CUESTIONARIO 3 Final

 

CUESTIONARIO 1. En la prueba (A), al inicio, ¿hubo cambios de color al agregar fenolftaleína al agua?

No, en la prueba A se observó que al agregar 2 o 3 gotas de fenolftaleína al vaso de precipitado que contenía agua, no cambiaba de color debido a que el agua destilada tiene un pH=7, es decir no es básica ni ácida, es neutra por lo tanto no hay cambio de color notorio.

2. En la prueba (A), ¿Hubo camb cambio io de color al agregar lo los s metales alcalinos al agua con fenolftaleína, si los hubo, qué indica dicho color?

Sí. Con el Na(s) metálico:  Al agregar un trocito de sodio metálico Na(s)  al agua con fenolftaleína contenida en el vaso de 250 mL, se observa un inmediato cambio de color a rojo grosella debido a la formación de NaOH(ac) (hidróxido de sodio) que es una base, cuyo pH>7 por lo que la solución cambia de color.

 

Na

 

La reacción de Na (s)  con H2O es altamente exotérmica, debido a ello se calienta el envase y en la fotografía se ve la presencia de vapor que es el H2(g) producido por la reacción. Con el K(s) metálico:  Análogamente se repite el procedimiento líneas arriba pero con el potasio, sin embargo, se ve algunas diferencias, como que al dejar caer el pedazo de metal al vaso se genera una “chispa”,  la reacción fue más rápida comparado

con el Na(s) y se forma KOH (hidróxido de sodio) que le da carácter básico a la solución, por ello el color rojo grosella. La reacción es también exotérmica y se desprende H 2(g) .

K 3. ¿Cómo se almacenan el el sodio y el potasio? ¿por ¿por qué?

El sodio y el potasio son metales m etales alcalinos, y suelen almacenarse sumergidos en querosene, ambos ambos se deben almacenar recubiertos de aceite (son disolventes no polares en los que no serán reactivos ni disueltos) para evitar que estos entren en contacto con el aire o con cualquier medio húmedo, pues reaccionan de manera muy fácil con el oxígeno que que se encuentra encuentra en la atmósfera, y más violentamente aún si entran en contacto con el agua en forma líquida. Otra manera de almacenarlos es que sean contenidos en recipientes inertes y herméticos, además, manejados con cuidado sin exponerlos al agua (ya que reaccionan muy violentamente con ella).  ella). 

Na  

K

 

4. Describa la reacción de sodio metálico Na(s) con el agua.

La reacción que se lleva a cabo es: Na(s) + H2O → NaOH + 1/2 H2(g) + ENERGÍA  ENERGÍA  Este experimento Este  experimento se realizará a temperatura t emperatura ambiente.  ambiente.  El sodio sólido, Na(s), al poseer alta reactividad química reaccionó violentamente con el agua y uno de los productos obtenidos es hidróxido de sodio (soda cáustica) en solución acuosa, el otro producto obtenido es hidrógeno gaseoso (molécula diatómica de hidrógeno): H2(g).  El hidrógeno gaseoso es altamente inflamable y reacciona r eacciona violentamente con el aire, oxígeno, halógenos y oxidantes fuertes provocando riesgo de incendio y explosión. En este caso la reacción es muy exotérmica (desprende mucha energía) y el calor producido es suficiente para causar que el hidrógeno formado se prenda o explote.

