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ESTUDIO DE LAS FORMAS ALOTRÓPICAS DEL AZUFRE Y SUS IONES SULFITO (SO3-2) Y TIOSULFATO (S2O3-2). Fuentes Celimar ci: 20.730.088 Laboratorio de Química Inorgánica. Facultad Experimental de Ciencias y Tecnología. Universidad de Carabobo. Naguanagua, Venezuela. Revisado por: Prof. Clara González Resumen La práctica se dividió en tres experiencias, la primera consistió en la obtención de las tres formas alotrópicas del azufre (rómbica, monoclínica y plástica) basándose en la variación de sus propiedades físicas en función de la temperatura, y el método de enfriamiento. En la segunda experiencia se procedió a realizar pruebas de caracterización de los iones sulfito (SO3-2) y tiosulfato (S2O3-2), observando el comportamiento de ambos iones en presencia de diferentes reactivos . la tercera y ultima experiencia consistió en la preparacion de tiosulfato de sodio (Na2S2O3) , haciendo reaccionar 7.2156±0.0001g de sulfito de sodio (Na2SO3) con 3.0072±0.0001g de azufre (S), mediante un sistema de reflujo (figura 6) el cual es una técnica experimental de laboratorio para el calentamiento de reacciones que transcurren a temperatura superior a la ambiente y en las que conviene mantener un volumen de reacción constante. En la práctica esta síntesis no fue favorable, ya que no se produjo la cristalización de tiosulfito de sodio (Na2S2O3).

I. INTRODUCCIÓN El azufre es un elemento químico no metálico de la tabla periódica, el cual se representa por su símbolo S y su número atómico 16, su configuración electrónica es [Ne] 3s² 3p⁴. Este se halla creando sulfonales y sulfuros en su forma reducida, y en regiones volcánicas en su forma nativa.[1] El azufre por ser un elemento de la naturaleza, cumple con una serie de funciones específicas, tal y como lo es su propio ciclo, de igual manera el efecto que incurre en otros elementos químicos o superficies naturales. El azufre en sí, es un sistema complejo que ayuda a la combustión siendo ésta la función por la cual ha sido reconocido, tomando en cuenta otras características.[1]

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Antes de presentar el informe, se debe acotar que cuando se habla del azufre como elemento químico, se refiere a un elemento no metálico, el cual es insípido e inodoro, que presenta un color amarillento pálido, que a su vez es también llamado piedra inflamable, gracias a su gran capacidad de combustión y como antesala se puede mencionar que todas las formas de azufre son insolubles en agua, y las formas cristalinas son solubles en desulfuro de carbono.[2] También hay que tomar en cuenta lo dañino que es el azufre para la salud y para el ambiente, puesto que éste puede provocar alteraciones peligrosas para el hombre y no solo para él sino para los animales, por ello se debe tener una previa especialización sobre el asunto, además de estar al tanto con cuales elementos químicos se puede lograr mezclar el azufre.[4]

Estudio del azufre. Facyt-UC

Cuando el azufre ordinario se funde, forma un líquido de color rojizo que se oscurece si se calienta más, alcanzando finalmente su punto de ebullición. Si el azufre fundido se enfría lentamente, sus propiedades físicas varían en función de la temperatura, la presión, y el método de enfriamiento. El azufre sólido, presenta varias modificaciones alotrópicas, las más importantes son el azufre rómbico y el monoclínico, que difieren entre sí por la simetría de los cristales.[1]

II.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN

En la primera experiencia se procedió a formar los alotrópos del azufre. El azufre sólido, presenta varias modificaciones alotrópicas, las más importantes son el azufre rómbico y el monoclínico, que difieren entre sí por la simetría de los cristales. En la forma rómbica, que es estable en la temperatura ambiente, los átomos de azufre se enlazan formando un anillo octoatomico alabeado (fig. 2 (a)). El procedimiento para la formación del azufre rómbico consistió en disolver aproximadamente 1g de azufre en xileno (o cualquier otro disolvente orgánico no polar) y calentar lentamente hasta su disolución, luego se vertió en un vidrio de reloj observando la formación de los cristales (ver figura 1)

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Figura 1: azufre rómbico.

