Quimica Equipo1 informe de la semana 10

---Semana n°10--- ---Sección 2--- ---Grupo 1---

Asignatura: QUIMICA GENERAL

Profesores: JOSE ÁVILA, ANTONIO ALMONACID MOSCOSO Y GUSTAVO RUIZ

Tema: NITROGENOIDES

Integrantes

-Rodrigo Ian Cotos Barranzuela -Dave Hinostroza Marallana

-Sergio Jesús Colca Zuta -María Elita Vega Dávila

-Diego David Casani de la Cruz

Objetivos de la sesión

- Presentar las características que hacen conocidos a los nitrogenoides.

- Realizar y explicar los experimentos o métodos de obtención de los nitrogenoides.

- Abstraer los puntos más resaltantes de la sesión y

formar una idea grupal en base a estos conocimientos.

MARCO T EORICO

Los Nitrogenoides o Nitrogenoideos son un grupo de elementos

conocido como Grupo VA, Grupo 15 o Grupo del Nitrógeno en la Tabla Periódica de los Elementos.

El Grupo de los Nitrogenoides o Grupo del Nitrógeno está formado por los siguientes elementos:

 Nitrógeno

 Fósforo

 Arsénico

 Antimonio

 Bismuto

 Unumpentio

Propiedades de los Nitrogenoides:

- Poseen la siguiente estructura electrónica en la última capa:



N: 2 s² 2 p³



P: 3 s² 3 p³



As: 4 s² 4 p³



Sb: 5 s² 5 p³



Bi: 6 s² 6 p³

- Son muy reactivos a alta temperatura.

- Todos poseen al menos el estado de oxidación -3 debido a la

facilidad que tienen de ganar o compartir 3 electrones para alcanzar la configuración del gas noble correspondiente.

- También poseen el estado de oxidación + 5 de manera que tienen

facilidad para perder 5 electrones y quedarse con la configuración

de gas noble del periodo anterior.

- En este grupo se acentúa la tendencia de las propiedades no metálicas.

- Tienen tendencia polimórfica, es decir, existen variedades alotrópicas con propiedades físico-químicas muy diferentes:



Fósforo: blanco, rojo, negro violeta



Arsénico: gris, amarillo …



Antimonio: gris, amarillo …

Como todos los grupos de la tabla periódica de los elementos químicos, en el grupo 15 o VA también observamos la típica disminución de la energía de ionización a medida que van aumentando los números atómicos.

Los dos primeros elementos, el nitrógeno, cabeza de grupo, y el fósforo, son ambos elementos no metálicos, seguidos del arsénico y el antimonio, a los que se les da el nombre de elementos metaloides y, por último, encontramos el bismuto, un elemento totalmente metálico.

Las electronegatividades que presentan los nitrogenoides nos indican

que éstos poseen un alto grado de carácter no metálico si hablamos del

nitrógeno, siendo éste grado menor para el resto de los integrantes del

grupo, decreciendo a medida que descendemos en la familia, pues el en

caso del nitrógeno es de 3.0, siendo de 2.1 para el fósforo, 2.0 para el

arsénico, y de 1.9 para el antimonio y el bismuto.

PARTE EXPERIMENTAL O PROCEDIMENTAL

EXPERIMENTO 1: OBTENCIÓN DE NITRÓGENO POR DISGREGACIÓN DE NITRITOS DE AMONIO

1.- materiales y reactivos:

Embudo de separación Tapón de jebe horadado Nitrito de sodio

Matraz Kitasato Manguera de jebe Cloruro de amonio

Rejilla de asbesto Soporte universal Mechero de alcohol

2.- procedimiento:

-

(recordar que el nitrito de sodio el cual tiene como fórmula química NaNO2, es una sal sódica de la familia de los nitritos)

- Colocar en un matraz Kitasato, provisto de una manguera de jebe, 50 mL de solución saturada de cloruro de amonio (recordar que cloruro de amonio el cual tiene como fórmula química NH4Cl, es una sal de amonio de color blanco cristalino que además es altamente soluble en agua).

- Acoplar el embudo de separación al matraz Kitasato; luego, cerrar el matraz, y colocarlo sobre la rejilla, sujetar ambos materiales un soporte universal (recordar que en el embudo se encontrara el cloruro de amonio y en el matraz Kitasato el nitrito de sodio).

- Posteriormente, calentar suavemente el matraz, evitando que la temperatura sobrepase los 70°C. En cuanto empiece la reacción, retirar el mechero (para

realizar el proceso de calentamiento se puede utilizar un mechero de alcohol como en este caso ya que la temperatura no será muy elevada).

Como vemos en la imagen si nosotros acercamos un pabilo encendido lo que

pasará al acercarlo a la manguera será la extinción de la llama por la liberación de nitrógeno molecular.

- Ecuaciones de la reacción:

NH4Cl + NaNO2 → NH4NO2 + NaCl

En esta ecuación podemos observar que 1 mol de cloruro de amonio reacciona con 1 mol de nitrito de sodio formando así 1 mol de nitrito de amonio (recordar que el nitrito de amonio es una sal que contiene iones amonio e iones nitrito). Además, también se forma 1 mol de cloruro de sodio.

