Informe - Introducción Experimental Al Sistema Periódico

 

  Introducción experimental experimental al sistema periódico I- Resumen El propósito básico de los experimentos en el laboratorio era conocer a los elementos y compuestos derivados de aalgunos lgunos elementos pertenecientes los grupos IA, IIA, IIIA, VIIA familia de: los metales alcalinos, los metales alcalinos térreos, el boro y los halógenos respectivamente. Observando en los metales Li, Na y K en estado sólido la rapidez con la que se oxidan a la exposición libre con el ambiente además de sus niveles de reactividad al contacto con el agua. Además la reacción del H2SO4 al 10% con los compuestos MgCl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2 todos a 0,1M respectivamente formándose así precipitados, también notando el tipo de solución si era homogénea o heterogénea y el grado de solubilidad que tenía cada precipitado. Al igual se hace reaccionar AgNO3 al 1% con NaF, NaCl, KBr, KI todos a 0.1M respectivamente formándose así precipitados, la solubilidad de estos con el medio amoniacal También a los compuestos KI y KBr se le agrega agua de cloro y CCl4 a cada uno y en el fondo de la probeta se hace evidencia de los colores de los elementos I y Br donde se de color lila y ámbar respectivamente. Y el estudio de la propiedad anfótera (comportamiento acido y en otras reacciones básico) de los elementos del grupo IIIA en este caso solo se uso el elemento Al.

 

  II-Fundamento teórico A.-TABLA PERIODICA La tabla periódica es un esquema grafico en el que se hallan ordenados y clasificados los elementos químicos de acuerdo a sus propiedades y siguiendo una periodicidad. En 1869 Dimitri I. Mendeleiev ordena 63 elementos de acuerdo a su peso atómico y nota una cierta periodicidad en las propiedades de los elementos Después en 1913 Henry G. Moseley introdujo el concepto de número atómico y dice que las propiedades de los elementos químicos son una función periódica de su número atómico. Ahora la forma mas larga y completa que es una modificación de la tabla  periódica de mendeleiev se basa en la configuración electrónica de los elementos donde la tabla periódica moderna esta constituida por filas y columnas. Donde las filas o líneas horizontales se denominan periodos (en total son 7) en ellos se encuentran ubicados los elementos que presentan la misma cantidad de niveles o capas en su configuración electrónica. Y las columnas o líneas verticales se denominan grupos o familias (en total son 18) en ellos se encuentran ubicados los elementos que tienen  propiedades físicas y químicas semejantes.

B-GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA Se dividen en dos grupos A (representativos) y B (Transición)   IA : Metales Alcalinos (no incluye al hidrogeno)   IIA : Metales Alcalinotérreos   IIIA : Familia del Boro   IVA : Familia del Carbono : Familia del Nitrógeno   VA   VIA : Calcógenos o Anfígenos   VIIA : Halógenos   VIIIA : Gases Nobles •

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IIIB : Familia del Escandio IVB : Familia del Titanio VB : Familia del Vanadio VIB : Familia del Cromo VIIB : Familia del Manganeso VIIIB : Familia del Hierro VIIIB : Fam Familia ilia del Cobalto

 

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  VIIIB : Familia del Níquel : Familia del Cobre   IB : Familia del Zinc   IIB

C.-GRUPO IA: 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 que se empaña rápidamente por oxidación al exponer la superficie al aire además de su fácil reactividad al contacto con el agua.

C.1.-Metales Alcalinos o Elementos del Grupo IA Litio (Li)  Es el metal sólido más ligero, es blando, de bajo  punto de fusión y reactivo. Muchas propiedades físicas y químicas son tan o más parecidas a las de los metales alcalinotérreos que a las de su grupo.

Sodio (Na)  Es un metal suave de bajo punto de fusión además de la reactividad en forma de una pequeña explosión en sistema cerrado al contacto con el agua, nieve o hielo formando hidróxido de sodio e hidrogeno.

Potasio (K)  El potasio es un elemento metálico, muy  blando y altamente reactivo. Se puede cortar con un cuchillo y reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxido de potasio e hidrógeno gas.

 

D.-GRUPO IIA: Son un tanto de color plateado de aspecto lustroso y  blancos ya que son bastante frágiles los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles aunque son menos reactivos que los metales alcalinos  pero lo suficiente como para no existir libres en la naturaleza.

