Copia de Metales (docentes)

Vista previa del material en texto

1
 
 2
 
 
ALCALINOS Y ALCALINOS 
TÉRREOS 
 
 
Los metales alcalinos y alcalinos térreos son muy reactivos y electropositivos. Existen 
combinados con otros elementos como iones positivos, ej: Na+Cl-, (K+)2SO42- y 
distribuidos en los minerales y el mar, como el Mg, Ca, Sr y Ba, por lo tanto, no se 
encuentran en la naturaleza en estado libre. 
Estos metales son blandos y de apariencia plateada, excelentes conductores del calor 
y la electricidad. 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 1 
 
ACCIÓN FRENTE AL OXÍGENO DEL AIRE (Observar la forma de conservación de los 
siguientes metales: Na, Ca, Mg, K) 
 
 
Resolución 
 
En contacto con el oxígeno, los metales alcalinos arden recubriéndose de una película 
de óxido opaca y porosa que favorece el continuo ataque del metal, hasta que su 
transformación llega a ser total. Por esta razón se conservan bajo aceite. El litio forma 
solo óxido, el sodio forma normalmente peróxidos y el K, Rb y Cs forman los 
superóxidos. Los metales alcalinos térreos también forman los respectivos óxidos con 
el oxígeno del aire, aunque son un poco menos reactivos que los alcalinos. El Mg 
forma una película superficial de óxido compacta y adherente que es protectora. 
 
- Sodio y Potasio: Se conserva bajo aceite, nafta o kerosene. Es rápidamente atacado 
por el aire seco, recubriéndose de una película porosa y opaca de óxido que favorece 
el ataque. La transformaciónllega a ser total. 
 
 2 Na(s) + ½ O2(g) Na2O(s)  = - 415,89 kJ/mol 
 
 2 Na(s) + O2(g) Na2O2(s)  = - 513,21 kJ/mol 
 
 K(s) + O2(g) KO2(s)  = - 283 kJ/mol 
 
- Calcio: Se conserva en envase cerrado. La reactividad es algo menor que para el 
sodio y se oxida según: 
 
 Ca(s) + ½ O2(g)CaO(s)  = - 635,1 kJ/mol 
 
- Mg: 
 
 Mg(s) + ½ O2(g)MgO(s)  = - 601 kJ/mol 
GRUPOS 1y 2 
 3
 
El Mg y otros metales como el Cu, Ni, Sn no se protegen. Los óxidos de estos metales 
se forman a temperaturas ordinarias. Pueden recubrirse de una capa de carbonato. 
Estos son llamados óxidos de capa compacta, ya la misma es adherente 
protegiéndolos. 
 
 
ACTIVIDAD 2 
 
 ACCIÓN DE LOS METALES FRENTE AL AGUA 
 
Frente al agua, los metales alcalinos y alcalinos térreos reaccionan liberando 
hidrógeno y formando hidróxido del metal correspondiente. El sodio reacciona muy 
fuerte, el potasio se inflama, el Rb y Cs reaccionan en forma explosiva. El calcio da 
una reacción rápida pero no violenta y el magnesio reacciona lentamente a 
temperatura ambiente; ambos dan hidróxidos insolubles. 
 
 
TÉCNICA OPERATORIA 
 
Estudiar la acción frente al agua de los siguientes metales: Na, Ca, Mg, K. 
Colocar un pequeño trozo del metal en un tubo con agua más fenolftaleína. Para el 
caso del sodio y potasio trabajar con un cristalizador en lugar de un tubo de ensayo. 
Describir lo que ocurre en cada caso indicando especialmente el viraje del indicador y 
la ecuación que representa el cambio observado. 
 
 
Resolución 
 
- Sodio: Arde con llama azul por la exotermia de la reacción si se usan trozos grandes 
de sodio el calor liberado funde el sodio que flota como un glóbulo sobre la superficie 
del agua. 
 
Na(s) +H2ONa + + OH - + ½ H2(g) 
 
 
 2 H2O + 2 e- 2 OH - + H2(g) E°C = - 0,828 
 2 (Na(s) Na ++ e-) E°A = - 2,713 
 --------------------------------------------- 
 2 Na(s) + 2 H2O  2 Na + + 2 OH - + H2(g) ET = E°C - E°A = 1,885 
 
 
- Potasio: Reacciona más violentamente que el Na. 
 
 K(s) + H2OK + + OH - + ½ H2(g) 
 
 2 H2O + 2 e- 2 OH - + H2(g) E°C = - 0,828 
 2(K(s) K ++ e-) E°A = - 2,925 
 --------------------------------------------- 
 2 K(s) + 2 H2O2 K + + 2 OH - + H2(g) ET = E°C - E°A = 2,097 
 
 
 
 4
- Calcio:Reaccionarápidamente. 
 
 Ca(s) + 2 H2OCa(OH)2(s) + H2(g) 
 
 2 H2O + 2 e- 2 OH - + H2(g) E°C = - 0,828 
 Ca(s) + 2 OH -Ca(OH)2(s)+ 2 e- E°A = - 3,02 (combinar K y E) 
 --------------------------------------------- 
 Ca(s) + 2 H2OCa(OH)2(s) + H2(g) ET = E°C - E°A = 2,192 
 
- Magnesio: Reacciona lentamente con el agua y más rápido a 100oC. 
 
 Mg(s) + 2 H2O  Mg(OH)2(s) + H2(g) 
 
 2 H2O + 2 e- 2 OH - + H2(g) E°C = - 0,828 
 2OH- + Mg(s) Mg(OH)2+ 2 e- E°A = - 2,687 
 --------------------------------------------- 
 Mg(s) + 2 H2O  Mg(OH)2 + H2(g) ET = E°C - E°A = 1,859 
 
Estos cuatro metales reaccionan con el agua y la formación de los hidróxidos 
respectivos provoca el viraje de la fenolftaleína. 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 3: Un precipitado de fluoruro de magnesio está en equilibrio con un litro de 
disolución de sus iones a 25ºC. Calcular los gramos de fluoruro de magnesio por litro de 
solución que se encuentran disueltos en estas condiciones. 
 
Resolución 
 
 
MgF2(s)  Mg2+ + 2 F- K = 6 10-9 
 s2s 
 
K = (2s)2 . s = 4s3 
 
S = 3√6 10-9 = 1,1 10-3 M 
 4 
 
62,3 g/mol . 1,1 10-3 mol/lt = 6,8 10-2 g/L 
 
 
ACTIVIDAD 4: 
A 650 ml de una solución que contiene iones Ca2+ y Mg2+ ambos en concentración 
0,01 M y Be2+ en concentración 0,02 M se le agrega hidróxido de sodio. Calcular la 
concentración de ión Be2+: 
a) En el momento que precipita el ión calcio (II) 
b) En el momento que precipita el ión magnesio (II) 
 
 
 5
Resolución 
 
K Ca(OH)2 = 2 10-6 
 
K Mg(OH)2 = 8,9 10-12 
 
K Be(OH)2 = 10-21 
 
Kps= [Ca2+]. [OH-]2= 2 10-6= 0,01 x [OH-]2 [OH-] = 1,4 10-2 
 
 
a) 10-21= [Be2+] [OH-]2 10-21 = [Be2+] [1,4 10-2]2 
 
 
[Be2+] = 5,1 10-18 M 
 
 b) [Mg2+] [OH-]2 = 8,9 10-12 [OH-] = 2,98 10-5 
 
 
 [Be2+] = 1,12 . 10-12 M 
 
 
ACTIVIDAD 5: Dos miligramos de fluoruro de sodio se disuelven en dos litros de agua de 
canilla. Si la concentración de iones calcio (II) en el agua usada es de 1 10-3 M.¿Se 
formará precipitado? 
 
Resolución 
 
 
NaF(s) F– + Na+ 
 
2 mg/2lt 1mg/lt 
 
NaF= 42 g/mol 42 gr -------- 1 mol 
 0,001 gr --------- x = 2,3 10-5 M 
 
CaF2(s) Ca2+ + 2 F- K = 4,9 10-11 
 
[Ca2+] . [F-]2<>Kps 
 
1 10-3 . (2,3 10-5)2 <> 4,9 10-11 
 
5,3 10-13  4,9 10-11 no ppta 
 
 
ACTIVIDAD 6: 
 
ENSAYO A LA LLAMA 
Es sabido que para obtener buenos resultados en estos ensayos es necesario que el 
producto a ensayar pueda volatilizarse fácilmente. En general los cloruros son las sales 
más volátiles, por lo que la muestra bien pulverizada se ataca con HCl concentrado en la 
depresión de una placa de gotas hasta obtener una papilla, un poco de la cual se lleva a la 
llama en un lazo de un hilo de un anza de platino. Otra forma es mediante un nebulizador 
dejar caer en la llama una pequeña cantidad de la muestra y observar. 
 
 
 6
Resolución 
 
Casi todos los compuestos de los metales alcalinos son solubles en agua, por lo que 
no se pueden usar pruebas de precipitación para detectar la presencia de un metal 
alcalino. Por fortuna, cada metal alcalino produce un color a la llama característica 
cuando una muestra de sal de un metal alcalino se coloca en ella. En el proceso, la 
energía de las reacciones de combustión del combustible, se transfiere a la sal 
metálica que se coloca en la llama. Esta transferencia hace que electrones de los 
átomos del metal alcalino se eleven a estados excitados. La energía se libera en forma 
de radiación visible cuando el electrón regresa al estado basal. Cada metal alcalino 
sufre sus propias transiciones electrónicas únicas. Por ejemplo, el color amarillo del 
sodio es resultado de la energía (fotón) que se emite cuando un electrón cae del 
orbital 3p1 al orbital 3s1 de un átomo de sodio neutro; el ion adquirió su electrón de 
valencia de las reacciones de combustión en la llama. 
 
 
SALES DE COLOR A LA LLAMA OBSERVACIONES 
 Litio Rojo carmín Muy persistente 
Sodio Amarillo Muy sensible 
Potasio Violeta pálido Poco sensible 
Calcio Rojo naranja 
Estroncio rojo escarlata Suele ser fugaz 
Bario verde amarillento Poco sensible 
 
ACTIVIDAD 7: 
Cuando la caliza sedisuelve en agua que contiene CO2 se produce la reacción neta: 
 
CaCO3(s) + H2O + CO2(dis)  Ca2+ + 2HCO3- 
 
cuya constante de equilibrio es 4,3 10-5. Si una corriente de agua fluye a razón de 560 
litros por segundo. ¿Qué tiempo tardará en aportar el agua suficiente para disolver la 
caliza de una gruta tan grande como un salón de 1x 104 m3? Tómese 2,7 g/cm3 como 
densidad de la caliza. En la solución saturada la [CO2] es 1,7 x 10-5 M. 
 