NH4NO2 →N2 + 2H2O

En esta ecuación podemos observar que 1 mol de nitrito de amonio realiza una reacción de descomposición (esta reacción se da por el calentamiento al cual es sometido el compuesto), y de esta manera se genera nitrógeno molecular y también 2 moles de agua

3.- conclusiones:

- En este experimento se ha realizado el proceso de obtención de nitrógeno, recordar que para realizar este proceso se debe tener las consideraciones

necesarias por los posibles errores que podemos cometer durante el experimento lo cual resultaría en el fracaso de este.

- Este tipo de experimento es bastante útil cuando necesitemos un elemento que se encuentre sin combinar con otros compuestos, ya que si lo buscáramos sin

combinar en la naturaleza sería muy difícil de encontrar.

- Por ultimo resaltar la ayuda que presenta el conocimiento de estos experimentos ya que al saber el procedimiento y practicarlo podremos añadirlo y utilizarlo en el momento que creamos sea el más adecuado, además siempre tener la EPP

necesaria para la protección requerida para cada experimento.

EXPERIMENTO 2: OBTENCIÓN DE AMONIACO 1.- materiales y reactivos:

Tubo de ensayo Tubo de desprendimiento Hidróxido de calcio

Cloruro de amonio Agua destilada Mechero de alcohol

2.- procedimiento:

- Mezclar, en un tubo de ensayo acoplado a un tubo de desprendimiento, una

pequeña cantidad de hidróxido de calcio: Ca(OH)2, con cloruro de amonio: NH4Cl (recordar que el hidróxido de calcio se obtiene por hidratación de calcio en unos equipos llamados hidratadores).

- Calentar el tubo de ensayo, y percibir en el extremo libre del tubo de

desprendimiento, el olor correspondiente al gas desprendido (recordar que el gas desprendido que en este caso es del amoniaco tiene un olor muy penetrante y nauseabundo).

- Sumergir el extremo libre del tubo de desprendimiento en agua destilada, dejar burbujear por 5 minutos para obtener amoniaco en agua (hidróxido de amonio:

NH4OH o también conocido como agua de amoniaco, además añadir que decir

“hidróxido de amonio” es técnicamente incorrecto debido a que dicho compuesto no es aislable).

- Ecuaciones de la reacción:

2NH4Cl + Ca(OH)2 → 2NH3 + CaCl2 + 2H2O

En esta ecuación podemos observar que 2 mol de cloruro de amonio reaccionan con 1 mol de hidróxido de calcio produciendo así 2 mol de amoniaco (recordar que el amoniaco es un gas incoloro con un característico olor repulsivo), también se genera 1 mol de cloruro de calcio y 2 mol de agua.

NH3 + H2O → NH4OH

En esta ecuación vemos que 1 mol de amoniaco reacciona con 1 mol de agua formando así 1 mol de hidróxido de amonio (recordar que el “hidróxido de amonio” es utilizado en análisis cualitativos de sustancias inorgánicas, además como muchas de las aminas esta muestra una coloración azul en soluciones de cobre).

3.- conclusiones:

- En este experimento se ha realizado el proceso de obtención de amoniaco,

recordar que para la realización de este experimento se debe tener todo el equipo de obtención de amoniaco y en lo posible tratar de no desperdiciar material para tener una mayor eficacia en la realización del procedimiento.

- Este tipo de experimentos es beneficioso para nuestra experiencia, ya que de esta manera podemos obtener amoniaco de manera sencilla y de manera más segura, ya que al buscar en la naturaleza además de no encontrar con facilidad también resulta peligroso por las propiedades que posee este elemento.

- Otro punto es siempre tener en cuenta las consideraciones para cada

experimento, ya que como en este caso en la obtención de amoniaco se trabaja con un elemento el cual resulta dañino para el organismo humano debido a las

propiedades toxicas que presenta este elemento.

- Por ultimo recordar siempre tener la EPP adecuada para así protegernos de las propiedades toxicas que poseen algunos elementos y también de posibles

accidentes que pueden ocurrir por errores que se dan durante la realización del experimento.

EXPERIMENTO 3: IDENTIFICACIÓN DE AMONIACO 1.- materiales y reactivos

Nitrato mercurioso Amoniaco Fenolftaleína Reactivo nessler

Papel tornasol rojo Ácido clorhídrico

2.- procedimiento:

- Se pone en contacto la sustancia (NH

) con el papel tornasol rojo. Se evidencia un cambio de color en el papel tornasol (rojo a azul) debido a la basicidad del compuesto.

- Se agrega un poco de ácido clorhídrico (HCl) a la solución (NH

), bajo la reacción:

NH

+ HCl = NH

Cl NH

Cl + HCl = NH

Cl + H

O

La solución generada (NH

Cl) es inestable en presencia de calor.

- Se agrega fenolftaleína a la solución (NH

) y se observa un viraje incoloro a rojo grosella, que evidencia la basicidad de dicha solución.

C20H14O4 + NH3 = C20H14O4(NH3)2

- Se agrega el reactivo de Nessler a la solución anterior

(NH

Cl) y se observa la formación de un precipitado de color marrón-rojizo.

- Se añade un poco de nitrato mercurioso [Hg2(NO3)2] a una solución de hidróxido de amonio (NH

OH) y se puede

observar la formación de un precipitado negro (Hg).

Hg2(NO3)2 + NH4OH = Hg↓ …

3.- conclusión:

Se realizaron estos múltiples experimentos para identificar al amoniaco en estado gaseoso o en solución. Aplicando los conocimientos adquiridos en clase se pudo reconocer por su basicidad (viraje de color al entrar en contacto con el papel tornasol o la fenolftaleína) y los precipitados que formó al reaccionar con ciertos reactivos.

