Practica de Laboratorio n 04

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH UNIVESIDAD NACIONAL DE SAN CRISTOBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE IngenieríaQuímica Y METALURGIA Departamento Académico de Ingeniería Química ESCUELA DE FORMACION PROFESIONAL DE IngenieríaQuímica

Laboratorio de Química “B” ASIGANATURA: QU-141 QUÍMICA I PRÁCTICA N° 04 PROFESOR DE TEORIA: Ing. VARGAS CAMARENA, Mauro PROFESOR DE PRÁCTICA:Ing. VARGAS CAMARENA, Mauro  ALUMNO(S): García Pizarro, cesar

DIA DE PRÁCTICAS: Miércoles

HORA: 7-10am

FECHA DE EJECUCION: 05 de setiembre

MESA: C FECHA DE ENTREGA: 05 de octubre

AYACUCHO – PERÚ

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INTRODUCCIÓN La química es una ciencia que se ocupa de los cambios o transformación de la materia, basada en el estudio y conocimiento de la estructura, composición y sus propiedades, cuyo aprendizaje requiere de realizar experimentos, observación y composición utilizando los conceptos y principios teóricos o prácticos dentro de un ámbito social. El curso de química comprende sobre los aspectos teóricos y prácticos para luego experimentar en el laboratorio y asimismo demostrar su composición básica y objetiva de la solución teniendo en cuenta los materiales, instrumentos y diferentes reactivos químicos que se hallan en el laboratorio. Cada práctica de laboratorio es comprender los objetivos y como también conocer los materiales, equipos e instrumentos de laboratorio y reactivos químicos.

Ayacucho, octubre del 2011

ESTUDIO DE LA TABLA DE PERIÓDICA

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH I.

Objetivos:  Reconocer e identificar las propiedadesfísicas y químicas de los principales grupos o familias de elementosquímicos de la tabla periódica.  Diferenciar las propiedades físicas y químicas de los elementosquímicos de la tabla periódica.  Explicar el comportamiento de los principales grupos de elementos químicos de acuerdo a su carácter metálico.  Comprender en que aspecto se encuentra cada elemento químico de la tabla periódica.

II.

Revisión bibliográfica.

El descubrimiento de los elementos Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

La noción de elemento y las propiedades periódicas

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos siglos se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos. A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra Tratado elemental de Química. Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos. El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación. Los pesos atómicos A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas). Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori. Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.

Metales, no metales, metaloides y metales de transición La primera clasificación de elementos conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas. Tríadas de Döbereiner Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio). Tríadas de Döbereiner A estos grupos de tres elementos se les denominó tríadas y hacia LiCl CaCl2 H2S Litio Calcio Azufre 1850 ya se habían encontrado LiOH CaSO4 SO2 unas 20, lo que indicaba una NaCl SrCl2 H2Se cierta regularidad entre los Sodio Estroncio Selenio NaOH SrSO4 SeO2 elementos químicos. Döbereiner intentó relacionar las KCl BaCl2 H2Te propiedades químicas de estos Potasio Bario Telurio KOH BaSO4 TeO2 elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último. En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH Tabla periódica de Mendeléyev En 1869, el ruso DmitriIvánovichMendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo JuliusLothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos. Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes: 

Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.  Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia. Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir. La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B. En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos. Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gas noble descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa. El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–silicio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial.

La noción de número atómico y la mecánica cuántica La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto– níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor

de

la

agrupación

en

familias

con

propiedades

químicas

semejantes.

Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo. La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.

PROPIEDADES FISICAS NA: Características principales Al igual que otros metales alcalinos el sodio es un metal blando, ligero y de color plateado que no se encuentra libre en la naturaleza. El sodio flota en el agua descomponiéndola, desprendiendo hidrógeno y formando un hidróxido. En las condiciones apropiadas reacciona espontáneamente en el agua. Normalmente no arde en contacto con el aire por debajo de 40 °C.