 
Resolución 
 Cálculo de los moles de CaCO3(s) a disolver: 
 
mCaCO3 = d.v. = 2,7 toneladas x 104 m3= 2,7 x 107 kg= 2,7 x 1010 g 
 m3 
 
moles de CaCO3 = m CaCO3 
MM CaCO3 (masa molar) 
 
2,7 107 Kg = 2,7 x 108 moles 
100 kg/kmol x 10-3 kmol 
 mol 
 
Cálculo de la solubilidad del CaCO3 para una concentración de CO2 de 1,7 10-5 
mol/lt. 
 
CaCO3(s) + H2O + CO2(dis)  Ca2+ + 2HCO3- K = 4,3 x 10-5 
 
 1,7 10-5 x 2x 
 7
 
K = 4,3 10-5 = 4x3 x = 5,67 10-4 
 1,7 10-5 
 
En 560 lts. se disolverán 5,67 10-4 . 560 = 0,317 moles/seg. 
 
Cálculo del tiempo para la disolución total: 
 
Si 0,317 moles se disuelven en 1 segundo, 2,7x108 moles se disolverán en 28 
años. 
 
ACTIVIDAD 8: 
Con ayuda del compendio de datos termodinámicos, analice para los cationes de los 
metales del grupo 1 litio, sodio, potasio y cesio, porque sus sales al estado sólido son en 
su mayoría anhidras. 
 
 
La entalpia de hidratación depende de la interacción ion-dipolo entre el catión y la 
molécula polar de agua. Esta interacción es más grande cuando el catión tiene una 
alta densidad de carga. La densidad de carga de los metales alcalinos es muy baja, 
por tanto, es de esperar (y es lo que se encuentra) que la mayoría de las sales 
sólidas de los metales alcalinos sean anhidras, ya que las bajas densidades de carga 
se reflejan en la tendencia de la entalpía de hidratación entre los metales alcalinos: 
 
 
Ion Eh (KJ.mol-1) 
Li -511 
Na -411 
K -349 
Rb -316 
Cs -284 
 
Estos valores son muy bajos (por ejemplo, la del ion Mg2+ es de -1906 kJ.mol-1) 
Como la densidad de carga de los iones litio y sodio son algo más elevadas que el 
resto del grupo, es posible que se favorezca la formación de unas pocas sustancias 
hidratadas. Un ejemplo extremo es el hidróxido de litio, que forma un octahidrato, 
LiOH·8H20. 
 
 
ACTIVIDAD 9: DETERMINACIÓN DE LADUREZA TOTAL 
 
 
Desarrollo del método titulométrico de EDTA para la determinación de la dureza 
 
a) Principio: El ácido etilendiaminotetracético y sus sales de sodio forman un complejo de 
quelato soluble al añadirse a las soluciones de algunos cationes metálicos. Si a una 
solución acuosa que contenga iones calcio y magnesio a un pH = 10  0,1 se añade una 
pequeña cantidad de colorante como el negro de eriocromo T, la solución toma un color 
rojo vino. Si se añade EDTA como reactivo de titulación, los iones calcio y magnesio 
formarán un complejo, y, cuando todos estos iones estén incluidos en dicho complejo, la 
solución cambiará de rojo vino al azul, señalando el punto final de la titulación. 
La nitidez del punto final aumenta con los incrementos de pH. Sin embargo el pH no puede 
aumentar indefinidamente debido al peligro de la precipitación de carbonato cálcico o 
hidróxido de magnesio. El valor especificado de 10  0,1 constituye una solución 
 8
satisfactoria. Se fija un límite de 5 minutos de duración de la titulación a fin de reducir al 
mínimo la tendencia a la precipitación del CaCO3. 
 
b) Precauciones: 
*La titulación debe realizarse a temperatura ambiente. Si esta es alta se corre el riesgo de 
la descomposición del indicador y si es muy baja, el cambio de color se hace muy lento. 
*Además, el tiempo de titulación (5´) reducido disminuye la posibilidad de que precipite el 
CaCO3. 
 
c) Indicaciones al realizar la titulación: 
 
- Verificar que la bureta no pierda. 
- Colocar un papel blanco debajo del erlenmeyer para ver bien el cambio de color, ya 
que se considera el punto final de la titulación cuando se produce el viraje del 
indicador. 
 
TÉCNICA OPERATORIA 
 
Titulación de la muestra: 
 
a) Seleccione un volumen de muestra que requiera menos de 15 m de reactivo de EDTA 
y realice la titulación en 5 minutos medidos a partir del agregado del tampón. Diluir 25 
ml de la muestra hasta alrededor de 50 ml de agua destilada. Añádase entre 1 y 2 ml 
de solución tampón. Añádase 1 o dos gotas de solución indicadora. Poco a poco 
agregue el titulante EDTA agitando continuamente, hasta que desaparezcan los 
últimos matices rojizos. Añádanse las últimas gotas con intervalos de 3-5 segundos. 
En el punto final la solución debe ser azul. 
 
Calculo: 
Dureza total expresada como mg de CaCO3 por litro 
 
 =A x B x 1000 (B= 1) 
 ml muestra (ml muestra= 25 ml) 
 
donde : 
A = ml de titulación para la muestra 
B = mg de CaCO3 equivalente a 1 ml de titulante de EDTA 
 
 
b) Repetir la experiencia anterior con la misma muestra de agua luego de pasarla a 
través de resinas de intercambio iónico. 
 
 
CONCEPTOS TEÓRICOS QUE DEBEN SER REVISADOS EN RELACIÓN AL TEMA 
 
Según el fin a que se destine el agua natural, esta sufrirá procesos para purificarse: 
 
a) Agua Potable: esta debe ser incolora, inodora e insípida, libre de turbidez, 
sustancias tóxicas y gérmenes patógenos o parásitos intestinales. La 
concentración de las sustancias minerales disueltas en el agua debe estar 
comprendida entre límites tolerables para el consumo humano y uso doméstico (no 
debe cortar al jabón). 
 
 9
b) Agua como disolvente: se la utiliza para preparación de drogas analíticas, 
inyectables, procesos industriales, es por eso que de acuerdo al tipo de proceso 
que participa como solvente, variará las exigencias. 
 
 
c) Agua en la industria: aquí se la utiliza fundamentalmente como portador de 
energía, como medio de refrigeración, como vapor de medio y de la presión, etc. 
Aquí el tratamiento depende del uso final a que se las destine, la cantidad y 
calidad de impurezas presentes ya que interesa en particular la presencia de iones 
del grupo de los metales alcalino-térreos (calcio y magnesio) y los inconvenientes 
que puede causar su uso. Cuando el agua natural contiene cantidades apreciables 
de Ca y Mg al ser hervida o tratada con jabón se forman sustancias de baja 
solubilidad. El agua que presenta este comportamiento es llamada agua dura y 
representa un problema industrial y doméstico. 
 
La dureza del agua es una propiedad que resulta de la mayor o menor cantidad de 
sales disueltas presentes, fundamentalmente de Ca2+ y Mg2+ y en menor cantidad de 
Fe2+, Al3+, Sr3+, Zn2+, Mn2+, etc. El grado de dureza es directamente proporcional a la 
concentración de sales de Ca y Mg presentes, fundamentalmente. 
El Ca2+ y Mg2+ pueden encontrarse junto a distintos aniones, si están acompañados de 
HCO3- constituyen la dureza temporaria o carbónica, y están acompañados de 
sulfatos, cloruros, nitratos, etc., constituyen la dureza permanente o no carbonatada. 
El contenido de metales alcalino-térreos (calcio y magnesio) se expresan 
generalmente en oF (grados franceses), en ppm (partes por millón) ó en meq de 
CaCO3/lt, siendo indistinto que la dureza provenga del Ca2+ o del Mg2+. 
Cada grado francés representa 10 mg de carbonato de calcio por litro, lo que es lo 
mismo 10 ppm (1 ppm = 1 mg/l). 
Según el grado de dureza se puede clasificar el agua de las siguientes formas: 
 
 
Blanda Menos de 60 ppm 
Medianamente dura 61-120 ppm 
Dura 121-180 ppm 
Muy dura Más de 180 ppm 
 
 
Inconvenientes provocados por el agua dura: 
 
 En la industria los inconvenientes son las incrustaciones en las calderas como 
resultado de la precipitación de sales insolubles en las partes más calientes. Estas 
son: las incrustaciones blandas (CaCO3(s)) y las incrustaciones duras 
(CaSO4(s)), que al depositarse actúan como aislantes, reduciendo la facilidad de 
transmisióndel calor. Esto implica: gasto extra de combustible y reducción del 
diámetro de las cañerías con el consiguiente problema de corrosión y dificultad en 
la transferencia del calor. 
 En el uso doméstico el inconveniente está en la tendencia a formar precipitados 
con el jabón, generándose grumos lodosos. Esto es debido a que el jabón al 
contener fundamentalmente estearato, palmitato y oleato de Na, forma sales 
cálcicas y magnésicas insolubles con estos ácidos. 
Es por eso que es necesario eliminar la dureza. 
 
 
 
 
 
 10
Métodos de eliminación de la dureza: métodos de ablandamiento: 
 
Estos tienen como finalidad ablandar el agua, reduciendo las concentraciones de Ca2+ 
y Mg2+ a valores que no produzcan los inconvenientes vistos anteriormente. Algunos 
de estos métodos son: 
 
b) Ebullición: solo se elimina la dureza temporaria. 
 
c) Cal-Sosa: consiste en agregar cal apagada (hidróxido de calcio y carbonato de 
Sodio). El carbonato de sodio da los iones carbonato para separar los iones Ca2+. 
Esto es solo posible si el agua tiene iones bicarbonato, ya que el hidróxido de 
calcio da los OH- necesarios para transformar el bicarbonato en carbonato y así 
poder separarse el Ca2+ como carbonato de calcio. 
 
d) Intercambio iónico: las zeolitas son sustancias sólidas de estructura compleja y 
fórmulas empíricas diferentes que se encuentra en la naturaleza o son de origen 
sintético. Los átomos de Al, Si y O2 están unidos constituyendo una vasta red 
aniónica gigante, cuya carga negativa está compensada por los iones Na + situados 
en el interior de la red aniónica. Si se rellena una columna con partículas de 
zeolitas y se pasa agua pura, ésta no disuelve la zeolita y el agua escurre sin 
producirse cambios de ninguna especie. Si el agua contiene iones positivos (Ca2+ y 
Mg2+) se establece un equilibrio de intercambio entre la red y la fase acuosa. 
 