EXPERIMENTO 4: FORMACIÓN DE COMPLEJOS AMONIACALES 1.- materiales y reactivos:

Sulfato de níquel Hidróxido de sodio Sulfato cúprico Hidróxido de amonio

2.- procedimiento:

- En un tubo de ensayo se agregan unas gotas de sulfato de níquel II (NiSO4), unas gotas de hidróxido de sodio (NaOH). La ecuación es la siguiente:

NiSO4 + 2 NaOH → Ni(OH)2 + Na2SO4

Se observa un precipitado de color turquesa Ni(OH)2

- A dicha solución se agrega hidróxido de amonio (NH4OH al 25%) en exceso, observamos lo que sucede con el precipitado.

Ni(OH)2 + NH4OH = (Ni(NH3)6) (OH)2 + H2O

Se disuelve el precipitado y se forma un complejo azul.

- Se repite el proceso anterior, pero en este caso se usará sulfato cúprico (CuSO4) y se añadirá unas gotas de hidróxido de sodio (NaOH). Bajo la siguiente ecuación:

NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2

Se observa la formación de un precipitado azul pálido Cu(OH)2

- Se agrega exceso de hidróxido de amonio (NH4OH al 25%) y observamos la reacción.

Cu(OH)2 + NH4OH = (Cu(NH3)4) (OH)2 + H2O

El precipitado se disuelve y se forma un complejo azul intenso

3.- conclusión:

- Se utilizaron estos procesos para obtener complejos amoniacales, en ambas reacciones se añadió hidróxido de amonio en exceso, sobresaturando la solución.

- La formación de los complejos se realiza moviendo circularmente los tubos de ensayo, facilitando la disolución de las sustancias. El cambio se da paulatinamente, primero se sienta sobre la base el precipitado formado [Na(OH)2 y Ni(OH)2] y

posteriormente se forma el complejo.

EXPERIMENTO 5: OBTENCIÓN DEL ÁCIDO NITROSO Y SU DESCOMPOSICIÓN

1.- materiales y reactivos:

Nitrito de Sodio Ácido sulfúrico Tubos de ensayo Recipiente con hielo

2.- procedimiento:

Echamos el nitrito de

sodio a un tubo de ensayo

Se coloca en hielo para mantenerlo

estable

Químicamente ocurre esto:

Echamos el ácido sulfúrico en otro tubo

de ensayo

Se coloca también al hielo para que estén a

igual temperatura

Vertimos el tubo que contiene H2SO4 al tubo que contiene nitrato de sodio

Al combinar notamos que la parte azul pertenece al acido nitroso y se observa un gas

que indica que se está descomponiendo a hidróxido de nitrógeno y sulfato de sodio

Químicamente sucede:

Lo colocamos en hielo para que

no se siga descomponiendo

Al ponerlo en temperatura ambiente observamos el hidróxido de nitrógeno se sigue

descomponiendo en dióxido de nitrógeno (bruno-rojizo), monóxido de nitrógeno y

agua

Sigue la descomposición y para ello lo ponen en agua tibia para que sea más rápido

3.- resultado:

2NaNO2 + H2SO4 → 2HNO2 + Na2SO4

En esta ecuación podemos observar que 2 mol de nitrito de sodio reaccionan con 1 mol de ácido sulfúrico produciendo así 2 mol de ácido

nitroso y 1 mol sulfato de potasio.

2 HNO2 → NO2 + NO + H2O

En esta ecuación podemos observar que 2 mol de ácido nitroso realizan una reacción de descomposición generando así 1 mol de dióxido de

nitrógeno, 1 mol de óxido nítrico y 1 mol de agua.

EXPERIMENTO 6: PROPIEDADES ANFOTÉRICAS DEL NITRITO

1.- materiales y reactivos:

2.- procedimiento:

Químicamente sucede:

2KI + 2H2SO4 + 2NaNO2 → I2 + 2NO + K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O

1.- materiales para propiedad reductora:

Se añade yoduro de

potasio + ácido sulfúrico en

un tubo de ensayo y

agitar

Añadimos nitrito de sodio y observamos que

la solución se torna de color naranja el cual corresponde al yodo molecular.

¿Cómo comprobar que se ha formado el yodo molecular

(I2)?

Añadimos el almidón y observamos que se torna de color azul- negruzco por el yodo

almidonado

2.- procedimiento:

Químicamente sucede:

5NaNO

+ 2KMnO

+ 3H

SO

→ 5NaNO

+ 2MnSO

+ K

SO

+ 3H

O

3.- resultados:

Puede actuar como agente oxidante o reductor y viceversa REDUCCION: Mn

→ Mn

OXIDACION: I

→ I2

Echamos permanganat o de potasio +

ácido sulfúrico

Echamos el nitrito de sodio

y rápidamente observamos la decoloración

Con la decoloración comprobamos la propiedad reductora del

nitrito de sodio

EXPERIMENTO 7: IDENTIFICACIÓN DEL NITRATO 1.- materiales y reactivos:

Gotero Pipeta Lámina portaobjetos

Difenilamina sulfúrica Nitrato de potasio

2.- procedimiento:

- En una lámina portaobjetos se coloca una gota de solución KNO3 (recordar que el nitrato de potasio es un componente que se encuentra en el salitre, pero en la actualidad se extrae de depósitos de nitrato de sodio, también debemos recordar que este compuesto posee una coloración blanco grisácea).