D.1.-Metales Alcalinotérreos o Elementos del Grupo IIA Magnesio (Mg) El magnesio es un metal de color blanco  plateado y muy ligero. El Magnesio  puede incendiarse espontáneamente al contacto con el medio ambiente  produciendo gases irritantes o tóxicos.

Calcio (Ca) El calcio es menos reactivo químicamente que los metales alcalinos y que los otros metales alcalinotérreos. El cloruro de calcio se halla en el agua del mar en un 0.15%.

Estroncio (Sr)  El estroncio es un metal un metal blando  blando de color  plateado brillante es un tanto maleable y rápidamente se oxida en contacto con el medio ambiente adquiriendo un color amarillento  por la formación de óxido. 

 

  Bario (Ba) Metal dúctil y maleable de color gris blanco y altamente reactivo con la mayoría de los no metales, se oxida rápidamente con el aire y reacciona con mayor facilidad el agua que el Sr y Ca pero monos que el Na.

E.-GRUPO IIIA: Son un poco menos reactivos que los metales de los grupos IA y IIA además poseen características propias de los elementos no metálicos como es el caso del elemento boro que se comporta como un no metal y es semiconductor.

E.1.-Elementos del grupo IIIA Boro (B) Posee en brillo metálico aunque tenga  propiedades no metálicas en su mayoría ya que también es un semiconductor

Aluminio (Al) Este metal es blando y tiene poca resistencia mecánica, pero puede formar aleaciones con otros elementos para aumentar su resistencia además este material suele tener un carácter anfótero.

F.-GRUPO VIIA: son elementos gaseosos volátiles, diatómicos y cuyo color se intensifica al aumentar el número atómico poseen una configuración que difiere de la de gas noble en un electrón, de forma que los elementos tienden a formar aniones además de su fuerte carácter electronegativo 

 

 

F.1.-Elementos del Grupo VIIA Flúor (F) Es un gas corrosivo de color amarillo claro (incoloro en finas capas) además es venenoso, posee un fuerte olor, inflamable y no puede permanecer en su estado puro en el medio ambiente

Cloro (Cl) Gas de color amarillo verdoso de olor  penetrante e irritante además es el segundo en reactividad entre los halógenos, sólo después del flúor, y de aquí que se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas de los gases volcánicos 

Bromo (Br) Es el unico no metal junto con el mercurio son los unicos elementos liquidos ademas  posee un color rojo oscuro y un olor desagradable tambien es menos activo que el Cl pero mas que el I.

 

  Yodo (I) En condiciones normales, el yodo es un sólido negro, lustroso, y volátil; recibe su nombre por su vapor de color violeta tambien el I se encuentra con profusión, aunque rara vez en alta concentración y nunca en forma elemental.

D.-REACCIONES QUIMICAS Es el proceso de cambio o transformación estructural que sufren las sustancias y que produce por lo menos una sustancia de composición y  propiedades diferentes de la originales. Una reacción química se describe de manera abreviada por medio de una ecuación química

D.1.-Clasificación de Reacciones Químicas D.1.1.-Interacción de Reactantes •

  Reacciones de Adición: Son aquellas en las que a partir de sustancias sencillas se obtiene una sustancia completa.  Son de la forma:

 A+B → AB 

Ejemplos:

2Na + Cl2 → 2NaCl  2NaCl  CaO  + H2O  → Ca(OH)2  •

  Reacciones de Descomposición: Son aquellas que a partir de una sustancia compleja se obtiene otras sustancias mas sencillas. Son de la forma:

 AB → A+B 

Ejemplos:

2KClO з 

→ 

2KCl + 3O2 

 

2H2O2

  •

→

2H2O

+

O2 

  Reacciones de Desplazamiento: Son aquellas en las cuales una especie química desplaza a otra perteneciente a una sustancia diferente.  Son de la forma:  A + BC → AC + B 

Ejemplos:

Cl2 + 2NaBr Fe  + CuCl2 

→ 2NaCl  + Br 2  → Cu

+ FeCl2

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  Reacciones de Doble Desplazamiento: En estas reacciones los reactantes intercambian iones entre si para formar sustancias diferentes también a este tipo de reacción se le llama metátesis.