Apariencia Blanco plateado

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Información general

MG: características El magnesio no se encuentra en la naturaleza en estado libre (como metal), sino que forma parte de numerosos compuestos, en su mayoría óxidos y sales; es insoluble. El magnesio elemental es un metal liviano, medianamente fuerte, color blanco plateado. En contacto con el aire se vuelve menos lustroso, aunque a diferencia de otros metales alcalinos no necesita ser almacenado en ambientes libres de oxígeno, ya que está protegido por una fina capa de óxido, la cual es bastante impermeable y difícil de sacar. Como su vecino inferior de la tabla periódica, el calcio, el magnesio reacciona con agua a temperatura ambiente, aunque mucho más lento. Cuando se sumerge en agua, en la superficie del metal se forman pequeñas burbujas de hidrógeno, pero si es pulverizado reacciona más rápidamente. El magnesio también reacciona con ácido clorhídrico (HCl) produciendo calor e hidrógeno, que se libera al ambiente en forma de burbujas. A altas temperaturas la reacción ocurre aún más rápido.

Apariencia Blanco plateado

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CA:

Características principales El calcio es un metal alcalinotérreo, arde con llama roja formando óxido de calcio. Las superficies recientes son de color blanco plateado pero presenta un cambio físico rápidamente, cambiando a un color levemente amarilla expuestas al aire y en última instancia grises o blancas por la formación de hidróxido al reaccionar con la humedad ambiental. Reacciona violentamente con el agua en su estado de metal (proveniente de fábrica) para formar hidróxido Ca(OH)2 desprendiendo hidrógeno. De lo contrario en su estado natural no reacciona con el H2O. Apariencia Blanco plateado

CU: Propiedades físicas

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH El cobre posee varias propiedades físicas que propician su uso industrial en múltiples aplicaciones, siendo el tercer metal, después del hierro y del aluminio, más consumido en el mundo. Es de color rojizo y de brillo metálico y, después de la plata, es el elemento con mayor conductividad eléctrica y térmica. Es un material abundante en la naturaleza; tiene un precio accesible y se recicla de forma indefinida; forma aleaciones para mejorar las prestaciones mecánicas y es resistente a la corrosión y oxidación. AL: Características físicas El aluminio es un elemento muy abundante en la naturaleza, sólo aventajado por el silicio y el oxígeno. Se trata de un metal ligero, con una densidad de 2700 kg/m 3, y con un bajo punto de fusión (660 °C). Su color es blanco y refleja bien la radiación electromagnética del espectro visible y el térmico. Es buen conductor eléctrico (entre 34 y 38 m/(Ω mm2)) y térmico (80 a 230 W/(m·K)).

Zn: Características principales

Zinc puro

El zinc es un metal, a veces clasificado como metal de transición aunque estrictamente no lo sea, ya que tanto el metal como su especie dispositiva presentan el conjunto orbital

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH completo. Este elemento presenta cierto parecido con el magnesio, y con el cadmio de su grupo, pero del mercurio se aparta mucho por las singulares propiedades físicas y químicas de éste (contracción lantánida y potentes efectos relativistas sobre orbitales de enlace). Es el 23º elemento más abundante en la Tierra y una de sus aplicaciones más importantes es el galvanizado del acero. Es un metal de color blanco azulado que arde en aire con llama verde azulada. El aire seco no le ataca pero en presencia de humedad se forma una capa superficial de óxido o carbonato básico que aísla al metal y lo protege de la corrosión. Prácticamente el único estado de oxidación que presenta es el +2. En el año 2004 se publicó en la revista Science el primer y único compuesto conocido de cinc en estado de oxidación +1, basado en un complejo organometálico con el ligando pentametilciclopentadieno. Reacciona con ácidos no oxidantes pasando al estado de oxidación +2 y liberando hidrógeno y puede disolverse en bases y ácido acético. I: Características principales del yodo:

