UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOSFacultad de Ciencias Físicas

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

Facultad: Ciencias FísicasE.A.P: FísicaCurso: Laboratorio de Química GeneralPráctica: # 03 – Introducción Experimental al Sistema PeriodicoProfesor: Ing. Hugo Galarreta Diaz Horario: 13:00 – 17:00 HorasFecha de entrega: 02/10/2014Integrantes:

Garrido Rospigliosi, Alexander Omar 14130076 Rojas Apcho Cristian Paul 07130130 Jesús Cristian Ccasani Guillén 10130075

Laboratorio de Química

INDICE

1. Objetivos

2. Introducción

3. Resumen

4. Principios Teóricos

5. Materiales Y Reactivos

6. Procedimientos Experimentales

7. Cuestionario

8. Conclusiones.

9. Recomendaciones

10. Bibliografía

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OBJETIVOS Estudiar las propiedades periódicas de los elementos. Observar en formas cualitativas las propiedades. Ensayar y observar reacciones y cambios químicos de los elementos de los grupos IA, IIA, VIIA.

INTRODUCCIÓN

En el desarrollo profesional de un Ing. Industrial, no se sabe exactamente en qué área del saber humano se va a desempeñar, ya que todo Ing. industrial está en las condiciones de desempeñarse en múltiples áreas, y una de ellas es el sector químico, por lo cual un Ing. Industrial debe poseer las herramientas necesarias para desenvolverse de la manera más efectiva posible.

Una de las herramientas indispensables para un Ing. Industrial es el conocimiento sobre tabla periódica, y no me refiero al simple hecho de memorizar fórmulas o conceptos teóricos, que son muy importantes, pues en el desarrollo profesional uno no se enfrenta a simples preguntas que va resolver con lápiz y papel. El conocimiento de la tabla periódica implica el conocimiento de las propiedades químicas y físicas de los elementos, aunque no específicamente de cada uno de los tantos existentes pero sí características generales y tendencias que puedan ayudar al Ing. industrial en su labor científica o de producción.

Es por ello que en el presente informe, trataremos de introducirnos al sistema periódico de los elementos, el cual está representado por la tabla periódica, cuya estructura está ordenada según un patrón determinado que es el número atómico. Además cabe destacar que la tabla periódica está compuesta por grupos y periodos los cuales agrupan y diferencian a los elementos, tanto en propiedades físicas como químicas, pero tenemos que resaltar que este ordenamiento, no aleatorio, es decir que alguien de la nada lo haya inventado sin ningún fundamento lógico, es fruto de un incalculable esfuerzo de personas dedicadas al conocimiento de la propiedades de la materia.

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RESUMEN

PRINCIPIOS TEÓRICOS

DESARROLLO HISTORICO

Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.

En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos

que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en tríadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de Döbereiner.

El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una "lista" consistente de los elementos.

Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y

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Johan Wolfgang Döbereiner

observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición

periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos. Mendeléiev y Meyer, la ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores

habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que

dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso la tabla periódica de los elementos, que agrupaba a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Inicialmente, los elementos fueron ordenados por su peso atómico. A mediados

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del siglo XIX, cuando Mendeléiev hizo esta clasificación, se desconocían muchos elementos; los siguientes descubrimientos completaron la tabla, que ahora está ordenada según el número atómico de los elementos (el número de protones que contienen).

El Sistema periódico o Tabla periódica es un esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.

TENDENCIAS GENERALES DE LAS PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS ELEMENTOS

Antes de estudiar los elementos en grupos individuales conviene hacer una revisión global de ciertas tendencias. Se ha dicho que los elementos del mismo grupo se parecen entre sí en su comportamiento químico porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Esta afirmación, aunque es correcta en términos generales, debe aplicarse con precaución. Los químicos saben, desde hace mucho tiempo, que el primer miembro de cada grupo (el elemento del segundo periodo, desde el litio hasta el flúor) difiere del resto de los miembros del mismo grupo. Por ejemplo, el litio presenta muchas, pero no todas las propiedades características de los metales alcalinos. De forma semejante, el berilio es, hasta cierto punto, un miembro atípico del grupo2A y así sucesivamente. La diferencia se atribuye al tamaño inusualmente pequeño del primer miembro de cada grupo.