Ca 2+ + 2 NaZ(s) CaZ2(s) + 2 Na + 
 
 
El resultado es la disminución de iones Ca2+ en el agua y su remplazo por una 
cantidad equivalente de iones Na+. 
La zeolita va perdiendo eficacia a medida que los iones Na+ son reemplazados por 
los iones Ca2+. Basta dejar escurrir una solución concentrada de NaCl para invertir 
el proceso y recuperar la zeolita sólida. 
 
 2 Na + + CaZ2(s) 2NaZ(s) + Ca 2+ 
 
 
Originalmente la dureza del agua se entendió como una medida de su capacidad para 
precipitar jabón el cual es precipitado preferentemente por los iones calcio y magnesio. 
De acuerdo con los criterios actuales, la dureza total se define como la suma de las 
concentraciones de calcio y magnesio, ambos expresados como carbonato cálcico, en 
mg por litro. 
 
 
ACTIVIDAD 10: 
Se quiere ablandar una muestra de agua que contiene 200 ppm de dureza total expresada 
como carbonato de calcio, de las cuales 120 ppm corresponden a dureza permanente. Se 
dispone de hidróxido de calcio y carbonato de sodio con una pureza estimada en 80 %. 
Calcular la cantidad necesaria de cada reactivo (en mg) para ablandar 1000 ml de la 
muestra de agua dura. Considerar que el agua solo tiene dureza cálcica. 
 
Resolución 
 
En primer lugar se analizarán los equilibrios implicados para la eliminación de 
la dureza por el método cal sosa. 
 
 11
a) Eliminación de dureza temporaria 
 
2HCO3- + Ca2+ + Ca(OH)2(s)  2CaCO3(s) + 2H2O 
 
Para cada mol de Ca temporario se necesita 1 mol Ca(OH)2. 
 
b) Eliminación de la dureza permanente 
 
2NO3- + Ca2+ + CO32- + 2Na+  CaCO3(s) + 2NO3- + 2Na+ 
 
Por cada mol de Ca permanente se necesita1 mol de Na2CO3. 
 
Cálculo de la cantidad de Ca(OH)2necesaria 
 
Dureza temporaria=Dureza total – Dureza permanente 
 
 Dureza temporaria=200 ppm – 120 ppm= 80 ppm= 80 mg CaCO3/lt 
 
 
 Dureza temporaria=80 mg CaCO3/lt . 10-3g=0,8 x 10-3 moles CaCO3/lt 
 MM CaCO3(gr/mol) mg 
 
 Se necesitarán 0,8 10-3 moles de Ca(OH)2 para ablandar 1000 ml de agua 
dura, equivalentes a 59,2 mg de Ca(OH)2. MM Ca (OH)2 = 74 g/mol 
 
 Considerando 80 % de pureza de la droga, se necesitarán 59,2 x 100/80 mg 
de Ca(OH)2 o sea,74 mg de Ca(OH)2(s). 
 
 80 % Pureza: 
 
 80 mg (g) Ca(OH)2(s) ----------- 100 mg (g) Muestra 
 59,2 mg ” ----------- x = 59,2 x 100 = 74 mg muestra 
 80 
 
 Cálculo de la cantidad de Na2CO3(s) necesaria 
 
 Dureza permanente = 120 ppm = 120 mg CaCO3/L = 1,2 10-3 moles CaCO3/lt 
 
 Se necesitarán 1,2 10-3 moles de Na2CO3 para ablandar 1000 ml de agua dura, 
o sea 127,2 mg de Na2CO3(s). MM Na2CO3 = 106 gr/mol 
 
 Considerando 80 % de pureza de la droga, se necesitarán 127,2 x 100/80 mg 
de Na2CO3 o sea 159 mg de Na2CO3(s). 
 
 
ACTIVIDAD 11: Se sabe que un sólido de color blanco puede contener dos o más de las 
siguientes especies químicas: Na2SO4, BaSO4, NaCl, KCl, MgF2, CaF2, K2CO3 y 
BaCO3. La muestra es parcialmente soluble en el agua y comunica a la llama un intenso 
color amarillo que enmascara los demás colores. Si se acidifica con HCldiluído, la parte 
disuelta en agua, se desprende un gas. Si la porción insoluble (en agua) se trata con ácido 
clorhídrico diluído, se disuelve y desprende un gas. La adición de hidróxido de sodio a 
cualquiera de ambas soluciones ácidas no origina precipitado alguno, indíquese con 
signos (+) o (-) o (¿) la presencia, ausencia o indeterminación de cada uno de los 
compuestos en la muestra problema inicial. 
 
 12
 
 
Resolución 
 
Las probables especies presentes pueden ser: 
 
Poco solubles en H2O muy solubles en H2O 
 
BaSO4 Na2SO4 
BaCO3 NaCl 
F2Ca KCl 
MgF2 K2CO3 
 
 
Tratamiento de la porción disuelta: 
El tratamiento con HCl diluído origina el desprendimiento de gas; el único 
probable es el CO2(g) proveniente del K2CO3. 
Si luego se trata con NaOH no se observa formación de precipitado, el color 
amarillo que la muestra comunica a la llama, asegura la presencia de por lo 
menos una de las sales de sodio: NaCl y/o Na2SO4 y como cualquier otro color 
queda enmascarado no se puede descartar la presencia de KCl. 
 
2 K+ + CO32- + 2 H+ + 2 Cl- CO2(g) + 2 K+ + 2 Cl- K = 1,2 x 1018 
Tratamiento de la porción poco soluble en agua: 
Se disuelve en HCl diluído desprendiendo un gas; éste último puede ser CO2(g) 
o HF(g). Este ensayo descarta la presencia de BaSO4, ya que éste no se 
disuelve en ácidos. 
 
Ba SO4(s) + H+ + Cl-  HSO4- + Ba2+ + Cl- K = 7,9 . 10-9 
 
No se disuelve en ácidos, ni produce gas. 
 
Ba CO3(s) + 2 H+ + 2 Cl-  CO2(g) + Ba2+ + 2 Cl K = 6,1 . 109 
 
datos HF (g) HF (dis) K= 1 
 
Ca F2(s) + 2 H+ + 2 Cl- 2 HF(g)+ Ca2+ + 2 Cl K = 9,8 . 10-5 
MgF2(s) + 2 H+ + 2 Cl- 2 HF(g)+ Mg2++ 2 Cl K = 1,2 . 10-2 
 
Justifica la producción de CO2(g) y no de HF(g). 
 
El tratamiento posterior con NaOH no origina precipitado. 
Siendo los productos de solubilidad de los hidróxidos: 
 
Ks Mg(OH)2= 8.9 x 10-12 
Ks Ca(OH)2= 2 x 10 –6 
KsBa(OH)2= 5 x 10-3 
 
Se concluye que no pueden existir CaF2 y MgF2; sí, en cambio BaCO3, cuyo 
hidróxido es bastante soluble. 
En resumen: 
 
Na2SO4 ? K2CO3 (+) BaSO4 (-) 
NaCl ? BaCO3 (+) MgF2 (-) 
KCl ? CaF2 (-) 
 13
 
 
 
ACTIVIDAD 12: Los metales del grupo 2 arden en el aire para dar los óxidos normales, a 
excepción del miembro del grupo con más baja densidad de carga, el bario, que 
también forma el peróxido. Justifique porque además es posible obtener los óxidos 
normales por descomposición térmica de sales, como los carbonatos, de metales del 
grupo 2 y no para los metales del grupo 1. Ejemplifique. 
 
La estabilidad térmica depende del poder polarizante del catión; a mayor poder 
polarizante del catión, le corresponde una menor estabilidad térmica. Como los 
elemento del grupo 1 tiene carga +1 y gran tamaño, su poder polarizante es bajo, lo 
que explica su relativa estabilidad. En cambio, los elementos del grupo 2, son menos 
estables pues el poder polarizante es mayor (carga +2 y menor tamaño que los del 
grupo 1). En general se verifica para loscompuestos de cationes del grupo 2, que las 
formas iónicas más estables son los óxidos, luego sigue el carbonato y menos estable 
lo son los nitratos. De esta manera el carbonato se descompone por calentamiento a 
muy alta temperatura (por encima de 1170 °C) 
 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
 
La descomposición de los nitratos da como resultado: 
 
 
Ca(NO3)2(s) CaO(s) + 2NO2(g) + 1/2 O2(g) 
 
 
 
CUESTIONARIO 
 
1 a) ¿Cómo se encuentran en la naturaleza los carbonatos de los metales del grupo 
2?. Compare la solubilidad de los mismos. 
b) En base a lo analizado en el punto a), como haría para separar iones Mg2+ del 
resto de los iones del grupo II en la solución que los contiene. 
 
2) a) Indique cuál es el cromato más insoluble de los metales del Grupo 2. 
a) Si una disolución contiene iones Ba2+ y Sr2+, será posible separarlos por 
agregado de disolución de cromato de potasio en presencia de solución 
amortiguadora de ac. Acético- acetato. 
 
3) ¿Cuál es el reactivo más apropiado para separar iones Mg2+ de una solución que lo 
contiene? 
 
4)¿Cómo se clasifica la dureza del agua? 
 
5) ¿Por qué se dice que el agua dura corta al jabón? 
 
6)¿Qué tipo de dureza se puede eliminar mediante ebullición de una muestra de agua 
dura? 
 
 
 
 
 
 14
ESTABILIDAD DE IONES 
METÁLICOS EN SOLUCIÓN 
ACUOSA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Antes de usar el diagrama de potenciales del apéndice de datos para realizar 
predicciones sobre posibles reacciones de los diversos estados de oxidación de los 
elementos de transición del 4to período, debe estudiarse en 1er lugar la estabilidad en 
solución acuosa de los diversos estados de oxidación,en relación a ambos medios 
(ácido y básico). Se analizará la estabilidad frente a: 
 
a) Desproporción 
b) Frente al solvente (agua como oxidante o reductor) 
c) Frente al O2 del aire(oxidante). 
 
ACTIVIDAD 1: 
 
Analizar los diagramas de potenciales de los elementos del cuarto período y determinar 
cuáles serán las especies que desproporcionan en contacto con el agua. 
 
Resolución 
 
 
Cr(V);Cr(IV); H3MnO4 ; HMnO4; MnO42- ; MnO43- ;Mn3+; Co3+; Cu+ ; Mn2O3(s); 
Ti3O5(s) 
 
A medida que disminuye el estado de oxidación de una especie, debe disminuir 
el PNR. Si en algún caso aumentara estamos frente a una especie inestable a 
la desproporción. 
 
