacciona con el O2 del aire y forma una delgada capa
superficial de Al2O3 que protege al metal de posteriores ataques.
Tubo 1- Al o /Al2O3 + H2O → no reacciona
Tubo 2- 9 H2O + Al2O3 + 6 H + → 2 Al(H2O)6 +3
Al o + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Tubo 3- Al2O3 + 2 OH - + 7 H2O → 2 [Al(OH)4(H2O)2] -
2Al o + 2OH - +10H2O →2[Al(OH)4(H2O)2] - +3H2

II. Comportamiento del Al hidratado
A) Comprobación del carácter ácido
Al2(SO4)3 → 2 Al +3 + 3 SO4 -2 (disolución de la sal en agua)
Al +3 + 6 H2O → [Al(H2O)6] +3
[Al(H2O)6] +3 + H2O → [Al(H2O)5(OH)] +2 + H3O + Ka = 1.12x10 -5
B) Hidrólisis en diferentes medios
Al2(SO4)3.6H2O + 6 NH4OH → 2 Al(OH)3.3H2O↓ + 3 (NH4)2SO4
Al(OH)3.3H2O + NH4OH(exc) → no se disuelve
Al(OH)3.3H2O + NaOH(exc) → [Al(OH)4(H2O)2] -1 + Na +1 + H2O
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Cátedra de Química Inorgánica

Química del Carbono.
TP Nro. 3
Laboratorio del Grupo 14
I Preparación de carbonato de sodio por el método Solvay.
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Cátedra de Química Inorgánica
El método consiste fundamentalmente en la carbonatación de una salmuera
amoniacal, proceso en el cual se establece el siguiente equilibrio:
Na + + Cl - + NH3 + H2O + CO2 ⇔ NaHCO3 + NH4 + + Cl -
seguido por la descomposición térmica del bicarbonato de sodio:
2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2, a 180ºC
La preparación que se realizará en el laboratorio reproduce en forma
simplificada el proceso industrial.
Para el proceso de carbonatación generalmente se utiliza dióxido de carbono
proveniente de un generador Kipp, en el cual se hacen reaccionar carbonato
de calcio con una solución diluida de ácido clorhídrico. Esquematizar un
generador Kipp y explicar su funcionamiento. ¿Qué mineral puede utilizarse
además de carbonato de calcio? ¿Por qué no puede utilizarse ácido sulfúrico
en lugar de clorhídrico?
Técnica de laboratorio.
A) Preparación de bicarbonato de sodio:
Verter 50 ml de amoníaco concentrado (de buena calidad) en un erlenmeyer
de 250 ml. Agregar 17.5 gr de cloruro de sodio bien molido, tapar y agitar
durante varios minutos hasta saturación. Separar el exceso de cloruro de
sodio por decantación a otro erlenmeyer de 100 ml. Preparar los envoltorios
de papel para aislar el erlenmeyer.
Calentar la solución obtenida hasta que se observe desprendimiento de gas (a
unos 50ºC). Retirar del fuego y envolver el erlenmeyer con las hojas de papel
ya preparadas (para aislamiento térmico).
Se tendrá preparado un tapón atravesado por un tubo de burbujeo conectado
al generador de CO2. Desplazar el aire del interior del erlenmeyer haciendo

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Cátedra de Química Inorgánica
pasar dióxido de carbono durante medio minuto, sin que burbujee en la
solución. Ajustar luego el tapón (mantenerlo con los dedos) y agitar
enérgicamente el erlenmeyer mientras burbujea el dióxido de carbono en el
líquido.
La reacción de carbonatación, exotérmica, se completa en un lapso que puede
variar entre 30 y 60 minutos. Se nota entonces que la solución se enfría hasta
temperatura ambiente. Deberá obtenerse un abundante precipitado de
bicarbonato de sodio.
Enfriar bien (bajo el agua de la canilla o con hielo). Separar el bicarbonato de
sodio por filtración con embudo Buchner y succión.
GUARDAR LAS AGUAS MADRES PARA SER UTILIZADAS EN UN
PRÓXIMO TRABAJO PRÁCTICO.
Lavar el sólido tres veces con porciones de 5 ml de agua destilada fría (si es
posible a 0ºC). Para cada porción, interrumpir la succión, verter el agua de
lavado, homogeneizar con espátula o varilla (no romper el papel de filtro) y
restablecer la succión.
El bicarbonato de sodio se seca sobre un vidrio de reloj o cristalizador en
estufa a 100ºC. Luego se muele y se reserva aproximadamente 1 g para
caracterizarlo.
B) Calcinación del bicarbonato de sodio:
Se llevará a cabo en el mismo recipiente usado para el secado previa
molienda de la masa de bicarbonato de sodio. Se calcinará en cápsula sobre
tela de amianto y mechero calentando suavemente. Es suficiente una
calefacción a 170- 180ºC durante 20 a 30 minutos, si el polvo de bicarbonato
de sodio está dispuesto en forma de una capa fina uniforme (¿a qué puede
deberse el olor a amoníaco? ¿qué consecuencias tiene dicha reacción sobre
la pureza del bicarbonato de sodio obtenido?).
C) Caracterización del bicarbonato de sodio:
Disolver el bicarbonato de sodio reservado (punto g) en aproximadamente 10
ml de agua destilada, en caliente. Dejar enfriar.

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Cátedra de Química Inorgánica
Tomar la reacción a la fenolftaleína de la solución, a la que se agregan dos
gotas de ese indicador. Comparar con agua destilada.
Repetir el ensayo con una solución de bicarbonato de sodio comercial
(reactivo de laboratorio) para comparar los resultados.
Química del Plomo.
Comprobación de la fórmula del minio
Pesar 0.5 g de minio (Pb3O4), colocarlo en un tubo de ensayo, agregar 5 ml
de HNO3 concentrado dejando actuar unos minutos. Filtrar con papel y lavar
con agua caliente. Dejar escurrir bien y conservar el líquido (solución A).
Tratar el precipitado que queda en el filtro con ácido clorhídrico (1:2),
recogiendo el líquido resultante en un nuevo tubo de ensayo (solución B).
Oler con cuidado la solución obtenida ¿qué gas se desprende? Hervir la
solución B, enfriar y llevar a pH neutro con gotas de NaOH al 40% (aprox.
para 1ml de solución 20 gotas de la base) y añadir gotas de K2CrO4.
Ensayar también con gotas de K2CrO4 el filtrado obtenido previamente
(solución A). Tener en cuenta que se debe neutralizar este filtrado de la
misma forma que se neutralizó la solución B.
Interpretar cada una de las reacciones, representándolas con las
correspondientes ecuaciones químicas. Las reacciones pueden entenderse
aceptando que el plomo se encuentra en dos estados de oxidación diferentes
en la red cristalina.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
Química del Carbono
A) Preparación de carbonato de sodio por el método de Solvay.
Preparación de bicarbonato de sodio:
El método consiste en la carbonatación de una salmuera amoniacal:
NaCl + NH3 + H2O + CO2 ↔ NaHCO3 + NH4Cl

Luego, se procede a la calcinación del bicarbonato de sodio:
13
Cátedra de Química Inorgánica
2 NaHCO3 →Na2CO3 + H2O + CO2 (g) (a 170 -180 °C)
El CO2 proviene de un generador Kipp:
CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 (g) + H2O
Se pueden utilizar los minerales mármol o caliza como carbonato de calcio.
No se puede usar H2SO4 en lugar de HCl en el generador Kipp, ya que por
reacción con el CaCO3 se produciría CaSO4, que es insoluble y formaría una
película sobre el CaCO3 que retardaría la reacción. Trate de recordar el
principio de funcionamiento del Kipp.
B) Calcinación del bicarbonato de sodio:
2 NaHCO3 →Na2CO3 + H2O + CO2 (g) (a 170 -180 °C)
Junto con el NaHCO3 pudo haber precipitado NH4Cl. Al calcinar se purifica el
Na2CO3 por el desprendimiento de amoníaco y cloruro de hidrógeno:
NH4Cl → NH3 (g) + HCl (g) (por calentamiento)
Por eso durante la calcinación puede apreciarse el olor a amoníaco.
C) Caracterización del bicarbonato de sodio:
HCO3 - + H2O ⇔ H2CO3 + OH - (PH > 8,2 color rojo con fenolftaleína)
Química del Plomo
Comprobación de la fórmula del minio (Pb3O4):
El plomo se encuentra en el minio en dos estados de oxidación diferentes
Pb(II) y Pb(IV), en la misma red cristalina.
PbO2 (s)+ HNO3 → no reacciona
PbO (s) + HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O
PbO2 (s)+ 4 HCl → PbCl2 (s)+ Cl2 (g) + 2 H2O
PbCl2 + K2CrO4 → PbCrO4 (s) + 2 KCl (PbCrO4 sólido amarillo)