Otra tendencia en el comportamiento químico de los elementos representativos son las relaciones diagonales. Las relaciones diagonales se refieren a las semejanzas que existen entre pares de elementos de diferentes grupos y periodos en la tabla periódica. De manera específica, los tres primeros miembros del

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segundo periodo (Li, Be, y B) presentan muchas semejanzas con los elementos localizados diagonalmente debajo de ellos en la tabla periódica. La explicación de este fenómeno es la semejanza en la densidad de carga de sus cationes. Los cationes con densidad de carga parecida reaccionan de manera semejante con los aniones, y por lo tanto forman el mismo tipo de compuestos. De esta manera, la química del litio, en algunos aspectos, es semejante a la del magnesio; lo mismo sucede con el berilio y el aluminio, y con el boro y el silicio. Se dice que cada uno de estos pares presenta una relación diagonal.

Es necesario recordar que la comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es más valida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter metálico. Estos lineamientos se aplican a los elementos de los grupos 1A y 2A, ya que todos son metálicos, y los elementos de los grupos 7ª y 8ª, que son todos no metales. En el caso de los grupos 3ª al 6ª, donde los elementos cambian de no metales a metales o de no metales a metaloides, es natural esperar una variación mayor en las propiedades químicas aun cuando los miembros del mismo grupo tengan configuraciones electrónicas externas semejantes.

HIDROGENO.- No hay una posición totalmente adecuada para el hidrogeno en la tabla periódica. Por tradición el hidrogeno se presenta en el grupo 1ª, pero en realidad forma una clase independiente. Al igual que los metales alcalinos, tiene un solo electrón s de valencia y forma un ion mono positivo (H+), el cual se encuentra hidratado en disolución. Por otra parte el hidrogeno también forma el ion hidruro (H-) en compuestos iónicos cono NaH y CaH2. En este aspecto, el hidrogeno se parece a los halógenos, ya que todos forman iones mononegativos (F-, Cl-, Br- e I-) en los compuestos iónicos. Los hidruros iónicos reaccionan con agua para producir hidrogeno gaseoso y el hidróxido metálico correspondiente

2NaH(s) + 2H2O(l) 2NaOH(ac) + H2(g)

CaH2 (g) + 2H2O Ca (OH) 2(s) + 2H2 (g)

ELEMENTOS DEL GRUPO 1A (ns1, n 2).- Los metales alcalinos se agrupan en una serie de seis elementos químicos en el grupo IA del sistema periódico. Comparados con otros metales son blandos, tienen puntos de fusión bajos, y son tan reactivos que nunca se encuentran en la naturaleza si no es combinado con otros elementos. Son poderosos agentes reductores, o sea, pierden fácilmente un electrón, y reaccionan violentamente con agua para formar hidrógeno gas e hidróxidos del metal, que son bases fuertes. Los metales alcalinos son, por orden de número atómico creciente: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. Del francio existen solamente isótopos radiactivos.

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ELEMENTOS DEL GRUPO 2A (ns2, n ).- como grupo, los metales alcalinotérreos son algo menos reactivos que los metales alcalinos. Tanto la primera como la segunda energía de ionización disminuyen desde el berilio hacia el bario. Tienden a formar iones +2, y el carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo. La mayoría de loa compuestos del berilio así como algunos compuestos del magnesio, son moleculares, más que iónicos, por naturaleza.

ELEMENTOS DEL GRUPO 3A (ns2np1, n 2).- el primer miembro de este grupo, el boro, es un metaloide; el resto son metales. El boro no forma compuestos binarios y no reacciona con el oxígeno gaseoso ni con el agua. El siguiente elemento, el aluminio, forma fácilmente oxido de aluminio cuando se expone al aire:

4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)

Los demás elementos metálicos del grupo 3A forman iones monopositivos como iones tripositivos, así mismo forman muchos compuestos moleculares como el AlH3.