Al igual que el resto de halógenos forma un gran número de compuestos con otros elementos, pero es el menos reactivo del grupo y tiene ciertas características metálicas. Puede presentar variados estados de oxidación: -1, +1, +3, +5, +7. También es reactivo con el mercurio y el azufre Apariencia Violeta (Gas)

Gris violáceo (Sólido)

Características carbono:

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el óxido de carbono (IV), vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol.[1] Apariencia Negro (grafito) Incoloro (diamante)

Características principales de asufre:

Este no metal tiene un color amarillento, amarronado no]] y arde con llama de color azul, desprendiendo dióxido de azufre. Es insoluble en agua pero se disuelve en disulfuro de carbono. Es multivalente, y son comunes los estados de oxidación -2, +2, +4 y +6. En todos los estados (sólido, líquido y gaseoso) presenta formas alotrópicas cuyas relaciones no son completamente conocidas. Las estructuras cristalinas más comunes son el octaedro ortorrómbico (azufre α) y el prisma monoclínico (azufre β), siendo la temperatura de transición de una a otra de 96 °C; en ambos casos el azufre se encuentra formando moléculas de S8 con forma de anillo, y es la diferente disposición de estas moléculas la que provoca las distintas estructuras cristalinas. A temperatura ambiente, la

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH transformación del azufre monoclínico en ortorrómbico, es más estable y muy lenta.

Apariencia amarillo limón

Comportamiento de los elementos del grupo IA (Metales alcalinos)

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH Estos metales son: Litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Constituyen el 4,8 por ciento de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro. El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que significa cenizas; ya que los primeros compuestos de sodio y potasio fueron descubiertos en cenizas de maderas. También, al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son compuestos que antes se llamaban álcalis. Son metales blandos, tan es así que el Átomo de litio. sodio se puede cortar fácilmente con un cuchillo. Al cortarlos o fundirlos se observa su color plateado y su brillo metálico. Los metales alcalinos son de baja densidad. Li, Na y K son menos densos que el agua. El Li es el más duro y a la vez el menos denso. El Cs es el más blando y el más denso. Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro. Sus puntos de fusión bajos están comprendidos entre 181º C para el Li y 28,7º C para el Cs. Estos metales son los más reactivos químicamente. Por ejemplo: el sodio reacciona enérgicamente con el agua, mientras flota, desprendiéndose gases de hidrógeno. El potasio reacciona aún más violentamente que el sodio. Por estos motivos, esta clase de metales no se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales. Los elementos sodio y potasio son componentes fundamentales de los seres vivos. Se encuentran en forma de iones, cuyas propiedades son muy diferentes a la de los metales. El NaCl (cloruro de sodio) es el soluto más abundante en el agua del mar. El KNO3 (nitrato de potasio) es el salitre, y abunda en algunos yacimientos, especialmente en Chile. Grandes depósitos naturales de compuestos de litio se encuentran en el fondo de lagos que se secaron.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH El rubidio y el cesio son muy escasos. El francio es altamente radiactivo y de muy corta vida (22 minutos), por lo que es mucho más escaso aún.

Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia (1 electrón s). Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos.

COMPORTAMIENTO DEL GRUPO II A

Los del Grupo 2 son relativamente más duros si se les compara con los del grupo 1, y este hecho, así como el resto de sus propiedades refleja el aporte de dos electrones por átomo al enlace. Las estructuras cristalinas de los metales son diferentes en este grupo. Los metales del grupo 2 también reaccionan rápidamente con el oxígeno, pero mucho más lentamente que los alcalinos El magnesio también reacciona directamente con el nitrógeno a alta temperatura, y es el único que forma el MII3N2 iónico, ya que los restantes metales alcalino-térreos forman además compuestos con otra estequiometria. Todos, con excepción del berilio, reaccionan directamente con el hidrógeno a temperaturas entre 300 y 700 oC produciendo hidruros de tipo iónico o salino. El berilio forma hidruros de tipo polimérico. Aunque le formación del ion H- es endotérmica, los bajos potenciales de ionización de estos metales, así como la formación exotérmica de las redes iónicas hacen posible la existencia del poco estable ion hidruro:

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MI(s) + ½ H2(g) = MH(s) A temperaturas entre 300 y 700 oC MII(s) + H2(g) = MH2(s) dependiendo del metal MANNESIO

III.