Química del Nitrógeno
TP Nro. 4
Laboratorio del Grupo 15
14
Cátedra de Química Inorgánica
I Preparación y propiedades del sulfato de hidracinio(+1).
Los hidruros más estables que forma el nitrógeno son el amoníaco, NH3, y la
hidrazina, N2H4. Ambos son capaces de protonarse generando los cationes
amonio e hidracinio (+1 o +2, según el número de protones que acepte),
respectivamente.
Preparación:
A) Verter 12,5 ml de una solución acuosa de cola en un erlenmeyer y
agregar 41 ml de solución concentrada de amoníaco y 25 ml de solución
de hipoclorito de sodio (generalmente se utiliza agua lavandina comercial de
buena calidad).
ATENCION: ES IMPORTANTE RESPETAR EL ORDEN DE AGREGADO DE
LOS REACTIVOS.
B) Colocar el erlenmeyer sobre tela metálica y calentar a ebullición bajo
campana, hasta que el amoníaco sobrante haya sido eliminado y el volumen
se reduzca a unos 20 ml.
C) Enfriar el contenido del erlenmeyer agitando bajo chorro de agua fría y
luego sobre hielo; agregar gota a gota y agitando continuamente unos 7 ml
de ácido sulfúrico concentrado. Finalmente, dejar enfriar durante 15
minutos.
D) Filtrar en embudo Buchner el abundante precipitado de sulfato de hidracinio
que debería haberse formado. Lavarlo primeramente con solución de ácido
sulfúrico 2 M y luego con algunos mililitros de alcohol.
Ensayos de caracterización.
Los ensayos se basan en la verificación de las propiedades reductoras del
sulfato de hidracinio:

15
Cátedra de Química Inorgánica
a) En un tubo de ensayo poner 2-3 ml de una solución de iodato de
potasio, saturada en frío, y agregar a la misma una porción del precipitado
obtenido antes. Comprobar si hay reacción mediante el agregado de solución
de almidón.
b) Verter 1 ml de solución de sulfato de cobre 0,1 M en tres tubos de
ensayo. En el primero adicionar solución concentrada de hidróxido de sodio.
¿Qué es lo que precipita?
En el segundo, agregar solución de amoníaco concentrada, gota a gota, hasta
redisolución del precipitado. Sobre el tercero, así como sobre las dos
soluciones precedentes, agregar solución saturada de sulfato de dihidracinio
¿qué ocurre? ¿qué ecuación representa lo que se observa?
c) Sobre 1 ml de solución de nitrato de plata amoniacal agregar gotas de
solución de sulfato de dihidracinio. Dejar reposar unos minutos y observar.
Interpretar las reacciones producidas con las correspondientes ecuaciones
químicas.
II Obtención de óxidos de nitrógeno
A) Obtención del óxido nítrico
(NO):Disponer del aparato como
indica la figura. En el tubo de la
izquierda se colocan 3 g de
limaduras o granallas de cobre. Se
llena totalmente de agua la probeta
invertida sobre el cristalizador, el que
también contiene agua a la que se
han agregado gotas de azul de
bromotimol. Por el tubo de
seguridad se vierten 20 ml de ácido
nítrico 1:5 y cuando el gas producido ha eliminado el aire del aparato, se
coloca el tubo de desprendimiento debajo de la probeta invertida; el agua

16
Cátedra de Química Inorgánica
contenida en ella es desalojada por el gas. Observar la coloración del
indicador e interpretar.
B) Obtención de dióxido de nitrógeno:
Insuflar aire en la probeta mediante un tubo de vidrio acodado. Observar el
color del gas, el color del indicador y el nivel de agua dentro de la probeta.
Interpretar la contracción de volumen y la desaparición del color pardo rojizo
del dióxido de nitrógeno.
C) Obtención de tetróxido de dinitrógeno y trióxido de dinitrógeno
Colocar el dedo frío de dos balones que contienen mezclas diferentes de los
óxidos anteriores en un termo de aire líquido y observar
III. Recuperación del amoníaco de los productos residuales del proceso
Solvay.
La reacción que se propone es una simplificación de la que tiene lugar en el
proceso industrial y tiene por objeto demostrar que el amoníaco recuperado
proviene, fundamentalmente, del desplazamiento del ión amonio formado en la
primera fase del proceso Solvay por medio de una base fuerte. Agregar al
erlenmeyer 10 ml de lechada de cal (solución y suspensión de hidróxido de
calcio) y a calentar. Colocar en la boca del tubo un papel humedecido con
solución de sulfato de cobre.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP.
I Preparación y propiedades del sulfato de hidracinio(+1).
La reacción entre el amoníaco y el hipoclorito de sodio ocurre en dos etapas:
NH3 + NaClO → NaOH + NH2Cl
NH3 + NH2Cl + NaOH → N2H4 + NaCl + H2O (N2H4 hidracina)
El agregado de ácido sulfúrico protona a la hidracina y forma el sulfato de
hidracinio.

2 N2H4 + H2SO4 → (N2H5)2SO4(s)
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Cátedra de Química Inorgánica
El agregado de un agente complejante como la cola permite obtener un mayor
rendimiento ya que secuestra cationes metálicos (Cu 2+ , Fe 2+ , presentes como
impurezas) que catalizan la reacción parásita que destruye la hidracina
formada:
2NH2Cl + N2H4 → 2 NH4Cl + N2(g)
Ensayos de caracterización.
Los ensayos ponen de manifiesto las características reductoras del sulfato de
hidracinio:
a) Reacción frente al iodato de potasio:
(IO3 - + 6 H + + 5e - → ½ I2 + 3 H2O) x 4
(N2H5 + → N2 (g) + 5 H + + 4e - ) x 5
4 IO3 - + 5 N2H5 + → N2 (g) + 2 I2 + 12 H2O + H +
La presencia de yodo se detecta por la formación de un complejo azul con el
almidón.
b) i) Reacción del sulfato de hidracinio frente al Cu 2+ en medio alcalino:
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2(s) + Na2SO4
El Cu(OH)2 se caracteriza por ser un sólido color celeste
Al agregar el (N2H5)2SO4:
(2 Cu(OH)2 + 2e - → Cu2O (s) + 2 OH - + H2O) x 2
(N2H4 + 4 OH - → N2 ↑ + 4e - + 4 H2O)
-------------------------------------------------------------------
4 Cu(OH)2 + N2H4 → 2 Cu2O (s) + N2 (g) + 6 H2O

El Cu2O se caracteriza por ser un sólido color ladrillo
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Cátedra de Química Inorgánica
ii) Reacción del sulfato de hidracinio frente al Cu 2+ en medio amoniacal:
CuSO4 + 2 NH3 + 2 H2O → Cu(OH)2(s) + (NH4)2SO4
El Cu(OH)2 se caracteriza por ser un sólido color celeste
Como el medio es complejante debido al amoníaco presente, el precipitado se
redisuelve:
Cu(OH)2(s) + 4 NH3 → Cu(NH3)4 2+ + 2 OH -
El Cu(NH3)4 2+ presenta coloración azul en solución.
Al agregar el (N2H5)2SO4:
4 ( Cu(NH3)4 2+ + e - → Cu(NH3)2 + + 2 NH3)
N2H4 + 4 OH - → N2 (g) + 4e - + 4 H2O
---------------------------------------------------------------------------
4 Cu(NH3)4 2+ + N2H4 + 4 OH - → 4 Cu(NH3)2 + + N2 (g) + 8 NH3 + 4 H2O
(azul) (incoloro)
iii) Reacción del sulfato de hidracinio frente al Cu 2+ :
CuSO4 + N2H5+ → no reacciona
c) Reacción frente a una solución de Ag(NH3) +
4 (Ag(NH3)2 + + e- → Ag° (s)+ 2 NH3)
(N2H4 + 4 OH - → N2 (g) + 4e - + 4 H2O)
----------------------------------------------------------------------------
4 Ag(NH3)2 + + N2H4 + 4 OH - → 4 Ag°(s) + N2 (g) + 8 NH3 + 4 H2O
La plata formada se identifica como un sólido negro o como espejo de plata