Por encima de los 95,5ºC, la forma estable, es el azufre monoclínico cuya estructura no se conoce, pero probablemente este también compuesta por moléculas de S8. Para la formación de este azufre, se calentó aproximadamente 1 g de azufre en un tubo de ensayo, hasta que se tornó de color ámbar y luego se vertió el azufre sobre un vidrio de reloj previamente enfriado, observando como el azufre fundido se solidificó.[4] El azufre líquido, a temperatura cercana al punto de fusión de la forma monoclínica, 119ºC, es un líquido móvil de color amarillo. Si se calienta, se va espesando gradualmente, siendo máxima su viscosidad entre los 165 y los 200ºC. Si se continúa el calentamiento, el líquido se vuelve cada vez más fluido, hasta alcanzar el punto de ebullición a los 444,6ºC. Si en su estado más viscoso (que puede tomar un color rojo oscuro cuando contiene impurezas) se vierte en agua, se forma el azufre amorfo o plástico. Este alotrópo está compuesto por largas cadenas de átomos de azufre (fig.2 (b)). De acuerdo con estos hechos, se atribuye el cambio de la viscosidad con la temperatura, estas cadenas se siguen fragmentando cada vez más.[3]

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Figura 2: (a) estructura del azufre rómbico. (b) estructura del azufre plástico o amorfo.

Figura 4: estructura del ion tiosulfato.

El ion del sulfito tiene forma de pirámide trigonal (hibridación del azufre es sp2) con el átomo de azufre en el centro y los tres átomos de oxígeno y un par de electrones apuntando a las esquinas.(fig.5)[2] Figura 3:azufre a diferntes temperaturas, la primera imagen de izquierda a derecha es a temperatura ambiente ,segunda temperatura de fusion , tercera a 200ºC y cuarta azufre hirviendo.

El vapor de azufre contiene, además del S8, S3, S4, S5, S7 y probablemente otras especies Sn en un equilibrio que depende de la temperatura. A altas temperaturas predominan las moléculas de S2; por encima de los 2200° y a presiones por debajo de 10-7, predominan los átomos de azufre. La especie S2 se puede enfriar rápidamente en nitrógeno líquido para dar un sólido de intenso color, inestable por encima de -80° y que contiene moléculas de S2. Estas moléculas tienen dos electrones no apareados.[3] El anión tiosulfato se presenta con forma tetraédrica (hibridacion del azufre es sp3) en la que se produce la sustitución de un átomo de oxígeno por otro de azufre. La distancia entre los átomos de azufre (S-S) indica que entre ellos existe un enlace simple, lo que implica una carga negativa en las interacciones con el oxígeno (S-O) ya que estas presentan un enlace doble.(fig.4)[2]

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Figura 4: estructura del ion sulfito.

El enlace S—S tiene un valor de 270KJ.mol-1 frente al O—O de 145 KJ.mol-1.explicando la tendencia a la catenacion del azufre (capacidad de un elemento químico para formar estructuras de cadena larga, vía una serie de enlaces covalentes).La contribución π al enlace S=S es menor que para el O=O.[2] la segunda experiencia consistió en realizar la caracterización de dos oxoaniones del azufre , iones sulfito (SO3-2) y tiosulfato (S2O32 ),mediante la presencia de reactivos como nitrato de plata (AgNO3), ácido clorhidrico (NaCl) y permanganato de potasio ( KMnO4). En la tabla 2 se encuentran las observaciones durante la realización del ensayo.