ELEMENTOS DEL GRUPO 4A (ns2np2, n 2).- el primer miembro, el carbono, es un no metal y los dos miembros siguientes, silicio y germanio, son metaloides. Estos elementos no forman compuestos iónicos. Los elementos metálicos de este grupo, estaño y plomo, no reaccionan con agua pero si con ácidos (ácido clorhídrico, por ejemplo) para liberar hidrogeno gaseoso:

Sn(s) + 2H+ (ac) Sn2+ (ac) + H2 (g)

Pb(s) + 2H+(ac) Pb2+(ac) + H2(g)

ELEMENTOS DEL GRUPO 5A (ns2np3, n 2).- en este grupo, el nitrógeno y el fósforo son no metales, el arsénico y el antimonio son metaloides y el bismuto y el bismuto es un metal. Así, es de esperar una mayor variación en las propiedades dentro del grupo.

ELEMENTOS DEL GRUPO 6A (ns2np4, n 2).- los tres primeros miembros de este grupo (oxigeno, azufre y selenio) son no metales y los dos últimos (telurio y polonio) son metaloides. El oxígeno es un gas diatómico; el azufre y el selenio elementales tienen la formula molecular S8 y Se8, respectivamente, el telurio y el polonio poseen estructuras tridimensionales más extensas. Los elementos de este grupo (en especial el oxígeno) forman una gran cantidad de compuestos moleculares con los no metales.

ELEMENTOS DEL GRUPO 7A (ns2np5, n 2).- conocidos como los halógenos, son todos no metales con la formula X2. Debido a su gran radioactividad, los halógenos nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza. Los halógenos tienen altas energías de ionización y gran afinidad electrónica. A su

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vez también forman muchos compuestos moleculares entre ellos mismos (como ICl y BrF3) y con elementos de otros grupos (NF3, PCl5 y SF6). Los halógenos reaccionan con hidrogeno para formar halogenuros de hidrogeno. Esta reacción es explosiva cuando se utiliza flúor, pero se vuelve cada vez menos violenta según se sustituye por cloro, bromo y yodo.

ELEMENTOS DE TRANSICION.- Estos elementos no son tan activos como los representativos, todos son metales y por tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del calor y la electricidad. Poseen orbitales semilleros, y debido a esto es su variabilidad en el estado de oxidación. Debido al estado de oxidación, los compuestos son coloridos.

LOS GASES NOBLES (ns2np6, n 2).- todos los gases nobles existen como especies monoatómicas. Sus átomos tienes llenos por completo los subniveles externos ns y np, lo que les confiere una gran estabilidad. Las energías de ionización de los elementos del grupo 8A se encuentran entre las más altas de todos los elementos y no tienden a aceptar más electrones. Los compuestos de estos gases no tienen aplicación industrial y no están implicados en procesos biológicos naturales. No se conocen compuestos con el helio ni con el neón.

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MATERIALES Y REACTIVOS

4.2. Materiales: Gradillas. Vaso de 150 mL. Tubos de ensayo (1,2 x 10 cm). Espátula. Pinza de metal. Plancha de vidrio. Luna de reloj. Goteros. Pisceta. Bagueta. Probeta.

4.3. Reactivos:

Sólidos: Sodio (Na) Potasio (K)

Soluciones de: Agua de cloro y agua de bromo. NaF, NaCℓ, Kbr, KI, MgCℓ₂, CaCℓ₂, SrCℓ₂, BaCℓ₂, 0,1 M. AgNO₃ al 1%, NH₃(ac) 7M, H₂SO₄ al 10%. NaOH 5M y HCℓ 5M, solución del indicador de fenolftaleína. (solución

de almidón al 1%). Solventes:

Etanol. Tetracloruro de carbono (CCℓ₄).

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Gradilla y tubos de ensayo Espátula

Pinza de metal Lunas de reloj

Sodio Potasio

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Y DISCUSIÓN

5.1. Familia de los metales alcalinos. Grupo IAA) Propiedades físicas Litio (Li):

Procedimiento realizado

1. Sobre una plancha de vidrio colocamos una pequeña muestra de metal

2. Cortamos con una espátula un pequeño trozo de litio

Observación de la experiencia

Se observa que el litio posee un color gris oscuro, con apariencia rocosa y un brillo característico de los metales, estado solido

Se observa que al ser cortado el litio con la espátula ofrece una ligera resistencia.