II. Obtención de óxidos de nitrógeno
A) Óxido nítrico (NO):
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO(g) + 4 H2O
El ácido nítrico utilizado debe ser diluido.
(Cu o → Cu 2+ + 2 e - ) * 3
(4 H + + NO3 - → NO(g) + 2 H2O) * 2
3 Cu o + 8 H + + 2 NO3 - → 3 Cu 2+ + 2 NO(g) + 4 H2O
19
Cátedra de Química Inorgánica
El NO no reacciona con el agua ⇒ el indicador continúa color azul.
B) Dióxido de nitrógeno (NO2):
2NO + O2 → 2NO2(g)
El NO2 formado es un gas color pardo
El número de moles gaseosos se reduce de 3 a 2 en esta reacción por lo que
el volumen en la campana disminuye. Además el NO2 formado se hidroliza
según la siguiente reacción:
2 NO2 + H2O ⇔ NO3 - + NO2 - + 2H +
generando la desaparición del color pardo en la campana y un viraje del
indicador presente en el agua hacia el color amarillo.
C) Tetróxido de dinitrógeno y trióxido de dinitrógeno (a bajas T)
2 NO2 ⇔ N2O4(g)
NO + NO2 ⇔ N2O3
En relación estequiométrica
III Recuperación del amoníaco de los productos residuales del proceso
Solvay.
El proceso Solvay consiste en:
2 NaCl + 2 H2O + 2 NH3 + 2 CO2 → 2 NaHCO3 + 2 NH4Cl

20
Cátedra de Química Inorgánica
El NH4Cl representa un producto residual del proceso
a) si al producto residual se lo calienta no desprende NH3, lo cual se
evidencia porque el Cu 2+ no reacciona:
b) En presencia de lechada de cal (Ca(OH)2) se produce la siguiente
reacción:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 NH3 ↑ + 2 H2O
Cu 2+ + 4 NH3 → Cu(NH3)4 2+
El Cu(NH3)4 2+ en solución presenta coloración azul

Química del Azufre
TP Nro. 5
Laboratorio del Grupo 16
21
Cátedra de Química Inorgánica
I Preparación electrolítica y caracterización del peroxodisulfato de
potasio
La celda para esta preparación está
esquematizada en la figura. El ánodo
(+) es un alambre de platino
emergente de un tubo de vidrio,
sobre el cual va arrollado otro hilo de
platino que actúa como cátodo (-).
La solución de electrólisis se prepara
saturando a 0 o C con sulfato de
potasio una solución de 20 ml de
ácido sulfúrico concentrado agregado
sobre 50 ml de agua con agitación
constante. Llenar el tubo con
solución de electrólisis ya
preparada tomando la precaución
que la misma tome contacto con el
cátodo. Sumergir la celda en un
baño de hielo, hasta que el mismo
cubra todo el tubo.
Dejar enfriar y poner en marcha la operación aplicando una tensión de 5 V
entre los electrodos. Se debe tener en cuenta que la diferencia de potencial
aplicada debe ser leída en el medidor y no en el selector. Luego de unos 40
minutos interrumpir el proceso, decantar la solución y recoger los cristales.
Lavarlos con etanol, pesarlos y determinar el rendimiento de la corriente.

22
Cátedra de Química Inorgánica
Con parte de los cristales obtenidos preparar una solución saturada y realizar
las siguientes reacciones de caracterización:
A) En dos tubos de ensayo mezclar 1 ml de KI con 1 ml de acetato de etilo.
A uno de ellos agregar una punta de espátula del peroxidisulfato obtenido.
Comparar e interpretar con ecuaciones.
B) A 1,5 ml de solución de nitrato de plata al 0,5 % agregar dos gotas de
piridina bajo campana. Ensayar con una punta de espátula de peroxidisulfato.
Dejar la solución en reposo 20 minutos y notar la formación de un producto
cristalino. Interpretar con ecuaciones, sabiendo que se produce Ag 2+ , la que es
estabilizada por formación del complejo [AgPy4] 2+
C) Sobre 1 ml de solución de sulfato de manganeso (II) al 2 % con 2 gotas
de solución de nitrato de plata al 0,5 % y dos gotas de ácido sulfúrico
concentrado agregar una punta de espátula de peroxidisulfato. Calentar.
Interpretar con ecuaciones el cambio producido sabiendo que se forma Ag 2+ ,
que a su vez actúa como un poderoso oxidante frente al Mn 2+ .
II Preparación y propiedades del dióxido de azufre
Se dispone de un aparato generador de dióxido de azufre, constituido por un
balón pequeño cerrado por medio de un tapón atravesado por un tubo de
desprendimiento, luego del cual se intercala un frasco de seguridad. En el
balón se colocan algunos trozos o granallas de cobre y 20 ml de ácido
sulfúrico concentrado. Calentar con cuidado. Escribir la reacción que explica
el desprendimiento de SO2.
Ensayos de caracterización:
A) Poder reductor del dióxido de azufre
i) En un tubo de ensayo hacer burbujear el gas obtenido sobre solución
acidificada de permanganato de potasio al 0,1%. Qué ocurre?
ii) En un tubo de ensayo hacer burbujear el gas obtenido sobre agua de
bromo.
B) Reducción del dióxido de azufre

23
Cátedra de Química Inorgánica
i) En un tubo de ensayo que contiene una mezcla reaccionante de zinc y ácido
sulfúrico diluido, hacer burbujear dióxido de azufre. Observar la precipitación
de azufre.
C) Obtención de tiosulfato de sodio
Hacer burbujear dióxido de azufre en solución de sulfuro de sodio durante
algunos minutos para asi obtener el tiosulfato de sodio. La solución obtenida
dividirla en dos tubos y ensayar en cada uno de ellos las siguientes reacciones
de caracterización:
i) Poder reductor del tiosulfato de sodio: agregar solución 5% de iodo para la
formación del S4O6 2- .
ii) Ensayo con ácidos minerales: agregar acido sulfurico concentrado.
Observar.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
Química del Azufre
I Preparación y caracterización del peroxidisulfato de potasio.
Preparación electrolítica.
2 SO4 2- → S2O8 2- + 2e -
2 H + + 2e- → H2(g)
____________________________________________
2 H + + 2 SO4 2- → S2O8 2- + H2(g)
Reacciones de caracterización:
A) El iodo es más soluble en fases orgánicas y presenta diferentes colores
según la polaridad del solvente.
2e- + S2O8 2- → 2 SO4 2-
2 I - → I2 + 2 e -
2 I - + S2O8 2- → 2 SO4 2- + I2

24
Cátedra de Química Inorgánica
B) 2 Ag + + S2O8 2- + 4 py → 2 SO4 2- + Ag(py)4 2+ , complejo color naranja.
C) El ión Ag + actúa como catalizador, oxidándose a Ag (II), y reduciéndose por
acción del Mn 2+ .
2 e - + S2O8 2- → 2 SO4 2-
2 (Ag + → Ag 2+ + e - )
2 Ag + + S2O8 2- → 2 SO4 2- + 2Ag 2+
5 (Ag 2+ + e - → Ag + )
4 H2O + Mn 2+ → MnO4 - + 8H + + 5e -
4 H2O + Mn 2+ + 5 Ag 2+ → MnO4 - + 8 H + + 5 Ag +
II Preparación y caracterización del dióxido de azufre.
Hacer el cálculo de la cantidad de ácido necesaria para una cantidad dada de
cobre.
Cu o → Cu 2+ + 2e -
SO4 2- + 2e - + 4 H + → SO2 + 2 H2O
SO4 2- + Cu 0 + 4 H + → SO2(g)+ Cu 2+ + 2 H2O
Ensayos de caracterización.
A) Poder reductor del dióxido de azufre.
i) 5 (SO2 + 2 H2O → 4 H + + SO4 2- + 2e - )
ii)
2 (MnO4 - + 8H + + 5e - → Mn 2+ + 4H2O)
2 MnO4 - + 5 SO2 + 2 H2O → 2 Mn 2+ + 4 H + + 5 SO4 2-
SO2 + 2 H2O → 4 H + + SO4 2- + 2e -
Br2 + 2e - → 2 Br -
Br2 + SO2 + 2 H2O → 4 H + + SO4 2- + 2 Br -