Son de la forma:

 AB + CD → AD AD + BC 

Ejemplos:

 NaOH + HCl  →  NaCl + H2O 2HCl + Na2S → H2S + 2NaCl

D.1.2.-Por la Variación de Energía Involucrada •

  Reacciones Endotérmicas: Cuando los reactantes requieren la absorción de energía para que se de acabo la reacción química.  

Ejemplo:

H2  + I2  + energía → 2HI •

  Reacciones Exotérmicas: Cuando los reactantes liberan energía para que se produzca la reacción química.

 

  Ejemplo:

2H2  +

O2 

→

2H2O + energía 

La energía absorbida o liberada se puede manifestar en forma de un aumento de calor en el sistema donde se produce la reacción química, en forma luminosa entre otras formas. Esta energía es debido a las interacciones atómicas que se producen en los enlaces atómicos como la formación o ruptura de tales enlaces

E.-SOLUBILIDAD La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de sustancia que logra disolverse en un solvente a una determi determinada nada temperatura.

E.1.-Factores que Afectan la Solubilidad en una Solución 1.  La

Temperatura: Para sustancias sólidas o liquidas donde los

 procesos de solución son endotérmicos la solubilidad aumenta con el incremento de la temperatura y en los procesos exotérmicos la solubilidad disminuye con el incremento de la temperatu temperatura. ra. 2.  La Presión: Los cambios de presión solo alteran la solubilidad cuando la sustancia a disolver es un gas y el disolvente es un liquido o un sólido entonces diremos que al aumentar la presión aumentara la solubilidad generalmente.

Cuando se da el caso de en una reacción química y el sistema completo donde están los productos presentan fases o precipitados se dirá que las sustancias producidas por la reacción no son totalmente solubles a esa presión y temperatura determinada. 

F.-INDICADORES DE ACIDOS Y BASES F.1.-  Fenolftaleina: es un compuesto químico orgánico que se usa como indicador de acidez o basicidad. Al agregar fenolftaleina a una solución acida esta es incolora y si se agrega esta a una solución básica se torna de color rojo grosella

 

 

F.2.-Papel Tornasol: Es también un indicador de acidez o basicidad de una solución. En una solución acida cambiara a rojo el papel de tornasol azul y en una solución básica cambia a azul el papel tornasol rojo

G.-ESPECIE ANFOTERA O ANFIPROTICA Son las especies que en algunas reacciones presentan características y en otras básicas Muchos metales como el zinc, aluminio, berilio, plomo y algunos metaloides presentan caracteres anfóteros.

III- Procedimi Procedimiento ento experimental Familia de los metales alcalinos Grupo IA: Propiedades físicas: Observar el recipiente y el líquido en el que se encuentra almacenado el metal   El recipiente es oscuro y el líquido que lo contiene es kerosene. •

Hacer un corte a un trozo del metal y observar el bril brillo lo metálico y la reacción con el aire.   Se observa que el brillo metálico se opaca rápidamente es decir se oxida con gran facilidad. •

Reactividad con el agua: Cortar un pequeño trozo del metal y colocarlo en un vaso de 150 mL con 50 mL de agua luego taparlo con una luna de reloj y observar lo que ocurre. •

  El sodio(Na) se consumió rápidamente y finalmente exploto haciendo saltar la luna de reloj

 

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  El litio se consumió rápido pero no tanto como el sodio, no exploto  pero si hubo gran cantidad de humo. humo.   El potasio se consumió aun más violentamente que el sodio y en este caso se observo chispas y una llama anaranjada.

Familia de los Alcalinos Térreos Grupo IIA: Formación de sulfatos: En 4 tubos de ensayo adicionar 10 gotas de las soluciones MgCl 2, CaCL2, SrCl2, BaCl2  0.1M respectivamente. Agregar a cada tubo 10 gotas de H2SO4  al 10% agitar y esperar la sedimentación de los precipitados si se forman. MgCl2(ac)  + H2SO4(ac)  = MgSO4(s) + 2HCl(ac) , se observa muy poco  precipitado CaCL2(ac)  + H2SO4(ac)  = CaSO4(s)  + 2HCl(ac)  ,se observa muy poco  precipitado SrCl2  + H2SO4(ac) = SrSO4(s) + 2HCl(ac) se observa poco precipitado. BaCl2 + H2SO4(ac) = BaSO4(s) + 2HCl(ac) , se observa precipitado.