Materiales, equipos

e instrumentos de laboratorio y

reactivos químicos utilizados.

Los materiales, equipos, instrumentos más utilizados en esta práctica son:  Luna de reloj  Piseta  Pinza para crisol  Probeta graduada de 250ml  Vaso de precipitado de 250 ml  Mechero de bunsen  Tubos de ensayo  Papel toalla  Gradillas para tubos de prueba  Soporte universal

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH  Indicador fenolftaleína  Metales: Li, Na, K, Ca, Mg, Cu, Fe, Al, Zn.  No metales: C, S y I2

iv.

Procedimiento experimental

ENSAYO N°1: DETERMINACION DE LAS ELE4MENTOS QUIMICOS

PROPIEDADES FISICAS DE ALGUNOS

Determinamos la propiedades físicas de los siguientes elementos : (Zn, Cu, Fe, Al, I, S, C, Li, K, Na, Mg, Ca). Y los clasificamos en metales y no metales ENSAYO N° 2:COMPORTAMIENTO DE LOS ELEMENTOS DEL GUPO IA (Li, Na, K) 

LI:  Ya teniendo la muestra de litio y con la utilización de una cuchilla se procede a cortarla, dividiéndola en dos fragmentos del tamaño de una cabeza de la cerrilla del fosforo.  Observaremos que la parte cortada se oxida.  En un vaso de precipitado de 250ml se coloca aproximadamente 100ml de agua destilada.  Se deja caer los trocitos del metal y se tapa con la luna de reloj , observamos que : el metal se diluye y hay liberación de hidrogeno formándose así el hidróxido de litio (LiOH)  Al hidróxido de litio se le agrega aproximadamente tres gotas de fenolftaleína y toma un color rojo grosella bajo.



Na:  Tomando la muestra de sodio, nuevamente pasamos a dividirla en dos fragmentos.  Esta reacciona con el oxígeno formando el óxido de sodio (Na)  En un vaso de precipitado de 250ml colocamos 100ml de agua destilada  Dejamos caer el fragmento de sodio (Na) tapando con la luna de reloj, observaremos que: el sodio reacciona rápidamente con el agua, hay liberación de hidrogeno.  Se forma el hidróxido de sodio (NaOH)  Al hidróxido de sodio le agregamos la fenolftaleína y se verá que toma un color rojo grosella más fuerte.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH 

K:  Realizando el mismo procedimiento anterior y obteniendo los dos pedazos de potasio veremos que el elemento reacciona con el oxígeno formándose el óxido de potaseo (KO2).  En el vaso de precipitado con 100 ml de agua destilada. dejamos caer los trozos de potasio y reacciona más rápido que el litio y sodio liberando nitrógeno y formando el hidróxido de potasio (KOH)  al hidróxido de potasio (KOH) agregamos la fenolftaleína y toma un color rojo grosella. ENSAYO N°3: COMPORTAMIENTO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO IIA (Mg y Ca) Mg (magnesio):  Cogemos el trozo del metal con una pinza y la sometemos a la llama del mechero de bunsen  observamos que este se empieza a poner de color plateado desprendiendo una luminiscencia.  En un tubo de ensayo colocamos aproximadamente 5 ml de agua destilada.  Luego dejamos caer el metal y agregamos el indicador fenolftaleína y la exponemos al calor. Esta tomara color rojo grosella, eso quiere decir que el magnesio forma hidróxido pero con sometimiento al calor, también se observa que hay desprendimiento de hidrógeno Ca (calcio):  Se coloca el trozo de calcio aun tubo de ensayo con aproximadamente 5 ml de agua destilada, se observa que este metal es más reactiva que el magnesio. Puesto que el calcio libera más rápido los gases (el hidrógeno)  A continuación se le agrega 3 gotas de fenolftaleína se observa la coloración de rojo grosella.