 
 
ACTIVIDAD 2: 
 
Analizar la estabilidad del estado de oxidación inferior (reductor) del Mn frente al solvente. 
 
Resolución 
 
El agua actúa como agente oxidante a través del hidrógeno en estado de 
oxidación +1, es decir, desprendiendo H2(g). 
 
En medio ácido se tiene: 
 
 2H+ + 2e- H2(g) Eº= 0,00 
 
Mn2+ + 2H2OMnO2(s) + 2e- + 4H+ Eº= 1,23 
 
Mn2+ + 2H2OMnO2(s) + H2(g) + 2H+ Eº= -1,23 0 estable 
 Enmedio alcalino: 
 
Semana 2 METALES 
 15
 2 H2O + 2e- H2(g) + 2OH- Eº= - 0,828 
 
 Mn(OH)2(s) + 2OH-  MnO2(s) + 2e- + 2H2O Eº= - 0,0 5 
 
 Mn(OH)2(s) MnO2(s) + H2(g) Eº= - 0,78 0 estable 
 
 
ACTIVIDAD 3: 
 
Analizar la estabilidad del estado de oxidación superior (oxidante) del Mn frente al 
solvente. 
 
Resolución 
 
El agua actúa como agente reductor a través del oxígeno en estado de oxidación –2, 
es decir desprendiendo O2(g). 
 Enmedio ácido: 
 
 2 (MnO4- + 4H+ + 3e- MnO2(s) + 2H2O ) Eº= 1,70 
 
 3 (H2O  ½O2(g) + 2H+ + 2e- ) Eº= 1,23 
 
 2 MnO4- + 2H+ 2MnO2(s) + 3/2 O2(g) + H2O Eº= 0,47  0 inestable 
 
 lenta (catalizada por MnO2, luz, calor). 
 
MnO2(s) + 2e- + 4H+ Mn2+ + 2H2O Eº= 1,23 
 
 H2O½O2(g)+ 2H+ + 2e- Eº= 1,23 
 
 MnO2(s) + 2H+ ½ O2(g) + Mn2+ + H2O Eº= 0,00 estable 
 
 Enmedio alcalino: 
 
2(MnO4- + 3e- + 2 H2O  MnO2(s) + 4 OH) Eº= 0,60 
 
3(2OH- H2O + ½ O2(g) + 2e-) Eº= 0,40 
 
2MnO4- + H2O  2MnO2(s) + 3/2 O2(g) +2 OH Eº= 0,20 0 inestable 
 muy lenta 
ACTIVIDAD 4: 
La presencia de oxígeno disuelto en las soluciones es inevitable, salvo que se tomen 
medidas adecuadas, por lo que debe analizarse si los estados de oxidación reductores no 
reaccionarán con el oxígeno provocando su inestabilidad en solución acuosa. Realizar El 
análisis para el Mn. 
 
Resolución 
 Enmedio ácido: 
½ O2(g)+ 2H+ + 2e-  H2O Eº= 1,23 
 
2H2O + Mn2+  MnO2(s) + 2 e- + 4H+ Eº= 1,23 
 
½ O2(g)+ Mn2+ + H2O  MnO2(s) + 2 H+ Eº= 0,00estable 
Enmedio alcalino: 
 
 16
H2O + ½ O2(g)+ 2e- 2OH– E = 0,40 
 
2OH- + Mn(OH)2(S)  MnO2(s) + 2e- + 2H2O E= –0,05 
 
½ O2(g)+ Mn(OH)2(S) MnO2(s) + H2O Eº= 0,45 0 inestable 
 
 
ACTIVIDAD 5: 
 
Defina Corrosión, indique las causas que la producen y como se la clasifica. 
 
Resolución 
 
La corrosión es el proceso mediante el cual un metal reacciona con elementos no 
metálicos de su entorno, formando diferentes compuestos. Los metales tienden en 
mayor o menor medida a oxidarse a iones metálicos, reaccionando con el medio 
ambiente a través del proceso de corrosión. 
 
 
 
 
La forma más frecuente de corrosión es la llamada: “corrosión electroquímica” la cual 
se produce cuando el metal está expuesto a la acción conjunta del aire y del agua que 
actúa como disolvente de oxígeno, otros gases y sales, lo cual actúa y provoca el 
deterioro de los metales en mayor o menor grado. 
Si se tiene un metal M en presencia de un solvente ionizante tal como el agua, los 
átomos superficiales se desprenden de la estructura sólida y pasan a la solución 
formando iones positivos, mientas que la superficie del metal adquiere con respecto a 
la solución la correspondiente carga negativa. 
Si la superficie metálica fuera perfectamente homogénea y estuviera totalmente en 
contacto con el solvente, la reacción se detendría debido al equilibrio de cargas 
eléctricas opuestas. 
Pero generalmente, las superficies no son homogéneas, el contacto con el solvente no 
es uniforme y este suele contener sustancias disueltas. En estas condiciones habrá 
algunas 
áreas del metal más fuertemente cargadas que otras, originándose zonas catódicas y 
anódicas. 
 
 
 17
 
 
 
ACTIVIDAD 6: 
 
INFLUENCIA DEL AMBIENTE SOBRE LOS METALES 
 
TECNICA OPERATORIA 
 A través de experiencias previamente preparadas determinar cuáles son las condiciones 
ambientales para que la corrosión ocurra en mayor o menor grado. En dichas experiencias 
se han preparado cuatro (4) tubos de ensayos, todos con un clavo de hierro, nuevos, en 
similar estado, pero sometidos a condiciones ambientales diferentes: 
 
 TUBO 1: clavo sumergido hasta la mitad en agua de canilla. 
 
 TUBO 2: clavo sumergido hasta la mitad en solución de ácido clorhídrico. 
 
 TUBO 3: clavo sumergido totalmente en agua de canilla. 
 
TUBO 4: clavo sumergido totalmente en agua de canilla previamente 
hervida y aislada de la atmósfera con una capa de parafina o de 
agar-agar. 
 
Interprete, justifique y compare, mediante cálculos y ecuaciones adecuadas los 
resultados obtenidos en los diferentes tubos. 
 
Resolución 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TUBO N°:1 2 3 4 
 
TUBO 1:clavo sumergido hasta la mitad en agua de canilla. 
 
Se observa oxidación del clavo debido a la acción conjunta de agua y oxígeno 
disuelto. La región del clavo próxima a la superficie del agua será catódica, pues 
presenta mayor cantidad de oxígeno disuelto, y allí se reduce este, según: 
 
 H2O + ½ O2(dis) + 2 e- 2 OH - 
 
 18
Los e- necesarios son liberados en la parte inferior del clavo(zona anódica) donde los 
átomos de hierro abandonan la masa metálica en forma de iones, según: 
 
 Fe(s) Fe 2+ + 2 e- 
 
Que con los OH - liberados forman Fe(OH)2(s) que se deposita sobre el clavo. La 
reacción total será: 
 
 H2O + ½ O2(dis) + 2 e-2 OH - 
 Fe(s) + 2 OH -Fe(OH)2(S) + 2 e- 
 ------------------------------------------------------------ 
 H2O + ½ O2(dis) + Fe(s) Fe(OH)2(S) 
 
Como la reacción continúa se va formandoprimero Fe(OH)2 (S), luego Fe(OH)3(S), esto 
es debido a que el oxígeno del aire sigue pasando a oxígeno disuelto y ese comienza 
a oxidar al Fe(OH)2 (S) a Fe(OH)3(S): 
Esto puede seguir generalmente hasta formarse el Fe2O3.H2O (óxido férrico hidratado), 
formándose finalmente Fe2O3. 3 H2O lo que se denomina herrumbre. 
 
 H2O + ½ O2(dis) + 2 e-2 OH - 
 2 Fe(OH)2(S) + 2 OH - Fe2O3(s) + 3 H2O + 2 e- 
 --------------------------------------------------------------------- 
 2 Fe(OH)2(S) + ½ O2(dis) Fe2O3(s) + 2 H2O 
 
 
TUBO 2: clavo sumergido hasta la mitad en solución de ácido clorhídrico. 
La corrosión es muy intensa. 
El agua actúa como disolvente del HCl y del oxígeno. En medio ácido el oxígeno 
disuelto se reduce a agua y el metal se oxida a Fe 2+, según: 
 
 2 H + + ½ O2(dis) + 2 e- H2O 
 
 2 H + + ½ O2(g) + 2 e- H2O 
 O2(dis) O2(g) 
 ------------------------------------------- 
 2 H + + ½ O2(dis) + 2 e- H2O 
 
 2 H + + ½ O2(dis) + 2 e- H2O 
 Fe(s) Fe 2+ + 2 e- 
 ----------------------------------------------------- 
 2 H + + ½ O2(dis) + Fe(s) H2O + Fe 2+ 
 
A menor pH y mayor concentración de oxígeno disuelto, el equilibrio se desplaza más 
hacia los productos. Mientras el medio se mantenga suficientemente ácido no se 
formará hidróxido ferroso. Es decir: a mayor concentración de H+, menor pH y hay una 
mayor corrosión porque la reacción no se frena nunca (no se forma la capa de óxido 
protectora) y continúa hasta desaparecer totalmente el clavo. 
 
TUBO 3: clavo sumergido totalmente en agua de canilla. 
 19
La corrosión resulta menor que en el caso del tubo 1, debido a que en el oxígeno 
disuelto consumido en la zona anódica no es tan fácilmente repuesto desde el aire 
como en el otro caso. La corrosión es más lenta. 
De acuerdo a la reacción: 
 
 H2O + ½ O2(dis) + Fe(s) Fe(OH)2(S) 
 
cuando menor es la concentración de oxígeno disuelto, menos desplazado estará el 
equilibrio hacia los productos. 
 
TUBO 4: clavo sumergido totalmente en agua de canilla previamente hervida 
y aislada de la atmósfera con una capa de parafina o de agar-agar. 
 
No se observa reacción. 
La ebullición del agua durante un tiempo corto, determina la eliminación del oxígeno 
disuelto que contiene. Un clavo sumergido en ella, aislando el sistema 
convenientemente, para evitar la solubilización posterior de oxígeno del aire, no se 
corroerá ya que no está presente un elemento determinante de la corrosión del hierro 
y de muchos metales, el oxígeno disuelto. 
El agua no puede ser reducida a hidrógeno, puesto que el potencial total resultante no 
cubre la sobretensión del hidrógeno sobre el hierro. 
 