- Se agrega una gota de Difenilamina sulfúrica, que nos servirá para identificar la presencia del anión NO3- (recordar que al agregar Difenilamina sulfúrica a la solución esta se tornará de un color azul intenso, agregar también que este compuesto es un derivado de la anilina que consiste en una amina unida a dos grupos fenilo).

- Se nota que la solución toma un color azul intenso lo que confirma la presencia del NO3- (recordar que los nitratos son sales o esteres del ácido nítrico, además tener en cuenta que estos se forman naturalmente como producto final de la

descomposición de productos animales o vegetales).

3.- conclusiones:

- En este experimento se ha realizado el proceso de identificación del nitrato, recordar también que para la realización de este experimento es necesario

manejar el material adecuado además de realizarse en un espacio adecuado para evitar posibles reacciones adversas.

- Este tipo de experimentos son de gran utilidad al momento de querer verificar si realmente se tiene el elemento deseado o no, además también podemos verificar otros datos con este tipo de pruebas y así poder comprobar sus propiedades generales y algunas otras particulares.

- Otro punto es siempre tener en cuenta las consideraciones para cada caso, ya que si no los tenemos presentes podríamos cometer un error sin darnos cuento o

incluso provocar un accidente por el desconocimiento de las propiedades de los elementos con los cuales se trabaja.

- Por ultimo tener siempre tener la EPP adecuada para así protegernos de los posibles accidentes que puedan ocurrir durante el proceso de experimentación, además siempre tener un ambiente adecuado para la realización de dichos

experimentos.

EXPERIMENTO 8: DESCOMPOSICIÓN DE NITRATO DE PLOMO 1.- materiales y reactivos:

Beaker Balanza analítica Nitrato plumboso

2.- procedimiento:

- Pesamos 1g de Pb(NO3)2 con la ayuda de la balanza analítica (recordar que el nitrato de plomo es una sal inorgánica de polo y ácido nítrico, además también tiene la forma de cristal incoloro o de un polvo blanco y entre sus propiedades está el ser un oxidante muy estable y fuerte).

- Colocamos el Pb(NO3)2 en un beaker resistente a altas temperaturas y

procedemos a calentarlo gradualmente (tener en cuenta que mientras más tiempo pase y la temperatura aumente se empezara a liberar dióxido de nitrógeno y

quedara como precipitado oxido de plomo).

- Cuando la temperatura llega a 270°C da inicio la reacción de descomposición:

2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 +O2

En esta ecuación podemos observar que 2 mol de nitrato de plomo realizan una reacción de descomposición produciendo así 2 mol de óxido de plomo (recordar que el óxido de plomo posee una coloración amarilla generalmente), además también se generaron 4 mol de dióxido de nitrógeno y 1 mol de oxigeno molecular.

- Se observa el desprendimiento de un gas marrón rojizo correspondiente a la formación de NO2 y en el beaker queda el PbO (recordar que el dióxido de nitrógeno es un compuesto químico que forma parte de los principales contaminantes entre varios de los óxidos de nitrógeno).

3.- conclusiones:

- En este experimento se ha realizado el proceso de descomposición del nitrato de plomo, tener en cuenta que para realizar este experimento se debe tener todo el equipo necesario para su realización además del conocimiento sobre el manejo adecuado de estos instrumentos.

- Este tipo de experimentos es de gran beneficio para nuestro conocimiento pues de esta manera tendríamos un método más para poder obtener elementos de una manera sencilla simplemente realizando la descomposición de un compuesto mas complejo.

- Por ultimo tener siempre tener la EPP adecuada para así asegurar nuestra

protección contra los posibles accidentes que pueden ocurrir ya sea por un error durante el proceso o por no tomar en cuenta las consideraciones de los elementos con los que se está trabajando.

EXPERIMENTO 9: EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN: CLORURO DE BISMUTILO

contexto:

En base del siguiente experimento comprenderemos el desplazamiento de la reacción debido al cambio de concentración de un producto

.

1.- materiales y reactivos:

Tubo de ensayo Agua destilada Cloruro de Bismuto

Ácido clorhídrico Rejilla de laboratorio

2.- procedimiento:

- En un tubo de prueba colocamos 1mL de cloruro de bismuto: BiCl3 y

adicionamos gota a gota agua destilada hasta obtener el precipitado blanco.

- Luego, alteramos la concentración de los productos adicionando gotas de ácido clorhídrico hasta disolver el precipitado, restableciendo el equilibrio.

Análisis de la reacción:

- La reacción de BiCl3 mas el H2O es una reacción reversible, por lo tanto, se cumple el principio de Lechatelier que estipula: Si la concentración de los productos aumenta, el equilibrio se desplaza a la

izquierda, beneficiando la producción de reactivos, como podemos observar en el video.

- Al desplazarse del equilibrio se observa una

decoloración instantánea debido a la rápida creación de BiCl3 sobre BiOCl.

HCl

Reacción: Desplazamiento hacia la derecha

BiCl3 + H2O ↔ BiOCl ↓ + HCl

Reacción: Desplazamiento hacia la izquierda

BiCl3 + H2O ↔ BiOCl ↓ + HCl

Principio de Lechatelier

EXPERIMENTO 10: RECONOCIMIENTO DEL CATIÓN BISMUTO contexto:

En base de los siguientes experimentos reconoceremos la presencia del catión bismuto mediante la formación de compuesto, el cambio de color y formación de complejos.