Solubilidad de los alcalinos térreos en etanol: Añadir 10 gotas de etanol a cada uno de los tubos de la parte anterior y agitar y observar la solubilidad de los precipitados. MgSO4(s) es soluble en etanol.  CaSO4(s) es parcialmente soluble en etanol. SrSO4(s)  próximo a la insolubilidad en el etanol.  BaSO4(s) insoluble en etanol.

Familia de los Halógenos Grupo VII A   Formación de haluros de plata En 4 tubos de ensayo agregar 10 gotas de las soluciones NaF, NaCl, KBr, KI 0.1 M respectivamente. Añadir a cada tubo 10 gotas de AgNO 3  al 1% y agitar y observar la formación de los precipitados. Escribir las ecuaciones químicas respectivas.  NaF(ac) + AgNO3(ac) = AgF(ac) + NaNO3(ac) ,no forma precipitados.  NaCl(ac) + AgNO3(ac) = AgCℓ AgCℓ(ac) + NaNO3(ac) , forma pocos precipitados. KBr (ac) KNO3(ac), 3(ac), se forman mas precipitados (ac) + AgNO3(ac) = AgBr(ac) + KNO que con NaCl. KI + AgNO = AgI(ac) + KNO3(ac), presenta mucha precipitación de (ac) 3(ac) color verde claro.

 

  Solubilidad de los haluros de plata en e n medio amoniacal Añadir 10 gotas de NH 3(ac) 7 M a cada uno de los tubos agitar y observar la solubilidad de los precipitados. Ordenar los haluros en función de la solubilidad. Escribir las ecuaciones químicas correspondientes. Las ecuaciones de las reacciones son:  NaF(ac) + AgNO3(ac)→ AgF(ac) + NaNO3(ac), completamente soluble.  NaCℓ(ac) + AgNO3(ac)→ AgCℓ(ac) + NaNO3(ac),  parcialmente soluble KBr (ac) (ac)  + AgNO3(ac)→ AgBr (ac) (ac) + KNO3(ac), menos soluble que AgCl KI(ac) + AgNO3(ac)→ AgI(ac) + KNO3(ac), completamente insoluble Propiedades de desplazamiento de los halógenos. En un tubo de ensayo colocar 10 gotas de la solución KBr 0.1M y añadir 20 gotas de agua de cloro. Por la pared del tubo, agregar10 gotas de CCl4 agitar fuertemente y anotar el color de la fase orgánica.   Luego se observan dos fases: el Bromo (color ámbar intenso) está arriba, mientras que el KCℓ (naranja pálido) está abajo.  abajo.  •

La ecuación es: 2KBr (ac) 2KCℓ ℓ(ac) + Br 2(ac) (ac)+ C ℓ2(ac) →2KC 2(ac) En otro tubo de ensayo, colocar 10 gotas de KI 0.1 m y añadir 20 gotas de agua de cloro. Por la pared del tubo, agregar 10 gotas de CCl4 agitar fuertemente y anotar el color de la fases orgánica y compararla con la anterior.   Luego se observan dos fases: el Iodo (color amarillo) está arriba, mientras que el KCℓ (color lila) está abajo.  abajo.  La ecuación es: 2KI(ac)+ C ℓ2(ac) →2KC 2KCℓ ℓ(ac)+ I 2(ac) •

En un tercer tubo de ensayo se agregan 10 gotas de KI y se añade 20 gotas de agua de Bromo. Por la pared del tubo, se agrega 10 gotas de CCℓ4, se agita fuertemente. Luego se observan dos fases: el Bromo (color naranja oscuro) está arriba, mientras que el KBr (color lila) está abajo. La ecuación es: 2KI(ac) + Br 2(ac) 2(ac)→ 2KBr (ac) (ac) + I2(ac) 

 

Estudio del Grupo IIIA (Propiedad anfótera) Colocar en dos tubos de ensayo la misma cantidad de virutas de aluminio. Adicionar al tubo uno 5 mL de HCl 2N y 5mL de NaOH 2N al tubo dos, dejar en reposo (calentar suavemente si fuera necesario) y observar, comparando las reacciones en cada tubo.   El tubo uno forma un compuesto gris con gran cantidad de burbujas, reacciono más rápido. •

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  El tubo dos formo un compuesto de casi transparente (marrón tenue) con pocas burbujas.