 2 H2O + 2 e- 2 OH - + H2(g) E°C = - 0,828 
 Fe(s) + 2 OH -Fe(OH)2(S) + 2 e- E°A = - 0,89 
 --------------------------------------------------- 
 2 H2O + Fe(s) Fe(OH)2(S) + H2(g) EºT = E°C - E°A = 0,062 
 
Por lo tanto la reacción no ocurre. 
 
ACTIVIDAD 7: 
 
Elabore un resumen para identificar y explicar brevemente los factores asociados al metal 
y al ambiente, que influyen en el desarrollo de la corrosión 
 
Resolución 
 
I - Factores asociados con el metal: 
 Potencial de reducción del metal: Los metales con menor Ered. se corroen más 
fácilmente. 
 Presencia de otro material catódico: Si el metal está conectado a otro que 
posee un Ered. mayor, se corroerá más rápidamente. 
 Sobretensión: El sobrepotencial más importante es el correspondiente a la 
liberación de H2. 
 Pureza del metal: Las impurezas de otros metales o bien carbono actúan como 
áreas catódicas produciéndose corrosión en la zona inmediata a la impureza. 
 Tensiones en el metal: Las áreas sometidas a esfuerzos tienden a ser 
anódicas, en ellas comienza la corrosión. 
 Áreas relativas de ánodo y cátodo: Cuanto mayor es el área catódica y menor 
la anódica, la corrosión se produce más rápidamente. 
 Solubilidad del producto de corrosión: Si el producto de corrosión es soluble se 
produce desintegración del metal. 
 Características de los óxidos metálicos formados: La película de óxido sobre el 
metal puede ser: 
 
 20
 
 
 
 
 
 
 
II - Influencia del medio ambiente: 
 Concentración de oxígeno: Al aumentar la concentración de oxígeno aumenta 
la corrosión. Cuando sobre una superficie de hierro se encuentra una gota de 
agua, el centro se comporta como una zona anódica.En el borde de la gota el 
O2 es abundante por lo que el metal es catódico. Los iones Fe2+ se encuentran 
con los OH-, y precipita Fe(OH)2, que luego se convierte en herrumbre con el 
O2 que se disuelve. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Temperatura del medio: En general la corrosión aumenta al elevarse la 
temperatura (se modifican los PNR). 
 
 Naturaleza de aniones y cationes en el medio: Los cloruros disueltos en el 
medio (de metales alcalinos y alcalinos térreos) forman compuestos solubles 
con los cationes metálicos, retardando la formación de la película de hidróxido 
 Presencia de humedad: El efecto de la 
humedad sobre la corrosión atmosférica del 
hierro puede verse en el siguiente gráfico: 
 
 Efecto del pH: La velocidad de corrosión 
aumenta a medida que el pH desciende. Si 
el pH es lo suficientemente bajo, no se 
forma el hidróxido insoluble sobre el metal, 
y por lo tanto la corrosión aumenta (los H+ 
consumen OH-) 
 
 21
e incrementando la conductividad de la solución, favoreciendo el proceso de 
corrosión. 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 8: 
 
ESTUDIO DE FACTORES QUE INFLUYEN EN EL PROCESO DE CORROSIÓN: 
TENSIONES EN EL METAL. 
 
TECNICA OPERATORIA 
 
Para esta experiencia usaremos dos clavos nuevos, a uno de ellos lo doblamos en la 
mitad y lijamos la curva, a otro le lijamos la punta y la cabeza, colocamos ambos 
clavos dentro de una caja de Petri o un vidrio de reloj y los cubrimos con una solución 
de agar-agar que contiene como indicador “FERROXILINA" que es una mezcla de 
solución de fenolftaleína y solución de ferricianuro de potasio, dejar reposar, esperar 
que el agar-agar se enfríe y endurezca. 
Interpretar los cambios ocurridos con cálculos y reacciones químicas adecuadas. 
 
Resolución 
 
Las regiones de la cabeza y la punta de los clavos, como así también el ángulo para el 
caso del clavo doblado, aparecen de color azul (se ve verde por superposición con el 
aguar con ferroxilina amarillo) debido a la formación de ferricianuro de hierro y K, 
compuesto de color azul [Fe(CN)6]FeK, con los iones Fe2+, producto de la 
semirreacción anódica. 
 
 
A lo largo del clavo la región se vuelve roja, la fenolftaleína vira por los iones OH- 
producidos por semirreacción catódica al reducirse el oxígeno disuelto. 
 
 
 22
Semirreacción Catódica: 
 
 H2O + ½ O2(dis) + 2 e-2 OH - 
 
Semirreacciónanódica: 
 
 Fe(s) Fe 2+ + 2 e- 
 
 III II 
 K + + Fe 2+ + Fe(CN)6 3- [Fe(CN)6]FeK(s) 
 (hexacianoferrato (III) de hierro y Potasio, 
 oferricianuro de hierro y potasio) 
 
Conclusión: Las zonas sometidas a tensión tienden a ser anódicas. 
 
 
 
ACTIVIDAD 9: 
 
Discuta las posibles formas de controlar el proceso de corrosión 
 
Resolución 
 
El problema de la corrosión pudo evitarse, adoptando los siguientes procedimientos: 
 Emplear materiales resistentes a la corrosión, lo cual implica mayores costos. 
 Evitar el contacto de metales con diferencias apreciables en sus potenciales, lo 
que conduce a la corrosión más rápida del que posee mayor Eº. 
 Utilizar tratamientos protectores, tales como recubrimientos metálicos, 
tratamientos químicos o electroquímicos, pinturas, recubrimientos no metálicos. 
 Modificar las condiciones ambientales, tales como humedad, pH, etc 
 
Métodos de protección 
 
1. Uso de ánodos de sacrificio: Se fabrican con metales con elevado potencial de 
oxidación tales como el Mg o el Ca, y se aplican en forma de barras al objeto 
que debe protegerse, (embarcaciones, tanques, calderas). El Mg o el Ca 
actúan como ánodos y el metal como cátodo,de modo que no se corroe. 
2. Protección catódica: Consiste en cargar el metal con voltaje negativo respecto 
al medio, de modo tal que actúe como cátodo, para lo cual se aplica una 
tensión positiva a un ánodo, por ejemplo de grafito, conectado a la estructura 
protegida. Se utiliza para estructuras subterráneas, torres de transmisión, 
pilares marinos. 
3. Pintura y engrasado: Se aísla el metal del medio ambiente como una película 
de material inerte. El recubrimiento debe ser completo, pues de lo contrario, al 
excluir parcial-mente el oxígeno, la corrosión se acelera. 
 
4. Recubrimientos metálicos: 
 
4.aGalvanizado: Consiste en el recubrimientos del metal con Zn, lo cual se efectúa 
sumergiendo las piezas en Zn fundido. El Zn reacciona con el aire, formando una 
película adherente que evita la corrosión ulterior. Si el revestimiento de Zn sobre el Fe, 
se perfora, quedando ambos metales expuestos a la oxidación, el Zn será el que se 
corroa, pues tiene mayor potencial que el Fe, y los compuestos originados en la 
oxidación obturan la abertura, si esta es pequeña. 
 
 23
4.bEstañado: se realiza igual que el anterior, pero debido al costo del Sn, las capas de 
cobertura se hacen de menor espesor. El PNR del estaño es menor que el del hierro, 
por lo cual si éste está estañado, una perforación del revestimiento conduce a la 
corrosión del hierro. Este tipo de recubrimiento es útil para envases de productos 
alimenticios en los cuales pueden desarrollarse ácidos (EºSn+2/Sn = -0,137). En medio 
alcalino, el metal no resulta inerte. 
 
4.cCromado: el cromo se deposita electrolíticamente (Pfusión Cr >Pfusión Fe) sobre el 
metal con una cubierta previa de cobre o níquel. Las cubiertas son quebradizas y 
cualquier ralladura conduce a la corrosión intensa. Por otra parte, resulta difícil 
depositar una película de espesor parejo en objetos de formas complicadas. 
 
5. Cubiertas inorgánicas: 
 
5.aNitrurado: Se usa para piezas de acero que se calientan a 500ºC en amoníaco, 
formándose nitruros de hierro en la superficie que ofrecen resistencia a la corrosión 
atmosférica. 
 
 
5.b Fosfatizado: Se sumerge el metal en ácido fosfórico caliente al 2% o en una 
mezcla de fosfatos de Mn y Fe, formándose una caspa cristalina de fosfatos, 
sumamente adherente y firme que constituye una buena base para pinturas. 
 
 
5.cCromatizado: No es tan efectivo como el fosfatizado. Los mejores efectos se 
obtienen incluyendo el cromato en las pinturas, generalmente como cromato de cinc. 
 
5.dAnodizado: El aluminio pulido es muy reactivo, pero esta reactividad es 
autoinhibidora, ya que pronto el metal se cubre con una película de óxido de aluminio 
inerte. El anodizado consiste en formar el óxido deliberadamente sobre el metal, 
haciendo actuar a este ánodo en una celda electrolítica con H2SO4 al 15%. Se obtiene 
un depósito poroso que luego se endurece e hidrata mediante ebullición en agua. El 
inconveniente del aluminio se debe a su poca dureza. 
 
5.fVidriado: Se cubre el metal con vidrio de borosilicato con varios aditivos fundidos y 
se deja enfriar. El metal debe resistir altas temperaturas (900ºC) para poder vidriarlo. 
La película formada resulta resistente a los ácidos, a excepción de HF. Las piezas 
recubiertas no resisten calentamientos o enfriamientos rápidos y pueden deteriorarse 
por causas mecánicas. 
 
 
ACTIVIDAD 10: 
Realice un esquema donde explique como la película de óxido de aluminio (anodizado), 
actúa protegiendo de la corrosión. En virtud de que el aluminio es un metal con un gran 
potencial de reducción estándar negativo, es de esperar que sea muy reactivo. ¿por 
qué se puede usar el aluminio como metal ordinario en vez de quedar confinado al 
laboratorio de química como el sodio? 
 
Resolución 
Cualquier superficie expuesta de aluminio metálico reacciona rápidamente con el 
oxígeno para formar óxido de aluminio. En estas condiciones, una capa 
impermeable de óxido, de entre 10-4 y10-6 mm de espesor, protege las capas de 
átomos de aluminio subyacentes. Esto sucede porque el ion óxido tiene un radio 
iónico (124 pm) similar al radio metálico del átomo de aluminio (143 pm). En 
consecuencia, el empaque superficial prácticamente no cambia porque los pequeños 
 24
iones aluminio (68 pm) encajan en los intersticios de la estructura del óxido 
superficial. 
 