1.

- materiales y reactivos:

Tubo de ensayo Agua destilada Yoduro de potasio

Cloruro de Bismuto Nitrato de Bismuto Matraz Erlenmeyer

2.- procedimiento:

- En tres tubos de ensayo vertemos 5 gotas de una solución de sal de bismuto.

- Añadimos 5 gotas de los reactivos de yoduro de potasio: KI, agua: H2O y sulfuro de sodio: Na2S.

a) Reconocimiento por agua.

- En un tubo de ensayo, 5 gotas de cloruro de bismuto (BiCl3) reacciona con agua destilada (H2O)

- Ecuación general:

3+

BiCl3 + H2O  BiOCl ↓ + HCl

Análisis de la reacción:

- En la reacción se evidencia el cambio de color de trasparente a blanco, debido la formación de BiOCl, por lo cual se reconoce el catión Bi⁺³.

b) Reconocimiento por yoduro de potasio (KI)

- En un tubo de ensayo, 5 gotas de nitrato de bismuto Bi(NO3)3 reaccionan con yoduro de potasio (KI).

- Ecuación general:

3+

Bi(NO3)3 + 3KI → BiI3 + 3KNO3

- Debido al exceso de KI se forma un complejo:

H2O

3+

Bi(NO3)3 + KI = K(BiI4) + KNO3

Análisis de las reacciones:

- Para el reconocimiento del catión Bi⁺³ se emplea Bi(NO3)3 con KI, en fin, visualizarlo a través del cambio de coloración de las reacciones, primero fue el color negro y finalmente el naranja.

- Para minimizar el gasto de reactivo KI se reduce la cantidad del compuesto, como se puede observar en las imágenes.

c) Reconocimiento por sulfuro de sodio (Na

S)

- En un tubo de ensayo, 5 gotas de nitrato de cloruro de bismuto (BiCl

) reaccionan con sulfuro de sodio (Na

S).

KI

Reacción:

Bi(NO3)3 + 3KI → BiI3 + 3KNO3

Reacción:

Bi(NO3)3 + KI = K(BiI4) + KNO3 KI

- Ecuación general:

+3 -2

2BiCl

+ 3Na

S  Bi

S

↓+ 6NaCl

Análisis de las reacciones:

- Para el reconocimiento del catión Bi⁺³ se emplea BiCl3 con Na2S, este proceso lo visualizamos a través del cambio de color de blanco a marrón rojizo.

Resumen de los experimentos:

Na2S

Reacción:

2BiCl3 + 3Na2S  Bi2S3↓+ 6NaCl

RESULTADOS Y DISCUSION

En esta sesión aprendimos sobre los elementos del grupo 5A: Los compuestos que forman, sus diferentes formas de organización y sus estados de oxidación; estos nuevos saberes cambian nuestra manera de comprender la formación de compuestos, debido a que los estados de oxidación se pueden usar dinámicamente para generar compuestos con fines específicos como: el ANFO, salvarsán, nitrato de celulosa. Cada nuevo descubrimiento revoluciona los tratamientos de enfermedades, industrias militares y la calidad de vida.

Además, se mostró, como ya es costumbre, el conocimiento de manera teórica y práctica, y también se nos advirtió de las consideraciones que debemos tener al trabajar con estos elementos ya que debido a sus

propiedades son compuestos de tratamiento sensible, ya que al no tomar en cuenta sus características pueden ocurrir accidentes que pueden

perjudicar no solamente al que está realizando algún experimento sino también a las personas que se encuentre en su misma área.

Existe un mundo de posibilidades en la creación de nuevos materiales y

componentes, por eso mismo, en la clase experimental nos enseñaron a

identificarlos a través del cambio de color, formación de precipitados y

complejos, para encaminarnos a los fines intrínsecos de nuestra carrera

de Ciencias de Salud.

CUESTIONARIO

1. Indique las propiedades físicas, químicas y la toxicidad del amoniaco

- Fórmula global: NH3

- Gas incoloro en condiciones normales, tiene un olor picante característico, que irrita los ojos y de sabor cáustico.

- Masa molar: 17 gmol^-1

- Densidad del gas (0 ºC y 1atm.) 0,7714 kg/m³ - Temperatura de solidificación –77,7 ºC

- Temperatura normal de ebullición –33,4 ºC

- Calor latente de vaporización a 0 ºC 1265 kJ/kg - Presión de vapor a 0 ºC 415 kPa.

- Temperatura crítica 132,4 ºC - Presión crítica 113atm.

- Estable a temperatura ambiente, se descompone por el calor.

- Posee propiedades básicas dada su facilidad para formar cationes amonio (NH4+) al combinarse con agua y ácidos. La reacción con el agua se verifica según la ecuación:

H2O + NH3 = NH4+ + OH- Comportándose como una base débil de Brönsted-Lowry, por lo que se utiliza en muchas reacciones como fuente moderada de iones OH-

Carácter Redox: puesto que en él nº de oxidación del N es -3, que es el menor posible, en NH3 sólo puede actuar como reductor en las reacciones redox. Así, por ejemplo, a temperatura elevada se oxida con oxígeno molecular.