5. Describa la reacción del K (s)  con agua e indique diferencias la reacción anterior.

La reacción que se lleva a cabo es: K(s) + H2O + KOH + KOH + 1/2 H2(g) + ENERGÍA Se produce una chispa en el momento en que entran en contacto el potasio y el agua.  agua.  El potasio es un elemento altamente reactivo y al entrar en contacto con moléculas de agua produce reacciones violentas, al reaccionar genera altas temperaturas en su entorno y es un elemento que se oxida con rapidez. DIFERENCIAS: 

  La reacción exotérmica del Potasio con el agua libera más energía yya a que se ve reflejado en la cantidad de vapor que se ve en la reacción.   El Potasio es un elemento más reactivo en cuanto a reacciones exotérmicas ya que al entrar en contacto con el agua produce inmediatamente una chispa y la velocidad con la que se produce el cambio es más alta que la del Sodio.   El K debido a su ubicación con con la tabla periód periódica ica moderna tiene una alta reactividad química y es más electropositivo que el Na por ello las diferencias experimentales en el laboratorio.   Se confirma lo predich predicho o según la disp disposición osición de la tabla periódica en los metales alcalinos (Grupo I).

 

 

  Los elementos metálicos alcalinos del grupo IA de la Tabla Periódica son todos ellos sólidos que en contacto con el agua provocan la rápida descomposición de ésta para combinarse vigorosamente con el anión (OH)-1 creando los correspondientes hidróxidos estables y liberando hidrógeno. Dicha reacción es muy exotérmica. Influye en la celeridad o violencia de la reacción, r eacción, además de la temperatura del agua, el grado de subdivisión del sólido, ya que si el elemento está en trocitos, la



superficie contacto con el agua es mucho mayor, acrecentándose entonces ladepeligrosidad. ● Li- Litio ● Na- Sodio ● K- Potasio ● Rb- Rubidio ● Cs- Cesio Ilustración Gráfica:  .

6. ¿Podemos decir que el Litio, Sod Sodio io y Potasio fo forman rman una sola familia de elementos?, ¿Por qué? , ¿Necesita más datos?

Sí, no se necesitan más datos porque en el experimento realizado en el laboratorio químicas y K sonrespectivo similares, yeshay decir, reaccionan las conpropiedades el agua para producirdeelNa hidróxido un desprendimiento de gas que es el H 2(g) en todos los casos.  Además son…  Elementos del grupo IA, los metales alcalinos (ns ( ns1) Todos los metales de este grupo se caracterizan por la pérdida de un electrón por átomo metálico, estos metales son agentes reductores muy fuertes. Los metales alcalinos son blandos, y muestran recién cortados un color blanco argentino que se empaña rápidamente por oxidación al exponer la superficie al aire. Es por ello que se guardan en una atmósfera inerte o sumergidos en aceite mineral (petróleo).

 

 

Los metales alcalinos son muy reactivos, todos ellos reaccionan con el agua, por ejemplo 2Li+ 2H-OH → 2 LiOH + H 2 2Na+2H-OH → 2NaOH +H2 2K + 2H-OH → 2KOH + H2 2Rb + 2H-OH → RbOH +H2 2Cs + 2H-OH → 2CsOH + H2 Estas reactividades se incrementan al ir hacia abajo en el grupo de elementos. Cuando un pequeño pedazo de litio se adiciona al agua, se mueve hacia la superficie, desprendiendo hidrógeno. El sodio reacciona de modo similar, aunque el hidrógeno es desprendido con mayor rapidez. La liberación de calor es también notable; el hidrógeno puede incendiarse. En el caso del potasio, la reacción es demasiado vigorosa, y el calor de la reacción hace arder el hidrógeno para producir una flama. Todos los metales alcalinos pueden formar óxidos básicos con la fórmula general R2O.Sus energías de ionización muestran que el electrón único en la capa más externa de los metales IA se remueve con gran facilidad en los compuestos de metales alcalinos se observa el estado de oxidación de +1. 7. ¿Qué observo en la reacción d de e Calcio metálico Ca(s) con el agua? Señale las características que establecen diferencias con los elementos del grupo I.

 Al cumplir con el procedimiento establecido y dar inicio al experimento, se requería invertir el tubo en un vaso precipitado donde se dio la siguiente reacción: Ca(s) + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2(g)  El Ca reacciona con el H2O lentamente a 25 ºC para ºC para formar hidróxido de calcio e hidrógeno (H2), este gas es el que provoca que el nivel del agua dentro del tubo de invertido descienda porque ejerce presión sobre el.  Al formarse la base del metal la solución se tiñe de color rojo grosella indicando su carácter básico.  