Sodio (Na):

Procedimiento realizado Observación de la experiencia

1. Sobre una plancha de vidrio colocamos una pequeña muestra de metal.

2. Cortamos con una espátula un pequeño trozo de litio.

Se observa que el sodio poseeun color blanco, plateado, además de poseer el brillo característico de los metales, estado solido

Se observa que al ser cortado el sodio con la espátula ofrece menos resistencia a la comparación con el litio

Potasio (K)

Procedimiento realizado Observación de la experiencia

1. Sobre una plancha de vidrio colocamos una pequeña muestra de metal

2. Cortamos con una espátula un pequeño trozo de potasio

Se observa que el potasio posee un color blanco pleno además de poseer el brillo característico de los metales, estado solido

Se observa que al ser cortado el potasio con la espátula ofrece menos resistencia a la comparación con el litio y sodio

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Discusión de resultados:

Al observar cada una de las experiencias se nota un cambio cuando el metal entra en contacto con la atmósfera, la cual al poseer oxígeno reacciona con cada uno de ellos para forma óxidos de acuerdo con las siguientes ecuaciones químicas:

Para el Litio:

4Li(s) + O2(g) 2Li2O(s)

Para el Sodio:

4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s)

Para el Potasio:

4K(s) + O2(g) 2K2O(s)

Al cortar cada uno de los metales y comparamos que el grado de dureza va disminuyendo al aumentar el número atómico, es decir al bajar en los elementos del grupo IA,

En el caso de los tres elementos observados el grado de dureza varía así:

Li>Na>K

Y en el grupo de esta manera:

(Donde el litio el más duro y el francio el más blando)

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B) Reactividad con el agua Sodio (Na)

Procedimiento realizado Observación de la experiencia

1. En un vaso de 150ml, adicionamos aproximadamente 50ml de agua destilada, utilizando una espátula introducimos con cuidado un pequeño trozo de sodio por la pared del vaso,

2. Añadimos 2 gotas de fenolftaleína al vaso.

Observamos que el pequeño trozo de Sodio toma la forma de una pequeña esfera, posee un movimiento caótico y violento. Finalmente se desintegra para formar una solución homogénea; lo que ocurre en esta parte del proceso es lo siguiente: El sodio elemental reacciona fácilmente con el agua de acuerdo con el siguiente mecanismo de reacción:

2Na(s) + 2H2O 2NaOH (ac) + H2 (g) + Q

Se forma una disolución incolora, que consiste en hidróxido de sodio (sosa cáustica) e hidrógeno gas. Se trata de una reacción exotérmica

Al añadir fenolftaleína al vaso. Observación que la solución adquiere un color oscuro llamado rojo grosella el cual indica que la solución es un medio básico

Potasio (K):

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Procedimiento realizado Observación de la experiencia

1. En un vaso de 150ml, adicionamos aproximadamente 50ml de agua destilada, utilizando una espátula introducimos con cuidado un pequeño trozo de potasio por la pared del vaso.

2. Añadimos 2 gotas de fenolftaleína al vaso.

Se observa que el pequeño trozo de potasio reacciona violentamente con el agua de manera casi instantánea, desprendiendo hidrógeno. La reacción es notablemente más violenta que la del sodio además de ser mucho más rápida y suficientemente exotérmica para que el gas hidrógeno arda con mayor intensidad. De acuerdo con el siguiente mecanismo de reacción:

2 K(s) + 2 H2O -> 2 KOH (ac) + H2 (g)

Al añadir fenolftaleína al vaso. Observación que la solución adquiere un color oscuro llamado rojo grosella el cual indica que la solución es un medio básico.

Discusión de Resultados:

AL observar cada una de las experiencias podemos notar la gran reactividad por parte de los dos metales alcalinos con el agua y la formación de los Hidróxidos correspondientes, en las reacciones ya mencionadas, y además podemos dar el orden de reactividad el cual sería el siguiente:

K>Na>Li i

Y la variación en el grupo IA sería la siguiente

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Donde el litio es el menos reactivo y el cesio es el más reactivo

El francio es radiactivo y aun no se ha estudiado a profundidad

5.2. Familia de los metales Alcalino Térreos. Grupo IIAA) Formación de sulfatos

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En 4 tubos de ensayo, adicionamos 10 gotas e las soluciones de MgCl2, CaCl2, SrCl2 y BaCl2 0,1M (respectivamente).