IV-Discusión de los resultados •

  FAMILIA DE LOS METALES ALCALINOS.GRUPO IA 1.  Propiedades físicas.Tanto el sodio, litio y potasio están almacenados en un recipiente con kerosene. El kerosene evita k el sodio, litio y  potasio se oxiden. Al colocar una pequeña muestra del metal een n la luna de reloj observamos su brillo metálico, pero se oscureció rápidamente  por el oxigeno. Al cortar con una espátula un pequeño trozo de metal, observamos el brillo metálico por dentro del metal y en el  borde más oscuro.

 

2. Reactividad con el agua.Para caso del Potasio: Se introdujo el Potasio a un vaso de 150 mL con 50 mL de agua potable y se formo como una “bolita” que poco a poco fue disminuyendo su volumen hasta exploto. Al parecer por que se produjo en el interior del recipiente cerrado H 2(g). A la solución K se forma hidróxido de K , luego se introduce fenolftaleína y da coloración rojo grosella.se observa que la intensidad de color del rojo grosella. 2K + 2H2O 2K(OH) + H2 Para el caso del Litio:

 

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Se introdujo el litio a un vaso de 150 mL con 50 mL de agua  potable y se observo que la reacción es más intensa que las otras dos. A la solución Li se forma hidróxido de Li , luego se introduce fenolftaleína y da coloración rojo grosella.se observa que la intensidad de color del rojo grosella es menos intenso. 2Li + 2H2O 2Li(OH) + H2 Para el caso del Sodio: Se introdujo el Sodio a un vaso de 150 mL con 50 mL de agua  potable y se pudo observar “chispas” de color naranja en el momento en que se estuvo disolviendo. A la solución Na se forma hidróxido de Na , luego se introduce fenolftaleína y da coloración rojo grosella que es mas intenso que la solución de Li pero menos intenso que la solución de K. 2K + 2H2O 2K(OH) + H2   FAMILIA DE LOS METALES ALCALINOS TERREOS.GRUPO IIA.

1.  Formación de sulfatos.Para el caso del MgCl2: En un tubo de ensayo de adiciona 10 gotas de la solución de MgCl2 y después se agrega al tubo 10 gotas de H 2SO4 al 10 % y luego se agito y no se formo precipitado. MgCl2(ac) + H2SO4(ac)  MgSO4(s) + 2HCl(ac) Para el caso del CaCl2: En un tubo de ensayo de adiciona 10 gotas de la solución de CaCl2 y después se agrega al tubo 10 gotas de H 2SO4 al 10 % y luego se agito y se formo muy poco precipitado. CaCl2(ac) + H2SO4(ac)  Ca SO4 (s) + 2HCl(ac) Para el caso del SrCl 2: En un tubo de ensayo de adiciona 10 gotas de la solución de SrCl2 y después se agrega al tubo 10 gotas de H 2SO4  al 10 % y luego se agit agito o y se formo poco precipitado. SrCl2(ac) + H2SO4(ac)  Sr SO4 (s) + 2HCl(ac) Para el caso del BaCl2: En un tubo de ensayo de adiciona 10 gotas de la solución de BaCl2 y después se agrega al tubo 10 gotas de H 2SO4 al 10 % y luego se agito y se formo precipitado. BaCl2(ac) + H2SO4(ac)  Ba SO4 (s) + 2HCl(ac) El orden de la formación del precipitado es: Mg SO4 (ac) < Ca SO4 (ac) < Sr SO4 (ac)  < Ba SO4 (ac)

 

3.  Solubilidad de los los sulfatos de los metales Alcalinos Térreos en etanol. 

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Se adiciona 10 gotas de etanol a las respectivas soluciones.se observa que para la solución de MgCl 2(ac) es la mas homogénea entonces mas soluble que todas . La solución de CaCl 2(ac)  es  parcialmente homogénea entonces parcialmente soluble. La solución SrCl2(ac)  se observa que heterogénea entonces insoluble y para la solución BaCl 2(ac) es totalmente heterogénea entonces muy insoluble. Ecu. De solución + etanol El orden de la formación de la solubilidad es: Ba SO4 (ac )< Sr SO4 (ac)  < Ca SO4 (ac) < Mg SO4 (ac)   FAMILIA DE LOS HALOGENOS .GRUPO VIIA