 
 
ACTIVIDAD 11: ESTUDIO DE FACTORES QUE INFLUYEN EN EL PROCESO DE 
CORROSIÓN: PRESENCIA DE OTROS METALES 
 
 
TECNICA OPERATORIA 
 
Al igual que la experiencia anterior usaremos clavos nuevos, cajas de Petri o vidrio de 
reloj y solución de agar-agar, pero además trabajaremos con otros metales: cobre, 
magnesio, plomo, estaño y zinc, los cuales estarán conectados mediante alambres de 
cobre al clavo. 
 
 1) Clavo enrollado con alambre de cobre de manera que ajuste lo mejor posible, 
en su parte media dejando de uno a dos centímetros, de alambre sin enrollar. 
 2) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de plomo, bien ajustado. 
 3) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de estaño, bien ajustado. 
 4) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de zinc, bien ajustado (la 
granalla de zinc debe estar previamente tratada con ácido clorhídrico y enjuagada 
con agua). 
 5) Clavo conectado con alambre de cobre a una cinta de magnesio, bien ajustado 
(previamente lijada). 
 
Colocar los clavos y los metales conectados dentro de una caja de Petri o vidrio de 
reloj y cubrirlos en su totalidad con solución de “agar-agar ferroxilina”, dejar pasar el 
tiempo necesario hasta que endurezca y se observen los cambios. 
Interpretar y justificar con reacciones y cálculos adecuados. 
 
Resolución 
 
1) Clavo enrollado con alambre de cobre. 
 
La corrosión se incrementa extendiéndose a toda su masa. Sobre varias partes del 
clavo, aparece color azul. El Cu tiene un mayor potencial normal de reducción que el 
Fe. Los electrones, acumulados por la separación de iones Fe2+, fluyen hacia el Cu. Se 
elimina el exceso de carga negativa con rapidez, la reacción catódica se produce 
sobre el cobre y la oxidación del hierro resulta mayor. 
 
 25
 
 
 
 
 
 
 
2) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de plomo. 
 
El clavo se corroe mucho más que estando solo. Todo el clavo actúa como ánodo, 
(aparece azul) y el plomo como cátodo, ( a su alrededor aparece color rojo), debido a 
que su Potencial es mayor que el del hierro. 
 
 
 
3) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de estaño. 
 
Se observa lo mismo que para el clavo conectado a Pb. El Sn tiene mayor PNR que el 
hierro y actúa como cátodo. 
 
 26
 
 
Para los casos 1, 2 y 3 las semirreacciones son las mismas: 
 
Semirreacción Catódica: 
 
 H2O + ½ O2(dis) + 2 e-2 OH - 
 
Semirreacciónanódica: 
 
 Fe(s) Fe 2+ + 2 e- 
 
 K + + Fe 2+ + Fe(CN)6 3-[Fe(CN)6]FeK(s)(azul) 
 (hexacianoferrato (III) de hierro y Potasio) 
 
 
4) Clavo conectado con alambre de cobre a una granalla de zinc. 
 
El Fe actúa como cátodo, el metal conectado a Zn, con menor PNR que el hierro, se 
oxidará preferentemente (ánodo). En la región del clavo aparece color rojo, pues 
sobre él se reduce el oxígeno. Y el Zn se oxida a iones Zn 2+, aparece sobre este metal 
un compuesto blanco [Fe(CN)6]2Zn3(s) 
 
 
Semirreacción Catódica: 
 
 H2O + ½ O2(dis) + 2 e-2 OH - 
 
(sobre el Fe) 
 
 27
Semirreacción anódica: 
 
 Zn(s) Zn 2+ + 2 e- 
 Zn2++ Fe(CN)6 3- [Fe(CN)6]2Zn3(s)(blanco) 
 (hexaciano ferrato (III) de zinc) 
 
 
5) Clavo conectado con alambre de cobre a una cinta de magnesio, bien 
ajustado (previamente lijada). 
 
El Fe actúa como cátodo pues el PNR del Mg es menor y será este último metal el que 
corroe. La reacción es muy rápida. El elevado potencial del Mg, permite la reducción 
del agua con producción de hidrógeno gaseoso (se cubre la sobretensión) o del 
oxígeno disuelto, semirreacción que ocurre sobre el hierro. Se observan sobre éste 
burbujasde hidrógeno. Sobre el Mg puede aparecer un compuesto blanco 
[Fe(CN)6]2Mg3 (s) 
 
 
 
 
 
 
Semirreacción Catódica: 
 
 H2O + ½ O2(dis) + 2 e-2 OH - 
 
 2 H2O + 2 e-H2(g) + 2 OH - 
 
La última reacción es la reacción principal en la zona catódica, debido al elevado 
potencial del Mg. 
 
 
Semirreacción anódica: (Sobre el Mg) 
 
 Mg(s) Mg 2+ + 2 e- 
 Mg2++ Fe(CN)6 3- [Fe(CN)6]2Mg3(s)(blanco) 
 (hexaciano ferrato (III) de Magnesio) 
 
Sobre el Mg aparecen burbujas de hidrógeno por reacción independiente de este 
metal con el agua y se colorean de rojo de acuerdo a : 
 
 28
 Mg(s) + H2O  Mg(OH)2(s) + H2(g) 
 
 Mg(OH)2(s)Mg2+ + 2 OH - 
 
La base se mantiene disociada como Mg 2+ y 2 OH - por lo que los oxidrilos reaccionan 
con la fenolftaleína y da color rojo. 
 
 
 
Conclusión: 
 
Fe 
 
Conectado a metal con 
mayor PNR 
(Sn, Pb, Cu) 
 
 
El Fe actúa como ánodo. SE CORROE, 
el metal conectado actúa como cátodo 
Conectado a metal con 
menor PNR 
(Mg, Zn) 
El Fe actúa como cátodo. 
NO SE CORROE. 
El metal conectado actúa como ánodo. 
SE CORROE. 
El metal actúa como protector 
(ánodo de sacrificio) 
 
 
 
ACTIVIDAD 12: 
¿Qué puede ocurrir cuando: a) Se agrega hidróxido de sodio en exceso sobre cromo 
sólido, y b) Se agrega cinc en exceso sobre una solución alcalina de cromato de 
potasio. 
 
 
Resolución 
 
a) -0,828 
H2O---------H2(g) 
 -1,33 Eºt =0,502>0 
 Cr(s) ---------Cr(OH)3(s) 
 
 
 -0,828 
H2O ---------H2(g) 
 
-0,11 Eºt = 0,7180 
Cr(OH)3(s) ------ CrO42- 
 
 
Síntesis del Proceso 
 
3 ( H2O + e- ½ H2(g) + OH-) Eº = -0,828 
 
Cr(s)+ 3OH-  Cr(OH)3(s) + 3e- Eº = -1,33 
 
Cr(s)+ 3 H2O  Cr(OH)3(s) + 3/2 H2(g) Eº = 0,502 
 29
 
 
b)CrO42- / Cr(OH)3(s) Eº= - 0,11 
 Eº= 1,136 0 
 Zn(s) /Zn(OH)2(s) Eº= - 1,246 
 
 
Cr(OH)3(s) / Cr (s) E = -1,33 
 Eº= -0,084 0 
 Zn(s) /Zn(OH)2(s) E = - 1,246 
 
 
SíntesisdelProceso: 
 
2 (CrO42-+ 4H2O+ 3e Cr(OH)3(s) + 5OH) Eº= - 0,11 
 
3 ( Zn(s) + 2 OH Zn(OH)2(s) + 2e Eº= - 1,246 
 
 
2CrO42-+ 3 Zn(s)+ 8H2O  3Zn(OH)2(s) + 2Cr(OH)3(s) + 4OH Eº = 1,136 
 
 
 
CUESTIONARIO 
 
1 - ¿Qué condiciones ambientales deben darse para que se manifieste el fenómeno de 
la corrosión? 
2 - ¿Frente a qué condiciones se puede incrementar el proceso de corrosión? 
3 - Describir con esquemas adecuados el proceso de corrosión debajo de una gota de 
agua de canilla y de una gota de sal. De cloruro de sodio. 
4 - A qué se debe y que indican las zonas coloreadas que aparecen en la experiencia 
de corrosión realizadas en placas de agar-agar c/ferroxilina? 
Escribir las reacciones correspondientes. 
5 - ¿Es posible proteger el hierro de la corrosión depositando una capa de zinc sobre 
su superficie? Justificar. 
6 - Puede utilizarse estaño para proteger el hierro de la corrosión? 
7 - ¿Qué condiciones de acidez deben tener los alimentos para envasarse en latas 
estañadas en su interior? 
8 - ¿Por qué las tuberías y tanques subterráneos se conectan a bloques de magnesio? 
9 - ¿Cómo clasificaría los metales según su resistencia a la corrosión? 
10-¿Por qué se emplea aluminio en muchas estructuras metálicas? 
11-¿Cuál es el efecto del pH en el fenómeno de la corrosión del hierro? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 30
 
METALES DE TRANSICIÓN 
 
 
ACTIVIDAD 1: 
 
El cloruro de titanio (III) es una sal de color violeta, soluble en agua; se desea saber: 
a) ¿Será estable la disolución acuosa en medio ácido? 
b) Si no fuera, ¿bajo qué condiciones se podría mantener el ión titanio (III) en 
solución acuosa 
 
Resolución 
 
a) Estabilidad en medio ácido: 
 
1) Desproporción: 
 
Ti3+ / Ti2+ Eº= -0,37 
Ti3+/ TiO2+ Eº= 0,1 
 
 Eº= -0,47  0  Estable 
 
2) Solvente como oxidante: 
 
 H+ / H2(g) Eº = 0,00 
 Ti3+/ TiO2+ Eº = 0,1 
 
 Eº =-0,1 0 Estable 
 
 Solvente como reductor: 
 
 Ti3+ / Ti2+ Eº = -0,37 
 H2O / O2(g) Eº = 1,23 
 
 Eº =-1,6 0 Estable 
 
3) Acción del O2 del aire: 
 
O2(g) / H2O Eº =1,23 
Ti3+/ TiO2+ Eº = 0,1 
 
 Eº= 1,13  0  Inestable 
 
Conclusión: las soluciones de Ti3+ son oxidadas por el O2 del aire. 
 
b) Las soluciones de Ti3+ [Ti(H2O)6]3+ son de color violeta y son utilizadas como 
reductores suaves y rápidos; pero deben conservarse en recipientes sellados 
(ausencia de O2) y manipularse en atmósfera de H2 o N2. 
 