2. Indique 3 presentaciones tipo jarabe que incluyan en su fórmula cloruro de amonio (qué rol cumple)

JARABE COMPOSICIÓN ROL

DEXTROTUSSIN

Cada 5 ml. (1 cucharadita) contiene:

 Difenhidramina clorhidrato 12.5 mg.

 Bromhidrato de dextrometorfano 15 mg.

 Cloruro de amonio 125 mg.

Es útil en las infecciones respiratorias inferiores, especialmente bronquitis agudas y crónicas, neumonías y bronconeumonías, infecciones respiratorias superiores, amigdalitis, laringitis, sinusitis, etc. También está indicado en las infecciones de las vías urinarias,

gastrointestinales, infecciones dermatológicas.

Dextrotussin es bien aceptado por los lactantes, niños y adultos y no produce trastornos

gástricos u otros efectos secundarios.

SIROGAL

Cada 100 ml contiene:

 Bromhidrato de Dextrometorfano 0.25g

 Guayacol Sulfato Potásico 1.70g

 Cloruro de Amonio 1.50g

Sirogal contiene Dextrometorfano bromhidrato, un antitusivo de acción

central de reconocida actividad terapéutica. Se ha incorporado además cloruro de amonio al jarabe por sus excelentes propiedades expectorantes y licuantes de la secreción bronquial.

La acción antitusiva y expectorante de Sirogal asegura lo que el médico

desea para el pequeño paciente: una tos productiva. Calma los violentos accesos de la tos que se agotan rápidamente, irritando el tracto respiratorio e impidiendo el sueño.

PULBRONC

Cada 5 ml de jarabe contiene:

 Clobutinol Clorhidrato 20 mg

 Orciprenalina Sulfato 5 mg

 Cloruro de Amonio 35 mg.

Pulbronc está indicado para el manejo de la tos en pacientes con bronquitis obstructiva, en cuadros de tos paroxística espasmódica en niños, en bronquitis crónica, enfisema y neumoconiosis que cursen con tos.

3. Indique el rol que cumplen los nitritos y nitratos en alimentos. Así también por qué están regulados Ambos son conservantes legales que eliminan las bacterias dañinas en alimentos como el tocino, jamón, salame y algunos quesos.

Las verduras adquieren nitratos y nitritos de la tierra en la que crecen: los nitratos forman parte de los depósitos minerales naturales, mientras que los nitritos surgen de los microorganismos del suelo que descomponen la materia animal.

Los más utilizados son nitrito potásico (E-249), nitrito sódico (E-250), nitrato sódico (E-251) y nitrato potásico (E-252), conociéndose a la mezcla de sal con nitratos y/o nitritos con el nombre de «sal curante» o «sal de curación», cuyas funciones en los productos curados son el desarrollo del aroma y del sabor, el desarrollo y estabilización del color característico de estos productos y, sobre todo, evitar el desarrollo de las esporas de Clostridium botulinum, causante del botulismo.

La norma que regula su uso, como la del resto de los aditivos, es el Reglamento (CE) No 1333/2008 del Parlamento Europeo y del Consejo, que es la herramienta que sirve para gestionar el riesgo en el que, para el caso de los productos cárnicos, tendremos que barajar dos tipos de peligros: uno

químico, que por su abuso podría ayudar el desarrollo de cáncer de colon, y otro microbiológico, relacionado con el riesgo de padecer botulismo.

4. ¿Cuántos gramos de HNO3 pueden producirse por calentamiento de 382,45 g de NaNO3 con H2SO4 concentrado, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 80%?

2NaNO3 + H2SO4 --- 2HNO3 + Na2SO4 2(85) 2 (63)

382,45g x X= 283,5

80 %= cantidad real x 100 % / 283,5 cantidad real = 226,8

5. ¿Cuántos gramos de (NH4)2SO4 se pueden producir por tratamiento de 246,05 g de NH4Cl con H2SO4 concentrado, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 90%?

2 NH4OH (l) + H2SO4 (ac) → (NH4)2SO4 (ac) + 2 H2O (l) 2mol 1mol

70g 132,14

246,05g X

_________________________________

X = 464,47 (teórico)

Con rendimiento de 90 % X = 90%(464,47)

X = 418,02 g

6. Represente las estructuras de los complejos amoniacales de níquel y cobre

Complejo amoniacal de cobre Complejo amoniacal de níquel

[Cu(NH3)4(OH2)] (2+) [Ni(NH3)6] (2+)

7. El 04/08/2020 ocurrió una explosión y deflagración en el puerto de Beirut, capital de Líbano, de acuerdo a los reportes se pudo deber a la interacción de sales de amonio con otros agentes.

Fundamente y explique químicamente el fenómeno producido.

El nitrato de amonio (AN) se usa ampliamente como fertilizante y como material explosivo. Como un

fertilizante, es una excelente fuente de nitrógeno. Como explosivo, AN se mezcla con fueloil, llamado fueloil de nitrato de amonio (ANFO)

AN no se considera una sustancia química inflamable o material combustible a temperaturas atmosféricas. Sin embargo, es un fuerte agente oxidante, que puede detonar bajo ciertas condiciones que incluyen temperatura elevada, presencia de impurezas y confinamiento. Los tipos de peligro de AN están relacionados con el fuego (como oxidante), descomposición autosostenida (SSD) y riesgos de explosión.