1.  Formación de los Haluros de Plata. En los 4 tubos de ensayo se agrego 10 gotas de las soluciones de NaF , NaCl, KBr y KI repectivamente. Luego se añadió 10 gotas de AgNO3 para los 4 tubos de ensayo se observo que para NaF tiene un color trasparente y no se formó precipitado.  NaF + AgNO3  NaNO3 + AgF Para NaCl se observo una solució solución n heterogenea. Las partículas se encuentran flotando sin tocar el fondo y después de un tiempo se forma menos precipitado que KI.  NaCl + AgNO3  NaNO3 + AgCl Para KI se observo un color amarillo, las partículas se mantienen suspendidas suspendidas y que después de un tiempo tiempo se forma  precipitado que NaCl y KBr. KBr. KI + AgNO3  KNO3 + AgI Y para KBr se observa que se formo un precipitado de color verde claro.se forma menos precipitado que KI. KBr + AgNO3  KNO3 + AgBr El orden de la formación del precipitado es: AgF < AgCl < AgBr < AgI

2.  Solubilidad de los haluros en medio amoniacal.

 

Se adiciona 10 gotas NH 4OH a cada tubo del experimento anterior y después de agitar se observa que AgF es bastante soluble.  NaNO3 + AgF+ NH4OH Ag(NH4) + NaF + HNO 2 + O2 Para AgCl se observa que es poco soluble.  NaNO3 + AgCl + NH4OH Ag(NH4) + NaCl + HNO2 + O2 Para AgBr se observa parcialmente soluble. 3 + AgBr + NH4OH KNOAgI Ag(NH4) + KBr + HNO 2 + O2 Y para es totalmente insoluble. KNO3 + AgI + NH4OH Ag(NH4) + KI + HNO2 + O2 3.  Propiedad de desplazamiento de los Halógenos.

En un tubo de ensayo se coloca 10 gotas de KI y luego se añadió 10 gotas de agua de cloro y 10 gotas de CCl 4 .luego de agitar fuertemente se observo al inicio un color ámbar y después se percibe un halo lila (I 2) en el fondo del tubo de ensayo. KI + agua de cloro + CCl 4  En otro tubo de ensayo se coloca 10 gota gotass de KBr 10 gotas de agua de cloro y 10 gotas de CCl 4 .luego de agitar fuertemente se observo al inicio tiene un color amarillo tenue y luego se  percibe en el fondo del tubo de ensayo u un n co color lor naranja pálido (Br 2)en el fondo del tubo de ensayo. KBr + agua de cloro + CCl 4  Y por ultimo en un tercer tubo de ensayo se agrego 10 gotas de KI y se repitió los pasos anteriores pero esta vez con agua de  bromo. Luego de agitar fuertemente se observa un color naranja y en el fondo del tubo de ensayo un halo lila. KI + agua de bromo + CCl 4 

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  Estudio del grupo IIIA (Propiedad anfótera).   Se coloco en dos tubos de ensayo la misma cantidad de virutas de aluminio. Luego se adiciono en un tubo de ensayo 10 gotas de HCl y al otro NaOH, después de no ver ninguna reacción se tuvo se calentar suavemente con el mechero. En el caso del tubo de ensayo que se adiciono NaOH reacciono más rápido y se formo un compuesto de color gris con gran cantidad de burbujas. 2Al + 6NaOH 2Al(NaO)3 + 3H2 En el otro tubo de ensayo que se adiciono HCl se demoro en reaccionar y se formo un compuesto color marrón tenue casi transparente y también hubo burbujas pero en menor cantidad que el

 

 primer tubo de ensayo y esas burbujas es el H2 que se genero en la reacción. 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2

V-Conclusioness y recomendaciones V-Conclusione recomendaciones La presente experiencia se realizó con relativo éxito probablemente por su carácter cualitativo. A continuación se mencionarán las conclusiones extraídas de cada una