B) Reducción del dióxido de azufre.
Producción de hidrógeno naciente (H o )
La reacción total es:
Zn → Zn 2+ + 2e -
2 (H + + e - → H o )
2 H + + Zn o → Zn 2+ + 2H o
2 ( 2H o → 2 H + + 2e-)
4 H + + SO2 + 4e - → S o + 2 H2O
4 H o + SO2(g) → S o (s) +2 H2O
2 Zn o + SO2(g) + 4H + → S 0 + 2 Zn 2+ + 2 H2O
Se observa el precipitado amarillo de azufre.
C)Obtención de tiosulfato de sodio.
2 (2 SO2 + 4e - + H2O → S2O3 2- + 2 OH-)
25
Cátedra de Química Inorgánica
2 S 2- + 6 OH - → S2O3 2- + 8 e- + 3H2O
SO2 + 2S 2- + 2OH - → 3 S2O3 2- + H2O
Puede aparecer una pequeña precipitación se azufre que luego se redisolverá.
i) 2 S2O3 2- → S4O6 2- + 2e -
I2 + 2 e - → 2I -
2 S2O3 2- + I2 → S4O6 2- + 2I -

ii) Frente a ácidos minerales.
S2O3 2- + 2H + → H2S2O3
H2S2O3 → S(s) + SO2 + H2O
Se observa el precipitado amarillo de azufre.
26
Cátedra de Química Inorgánica

Química del Cloro
I Preparación de Cloro
TP Nro. 6
Laboratorio del Grupo 17
(halógenos)
27
Cátedra de Química Inorgánica
Armar un generador de cloro similar al utilizado en la preparación de SO2, pero
utilizando el frasco intermedio como frasco lavador, donde el gas deberá
burbujear a través de una solución saturada de NaCl. Poner en el balón 10 g
de NaCl y 2g de MnO2 íntimamente mezclados. Medir 50 ml de H2SO4
diluido (1 parte de ácido por cada 4 partes de agua) enfriada a temperatura
ambiente, verter cuidadosamente sobre el contenido del balón y colocar el
tapón con tubo de desprendimiento. Calentar suavemente por medio de llama
pequeña, haciendo burbujear el gas que se desprende en un erlenmeyer con
30 ml de agua destilada. Luego de algunos minutos retirar el erlenmeyer y
taparlo.
Caracterización
Hacer burbujear el gas en 2 tubos de ensayo que contienen respectivamente:
A) 2 ml de solución de KBr al 5 % y 2 ml de CCl4
B) 2 ml de solución de KI al 5% y 2 ml de CCl4 .
En ambos casos, la fase orgánica sirve como solvente para los halógenos
liberados.
Finalmente, desarmar el aparato bajo campana, lavando con abundante agua.
Química del Iodo
I Preparación de Iodo
En un vaso de precipitados de 100 ml colocar una mezcla de 1g de MnO2, 1g
de KI y 4 ml de H2SO4 1:1. Calentar suavemente bajo campana. Solidificar el
iodo que se desprende como vapor en el fondo de un erlenmeyer lleno de
agua fría que se coloca sobre el vaso de precipitados, tapándolo de la mejor

28
Cátedra de Química Inorgánica
manera posible. Cuando no se forme más iodo, retirar el mechero y dejar
enfriar con el vaso tapado.
Caracterización
Transferir algunos cristales del iodo obtenido a dos tubos de ensayo.
A) Agregar agua destilada al primero. Observar si el iodo se disuelve
apreciablemente.
B) Agregar 2 ml de solución de ioduro de potasio y 2 ml de agua al
segundo. ¿se observa alguna diferencia notable con el caso anterior? ¿como
se interpreta la diferencia?
C) Agregar a este segundo tubo 1 ml de solución de tiosulfato de sodio.
Notar la modificación del color. Interpretar la reacción.
Propiedades redox de los halógenos
I Desplazamiento de los halógenos entre sí.
En tubos de ensayo, probar el efecto del agua de bromo sobre:
A) 2 ml de solución de ioduro de potasio al 5 %. Agregar una gota de
solución de engrudo de almidón para poner en evidencia la eventual
presencia de iodo elemental.
B) 2 ml de solución de cloruro de potasio al 5 %. ¿qué ocurre en este
caso?
Comparar los resultados con los obtenidos en el punto 1 -B).
II Carácter oxidante
En tubos de ensayo conteniendo 2 ml de solución de nitrito de sodio y 2 ml
de CCl4 con:
A) agua de iodo
B) agua de bromo

Propiedades de los Hidrácidos
29
Cátedra de Química Inorgánica
Colocar en 2 tubos de ensayo una pequeña cantidad de NaCl. Agregar 2 ml
de:
A) H2SO4
B) H3PO4
Calentar con cuidado y dejar actuar el gas producido sobre un papel
indicador húmedo. Repetir reemplazando el NaCl por KBr y KI. Comparar
los resultados.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
Química del Cloro
I Obtención de Cloro:
Caracterización:
2 NaCl + H2SO4 → 2 HCl + Na2SO4
4 HCl + MnO2(s) → Cl2(g) + MnCl2 + 2 H2O
2 Cl - → Cl2(g) + 2 e -
MnO2(s) + 4 H + + 2 e - → Mn +2 + 2 H2O
2 Cl - + MnO2(s) + 4 H + → Cl2(g) + Mn +2 + 2 H2O
A) 2 KBr + Cl2 → 2 KCl + Br2
El bromo obtenido se reparte entre la fase acuosa y la fase orgánica que se
observa de color anaranjado)
B) 2 KI + Cl2 2 KCl + I2
El iodo obtenido se reparte entre la fase acuosa y la orgánica que se torna
color pardo)

Química del Iodo
I Reacción de obtención del Iodo:
2 KI + MnO2(s) + 2 H2SO4 → I2 + MnSO4 + 2 H2O + K2SO4
2 I - → I2 + 2 e-
MnO2 + 4 H + + 2 e- → Mn +2 + 2 H2O
2 I - + MnO2 + 4 H + → I2 + Mn +2 + 2 H2O
Caracterización:
A) El iodo no se disuelve apreciablemente en agua destilada.
30
Cátedra de Química Inorgánica
B) I2 + I - → I3 - . La solubilización ocurre por formación del complejo triyoduro
color pardo amarillo.
C) I2 + 2 S2O3 -2 → S4O6 -2 + 2 I - . La solución inicialmente pardo-amarillenta
lentamente pierde el color.
Propiedades redox de los halógenos
I Desplazamiento de los halógenos entre sí
A) 2 KI + Br2 → 2 KBr + I2.
El yodo formado en presencia de un exceso de yoduro dará el complejo
triyoduro (I3 - ) que se intercalará en la hélice del almidón generando un
complejo de color azul. Si la cantidad de yodo generado es excesiva se puede
observar una coloración marrón y aún negra.
B) No se observan cambios.
Cuando bajamos en el grupo 17 el halógeno de menor peso molecular tiene
un poder oxidante mayor que el de mayor peso molecular.
II Carácter oxidante
A) No ocurre reacción.
Se observa coloración rosa en la fase orgánica inferior debido al equilibrio de
partición del I2 entre el solvente orgánico y el acuoso.
B) 2OH - + Br2 + NO2 - → 2Br - + NO3 -

31
Cátedra de Química Inorgánica
Se observa desaparición del color pardo del bromo y no se detecta el
halógeno en la fase orgánica.
Propiedades de los hidrácidos:
La acidez (formación de un hidrácido) se pone de manifiesto con un papel
indicador embebido en rojo fenol.
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl
NaCl + H3PO4 → NaH2PO4 + HCl
2 KBr + 2 H2SO4 → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2 H2O
KBr + H3PO4 → KH2PO4 + HBr
2 KI + 2 H2SO4 → I2 + SO2 + K2SO4 + 2 H2O
KI + H3PO4 → KH2PO4 + HI

TP Nro. 7
Laboratorio de complejos
Propiedades electrónicas de iones complejos
32
Cátedra de Química Inorgánica
I Espectros electrónicos:
Compare los espectros electrónicos de ambos complejos y discuta sus
diferencias en base a la teoría del campo cristalino.
Los fenómenos que se producen en fotometría están gobernados por la ley de
Lambert-Beer, cuya expresión matemática es:
log ( Io / It ) = ε.l .c
donde I0 es la intensidad de la luz incidente, It es la intensidad de la luz
transmitida, l es el camino óptico y c es la concentración de la solución. Si c
se expresa en moles / litro y l en centímetros, ε será la absortividad molar,
que representa la intensidad intrínseca de la banda de absorción. Al
logaritmo del cociente Io / It se lo denomina absorbancia (A).
Representar gráficamente la absorbancia en función de la longitud de onda.
Localizar el máximo de absorción y calcular la energía asociada con la
transición electrónica que da origen a esa banda.
Con el valor de la concentración de la solución calcular la absortividad molar
para esa longitud de onda.
II Cloruro de hexaacuocobalto(II):
Preparar una solución 0,1 M de CoCl2.6H2O y obtener el espectro electrónico
del complejo. Medir entre 400 y 700 nm. Tomar los datos cada 20 nm, excepto
entre 500 y 600 nm, donde se tomarán cada 10 nm.
III Tetraclorocobaltato(II) de amonio:
Moler a la vez en un mortero 1,5 g de CoCl2.6H2O y 1 g de NH4Cl. Pasar a un
vaso de precipitados o cristalizador, agregar HCl concentrado hasta cubrir
totalmente la mezcla y evaporar a sequedad bajo campana, sobre baño de
arena. La sustancia, de color azulado, se purifica disolviendo en metanol, que