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Reacción con nitrato de plata (AgNO3) Ion tiosulfato (S2O3-2) A una solución de tiosulfato de sodio (Na2S2O3), se le añadio gotas de nitrato de plata (AgNO3), observando en el ensayo un precipitado lechozo de color gris que luego se torno de color marrón , este precipitado es indicativo de la presencia de tiosulfato de plata (Ag2S2O3), según la siguiente reacción: 2AgNO3 + Na2S2O3 → Ag2S2O3 + 2NaNO3

el papel de filtro .la reacción involucrada es la siguiente: 2H+ + S2O3-2(ac) → H2O + S(ac) + SO2(g) 3 SO2(g) + K2Cr2O7 + 2H+ → Cr2(SO4)3 + 2K+ + H2O

Ion sulfito (SO3-2) el sulfito de sodio (Na2SO3) reacciona con ácido clorhidrico (HCl) , para formar cloruro de sodio y desprendimiento de dioxido de azufre gaseoso [2], según la siguiente reaccion: Na2SO3(ac) + 2HCl(ac) → 2NaCl + H2O(l) +SO2(g)

Ion sulfito (SO3-2) En el ensayo de nitrato de plata (AgNO3) con solución de sulfito de sodio (Na2SO3), se observó la formacion de precipitado de color blanco, que luego era soluble en la misma solución , al calentar dicha solución el precipitado se torno de color gris oscuro , la reacción involucrada es la siguiente:

Para identificar la presencia de este gas de dióxido de azufre en la práctica ,se colocó sobre el tubo donde acurria la reacción un papel filtro humedecido con una solución de yodato de potasio (KIO3) y almidón , observando la coloracion violeta caracteristica de la reducción del ion I2. La ecuación de reacción involucrada es la siguiente:

2AgNO3 + Na2SO3 → Ag2SO3 + 2NaNO3

Reacción con permanganato de potasio (KMnO4)

2KIO3 + 5SO2 + 4H2O → I2 + K2SO4+ 4H2SO4

Reacción con ácido clorhidrico (HCl) Ion sulfito (SO3-2) Ion tiosulfato (S2O3-2) Se hizó reaccionar en un tubo de ensayo una solución de tiosulfato de sodio (Na2S2O3) con unas gotas de ácido clorhidrico (HCl) 6M , esta reacción produce dioxido de azufre gaseoso (SO2) , para verificar la presencia de este gas , se colocó sobre el tubo de ensayo un papel filtro humedecido con dicromato de potasio (K2Cr2O7). Al reaccionar el dióxido de azufre con dicromato de potasio, se produce sulfato de cromo III (Cr2(SO4)3),[3] observando la coloración verde característica de esta sal sobre

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Al añadir sulfito de sodio a la solución de permanganato de potasio , se observó la decoloración del permanganato (violeta) , debido a que el sulfito de sodio se oxida fácilmente para convertirse en sulfato de sodio (Na2SO4), mientras que el MnO4- se reduce a Mn+2 , percibiendo la decoloración de la solución [3], la ecuación de reacción es la siguiente : 2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + 3 H2O

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Ion tiosulfato (S2O3-2)

se recomienda pulverizar el azufre para facilitar su disolucion .

En el caso de la reacción del tiosulfato de sodio (Na2S2O3) con permanganato de potasio (KMnO4) , tambien ocurrio la decoloración del permanganato debido a la reducción del ion MnO4- a Mn+2. La ecuación de reacción es la siguiente: 2MnO4- +10 [S2O3]-2 + 16H+ → 5[S4O6]-2+2Mn+2 +8H2O

En la tercera y ultima experiencia se procedió a realizar la sintesis de tiosulfato de sodio (Na2S2O3). El tiosulfato de sodio se obtiene calentando a reflujo(fig.6) una disolución de sulfito de sodio(Na2SO3) con azufre elemental (S). La disolucion es filtrada, concentrada y enfriada ,obteniendo el tiosulfato de sodio pentahidratado (Na2S2O3.5H2O) en forma de prismas incoloros .mecanicamamente se trata de un ataque nucleofilico del par de electrones libre del azufre del sulfito sobre un atomo de azufre elemental parecido a la formacion de los polisulfuros a partir de sulfuros. la reaccion de sintesis es la siguiente :

Figura 6: montaje de reflujo.

Na2SO3(AC) + S8(s) + 5 H2O →Na2S2O3.5H2O En la práctica la sintesis no ocurrio de manera satisfactoria , debido a que en el proceso de reflujo no se produjo la reacción , esto se pudo deber a que el azufre no se disolvio por completo en la solucion de dodecilsulfato de sodio (SDS) al 10%, en la figura 7 se observa como el azufre no se disolvio luego del proceso de reflujo. se recomienda para futuras experiencias disolver el azufre en solucion de alcohol etilico ,eter dietilico , benceno o preferiblemente disulfuro de carbono, tambien Laboratorio de Química Orgánica II

Figura 7: azufre insoluble luego del proceso de reacción a reflujo.