El punto de fusión de AN está alrededor 170 ° C y se descompone por encima de 210 ° C. Estudios anteriores han informado que incluso en 200 ° C, puede ocurrir una lenta descomposición. Ensayos de calorimetría adiabática de muestras grandes de 100 g, indican que el AN puede descomponerse tan pronto como 190 ° C.

Los diferentes mecanismos de descomposición de AN se clasifican en las siguientes reacciones: Endotérmica reversible, ocurren a temperaturas relativamente bajas (es decir, alrededor de 170 ° C). La vaporización de AN derretido conduce a la formación de amoníaco y ácido nítrico, lo que podría iniciar la descomposición de AN a través de la siguiente reacción.

NH4NO3 ↔ N2O + 2H2O, ∆H = 176 kJ mol-1

A temperaturas más altas (es decir, entre 170 ° C y 280 ° C) se producen reacciones exotérmicas irreversibles NH4NO3 → N2O＋2H2O, ∆H = -59 kJ mol-1

NH4NO3 → 1/2N2＋NO+2H2O, ∆H = -257 kJ mol-1 NH4NO3 → 3/4N2＋1/2NO2+2H2O, ∆H = -944 kJ mol-1

Si el material se calienta repentinamente, habrá una descomposición explosiva 2NH4NO3→2N2↑＋O2↑＋4H2O ∆H = -1057 kJ mol-1

8NH4NO3→5N2↑＋4NO + 2NO2↑＋16H2O -600 ∆H = kJ mol-1

Para determinar su viabilidad como fertilizantes, debemos comprender sus propiedades de descomposición al combinarlos con elementos necesarios para fertilizar (aditivos), estos elementos se presentan en la siguiente tabla:

Los peligros de explosión de AN se han estudiado ampliamente y se han realizado varios esfuerzos estudiar los efectos térmicos de AN con aditivos. Los aditivos se clasifican en dos tipos: promotores e inhibidores. Algunos productos químicos se comportan como materiales inertes que dan como

resultado la dilución de AN, o cambian las condiciones de reacción química debido a la

incorporación, reduciendo la probabilidad de explosión de AN. Este tipo de sustancias químicas se denominan inhibidores, se han demostrado:

• El sodio, potasio, sales de amonio y calcio de sulfato, fosfato o carbonato, así como ciertas sales con alto contenido de nitrógeno

• Los orgánicos (urea, oxalato, formiato, sales de guanidinio) son buenos inhibidores ya que mejoran la AN estabilidad térmica para usarse como fertilizante.

• Sales de sodio de ácidos débiles (carbónico, acético, fórmico, oxálico e hidrofluórico) también han demostrado ser buenos inhibidores.

Por el contrario, algunos otros productos químicos llamados promotores, aceleran la tasa de explosión de AN. Los promotores incluyen sustancias explosivas, tales como:

• Nitrocelulosa, compuestos nitros aromáticos;

• Sustancias combustibles no explosivas, como azufre, carbón vegetal, harina, azúcar o aceite;

• Sustancias incombustibles como: Pirita, zinc, cadmio y cobre;

• Sales de cloruro, tales como cloruro de amonio, cloruro de bario, cloruro de calcio, cloruro de sodio y potasio cloruro; cationes de cromo, hierro y aluminio.

• Materiales carbonosos, hidrocarburo ceras, ácido inorgánico, como ácido sulfúrico y ácido clorhídrico.

• Orgánico común contaminantes, como grasas animales, algodón empacado, trapos empacados, papel de desecho empacado, blanqueo polvo, arpillera de bolsas de algodón, sosa cáustica, coque, carbón vegetal, carbón, corcho, alcanfor, fibras de cualquier tipo, aceite de pescado, harina de pescado, goma espuma, heno, aceite lubricante, harina de pescado, aceite de linaza o secado aceites, naftaleno, roble, ropa engrasada, papel engrasado, textiles engrasados, pintura, paja, aserrín, madera virutas y aceite vegetal.

• Cuando la temperatura alcanza alrededor de 200 ° C, tanto la temperatura como la presión comienzan a aumentar dramáticamente

Efecto de los aditivos

La temperatura de inicio de la descomposición del AN es de unos 200 ° C y cuando el AN se mezcla con aditivos, si la temperatura de inicio es superior a 200 ° C, el aditivo se definido como un inhibidor ya que retrasa la temperatura de inicio; si el inicio es inferior a 200 ° C, el aditivo se define como un promotor como se describe a continuación. Temperaturas de descomposición térmica (Tonset)

Tonset = 200 ° C para AN

Tonset> 200 ° C para inhibidores Tonset <200 ° C para promotores

Sulfato de sodio

Al comparar los resultados obtenidos para la mezcla de AN con Na2SO4 frente a AN puro, se encontró que la temperatura de inicio aumentó en 50 ° C y la temperatura al máximo la tasa de temperatura aumentó en 36 ° C. Esto muestra que la adición de Na2SO4 retrasa la aparición de comportamiento fuera de control de AN. Como conclusión, el sulfato de sodio es un buen inhibidor de la AN. Se han obtenido resultados similares utilizando DSC (calorimetría diferencial de barrido)

donde el Na2SO4 elevó la descomposición exotérmica de AN por 7 ° C para una mezcla de AN con 5% en peso de Na2SO4, y 23 ° C para 20% en peso de Na2SO4.

Cloruro de potasio

Otro aditivo, cloruro de potasio (KCl), se utilizó para estudiar el comportamiento descontrolado de AN donde se mezcló 2,78% en peso de KCl con AN.