 
ACTIVIDAD 2: 
 
¿Cuál es la máxima concentración de iones plomo (II) que soportarán 200ml de una 
solución 3,5 10-6 M de iones cromato sin que ocurra precipitación? 
Semana 3 METALES 
 31
 
Resolución 
 PbCrO4(s)  Pb2+ + CrO42- K = 2 10-16 
 
 K = [Pb2+] . [CrO42-] 
 
 [Pb2+] = 5,7 10-11 M 
 
 
ACTIVIDAD 3: 
 
Se hace reaccionar una solución que contiene iones titanio (III) con dicromato de 
potasio. Indique los productos de la reacción y justifique. 
 
Resolución 
Cr2O72- / Cr3+ Eº= 1,38 
Ti3+ / TiO2+ Eº = 0,1 
 Eº = 1,28> 0 
 
Cr3+ / Cr2+ Eº = -0,424 
Ti3+ / TiO2+ Eº= 0,1 
 Eº= -0,524< 0 
 
 
ACTIVIDAD 4: 
¿Cuál es el carácter ácido base de las siguientes soluciones? 
a) Fe3+b) Cr3+c) Zn2+ 
 
Resolución 
a) H2O  H+ + OH- K = 10-14 
 Fe3++H2O  Fe(OH)2+ + H+ K = 1 10-3  RP 
 Fe3++2H2O  Fe(OH)2+ + 2H+ K = 1 10-8 
 Fe3++3H2O  Fe(OH)3(s) + 3H+ K = 1 10-5 
 
b) H2O  H+ + OH- K = 10-14 
 Cr3++H2O  Cr(OH)2+ + H+ K = 1,6 10-4  RP 
 Cr3++ 2H2O  Cr(OH)2+ + 2H+ K = 1,6 10-11 
 Cr3++ 3H2O  Cr(OH)3(s) + 3H+ K = 1 10-12 
 Cr3++ 4H2O  Cr(OH)4– + 4H+ K = 4 10-27 
 
c) H2O  H+ + OH- K = 10-14 
 Zn2++H2O  Zn(OH)+ + H+ K = 1 10-10  RP 
 Zn2++2H2O  Zn(OH)2(s)+ 2H+ K = 1 10-22 
 Zn2++4H2O  Zn(OH)42– + 4H+ K = 2 10-38 
 
Todos presentarán carácter ácido. 
 
ACTIVIDAD 5: 
 
Cuáles serán los pH de precipitación de los siguientes cationes en solución acuosa 1 
10-3M.¿Cuál será el rango de acidez donde es posible mantener tales cationes en 
solución sin que precipiten? 
a) Mn2+ d) Cu2+ 
b) Fe2+ e) Fe3+ 
c) Ni2+ 
 32
Resolución 
La hidrólisis que provoca el catión: 
 
M+m + H2O  MOH+(m-1) + H+ (1) 
Puede proseguir hasta la formación de la especie neutra, es decir, el hidróxido. Salvo 
los hidróxidos de los metales alcalinos (a excepción del Li) todos los demás son poco 
solubles. Si en el equilibrio planteado en (1) se varía la acidez del medio, se regulará 
la hidrólisis evitando la formación del hidróxido poco soluble. 
Existe una concentración de H+ mínima (o de OH- máxima) antes que precipite el 
hidróxido. El equilibrio de solubilidadcorrespondiente será: 
 
M(OH)n(s)  M+n + nOH- Ks = [M+n] [OH–]n = [M+n] [Kw]n 
 [H+]n 
{Kw}n= Ks; Kw= n√Ks; [H+] = Kw/ n√Ks 
 [H+] [M+n] [H+] M +n M+n 
 
pH= 1 log Ks - 1 log M+n- log Kw= 14 + 3 + 1 log Ks 
 n n n n 
 
 Ejemplo: a) Mn2+ 
 
 Mn(OH)(s)  Mn2+ + 2OH K = 7 10-15 
 
 Ks = Mn2+ . OH2 OH=  ks/ Mn2+ 
 
reemplazando valores: 
 Mn2+ Fe2+ Ni2+ Cu2+ Fe3+ 
 
Ks 7 10-15 1,8 10-15 1,6 10-16 1,6 10-19 1 10-37 
 
pH 8,42 8,13 7,60 6,10 2,67 
 
Con valores superiores a los pH calculados comienzan a precipitar los hidróxidos 
correspondientes. Si hacemos un gráfico para el rango de existencia del ión en 
solución, tendremos: 
10 
 
9 
 zona alcalina 
8 
 
7 -----------------------------------------------------------------Neutro 
 
6 
 zona ácida 
5 
 
4 
 
3 
 
2 
 
1 
 
 Fe3+ Cu2+ Ni2+ Fe2+ Mn2+ 
 33
Se observa que cuanto más insoluble es el hidróxido, menor es el rango de existencia 
del ión en solución. 
 
 
ACTIVIDAD 6: 
 
Precipitación de óxidos e hidróxidos:Tratar 20 gotas de disolución de ZnSO4y CdSO4con 2 a 3 gotas de NaOH 6M. Separar 
los precipitados obtenido en dos porciones. Adicionar a una ellas, exceso de disolución 
de NaOH 6M y tratar la otra porción con HCl 6M. 
Interpretar lo observado mediante reacciones adecuadas y justificar con los datos 
termodinámicos correspondientes. 
 
Resolución 
a) Zn 2+ + 2 OH -Zn(OH)2(s) K = 1 .106 
 Blanco 
b) Cd 2+ + 2 OH -Cd(OH)2(s) K = 2,2 .1014 
 Blanco 
 
 
Al tratar cada uno de ellos con exceso de NaOH: 
 
a) Zn(OH)2(s) Zn 2+ + 2 OH - K = 1 .10-6 
 Zn 2+ + OH -Zn(OH) + K = 1 .104 
 Zn(OH) + + OH - Zn(OH)2(dis) K = 1 .107 
 Zn(OH)2(dis) + 2 OH - Zn(OH)4 2- K = 2,1 .107 
 -------------------------------------------------------- 
 Zn(OH)2(s) + 2 OH - Zn(OH)4 2- K = 2,1 .1012 
 Incoloro 
 
Al tratar con exceso de HCl: 
 
a) Zn(OH)2(s) Zn 2+ + 2 OH - K = 1 .10-6 
 Zn 2+ + Cl -ZnCl + K = 1/(3,16) 
 ZnCl + + Cl -ZnCl2(dis) K = 1/(3,16) 
 2 (H + + OH - H2O) K = (1 .1014)2 
 --------------------------------------------------------------------- 
 Zn(OH)2(s) + 2 Cl - + 2 H + ZnCl2(dis) + 2 H2O K = 1 .1021 
 
 Zn(OH)2(s) + 2 Cl - + 2 H + ZnCl2(dis) + 2 H2O K = 1 .1021 
 ZnCl2(dis) + Cl - ZnCl3 - K = 10 
 ZnCl3 - + Cl - ZnCl4 2- K = 0,1 
 ---------------------------------------------------------------------- 
 Zn(OH)2(s) + 4 Cl - + 2 H + ZnCl4 2- + 2 H2O K = 1 .1021 
 
 
a) Cd(OH)2(s) Cd 2+ + 2 OH - K = 4,5 .10-15 
 2 (H + + OH - H2O) K = (1 .1014)2 
 ---------------------------------------------------------------------- 
Cd(OH)2(s) + 2H+ Cd 2+ + 2H2O k= 4,5 .10 13 
 34
Cd(OH)2(s) Cd 2+ + 2 OH - K = 4,5 .10-15 
 2 (H + + OH - H2O) K = (1 .1014)2 
Cd 2+ + 4Cl- CdCl42
- K= 50 
 ---------------------------------------------------------------------- 
Cd(OH)2(s) + 4Cl- + 2H+CdCl42- +2 H2O K= 2,25.1015 
 
 
b) No hay reacción 
 
Conclusión: 
 
- El hidróxido de Zinc presenta un comportamiento anfótero, lo que no ocurre 
con los restantes hidróxidos del grupo. 
 
 
ACTIVIDAD 7: 
 
¿Qué ocurre si se agrega exceso de álcali a los hidróxidos precipitados de los siguientes 
cationes? 
a) Be2+ c) Cr3+ e) Sn2+ 
b) Al3+ d) Pb2+ f) Zn2+ 
 
Realizar las experiencias prácticamente 
 
Resolución 
 
a) Be(OH)2(s) + 2 OH Be(OH)42- K = 2 10-2 
 
b) Al(OH)3(s)  Al3+ + 3OH K = 2,2 10-32 
 Al3+ + 4OHAl(OH)4 K = 1,5 1032 
 
Al(OH)3(s) + OH- Al(OH)4- K = 3,3 
 
c) Cr(OH)3(s) + OH-  Cr(OH)4- K = 4 10 -1 
 
d) Pb(OH)2(s) Pb(OH)2(dis) K = 1 10-4 
 
 Pb(OH)2(dis)  Pb2+ + 2OH K = 1 10-11 
 
 Pb2+ + 3OH Pb(OH)3 K = 1 1014 
 
 Pb(OH)2(s) + OH-  Pb(OH)3 K = 0,1 
 
e) Sn(OH)2(s) Sn(OH)2(dis) K = 1 10-5 
 
 Sn(OH)2(dis)  Sn2+ + 2OH K = 1 10-21 
 
 Sn2+ + 3OH  Sn(OH)3 K = 1 1026 
 
Sn(OH)2(s) + OH-  Sn(OH)3 K = 1 
 
 
 
 35
f) Zn(OH)2(s)  Zn2+ + 2OH K = 1 10-6 
 
 Zn2+ + OH  Zn(OH)+ K = 1 104 
 
 Zn(OH)+ + OH  Zn(OH)2(dis) K = 1 107 
 
 Zn(OH)2(dis) + 2OH Zn(OH)42- K = 2,08 107 
 
Zn(OH)2(s) + 2OH-  Zn(OH)42- K = 2,08 1012 
 
 
ACTIVIDAD 8: 
Poder reductor en medio alcalino de los hidróxidos en el estado de oxidación (+II) 
(precipitación y oxidabilidad del hidróxido) 
 
Colocar en un tubo de vidrio, 20 gotas de sulfato de manganeso (llevar a ebullición) y 
agregar gotas de NaOH(conc) (hervido) hasta la aparición de un precipitado. 
Homogeneizar y dividir en dos porciones: 
a) Una de ellas volcarlas sobre un vidrio de reloj. Dejar al aire y luego observar. 
b) A la otra porción agregar gotas de agua oxigenada. 
Justificar los cambios observados en ambos casos 
 
Resolución 
 Mn 2+ + 2 OH -Mn(OH)2(s) K = 1,43 .1014 
 Blanco 
 
a) Frente al O2 del aire: 
 
 H2O + ½ O2(g) + 2 e-2 OH - E°C = 0,40 
 Mn(OH)2(s) + 2 OH - MnO2(s) + 2 e- + 2 H2O E°A = - 0,05 
 --------------------------------------------------------------------- 
 Mn(OH)2(s) + ½ O2(g) MnO2(s) + H2O ET = E°C - E°A = 0,45 
 
b) Frente al agua oxigenada: 
 H2O + HO2 - + 2 e- 3 OH - E°C = 0,87 
 Mn(OH)2(s) + 2 OH - MnO2(s) + 2 e- + 2 H2O E°A = - 0,05 
 --------------------------------------------------------------------- 
 2 Mn(OH)2(s) + HO2 - Mn2O3(s) + OH - + 2 H2O ET = E°C - E°A = 1,12 
 
ACTIVIDAD 9: 
 
Obtención del óxido de manganeso (IV) (MnO2) 
Colocar en un tubo de vidrio, 10 gotas de solución que contenga iones Mn2+ y agregar 
5 gotas de KMnO4. Observar y justificar el cambio observado. 
 