Se observa:

Cururo de magnesio (MgCℓ2).

Cururo de calcio (CaCℓ2)

Cururo de estroncio (SrCℓ2)

Cururo de bario. (BaCℓ2)

Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro

Se observa que al agregar las gotas de H2SO4 a cada uno de los tubos de ensayo se forma una cantidad diferente de precitados en cada tubo de ensayo. Siendo las ecuaciones químicas las siguientes:

Para el MgCℓ2:

MgCℓ2 (ac) + H2SO4 (ac) MgSO4(s) + 2HCℓ (ac)

Se observa una menor cantidad de precipitado, casi invisible a la primera impresión, donde el precipitado seria el sulfato de magnesio (MgSO4).

Para el CaCℓ2:

CaCℓ2 + H2SO4(ac) CaSO4( (s) + 2HCℓ (ac)

Se observa una pequeño aumento en la cantidad de precipitado en comparación con el MgSO4, el cual se deposita en el fondo del tubo de ensayo en forma de pequeñas partículas blancas, Donde el precipitado es el sulfato de calcio (CaSO4)

Para el SrCℓ2:

SrCℓ2(ac) + H2SO4(ac) SrSO4(s) + 2HCℓ (ac)

Se observa una ya notable cantidad de precipitado, de color blanco, el cual también se deposita en el fondo del tubo de ensayo. Donde el precipitado es el sulfato de estroncio (SrSO4)

Para el BaCℓ2:

BaCℓ2 + H2SO4 BaSO4(s) + 2HCℓ (ac)

Se observa una gran cantidad de precipitado, de color blanco, en comparación con las experiencias anteriores el cual también se deposita en el fondo del tubo de ensayo. Donde el precipitado es el sulfato de bario. (BaSO4)

Discusión de Resultados:17

Al observar cada una de las experiencias podemos llegar a la conclusión que existe una relación entre la cantidad de precipitado que se forma entre los diferentes tipos de sulfatos de metales alcalinotérreos que sería la siguiente

MgSO4 < CaSO4 <SrSO4 <BaSO4

Y una posible generalización sobre la precipitación de los sulfatos de los alcalinotérreos sería la siguiente:

(Donde sulfato de berilio seria el que menos precipita y el sulfato de bario es que mas precipita)

B) Solubilidad de los sulfatos de los metales Alcalino Térreos en etanol.

Añadimos 10ml de etanol a cada uno de los tubos de ensayo de la parte A, agitamos y esperamos.

Observamos:

Sulfato de magnesio (MgSO4).

Sulfato de calcio (Ca SO4)

Sulfato de estroncio (Sr SO4)

Sulfato de bario. (Ba SO4)

solubles solubles Insoluble Insoluble

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5.3. Familia de los Halógenos. Grupo VIIA A) Formación de los Haluros de Plata

En 4 tubos de ensayo agregamos 10 gotas de soluciones de NaF, NaCl, KBr, y KI 0.1M respectivamente.

Observamos lo siguiente:

Fluoruro de sodio Cloruro de sodio Bromuro de Potasio Yoduro de potasio.

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(NaF). (NaCℓ2) (KBr) (KI)

Incoloro Incoloro Incoloro Amarillo aceitoso

Añadimos a cada tubo 5 gotas de AgNO3 al 1%, agitamos y esperamos la formación de precipitados. Siendo las ecuaciones químicas las siguientes:

Para el Fluoruro de sodio (NaF).

NaF (ac) + AgNO3 (ac) AgF(s) + NaNO3 (ac)

Se observa que se obtiene una reacción de doble deslazamiento y se forma poca cantidad de precipitado.

Para el Cloruro de sodio (NaCℓ2)

NaCℓ (ac) + AgNO3 (ac) AgCℓ (s) + NaNO3 (ac)

Se observa que obtiene una reacción de doble desplazamiento se puede apreciar la formación de precipitado

Para el Bromuro de Potasio (KBr)

KBr (ac) + AgNO3 (ac) AgBr(s) + KNO3 (ac)

Se observa que obtiene una reacción de doble desplazamiento y se puede a preciar la formación de precipitado de color oscuro.