Al comparar los resultados obtenidos para la mezcla de AN con KCl, frente a AN puro, se encontró que la temperatura de inicio disminuyó en 12 ° C y la temperatura al máximo la tasa de temperatura disminuyó en 60 ° C. La tasa máxima de temperatura y presión de AN con El KCl también aumenta considerablemente. Esto muestra que la adición de KCl avanza el inicio de la fuga. comportamiento de AN y genera calor a un ritmo mayor. Como conclusión, el cloruro de potasio es un promotor de AN.

Se puede concluir que la presencia de aditivos influye en la aparición temperatura de

descomposición de AN. En el caso de los inhibidores, la temperatura de inicio y temperatura al máximo se aumentan; mientras que, en presencia de promotores, estos las temperaturas disminuirán.

Por lo tanto, según lo explicado se determina que la razón de la explosión en el puerto Beirut no solo es debido a un mal almacenaje, además se encontraban expuestos a agentes promotores que facilitaron la explosión.

8. Indique la relación entre el arsénico y los medicamentos salvarsán y neosalvarsán

El científico Ehrlich en su búsqueda metódica de un curativo específico para una enfermedad identificada, se consideró como la introducción de la quimioterapia dirigida,

El primer ejemplo fue la introducción en 1910 de un compuesto organoarsénico (grupo funcional con arsénico) que se llamó Salvarsán, que proporcionó la primera cura real para la enfermedad

extremadamente desagradable de la sífilis (causada por el espiroqueto parasitaria Treponema Palladium).

En su creación, la idea era que, si un tinte podía apuntar selectivamente a un microorganismo, y los grupos funcionales responsables podían incluirse en una molécula que también era tóxica para el microorganismo, entonces tendría un agente quimioterapéutico específico. La introducción de Salvarsán fue un evento importante, y el compuesto se convirtió rápidamente en el más fármaco ampliamente recetado en el mundo.

Producción:

En la Preparación de Salvarsán, a pesar de su amplio uso seguía siendo un material enigmático. Su síntesis implicó la reducción del ácido fenilarsónico sustituido con ditionito en una reacción lo cual no fue sencillo; los productos tenían una toxicidad variable de tal manera que hasta el 50% de los lotes de la operación de Ehrlich fueron rechazados. Esto se ha atribuido a la presencia de impurezas no identificadas que contienen azufre que se derivaron del ditionito.

Preparado de esta manera, Salvarsán es un polvo de color amarillo pálido. La forma neutra se oxida muy fácilmente. por lo que se aisló como la sal de HCl, que puede manipularse durante períodos cortos en el aire sin deterioro.

Debido a la toxicidad del salvarsán, Ehrlich a partir del 1912 lo sustituye por el Neosalvarsán, el cual es menos hidrosoluble y más efectivo en el tratamiento de la sífilis. Su síntesis es el producto de la unión de la arsfenamina (salvarsán) al bisdefito de sodio aldehído.

Nombre Sistemático:

2-amino-4-(3-amino-4-hidroxyfenil) arsanilidenearsanilfenol; clorhidrato

Síntesis de Salvarsán

9. ¿Por qué se dice que el arsénico debe su toxicidad al ser un TIOL PRIVO?

Porque este elemento presenta una gran afinidad por los grupos de tioles, adhiriéndose específicamente a los receptores hormonales que contienen grupos de tioles.

10. Una solución típica para el tratamiento de la hipofosfatemia contiene 100 mmol/L de fosfato, 19 mmol/L de iones potasio y 162 mmol/L de iones sodio. Calcule la cantidad de iones fosfato, potasio y sodio en una formulación de 500 mL. (Expresar en mg o g).

1 mol --- 1000 mmol Solución típica:

1L 0.5 L

- 100 mmol/L --- iones fosfato 50 mmol/L --- iones fosfato - 019 mmol/L --- iones potasio 9.5 mmol/L --- iones potasio - 162 mmol/L --- iones sodio 81 mmol/L --- iones sodio 281 mmol/L 140.5 mmol/L

Cantidad de iones:

95 mg = 1 mmol | 95 x 50 = 4750 mg iones fosfato 39 mg = 1 mmol | 39 x 9.5 = 370.5 mg iones potasio 23 mg = 1 mmol | 23 x 81 = 1863 mg iones sodio

Nombre Sistemático:

Sodio 3,3'-diamino-4,4'-dihidroxiarsenobenceno-N- formaldehídosulfoxilato; Neoarsefinamina;914

REFERENCIAS

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4. Prueba de Nessler para hidróxido de amonio o amoniaco https://www.youtube.com/watch?v=OitBWBaHxoQ

5. Ammonium Chloride HCl + NH3 = NH4Cl Hydrochloric acid + ammonia hydroxide https://www.youtube.com/watch?v=hHd5FqV7avE

6. Determinación de pH con Fenolftaleína Parte 6 https://www.youtube.com/watch?v=jSZTXgQ1AVg 7. Compuestos de coordinación y Química del níquel https://www.youtube.com/watch?v=Q7RUshCt_fA

8. Complejo amoniacal de cobre https://www.youtube.com/watch?v=aemMY4414co 9. Han Z, Sachdeva S, Papadaki MI, Mannan MS, Kay O’connor M. Ammonium Nitrate Thermal Decomposition with Additives. Citado en:

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