Resolución 
 2 (MnO4 - + 3 e- + 4 H + MnO2(s) + 2 H2O) E°C = 1,70 
 3 (Mn 2+ + 2 H2O  MnO2(s) + 4 H + + 2 e-) E°A = 1,23 
 ------------------------------------------------------------------------- 
 3 Mn 2+ + 2 H2O + 2 MnO4 - 5 MnO2(s) + 4 H + E°T = E°C - E°A = 0,47 
 Marrón 
Es una reacción muy empleada en la determinación volumétrica de Mn 2+ usando 
KMnO4. 
 
 36
 
ACTIVIDAD 10: 
 
Se hace burbujear dióxido de azufre en una solución de VO2+. Indique los productos 
finales de la reacción 
Resolución 
Ecº = VO2+ / VO2+= 1 ET = Ecº - Eaº= 1 - 0,16 = 0.84  0 
 
Ecº= VO2+/ V3+ = 0,337 ET = Ecº - Eaº= 0,337 - 0,16 = 0,18  0 
 
Ecº = V3+ / V2+ = -0,255 ET = Ecº - Eaº = -0,255 - 0,16 = 0,415  0 
 No se produce 
Eaº = SO2 / HSO4- = 0,16 
 
 Síntesis: 
VO2+ / V3+= 0,668 
SO2 / HSO4-= 0,16 EºT = 0,51 
 
El VO2+ es oxocatión y es la única forma en que se puede encontrar por su elevada 
densidad de carga. 
Aumentando el tamaño por adicción con oxígeno y disminuyendo carga se hace 
posible que exista como catión. (hidroliza 4 moléculas de H2O y la solución es ácida.) 
 
 
ACTIVIDAD 11: 
 
COMPUESTOS DE CROMO 
1. Agregar en un tubo de vidrio 20 gotas de la sal de cromo (III) (alumbre de 
cromo) y unas 3 a 5 gotas NaOH(dil). Observar los cambios ocurridos y justificar. 
2. Al precipitado obtenido en la experiencia anterior agregar 5 a 10 gotas de 
NaOH(dil).y 15 gotas de H2O2 10 v. Hervir bien, para eliminar restos de H2O2. 
Observar los cambios ocurridos y justificar. 
3. Agregar a la solución obtenida 10 gotas de HCl concentradohasta cambio de 
color. Agitar. Observar y justificar. 
4. Dividir la solución obtenida en la experiencia anterior en dos tubos de vidrio: 
a. A uno de ellos agregar 3 - 4 gotas de disolución de nitrato de plomo. Observar, 
identificar el producto obtenido y justificar. 
b. Al otro agregar 10 gotas de ácido sulfúrico diluido y 10 gotas de nitrito de 
potasio para recuperar la solución de cromo (III) Observar, identificar el 
producto obtenido y justificar. 
 
Resolución 
 
1. Cr 3+ + 3 OH -Cr(OH)3(s) K = 1 .1030 
 Verde 
 
2. a) Cr(OH)3(s) + OH -Cr(OH)4 - K = 4 .10-1 
 Verde 
 
b) 3 (H2O + HO2 - + 2 e-3 OH -) E°C = 0,87 
 2 (Cr(OH)4 - + 4 OH - 4 H2O + 3 e- + CrO4 2-) E°A = - 0,72 
 ------------------------------------------------------------------------ 
 2 Cr(OH)4 - + 3 HO2 - 5 H2O + 2 CrO4 2- + OH - E°T = E°C - E°A = 1,59 
 Verde Amarillo 
 
3. 2 (CrO4 2- + H + HCrO4 -) K = (1/3,3 .10-7)2 
 37
 2 HCrO4 - Cr2O7 2- + H2O K = 3,39 .101 
 ----------------------------------------------------- 
 2 CrO4 2- + 2 H +Cr2O7 2- + H2O K = 3,11 .10 14 
Amarillo Naranja 
4.a 
 
Una solución de Cr2O7 2- contiene CrO4 2-. Esto se manifiesta en la precipitación 
del PbCrO4(s). 
 Cr2O7 2- + H2O2 CrO4 2- + 2 H + K = 1/3,11 .1014 
 2 (CrO4 2- + Pb 2+PbCrO4(s)) K = [1/(2 .10-16)]2 
 ------------------------------------------------------------------ 
 Cr2O7 2- + H2O + 2 Pb 2+ 2 PbCrO4(s) + 2 H + KT = 8 .1016 
 Amarillo 
 
4.b 
Cr2O7 2- + 14 H + + 6 e-2 Cr 3+ + 7 H2O E°C = 1,38 
 3 ( H2O + HNO2 NO3- + 3 H + + 2 e-) E°A = 0,94 
-------------------------------------------------------------------------- 
Cr2O7 2- + 5 H + 4 H2O+ 2 Cr 3+ + 3 NO3- E°T = E°C - E°A = 0,44 
 
 
 
ACTIVIDAD 12: 
 
¿Cuántos gramos de sulfuro cúprico podrán atacarse con 500 ml de una disolución 0,3 M 
de ácido nítrico diluido? 
 
Resolución 
 
NO3-/NO(g) Eº = 0,96 
CuS(s) / S(s) Eº = 0,62 
 Eº =0,34>0 
 
 
2 (NO3- + 3e- + 4H+ NO(g) + 2H2O) Eº = 0.96 
 
 3(CuS(s)  S(s) + Cu2+ +2e-) Eº = 0.62 
 
2NO3- + 8H+ + 3CuS(s) 2NO(g) + 3S(s) + 3Cu2+ + 4H2O Eº = 0.34 
 
 
 Cálculo de Potencial: 
 Eº Log K K 
 
 S2-+Cu2+ CuS (s) 36,10 1,25 1036 
 
 SH2(g)  S2- + 2H+ -19,96 1,1 10-20 
 
 S(s)+ 2e- + 2H+  SH2(g) 0,14 4,74 
 
 S(s)+ 2e- + Cu2+ CuS (s) 0,62 20,88 
 
 
 
 38
8 moles HNO3 -------- 3moles Scu(s) 
 
0,3 mol/l x 0,5 l -------0,15 moles HNO3 
 
Por lo tanto0,056 moles de CuS 
 
95,5 g/mol x 0,056 moles =5,37 gCuS 
 
 
ACTIVIDAD 13: Estabilidad del ion manganato 
 
1) - Obtención del ion manganato (MnO4-2)en medio fuertemente alcalino. 
Colocar en un tubo de vidrio, 1 ml de NaOH 6 M, y adicionarle 1 gota de KMnO4; 
agitar y observar el cambio de color. Justificar. No desechar. 
 
2) - Estabilidad del MnO4-2 en medio ácido. 
Al producto obtenido en la experiencia anterior, agregar 10 a 15 gotas de solución 
de HClconcagitando con precaución, justificando lo observado. 
 
1) Obtención del ion manganato 
 2 (MnO4 - + e- MnO42- ) E°C = 0,56 
 2 OH - ½ O2(g) + H2O + 2e- ) E°C = 0,40 
-------------------------------------------------------------------------- 
2 MnO4 - + 2 OH - 2 MnO42- + ½ O2(g) + H2O E°C = 0,16 
 
2) Estabilidad 
 HMnO4 - + 2 e- + 3 H + MnO2(s) + 2 H2O E°C = 2,09 
2 (HMnO4 -MnO4- + H + + e-) E°A = 1,23 
-------------------------------------------------------------------------- 
3HMnO4 - + H +  MnO2(s) + 2 MnO4- + 2 H2O E°A = 1,19 
Verde Negro Violeta 
 
CUESTIONARIO 
 
Consulte la bibliografía y realice una lista de los óxidos conocidos del cromo indicando: 
color, carácter ácido-base, carácter redox y tipo de enlace entre el cromo y el oxígeno 
en cada uno de ellos. 
Esquematice la estructura espacial del ión bicromato. 
¿Cuántos gramos de cromo podrán obtenerse si 250 g de Cr2O3 de 85% de pureza se 
tratan por aluminotermia con la finalidad de obtener el metal? 
Sabiendo que en medio ácido el SO2 (dil) se oxida a HSO4- ; determine lo que ocurrirá 
cuando a una solución ácida de bicromato de potasio se agrega disolución de SO2 
(dis) (agua sulfurosa). 
¿Por qué deben hervirse las disoluciones de MnSO4 e NaOH antes de intentar 
precipitar el Mn(OH)2? 
¿Cómo prepararía a partir de MnO2 una sal de manganeso en estado de oxidación 
(II)? 
Se dispone de una muestra de 1,0000 g que contiene óxido ferroso y óxido férrico, y 
se disuelve en un ácido, con lo que todo el hierro se reduce al estado ferroso. Una vez 
logrado esto se precisa 54,0 ml de solución ácida 0,05 M de KMnO4 para oxidar todo el 
Fe2+ a Fe3+. Calcúlese el porcentaje en masa de óxido ferroso que contenía la 
muestra primitiva. 
 39
¿Será posible oxidar hidróxido ferroso por medio de una disolución de hipoclorito de 
sodio?. Plantear la ecuación correspondiente. 
¿Es posible disolver el Zn(OH)2 mediante el agregado de disoluciones cianuradas? 
¿Qué entiende por alumbre?