33
Cátedra de Química Inorgánica
debe agregarse en pequeñas porciones y agitando, hasta observar que un
nuevo agregado no logra disolver el residuo insoluble (impurezas). Filtrar para
separar el residuo y evaporar el solvente en un baño de arena bajo campana.
Importante: para manipular el metanol es imprescindible el uso de
guantes por su toxicidad.
Una vez que la sustancia esté seca, prepare una solución 1x10 -3 M en alcohol
isopropílico, para obtener su espectro electrónico. Medir entre 500 y 800 nm.
Tomar los datos cada 20 nm, excepto entre 620 y 720 nm, donde se tomarán
cada 10 nm. A partir del valor de ε reportado en la literatura calcule la
concentración exacta de la solución preparada.
IV Estabilidad de complejos:
Pesar 0,12 g de CoCl2.6H2O y disolverlo en 6 ml de agua destilada. Dividir en
tres tubos de ensayo, agitando ligeramente.
A) Efecto de la concentración del ligando.
A uno de los tubos, agregar (lentamente y sin dejar de agitar), el volumen de
ácido clorhídrico concentrado necesario para que se produzca el cambio de
color de la solución. Observar e interpretar lo que sucede con ecuaciones
químicas. Dividir el contenido de este tubo de ensayo en tres. Reservar uno de
éstos como testigo (tubo A)
En el segundo (tubo B), agregar AgNO3 0.1 M gota a gota y agitando. Observar
e interpretar con ecuaciones químicas.
En el tercero (tubo C), agregar 2 ml de agua destilada e interpretar
nuevamente lo que ocurre.
B) Efecto de la hidratación.
Humedecer un papel de filtro con solución de cobalto(II), secarlo en las
proximidades de un mechero y observar. A continuación, humedecer con agua
destilada y observar. Escribir sobre un papel empleando solución cobaltosa
como tinta, calentar el papel y observar.
C) Efecto de la temperatura.
Al otro tubo de ensayo, agregarle 2,5 ml de HCl concentrado. Agitar. Si la
solución no es color rosado agregar 0,5 ml de agua destilada.

34
Cátedra de Química Inorgánica
Separar una porción en otro tubo de ensayo y colocarla en un baño de hielo.
El resto calentar sobre mechero, sin dejar de agitar, durante 10 minutos.
Observar el cambio de color e interpretar con ecuaciones químicas. Tomar una
porción de la solución azul en un tubo de ensayo y colocarlo en baño de hielo.
Observar e interpretar.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
III Preparación de tetraclorocobaltato(II) de amonio
CoCl2·6H2O + 2 NH4Cl → (NH4)2[CoCl4] + 6H2O
IV Estabilidad de complejos
A) efecto de la concentración del ligando
Tubo A:
Tubo B:
[Co(H2O)6] 2+ + 4 HCl → [CoCl4] 2- + 6 H2O + 4 H +
(rosa) (azul)
[CoCl4] 2- + 4Ag + + 4 NO3 - + 6 H2O → [Co(H2O)6] +2 + 4 NO3 - + 4 AgCl
azul rosa ppdo blanco
Tubo C:
[CoCl4] 2- + 6 H2O → [Co(H2O)6] +2 + 4 Cl -
Azul rosa

Química del Vanadio
TP Nro. 8
Laboratorio de V y Cr
I Observación de los estados de oxidación
35
Cátedra de Química Inorgánica
A un matraz de 25 ml se le adosa un tubo de 60 cm de largo, como
prolongación de su cuello. Se coloca en él una pequeña cantidad de Zn
amalgamado y una barra magnética para agitación. Se llena con solución del
ión VO2 + 0.2 M dejando un espacio libre en la parte superior del tubo ( dicha
solución se obtuvo disolviendo 18,2 g de V2O5 en 500 ml de agua destilada y
agregando lentamente 100 ml de H2SO4 concentrado y llevando la solución
resultante a 1 litro). Se agita por 24 a 48 horas. Observar e interpretar los
resultados.
II Ensayo con un reductor natural
A) Tomar una alícuota de la solución amarilla de la parte superior del tubo y
agregarle una punta de espátula de ácido ascórbico. Interpretar el cambio de
coloración.
B) Sobre la solución obtenida en ( i ) agregar KClO3 1M. Observar los cambios
de color que se producen por efecto del agregado del agente oxidante.
III Peroxovanadatos
En un erlemmeyer disolver 0,40 g de vanadato de amonio en 60 ml de
NaOH 2M (esta preparación será llevada a cabo por un solo grupo de la
comisión). Sobre 4 ml de esta solución en un vaso de precipitados pequeño
agregar una granalla de NaOH y H2O2 100 volúmenes gota a gota, hasta
aparición de color violeta. Desde una bureta añadir HCl 3M gota a gota,
agitando. Por último calentar la solución. Observar e interpretar.

Química del Cromo
36
Cátedra de Química Inorgánica
I Reacciones características
A) Pirólisis del dicromato de amonio
Se pesan 300 mg de dicromato de amonio que se vuelcan formando un
pequeño cono sobre una placa de amianto, y se calienta cuidadosamente hasta
descomposición. Se obtiene un residuo de color verde. Interpretar la
descomposición producida mediante una ecuación.
B) Obtención del cromato de sodio
A una pequeña cantidad del producto obtenido en a) se agregan 100 mg de
peróxido de sodio, se mezclan los reactivos en mortero y se calienta en una
cápsula de porcelana hasta que se observe que el producto obtenido sea de
color amarillo. Si ese color no se observa, agregar más peróxido de sodio hasta
lograr un color amarillo uniforme. Dejar enfriar. Disolver en 2 ml de agua
destilada. Trasvasar a un tubo de ensayo, agregar 1 ml de acetato de etilo y 1
ml de H2O2 20 volúmenes. Acidificar con 2-3 gotas de HCl (c). A qué
compuesto se debe el color de la fase orgánica?
II Metalurgia del Cromo:
A) Obtención de cromo por aluminotermia
Pulverizar en un mortero 15 g de dicromato de potasio y mezclar con 6,5 g de
aluminio en polvo, utilizando para hacer la mezcla un recipiente con tapa.
Volcar la mezcla en un crisol refractario colocado dentro de un recipiente con
arena. En el centro de la mezcla introducir el vástago de un embudo,
haciéndolo penetrar hasta el fondo del crisol. Llenar el vástago con la mezcla
de ignición (1 g de permanganato de potasio bien molido antes de mezclarlo y
5 g de aluminio en polvo) y levantar lentamente dándole repetidos golpecitos,
de manera de dejar formada una columna de dicha mezcla, que debe llegar
hasta la superficie. Colocar en el centro de la mezcla de ignición una cinta de
magnesio que sobresalga 5 cm de la superficie (limpiar previamente el extremo
de la cinta con una tela de esmeril).