 

Características diferenciadoras:   Los metales alcalinos del IIA son de de color blanco plateado, maleables, dúctiles, ligeramente más duros que sus vecinos del grupo IA .   Son menos reactivos que los metales del grupo IA debido a su ubicación en la tabla periódica.



8. ¿Qué diferencias encuentra entre la rea reacción cción del M Magnesio agnesio Mg(s) con el agua respecto a las l as reacciones anteriores? Escriba las reacciones involucradas.

En la prueba (B) con la cinta de Magnesio se debía primeramente hervir agua en un balón y en su punto de ebullición dar inicio a la reacción: ∆

Mg(s) + 2H2O →  Mg(OH)2(ac)  + H2(g) Esta consideración se debe a que en condiciones ambientales no sucede tan fácil debido a sus propiedades periódicas por ello necesita del calor proporcionado por el mechero para desarrollar la combinación.  Al acerca la cinta de Magnesio al mechero se emite una chispa, luego lo introducimos en el balón con agua hirviendo y se forma una sustancia blanca que es el Mg(OH)2, luego se deja en reposo y llega a temperatura ambiente, le adicionamos gotas de fenolftaleína a la solución y se torna de una coloración grosella indicando la formación de la base.

 

 

9. Haga un cuadro dond donde e disponga los elemen elementos tos estudiados conforme se encuentran en la clasificación periódica y mediante flechas indique el orden de reactividad. Saque sus conclusione pertinentes.

Conclusiones:

R E  A C T I V I D



  encuentran Los metales no se se libres alcalinos en la naturaleza, oxidan con suma facilidad y forman parte de diversos compuestos iónicos.   Poseen baja densidad; por lo tanto, son metales ligeros o livianos, con bajo punto de fusión y ebullición respecto a los demás metales.   Poseen alta reactividad química.   Reaccionan vigorosamente con el agua produciendo explosión en algunos casos.

 A D   Los metales alcalinos térreos tampoco se encuentran libres en la naturaleza, se encuentran formando compuestos.   El calcio y el magnesio son son los más abundantes de la corteza terrestre.   Son menos reactivos que los alcalinos.   Necesitan como en el caso del Mg calor para iniciar la reacción. 

REACTIVIDAD

 

 

10. Según su estudio de los elementos del segundo periodo, ¿cómo varían las propiedades ácidas en él?

 ACIDEZ Las propiedades ácidas en el segundo periodo varían de izquierda a derecha, debido a que los no metales le dan mayor carácter ácido a los compuestos formados. En un periodo, la fuerza ácida aumenta en forma directa con el número atómico y la electronegatividad del elemento. 11. ¿Qué es electroafinidad?. ¿Qué es electronegatividad electronegatividad? ? LA ELECTROAFINIDAD: ELECTROAFINIDAD:

También llamada afinidad electrónica (AE) es la energía emitida (generalmente) o energía absorbida cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón. X(g) + e-1 → X(g) (g)  -1 + Energía (AE) , AE < 0 Los elementos con gran afinidad electrónica ganan con facilidad electrones; por lo tanto, tienen un mayor carácter no metálico. Este es el caso de los halógenos. Cuando los elementos tienen solo electrones apareados, la afinidad electrónica es positiva; por lo tanto, el proceso es endotérmico.  Ar (g) (g) + e-1 + 35 KJ/mol → Ar (g) (g)-1

,

AE= + 35 KJ/mol > 0

Para que el argón gane un electrón tiene que absorber energía. La importancia de la (AE) radica en su utilidad para predecir el carácter oxidante de un elemento químico.