Alcalinos - Se comprobó experimentalmente la rápida reacción que tienen los alcalinos con el oxígeno y con el agua. -Se comprobó los diferentes grados de reactividad de los alcalinos, tal como se predice en la tabla periódica. Ya sea, tomando en cuenta la reacción con el oxígeno o con el agua, el grado de reactividad de los alcalinos es el siguiente

 <  <   Alcalinos térreos -Cuando se hizo reaccionar los compuestos Mg SO 4 (ac), Ca SO4 (ac), Sr SO4 (ac), Ba SO4 (ac) con H2SO4(ac) se formaron los precipitados MgSO 4(s), Ca SO4 (s), Sr SO4 (s), Ba SO4 (s) , en las siguientes proporciones

MgSO4(s) MgSO 4(s) 0).  Resulta sorprendente el hecho de que un soluto pueda disolverse en un disolvente si la atracción entre sus propias moléculas es más fuerte que la atracción soluto-disolvente. El proceso de disolución, igual que todos los  procesos físicos y químicos, está regido por dos factores. Uno es el factor energético, que determina si un proceso de disolución es exotérmico o endotérmico. El segundo factor se refiere a la tendencia hacia el desorden inherente a todos los procesos naturales. Lo mismo que las cartas de una  baraja se mezclan al barajarse, cuando se mezclan las moléculas de soluto y de disolvente para formar una disolución, hay un incremento de aleatoriedad, o desorden. En estado puro, el disolvente y el soluto poseen cierto grado de orden, que se caracteriza por la disposición más o menos regular de átomos, moléculas o iones en el espacio tridimensional. Gran  parte de este orden se destruye cuando el soluto se disuelve en el disolvente. Por lo tanto, el proceso de disolución es acompañado por

 

aumento del desorden. Este aumento es en el desorden del sistema, lo que favorece la solubilidad de una sustancia, incluso si el proceso de disolución es endotérmico. La solubilidad es una medida de la cantidad de soluto que se disolverá en cierto disolvente a una temperatura específica. El dicho "lo semejante disuelve a lo semejante" es de gran ayuda para predecir la solubilidad de una sustancia en determinado disolvente. Esta expresión significa que es probable que dos sustancias cuyas fuerzas intermoleculares son del mismo y magnitud solubles entre sí. tanto el tetracloruro de tipo carbono ( )sean   como el benceno (6Por 6 )ejemplo,   son líquidos no  polares. Las únicas fuerzas intermoleculares presentes en estas sustancias son las fuerzas de dispersión.  Cuando se mezclan estos dos líquidos, rápidamente se disuelven uno en otro, porque las fuerzas de atracción entre las moléculas de CCl  y de C6 H6  son parecidas en magnitud a las fuerzas que se dan entre las moléculas de CCl  y entre las moléculas de C6 H6 . Se dice que dos líquidos son miscibles si son completamente solubles entre sí en todas proporciones. Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua, los iones se estabilizan en disolución por la hidratación, que implica interacciones ion-dipolo. En general, es posible predecir que los compuestos iónicos serán mucho más solubles en disolventes polares, como agua, amoniaco líquido y fluoruro de hidrógeno líquido, que en disolventes no polares, como benceno y tetracloruro de carbono. Debido a que las moléculas de los disolventes no polares carecen de un momento dipolar, no pueden solvatar a los iones Na+ y Cl-. (Solvatación es el  proceso mediante el cual un ion o una molécula se rodea por moléculas del disolvente, distribuidas de una forma específica, cuando el disolvente es agua, este proceso se llama hidratación.) Las interacciones intermoleculares que predominan entre los iones y los compuestos no polares son las interacciones iondipolo inducido, que son mucho más débiles que las interacciones ion-dipolo. Como consecuencia, los compuestos iónicos por lo general son muy poco solubles en disolventes no polares.

*Desarrollo histórico de la tabla periódica En el siglo XIX, cuando los químicos sólo tenían una vaga idea respecto de los átomos y las moléculas, y sin saber aún de la existencia de los electrones y protones, desarrollaron una tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas. Ya se habían hecho mediciones exactas de la masa atómica de muchos elementos. Ordenar los elementos de acuerdo con sus masas atómicas en una tabla periódica parecía una idea lógica para los químicos de aquella época, quienes pensaban que el comportamiento químico debería estar relacionado, de alguna manera, con la masa atómica.