Transcurrido el tiempo de reflujo (aproximadamente 2 horas), se filtró por gravedad la solución, el filtrado obtenido se colocó dentro de un baño maría hasta iniciar su cristalización, y luego se procedió a filtrar al vacío los cristales. Como se predijo al principio, la obtención del producto fue muy poca, una masa de 0.5021±0.0001g con un

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porcentaje de rendimiento de 3.64%, indicando que la reacción no ocurrió por completo. La técnica más común utilizada en laboratorio para el análisis de tiosulfato de sodio es la titulación yodometrica. La cual comprende las determinaciones efectuadas con soluciones valoradas de yodo. La yodometría consiste en la valoración del yodo que se libera por oxidación del yoduro. Por tanto, todas las sustancias que tienen un potencial normal inferior al del sistema yodo-yoduro, se oxidan con el yodo y se pueden determinar por valoración con solución patrón de yodo. [2] 2 S 2O3-2 + I2 → S4O6-2 + 2 I

Tabla 2: observaciones en la caracterización de iones sulfito (SO3-2) y tiosulfato (S2O3-2). Reacción con :

AgNO3

NaCl

Tabla 1: porcentaje de recuperación de tiosulfato de sodio (Na2S2O3).

Masa (Na2SO3) (m±0.001)g

Masa (Na2S2O3) (g±0.0001)g

%recuperación (∆±0.03)

7.2156

0.5021

3.64

KMnO4

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Solución de Na2SO3

Solucion de Na2S2O3

Se observó precipitado blanco al añadir AgNO3 , luego de calentar la solución , este precipitado se tornó de color gris . Al añadir NaCl no hubo cambio aparente, pero al colocar un papel de filtro humedecido con KIO3 y almidón, se observó como el papel se tornó con una coloración violeta. La solución de KMnO4 previamente acidificada con H2SO4 de color violeta , paso a ser incolora al añadir la solución de Na 2SO3.

Al añadir AgNO3 la solución obtuvo un precipitado de color marrón.

Se observó un precipitado de color amarillo al añadir NaCl, luego al calentar la solución y ponerla en contacto con un papel filtro humedecido con solución de K2Cr2O7 ,se observó una coloración verde en el papel . La solución de KMnO4 previamente con H2SO4 acidificada de color violeta, paso a ser incolora al añadir la solución de Na 2S2O3.

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III. 

CONCLUSIONES

%recuperación=

El azufre ortorrómbico es el más estable a comparación de sus otros estados alotrópicos.



*100

%recuperación=

*100 = 3.64± 0.03%

ἄ= 3.64*√

= ± 0.03

Los estados alotrópicos dependerán de la temperatura a la cual sean fundidos. V.





[1] Glen Rodgers (1995). “Química Inorgánica. Introducción a la Química de Coordinación, del Estado Sólido y Descriptiva”, McGraw Hill, México.



[2] Housecroft Catherine, y Sharpe Alan. (2005). “Química Inorgánica”, 2da Ed., Pearson Education Limited, México.



[3] R.A.R, Jr y A.L; Underwood, Química Analítica Cuantitativa, 5ta edición, México. Pearson Hall, 1989. Páginas: 359-365.



[4] A History of Salt Production and Trade in the Central Sudan (African Studies). Cambridge University Press, 2003

El azufre libre y como ión sulfuro son buenos agentes reductores por su naturaleza electronegativa.

IV.

APENDICE

BIBLIOGRAFÍA

Cálculos para determinar el porcentaje de rendimiento del tiosulfato de sodio Gramos teóricos: 7.2156* 0.055

mol

* Na2S2O3*

= 0.055 mol Na2S2O3 =

13.7791±0.1226g

Na2S2O3

Propagación de error.

ἄ= 13.7791* √ 0.1226 Porcentaje de rendimiento

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= ±

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