Para el Yoduro de potasio (KI)

KI (ac) + AgNO3 (ac) AgI(s) + KNO3 (ac)

Se observa que se obtiene una reacción de doble desplazamiento además, que la solución adquiere una tonalidad de color amarillo verdoso, más espeso, además se puede apreciar la formación de precipitados.

Discusión de los resultados:

Dado que el compuesto que tenía al Flúor, halógeno del segundo periodo, precipitó poco, comparado con el que tenía al Iodo, halógeno del quinto periodo, se colige que: “A medida que se baja en período, la cantidad de precipitado aumenta”.

La coloración del Ioduro de Potasio (KI), se debe principalmente a la presencia de Iodo en dicho compuesto, este elemento es el que le da esa tonalidad.

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B) Solubilidad de los haluros de plata en medio amoniacal

Añadimos 2 gotas deNH3 7M a cada uno de los tubos de ensayo de la parte A, agitamos y observamos la solubilidad de los precipitados

Ordenamos los haluros según la solubilidad en el medio

Se observa que:

Fluoruro de plata(AgF).

Cloruro de plata ( AgCℓ2)

Bromuro de plata (AgBr)

Yoduro de plata.(AgI)

No ha precipitaciónEs soluble

AgF(s) + NH3(ac)

Se disuelve con facilidad, el

precipitado disminuyeEs soluble

AgCℓ (s) + NH3 (ac)

Aumenta el precipitado

parcialmente s soluble

AgBr (s) + NH3 (ac)

Se puede observar que no es soluble

AgI(s) + NH3 (ac)

Discusión de Resultados:

Al observar las experiencias notamos que algunos haluros si son solubles y otros no y esto se debe a que en el caso del cloruro de plata se disuelve con mayor facilidad debido al complejo muy estable que se forma según la reacción:

AgCℓ(s) + 2 NH3(ac) [Ag(NH3)2](ac) + Cℓ-(ac)

C) Propiedad de Desplazamiento de los Halógenos

En un tubo de ensayo colocamos 10 gotas de la solución de KBr 0,1M y añadimos 20 gotas de agua de cloro. Luego por la pared del tubo agregamos 10 gotas de CCℓ4, agitamos fuertemente y anotamos el color de la fase de la fase orgánica

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Al mezclarla 10 gotas de agua de cloro con la solución de KBr, observamos que se obtiene una precipitada que se deposita en la parte inferior del tubo de ensayo, de color naranja, que nos muestra el que el bromo ha sido desplazado por el cloro mediante la siguiente reacción química:

2KBr(ac) + Cℓ2(ac) 2KCℓ(s) + Br2(ac)

Luego al mezclar la solución anterior con CCℓ4 podemos observar que se forman dos fases una orgánica y otra inorgánica:

En otro tubo de ensayo, colocamos 10 de gotas de KI 0,1 M y añadimos 20 de agua de cloro. Luego por la pared del tubo agregamos 10 gotas de CCℓ4, agitamos fuertemente y anotamos el color de la fase de la fase orgánica.

Observamos que se obtiene un precipitado que se deposita en la parte inferior del tubo de ensayo que presenta un color amarillo, esta sustancia es el yodo en su forma solida que es desplazado por el cloro. De acuerdo a la siguiente reacción química:

2KI + Cℓ2 2KCℓ + I2(s)

Luego al mezclar la solución anterior con CCℓ4 podemos observar que se forman dos fases una de color naranja (Orgánica) y la otra de color amarillo (inorgánica)

En un tercer tubo de ensayo agregamos 10 gotas KI y repetimos los pasos anteriores pero ahora con aguade bromo

Observamos que se obtiene un precipitado que se deposita en la parte inferior del tubo de ensayo de color anaranjado, es yodo en su forma solida que ha sido desplazada por el bromo. De acuerdo a la ecuación química:

2KI + Br2 2KBr + I2(s)Luego al mezclar la solución anterior con CCℓ4 podemos observar que se forman dos fases una de color naranja (Inorgánica) y la otra de color rosado (Orgánica).

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Cuestionario

1. ¿Por qué el color del recipiente de vidrio en el que se almacena el metal Alcalino? ¿Que propiedades debe tener el liquido en el cual se encuentra sumergidos el metal?