 

 

LA ELECTRONEGATIVIDAD: ELECTRONEGATIVIDAD:

Es una medida de la fuerza relativa que tienen los elementos para atraer los electrones de un enlace químico. Los elementos con mayor electronegatividad atraen con mayor fuerza hacia sí los electrones de un enlace, mientras que los elementos de menor electronegatividad atraen con menor fuerza. Esta situación genera la polarización del enlace. También puede considerarse como la capacidad que tienen los átomos para atraer hacia sí los electrones enlazantes. Los valores de electronegatividad fueron medidos por Linus Pauling, siendo el de mayor m ayor electronegatividad el flúor. 

12. ¿Cómo varía la electroafinidad en un mismo periodo: del grupo I al VII?

En los periodos, la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha y en los grupos los valores no varían notablemente; sin embargo, disminuye de arriba hacia abajo cuando aumenta el número atómico.

13. ¿Cómo varía la electronegatividad de los elementos del grupo VII?

Estos valores presentan variaciones regulares tanto en los grupos como en los periodos. En un periodo, la electronegatividad varía en relación directa al número atómico, y en un grupo en relación inversa con su número atómico.

 

 

Caso particular: Variación de la electronegatividad en el grupo VIIA E L E C T R O N E G  A T I V I D  A D

En el grupo de los halógenos, la electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba, siendo el “F” (flúor) el elemento más  

electronegativo de su grupo y de la tabla periódica actual.

14. En la prueba (D) sobre propiedades anfotéricas: Escriba las reacciones que ocurren: Primero en el tubo A y luego en los dos porciones separadas (tubo A y B).

El hidróxido de aluminio es anfotérico. es anfotérico. En  En ácidos, actúa como una una base  base de Bronsted-Lowry por recoger iones de hidrógeno y neutralizar el ácido, los cuales producen una sal: una sal:  3HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3H2O En bases, actúa como un ácido un ácido de Lewis por tomar un par un par de electrones de los aniones hidróxido:  Al(OH)3 + OH – → Al(OH)4 –  En el tubo de ensayo (tubo A) se añade tricloruro de aluminio AlCl3 y luego se adiciona la solución acuosa de amoniaco (1:2 en volumen) gota a gota hasta que se forme hidróxido de aluminio Al(OH) 3, que es un precipitado gelatinoso de color blanco lechoso.  AlCl3 + NH4OH → ↓ Al(OH)3 + Cl-1 +……  Dividimos el contenido del tubo anterior en otro tubo limpio marcado (tubo B). Se agrega al tubo A, gota a gota, solución acuosa de HCl (1:2) y se observa un  

 

cambio radical, ese precipitado gelatinoso se disuelve hasta “desaparecer” de la

solución. (neutralizando tralizando un ácido):  Actúa como base (neu  Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O  Luego de observar lo ocurrido también se adiciona gota a gota al tubo de ensayo (B), solución acuosa de NaOH hasta notar un cambio igual de impresionante que el anterior.  Actúa como ácido (neutralizando (neutralizando una base):  Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]  De estas dos reacciones realizadas se puede deducir que el Al(OH)3  es una sustancia anfótera, es decir, actúa como ácido o como base dependiendo de la reacción.

15. Según lo observad observado, o, ¿Cómo define usted a la propiedad anfotérica?

En Química, una En Química,  una sustancia anfótera es aquella que puede reaccionar ya sea como un ácido un ácido o como una una base.  base.   Muchos metales (tales como zinc, como  zinc, estaño,  estaño, plomo,  plomo,  aluminio,  y berilio)   berilio)  y la mayoría de los metaloides los  metaloides tienen tienen óxidos  óxidos o hidróxidos anfóteros. Una sustancia es anfótera cuando presenta la particularidad de poseer a la vez una función ácida y una función básica. Las bases corresponden a las moléculas que ganan un protón mientras que los ácidos lo pierden. Este tipo de sustancia es un anfolito. En función de las condiciones la sustancia anfótera se cargará positivamente, negativamente o neutralmente. Por ejemplo, el agua constituye la más conocida de los anfolitos. En química la propiedad anfótera se utiliza principalmente para separar y dosificar ciertas sustancias.