37
Cátedra de Química Inorgánica
Encender la cinta y alejarse suficientemente ya que la reacción es muy violenta
y suelen producirse proyecciones de material incandescente.
Terminada la reacción, dejar enfriar y reunir los régulos de cromo. Tratarlos con
ácido clorhídrico diluido en caliente para limpiarlos y lavar con agua destilada.
B) Reacciones de caracterización:
i) Tratar los régulos obtenidos con 3 ml de ácido clorhídrico concentrado,
calentando suavemente hasta que se haya disuelto suficiente cromo. ¿A qué
ión se debe el color de la solución resultante?
ii) Sobre una alícuota de la solución anterior agregar hidróxido de amonio
concentrado en exceso. Observar e interpretar.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
Química del Vanadio
I Observación de los estados de oxidación
Zn 0 /Hg 0 (amalgama) → Zn 2+ + 2e - + Hg 0
VO2 + (amarillo) + 2 H + + e - → VO 2+ (turquesa-celeste) + H2O
VO 2+ (turquesa-celeste) + 2 H + + e - + 5 H2O → V(H2O)6 3+ (azul)
V(H2O)6 3+ (azul) + e - → V(H2O)6 2+ (violeta)
La solución utilizada inicialmente es amarilla pero por reacción con el Zn/Hg
toma diferentes colores según la altura en el tubo utilizado para la preparación.
En la parte inferior del tubo se encontrará el estado más reducido (II, violeta).
II Ensayo con un reductor natural
A)
2 VO2 + + AscH2 (ác. ascórbico) + 2 H + → 2 VO 2+ + Asc ( ac. dehidroascórbico )+ 2H2O
H
CH2OH O
O
H
CH2OH O O
2H
HO
HO
HO OH
O O
+ + + 2 VO2 + 2H2O + 2 VO +2 +

B)
2 H2O + 5VO 2+ + KClO3 → 5VO2 + + KCl +4 H + + K +
III Peroxovanadatos
NH4VO3 + 2 NaOH → VO4 3- + NH4 + +2 Na + + H2O
VO4 3- + H2O2 -- OH- --> [V(O2)4] 3- (azul-violeta) + 4 H2O
[V(O2)4] 3- + 2 H + → [V(O2)2O2] 3- (amarillo) + ½ O2 + H2O
[V(O2)2O2] 3- + 2 H + → [VO(O2)2H2O] - (amarillo)
[VO(O2)2H2O] - + 4 H + + H2O → [V(O2)(H2O)4] 3+ (rojo marrón) + ½ O2
38
Cátedra de Química Inorgánica
[V(O2)(H2O)4] 3+ → VO2 + (amarillo) + 2 H + + 3 H2O + ½ O2 (calentar para acelerar el
desprendimiento de O2 y de esta forma, acelerar la reacción).
Quimica del Cromo
I Reacciones características
A) Pirólisis del dicromato de amonio:
(NH4)2Cr2O7 (anaranjado) → Cr2O3 (verde) + N2(g) + 4 H2O (por calentamiento)
B) Obtención de cromato de sodio:
Cr2O3 + 3 Na2O2 → 2 Na2CrO4 (amarillo) + Na2O (por calentamiento)
H+
CrO4 2- + H2O2 CrO(O2)2.acetato de etilo
II Metalurgia del cromo
A) Obtención del cromo por aluminotermia:
K2Cr2O7 + 4 Al 0 → 2 Cr 0 + 2 Al2O3 + K2O (con calor)
Mg 0 + ½ O2 → MgO
Cr 0 + 2 HCl (d) → CrCl2+ H2

B) Reacciones de caracterización:
39
Cátedra de Química Inorgánica
i) Cr 0 + 3 HCl (c) → CrCl3 + 3/2 H2
(Cr 3+ color violeta, si el Cl entra en la esfera de coordinación es verde)
ii) CrCl3 + 3 NH4OH ↔ Cr(OH)3 ↓ + 3 NH4 + + 3 Cl -
Cr(OH)3 + 5 NH3 + H2O ↔ [Cr(NH3)5 H2O] 3+ + 3 OH -

Química del Cobalto
TP Nro. 9
Laboratorio de Co y Ni
I Preparación de cloruro de hexamincobalto (III)
40
Cátedra de Química Inorgánica
Verter 5 ml de agua destilada en un erlenmeyer de 250 ml y agregar 4g de
cloruro de hexacuocobalto (II) y 3g de cloruro de amonio, previamente
molidos ambos en un mortero. Agitar hasta disolución de la mezcla. Agregar
0,25 g de carbón activado.
Colocar un tapón atravesado por dos tubos de vidrio, uno sumergido en la
solución y el otro como tubo de salida. Agregar al erlenmeyer 10 ml de
amoníaco concentrado y conectar al compresor para que burbujee aire
suavemente durante unos 25-30 minutos. En este lapso el color de la solución
debe pasar de rojo a pardo amarillento.
Filtrar el precipitado obtenido (utilizando un embudo Buchner) y disolverlo en un
vaso de precipitado que contenga una solución de 25 ml de agua destilada y
0.5 ml de ácido clorhídrico concentrado (asegurarse que la solución
obtenida tenga reacción ácida). Eliminar el carbón activado por filtración.
Enfriar con hielo la solución obtenida a 0 ºC en un tubo de ensayo. Agregar 10
ml de ácido clorhídrico concentrado previamente enfriado, lentamente y
agitando. Manteniendo todo a 0ºC filtrar por papel y lavar el precipitado
recogido con 5 ml de alcohol al 60% frío. Secar el precipitado obtenido en
estufa a 60-80 ºC (no pasar esa temperatura).
II Propiedades
A) Solubilidad
Comprobar si es soluble en agua. Comparar el color de la solución obtenida
con una que contenga los iones [Co(H20)6] 2+
B) Estabilidad a distintos valores de pH
Impregnar un trozo de papel de filtro con solución de sulfato de cobre, tapar
con el papel la boca de un tubo de ensayo que contenga algunos mililitros de la
solución del complejo y calentar. Observar si hay cambio de color en el papel.

41
Cátedra de Química Inorgánica
Repetir el ensayo luego de alcalinizar fuertemente con algunas gotas de
solución concentrada de hidróxido de sodio ( o con una granalla de esta base).
C) Poder oxidante del Co(III)
Tomar el precipitado obtenido de la reacción anterior y filtrarlo. Disolver el
mismo con unos mililitros de ácido clorhídrico concentrado. Dividir la solución
obtenida en dos tubos de ensayo. En el primero agregar algunas gotas de
solución de yoduro de potasio. Agregar almidón. Observar e interpretar. En el
segundo tubo observar el paulatino cambio de color que se produce en un
lapso de 5 a 10 minutos: el color final debe corresponder al de una solución de
[Co(H20)6] +2 . Escriba las ecuaciones que interpreten las reacciones producidas.
Química del Níquel
I Complejos de Ni (II) con distintos índices de coordinación
Preparar una solución 0,1 M de Ni(NO3)2 o de NiSO4. Verter 1 o 2 ml de esa
solución en distintos tubos de ensayo y probar la reacción con los siguientes -
reactivos:
A) Solución 0,1 M de KCN, agregada hasta disolución del precipitado amarilloverdoso
formado inicialmente.
B) Solución 0,2 M de NH3, agregada en exceso hasta obtener una solución
límpida.
C) Solución 0,05 M de EDTA.
D) Solución de etilendiamina al 2%.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
Química del Cobalto
I Preparación del cloruro de hexamincobalto (III)
[Co(H2O)6]Cl2 + 6 NH3 → [Co(NH3)6]Cl2 + 6 H2O
[Co(NH3)6]Cl2 [(NH3)6-Co-O-O-Co(NH3)5] 4+
NH4Cl + O2
H2O
[(NH3)6-Co-O-O-Co(NH3)5] 4+ 2 [Co (NH3)5 (OH)] 2+

[Co (NH3)5 (OH)] 2+ [Co(NH3)6] 3+
NH3/C*
42
Cátedra de Química Inorgánica
[Co(NH3)6] 3+ +3 HCl → [Co(NH3)6] Cl3 + 3 H +
Nota: Si no se le agrega C activado, no se produciría la entrada de la sexta
molécula de NH3 en la esfera de coordinación del metal, entonces se obtendría:
[Co (NH3)5 (OH)] 2+ [Co (NH3)5 Cl] 2+
HCl
II Propiedades
A) Solubilidad
[Co(NH3)6] 2+ = rosado
[Co(NH3)6] 3+ = pardo amarillento, soluble en agua y alcohol
B) Estabilidad y pH
[Co(NH3)6] 3+ → estable
[Co(NH3)6] 3+ +3 OH - φ
→ CoO(OH) (pardo negruzco) +6 NH3 + H2O
NH3 con CuSO4, formación de Cu(NH3)4 2+ (azul)
C) Poder oxidante
CoO(OH)+ 4H2O +3 HCl → [Co(H2O)6]Cl3
([Co(H2O)6]Cl3 azul, es verde si entra Cl - en la esfera de coordinación)
2[Co(H2O)6]Cl3 +2 IK → 2[Co(H2O)6]Cl2 + I2 + 2KCl
(agregar almidón para poner en evidencia la formación de I2)
2 [Co(H2O)6]Cl3 + H2O → 2 [Co(H2O)6]Cl2 (rosado) + ½ O2 + 2HCl