 

En 1864, el químico inglés John Newlandsl observó que cuando los elementos se ordenaban según sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes.  Newlands se refirió a esta peculiar relación co como mo la ley de las octavas. Sin embargo, tal "ley" resultó inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio, por lo cual el trabajo de Newlands fue rechazado por la comunidad científica. En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev y el químico alemán Lothar mucho Meyer más propusieron independiente unaendisposición en tablas amplia de paramanera los elementos, basada la repetición  periódica y regular de sus propiedades. El sistema de clasificación de Mendeleev superó sobremanera al de Newlands, en particular en dos aspectos. Primero, agrupó los elementos en forma más exacta, de acuerdo con sus  propiedades, y segundo, porque hizo viable la predicción de las  propiedades de varios elementos que aún no se descubrían. Por ejemplo, Mendeleev planteó la existencia de un elemento desconocido que llamó eka-aluminio y predijo algunas de sus propiedades. (Eka es una palabra en sánscrito que significa "primero"; así, el eka-aluminio sería el primer elemento bajo el aluminio en el mismo grupo). La tabla periódica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que se conocían hasta entonces. En 1900 ya se habían incorporado en la lista alrededor de 30 elementos más, con lo que se completaron algunos de los espacios vacíos. A pesar de que esta tabla periódica tuvo gran éxito, sus primeras versiones mostraron algunas incongruencias. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma; amu del inglés)  es mayor que la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado sólo de acuerdo con su masa atómica creciente, el argón debería aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica actual. Pero ningún químico colocaría al argón, un  gas inerte, en el mismo grupo que el litio y el sodio, dos metales muy reactivos. Dichas discrepancias sugirieron que otra propiedad diferente a la masa atómica debería ser la base de la periodicidad observada. Resultó que dicha  propiedad se relaciona con el número atómico, concepto desconocido para Mendeleev y sus contemporáneos.   Al utilizar los datos experimentales de dispersión, Rutherford calculó el número de cargas positivas que había en el núcleo de algunos elementos, pero la importancia de esos números se comprendió unos años más tarde. En 1913, un joven físico inglés, Henry Moseley," descubrió una correlación entre lo que él llamó número atómico y la frecuencia de los rayos X que se generaban al bombardear un elemento con electrones de alta energía. Moseley observó que la frecuencia de los rayos X emitidos por los elementos se podía correlacionar con la ecuación ( − )  √  = (

 

  donde v es la frecuencia de los rayos X emitidos y a y b son constantes  para todos los elementos. Así, a partir de la raíz cuadrada de la frecuencia medida de los rayos X emitidos, es posible determinar el número atómico de un elemento. Con muy pocas excepciones, Moseley encontró que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica. Por ejemplo, el calcio es el vigésimo elemento en orden de masa atómica creciente las y tiene un númeroque atómico 20. Entonces, ahora cobraban sentido discrepancias habíande encontrado anteriormente los científicos. El número atómico del argón es 18 y el del potasio es 19, por lo que el potasio debe colocarse después del argón en la tabla periódica. Por lo general, una tabla periódica moderna indica el número atómico junto al símbolo del elemento. Como ya se sabe, el número atómico también señala el número de electrones en los átomos de un elemento. La configuración electrónica de los elementos ayuda a explicar la repetición de las  propiedades físicas y químicas. La importancia y la utilidad de la tabla  periódica radican en el hecho de que mediante el conocimiento de las  propiedades y las tendencias generales dentro de un grupo o periodo, se  predicen, con bastante exactitud, las propiedades de cualquier elemento, aun cuando sea un elemento poco conocido.

VIII-BIBLIOGRAFIA: •

 

Asociación ADUNI; Química ADUNI; Química –   –  Análisis  Análisis de de principios  principios y aplicaciones; segunda edición; segunda  edición; Lumbreras  Lumbreras Editores S.R.L.; año 2000; pág. 241-276.

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Raymond Chang, Williams College; Química; séptima edición; McGraw-Hill Interamericana editores; año 2002; pág. 79.

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http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elemento http: //es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elemento s

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Principios de química; Richar Dikerson; Harry Gray

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Química la ciencia central; Theodore L. Brown; decimoprimera edición; editorial pearson hall; páginas 124 a131