Los recipientes deben de ser de colores oscuros debido a que los metales alcalinos pueden reaccionar con los rayos de luz que pudieran ingresar, Además estos elementos deben ser conservados en un líquido inerte (un hidrocarburo como es el querosene) debido a que los metales alcalinos pueden reaccionar hasta con el aire que pudiera estar dentro del recipiente.

2. ¿A qué se debe la reactividad de los metales alcalinos con el agua, la formación de la llama en algunos casos y el cambio de coloración cuando se agrega fenolftaleína a la solución final?

Los metales alcalinos son muy reactivos debido que al poseer una menor energía de ionización un mayor radio atómico pierden fácilmente su único electrón, lo que facilita que pueda unirse sin dificultad con otro elemento para formar, en su caso un compuesto iónico.

Cuando un metal alcalino reacciona con el agua se lleva la siguiente reacción:2M(s) + 2H2O 2MOH (ac) + H2(g) + Q (donde M es un metal alcalino )

Esta reacción es altamente exotérmica lo que conlleva que en algunos caso se genere suficiente calor para encender el hidrogeno.

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Como observamos en la última reacción lo que nos queda en el recipiente es hidróxido, el cual es una solución básica. Lo explica que cuando se le agregue fenolftaleína esta cambie rojo grosella, la cual nos indica que estamos ante una sustancia en medio básicos.

3. ¿Qué propiedad permite que los elementos precipiten cuando están en solución acuosa?

En una reacción química puede suceder que uno o más productos sean in solubles en medio (agua) donde se ha producido la reacción y además si el producto posee mayor densidad, conllevaría a que se precipite o sedimente. Otras palabras la propiedad que hace que precipiten o no seria, la solubilidad y la densidad.

CONCLUSIONES

Los elementos del grupo IA poseen alta reactividad química, así por ejemplo, reaccionan con agua, oxigeno o halógeno en forma rápida. En cualquier caso pierden un electrón por cada átomo metálico

Los metales alcalinos reaccionan fácilmente con halógenos para formar sales iónicas (haluros) y con azufre para formar sulfuros. Además reaccionan con el hidrógeno al calor, formando hidruros.

Los elementos del grupo IA reaccionan con el agua para producir hidrógeno e hidróxidos. Estas reacciones varían desde efervescencia con Li hasta explosividad con los elementos inferiores en la tabla, donde el liberado se enciende.

Los elementos del grupo IA no se encuentran libres en la naturaleza, se oxidan con facilidad y forman parte de diversos compuestos iónicos.

Los elementos del grupo VIIA debido a su gran reactividad nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza. Los halógenos tienen altas energía de ionización y gran afinidad electrónica.

Los metales alcalinos (IA) son más reactivos que los metales alcalinos térreos (IIA)

El Ca, Sr y Ba reaccionan con H2O lentamente para formar hidróxido e hidrogeno (H2).

La reactividad de un elemento tiene mucho que ver con el tamaño del radio atómico ( a mayor radio atómico mayor reactividad).

Queda demostrado que los elementos químicos, según su grupo y periodo, tienen diferentes reacciones.

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RECOMENDACIONES

Ante todo, lo más importante es la seguridad. Se es necesario del mandil, para proteger la ropa y demás y los guantes, siendo estos últimos los más necesarios, ya que se trabajara con ácidos como el ácido sulfúrico y dentro de los tubos de ensayo se formará el ácido clorhídrico, también hemos trabajado con amoniaco y nitrato de plata; todos ellos corrosivos y perjudiciales para la salud si entran en contacto con la piel.

Ya que los tubos de ensayo no están marcados ni nada, se requiere de un orden para saber que sustancia hay en cada uno. Si en caso surja alguna confusión, conociendo las propiedades periódicas y observando los tubos, se puede determinar que sustancia hay en cada tubo de ensayo.

Al momento de echar las soluciones, levantar ligeramente la tapa del gotero, voltearla y sostenerla para que no se caiga.

Cuando se vaya a echar el amoniaco, no acercarse mucho, ya que tiene un olor fuerte. Para agitar los tubos de ensayo, no tapar con el dedo y agitarlo, sino pegarle en la parte

inferior con el dedo.

BIBLIOGRAFIA

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