Química del Níquel
43
Cátedra de Química Inorgánica
[Ni(H2O)6] 2+ +2 KCN → Ni(CN)2 (verde) + 6H2O
2 CN - + Ni(CN)2 → [Ni(CN)4] -2 (amarillo, cuadrado plano)
Ni(H2O)6] 2+ +2 NH3 → Ni(OH)2 +2 NH4 + +4H2O
(verde)
Ni(OH)2 + 6 NH3 → [Ni(NH3)6] 2+ + 2OH -
(azul, octaédrico)
[Ni(H2O)6] 2+ + 3 en → [Ni(en)3] 2+ + 6 H2O
(violeta, octaédrico)
[Ni(H2O)6] 2+ + EDTA 4- → [Ni(EDTA)] 2- + 6 H2O
(turquesa, octaédrico)

Química del Cobre
TP Nro. 10
Laboratorio de Cu y Mn
I Precipitados y complejos de cobre (II)
44
Cátedra de Química Inorgánica
Agregar 2 ml de CuSO4 0,10 M en dos tubos de ensayo. Dejar uno de estos
como reserva testigo y al segundo agregar 1.0 ml de NH3 5 M y agitar.
Observar y agregar más amoníaco hasta que la solución se torne azul límpida.
Luego agregar a ese mismo tubo EDTA 0.01 M hasta cambio de color.
Observar e interpretar.
Química del Manganeso
I Preparación y propiedades del permanganato de potasio
Primera etapa: Obtención del manganato de potasio por fusión de la pirolusita
(MnO 2 ) en medio oxidante.
i) En un crisol de hierro colocar 5 gr de clorato de potasio y 10 gr de hidróxido
de sodio previamente pulverizados y mezclados en un mortero. Calentar con
mechero hasta fusión de la masa.
ii) Retirar el mechero para evitar proyecciones y agregar a la masa fundida 10
gr de MnO 2 en polvo, lentamente y agitando con varilla de vidrio.
iii) Calentar suavemente hasta desecación de la masa y luego al rojo durante
10 minutos.
iv) Terminada la reacción, enfriar el crisol y luego sumergirlo en un vaso de
precipitado con agua destilada para disolver el producto.
v) Triturar el sólido para facilitar la disolución.
Segunda etapa: Hidrólisis en caliente y en presencia de CO2:
i) Calentar la solución obtenida casi a ebullición y mediante un equipo
generador Kipp, hacer pasar corriente de CO2 hasta que la reacción se
complete. Esto se comprueba dejando caer una gota de la solución sobre papel
de filtro: debe observarse mancha violeta característica del permanganato y

45
Cátedra de Química Inorgánica
desaparición del color verde del manganato; además, aparición de un
precipitado pardo de MnO2.
ii) Dejar sedimentar el MnO2 y filtrar por decantación en embudo Buchner con
placa vidrio fritado (no debe utilizarse papel de filtro por la descomposición que
sufre el KMnO4 en presencia de materia orgánica).
iii) Concentrar el líquido límpido obtenido por calentamiento, hasta
aproximadamente la mitad de su volumen.
b) Filtrar nuevamente y calentar hasta aparición de una película salina en la
superficie. Al enfriar, cristaliza el KMnO4 en forma de prismas brillantes de color
violáceo.
II Poder oxidante del ión permanganato
Se harán reaccionar soluciones ácidas y alcalinas del KMnO4 obtenido con
soluciones de las siguientes sustancias:
1) sulfato ferroso, 2) ácido oxálico, 3) peróxido de hidrógeno, 4) ácido
clorhídrico, 5) ioduro de potasio, 6) sulfito de sodio.
III Obtención de manganatos en solución
A) En un vaso de 100 ml verter 40 ml de solución de hidróxido de sodio al 50 %
y calentar a ebullición. Cuando la solución esté hirviendo agregar en ella una
pequeñísima cantidad de permanganato de potasio ( una o dos gotas de la
solución alcalina ). Observar e interpretar
B) En un tubo de ensayo verter 5 ml de la solución obtenida en i), llevar a pH =
8 con ácido sulfúrico diluido y hacer burbujear una corriente de dióxido de
carbono. Observar e interpretar.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
Química del Cobre
I Precipitados y complejos de cobre (II)
Cu 2+ + 2 NH3 + 2 H2O → Cu(OH)2 + 2 NH4 + Keq=1.1x10 9
Cu(OH)2 + 4 NH3 → Cu(NH3)4 2+ + 2 OH - Keq=3x10 -6

46
Cátedra de Química Inorgánica
La formación de complejos con EDTA pueden representarse por la siguiente
reacción:
[Cu(NH3)4] 2+ + Y 4- → [CuY] 2- + 4 NH3
Química del Manganeso
complejo turquesa
I Preparación y propiedades del permanganato de potasio
Primera etapa: Obtención del manganato de potasio por fusión de la pirolusita
(MnO
2
) en medio oxidante:
3 MnO2 + KClO3 + 6 NaOH → 3 Na2MnO4 + KCl + 3 H2O
Segunda etapa: Hidrólisis en caliente y en presencia de CO 2 :
3 MnO4 2- + 4 H + → MnO2 + 2 MnO4 - (color violeta) + 2 H2O
El medio está dado por la siguiente reacción de hidrólisis del CO2
CO2 + H2O → [H2CO3] → CO3H - + H +
II Poder oxidante del ión permanganato:
MnO4 - + 5e - + 8 H + → Mn 2+ + 4 H2O (medio ácido)
MnO4 - + 3 e - + 2 H2O → MnO2 + 4 OH - (medio alcalino)
Las especies que se oxidan son las siguientes (complete las hemireacciones!!!)
Fe 2+ → Fe 3+
H2C2O4→ 2CO2
H2O2 → O2
2 Cl - → Cl2
2 I - → I2
SO3 2- → SO4 2-

III Obtención de manganatos en solución:
MnO4 - + 4 OH - → MnO4 2- + O2(g) + 2 H2O
violeta verde
3 MnO4 2- + 2 CO2 → 2 MnO4 - + MnO2(s) + 2 CO3 2-
verde violeta ppdo marrón
47
Cátedra de Química Inorgánica

TP Nro. 11
48
Cátedra de Química Inorgánica
Propiedades electrónicas y magnéticas de los iones complejos
Colores debidos a transferencia de carga
Estudio de diversos casos de transferencia de carga electrónica en complejos.
Comparación de las intensidades de color originadas por transferencia de
carga o por tránsitos d-d entre diferentes complejos.
Medición de las susceptibilidades magnéticas de diferentes complejos.
I Reacción entre una solución de iones hierro(III) y distintos haluros:
A) Frente a ioduro. Verter 3 ml de solución 0,1 M de nitrato férrico en un tubo
de ensayo y agregar 1 ml de solución de ioduro de potasio 0,1 M. Añadir 1 ml
de tetracloruro de carbono y agitar. La presencia de iodo indica que se ha
producido una transferencia de carga espontánea e irreversible (reacción
redox).
B) Frente a cloruro. Verter 3 ml de la solución de nitrato férrico en un tubo de
ensayo y agregar 1 ml de solución de cloruro de potasio 0,1 M. Se forma
principalmente el complejo [Fe(H2O)2Cl4 ] - , cuyo color amarillo es debido a una
transferencia de carga reversible. ¿Qué ocurriría si fuese irreversible?.
C) Frente a fluoruro. Verter 3 ml de la solución de nitrato férrico en un tubo de
ensayo y agregar 1 ml de solución de fluoruro de amonio 0,1 M. La solución
resultante contiene el complejo [FeF6] 3- . ¿Qué se puede decir acerca de un
eventual proceso de transferencia de carga en ese complejo si se considera la
coloración de la solución?
Compare los resultados obtenidos en los ensayos anteriores y explique los
diferentes comportamientos en base a las diferencias de poder reductor
existentes entre los iones haluro.
II Transferencia de carga inducida y reversible:
Medida del espectro de absorción del ión monotiocianato- pentaacuohierro (III).
El objeto es obtener el valor de la absortividad molar en el máximo de

49
Cátedra de Química Inorgánica
absorción para un complejo cuyo color se debe fundamentalmente a
transferencia de carga.
A) En un erlenmeyer de 100 ml de capacidad mezclar 1 ml de una solución
0,002 M de tiocianato de potasio con 1 ml de una solución de nitrato férrico 0,1
M en ácido nítrico 0,5 N. Pasar la solución cuantitativamente a un matraz
aforado de 50 ml y enrasar con agua destilada.
B) Obtener el espectro de absorción del complejo entre 400 y 600 nm . La
escala del espectrofotómetro se llevará a 100 % de transmitancia con una
solución conteniendo solamente nitrato férrico en ácido nítrico, preparada como
en a). Se obtendrán lecturas de transmitancia cada 20 nm (cada 10 nm entre
420 y 470 nm).
C) Representar gráficamente el espectro. Utilizando la ley de Lambert-Beer,
calcular la absortividad molar en el máximo de la banda; comparar ese valor
con los correspondientes a soluciones de otros complejos estudiados en
trabajos prácticos anteriores.
III Transferencia de carga en tetraoxoaniones:
Comprobar el corrimiento que sufre la banda de absorción de algunos
tetraoxoaniones a medida que aumenta el estado de oxidación del metal
central. Obtener los siguientes espectros de absorción:
A) Solución de KMnO4 0,001 M, entre 430 y 600 nm. Medir cada 20 nm (cada
10 nm entre 500 y 560 nm).
B) Solución de K2CrO4 0,001 M entre 300 y 420 nm. Medir cada 20 nm (cada
10 nm entre 340 y 380 nm).
C) Solución de Na3VO4 0,001 M. El espectro deberá correrse con un
instrumento capaz de medir en el ultravioleta (consultar al ayudante). El
máximo de absorción se halla en aproximadamente 265 nm.
Comparar los tres espectros y explicar el corrimiento que se observa.

50
Cátedra de Química Inorgánica
IV Medida de la susceptibilidad magnética de iones complejos por el
método de Gouy.
Técnica: Las mediciones se realizan por medio de una balanza magnética, en
la cual la muestra pulverizada y convenientemente compactada en un tubo
cilíndrico de dimensiones adecuadas, se somete a la acción de un campo
magnético inhomogéneo generado por un electroimán, midiéndose la fuerza
que dicho campo ejerce sobre la sustancia en estudio. Se procede como sigue:
El tubo conteniendo la muestra se suspende de uno de los platillos de una
balanza y se pesa en la forma usual. A continuación se conecta el electroimán
y se vuelve a pesar en las nuevas condiciones. A continuación se procede de
igual manera con la muestra patrón. Las diferencias de peso registradas (mx y
m0, respectivamente) corresponden a la fuerza ejercida sobre las muestras,
que se relacionan con las susceptibilidades magnéticas de las sustancias
mediante la siguiente expresión:
χx = mx . M0 . χ0
m0 . Mx
donde χx y χ0 son las susceptibilidades de la muestra problema y la de una
sustancia patrón. Esta última es generalmente Hg[Co(SCN)4], con un valor de
susceptibilidad específica igual a 16,44 10 –6 a 20 o C, Mx y Mo son las masas de
sustancias contenidas en los tubos de sustancia problema y patrón,
respectivamente, conocidas por haber sido pesadas de antemano.
La susceptibilidad específica multiplicada por el peso molecular de la sustancia
es igual a la susceptibilidad molar (χM), que puede relacionarse directamente
con el momento magnético efectivo de la sustancia a través de la relación:
μef = 2.84 (χM . T) 1/2

51
Cátedra de Química Inorgánica
De aquí puede obtenerse el número de electrones desapareados de la misma,
utilizando expresiones sencillas que figuran en los libros de texto (Cotton y
Wilkinson).
Se medirán las susceptibilidades de sustancias como: sulfato de cobre
pentahidratado, alumbre de cromo, hexacianocromato de potasio, sal de Mohr
(sulfato de Fe (II) y amonio), hexacianoferratos (II) y (III) de potasio y otras.
Reacciones involucradas y comentarios pertinentes al TP
I Reacción entre una solución de iones Fe(III) y distintos haluros
A) Frente al IK:
El ión I - es el halogenuro que presenta mayor tendencia oxidarse por lo que en
presencia de Fe 3+ se oxidará para formar el halógeno correspondiente (I2):
2 Fe(NO3)3 + 2 IK → 2 Fe(NO3)2 + 2 KNO3 + I2
La presencia de I2 se detecta por el agregado del solvente orgánico
(cloroformo) en donde el I2 es muy soluble dando coloración característica en
dicho solvente.
B) Frente a Cl -
Fe(NO3)3 + 4 KCl + 2 H2O → [Fe(H2O)2Cl4] - + 3 KNO3 + K +
El complejo obtenido es color amarillo. En este caso no ocurre una reacción
redox ya que los potenciales de reducción no lo permiten, pero lo que si ocurre
es la formación de un complejo que presenta transferencia de carga debido a
que en él coexisten un ión que puede reducirse, Fe 3+ y otro capaz de oxidarse,
Cl - .

C) Frente a F -
52
Cátedra de Química Inorgánica
Fe(NO3)3 + 6 NH4F → [FeF6] 3- + 3 NH4NO3 + 3 NH4 +
El complejo obtenido es incoloro. En este caso tampoco ocurre una reacción
redox ya que el ion F - presenta una tendencia aún menor oxidarse que el Cl - . Al
igual que en el caso anterior se forma un ion complejo que presenta
transferencia de carga debido a que en él coexisten un ión que se puede
reducir Fe 3+ y un ión que presenta una tendencia oxidarse (F - ), aunque esta
tendencia es mucho menor que en el caso del Cl - motivo por el cual la banda
de absorción del [FeF6] 3- se corre a menores longitudes de onda cayendo en el
UV (de allí que sea incoloro).
II Transferencia de carga inducida y reversible
Formación del complejo monoticianato pentaacuohierro (III):
Fe(NO3)3 + SCN - + 5 H2O → [Fe(H2O)5SCN] 2+ + 3 NO3 -
Anaranjado
La absortividad molar elevada de este compuesto se explica debido a la que
presenta transferencia de carga y por lo tanto el tránsito electrónico no se
encuentra prohibido como en los otros tipos de complejos.
III Transferencia de carga en tetraoxoaniones
La banda de absorción de algunos tetraoxoaniones sufre un corrimiento hacia
mayores longitudes de onda a medida que aumenta el estado de oxidación del
metal central ya que se necesita menor cantidad de energía para que se
produzca la transferencia de carga (ΔE = h . c / λ) .
ΔE (diferencia de energía para realizar la trasferencia de carga):
MnO 4-
< CrO4 2- < VO4 3-
λ (longitud de onda del máximo de absorción del anión):
MnO 4-
> CrO4 2- > VO4 3-
Violeta amarillo incoloro

Balanza de Gouy - Estimación del Nro. de Electrones desapareados en un complejo de transición d
Complejo de
Coordinación
sust.-Conf.
Electrónica
Gouy
mx
Masa
Sustancia
Mx
chix
específico
Masa
Molar
Mw
53
Chix
molar
mom.
Magn.
mu_eff
S1
-b+(b2-
4ac)/2a
Cátedra de Química Inorgánica
S2
-
e desap
calculado
CuSO 4 .5H 2O #1 d9 249.50 1
K Cr(SO 4) 2 .12H 2O #2 d3 500.00 2
Fe(NH 4) 2(SO 4) 2 .6H 2O #3 d6 (a.s.) 500.23 3
K 3 [Fe(CN) 6 ] #4 d5 (b.s.) 329.20 1
- #5 - -
K 4 [Fe(CN) 6 ] #6 d6 (b.s.) 368.30 0
Fe(NH 4) 2 (SO4) 2 .6H 2O #7 d5 (a.s.) 482.20 5
Hg [Co(SCN) 4] (patrón) #8 d7 (tet.) 492.00 3
MnSO 4 .5H 2O #9 d5 (a.s) 241.10 5
Fórmulas
m0 0 pesar (generador en 8) e desap S mu
chi0 1.64E-05 patrón 1 0.5 1.73 chix=(mx*Mo*chio)/(mo*Mx)
M0 2.4762 patrón 2 1 2.83
temp (K) 298 medir T 3 1.5 3.87 Chix(molar)=chix*Mw
4 2 4.90
5 2.5 5.92 mu_eff=2.83*(Chix*T)^0.5
6 3 6.93
a=1 7 3.5 7.94 mu=2*(S*(S+1))^0.5
b=1
c=-(mu/2)^2 S1 y S2 de la cuadrática
ax 2 + bx + c = 0 then x = ( -b +/-(b 2 - 4ac) ) / 2a e desap=2*S
e desap
teorico