ENSAYO N°4: COMPORTAMIENTO DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN (Fe y Ca)  Acción de los ácidos diluidos y concentrados sobre los metales Fe (hierro) Teniendo un trozo del metal del hierro pasamos a dividirle en 6 porciones y colocamos en 6 tubos de ensayo diferentes.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH 1er tubo: (FE + HCL)

Adicionamos aproximadamente 1ml de ácido clorhídrico diluido, veremos que reacciona lentamente con liberación del hidrogeno y cambia de color. 2do tubo: (FE + HCL)(con) De igual manera adicionamos 1ml de ácido clorhídrico concentrado al tubo de ensayo con hierro veremos que reacciona rápidamente con la liberación del hidrogeno y toma una coloración plomo, mas bajo que el anterior casi transparente. 3er tubo (FE + HNO3) (dil) Adicionamos el ácido nítrico al tubo de ensayo con hierro observaremos que reacciona lentamente hidrogeno y da una coloración pardo rojiso con sometimiento al calor 4to tubo (FE + HNO3) (con) Adicionamos el ácido nítrico concentrado al tubo de ensayo con hierro, observamos que esta reacciona rápidamente mucho más con sometimiento al calor. 5to tubo (FE + H2SO4) (dil) Adicionamos 1 ml de ácido sulfúrico al tubo de ensayo con hierro, veremos que se da la liberación de hidrogeno y toma una coloración rojo pardo oscuro y toco esto con sometimiento al calor. 6to tubo FE + (H2SO4)(con) De igual manera se le adiciona 1 ml de ácido sulfúrico concentrado con hierro observaremos que reacciona liberando gases y el óxido de azufre (SO 2) se adhiere a las paredes del tubo con una coloración de pardo rojizo.

Cu (cobre) Teniendo un trozo del metal de cobre la dividimos en 6 porciones, colocando en 6 tubos de ensayo: 1er tubo: (Cu +HCL) (dil) Hay liberación de gases

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH 2do tubo Cu + HCL con Hay reacción, libera gases Cambia de color: amarillo 3er tubo Cu +HNO3 (dil) No cambia de color Libera gases 4to tubo Cu + HNO3 con Se diluí el cobre Toma de color verdoso en la base 5to tubo Cu + H2SO4 dil No cambia de color No se diluye 6to tubo Cu + H2SO4 con Cambia de color a verde Se adhiere la pared de tubo con un color rojizo pardo Se diluye 

Reacciones de compuestos de los metales de transición

Teniendo la muestra de sulfato cúprico (cuso4 0,1 m) de color celeste pasamos ha dividirla en 2 tubos de ensayo equitativamente. 1er Tuvo Añadiendo hidróxido de amonio diluido, observaremos que:  

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en la primera gota se forma como una capa media blanquecina y rápidamente toma un color celeste oscuro y se da la liberación de hidrogeno. En la segunda gota se forma una capa azul y se vuelve cremoso, tomando nuevamente el color celeste, y se adhiere el oxígeno en las paredes del tubo este con sometimiento al calor.

PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH 

 

En la tercera y cuarta gota nuevamente forma una capa azul más fuerte y en la parte inferior más denso de color celeste más intenso todo esto con sometimiento al calor En la quinta y sexta gota esta toma un color turquesa En la séptima gota se pone de color azul.

2do tuvo Añadiendo gotas de la solución acuosa de hidróxido de amonio (NH4OH) 1er gota: se empieza a cuajar tomando una coloración celeste.

2da gota: se cuaja más y toma una coloración celeste metálica. En conclusión no se disuelve el precipitado añadiendo el exceso de este reactivo veremos que esta forma complejos con el amonio.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO N 4–QU-141-UNSCH ENSAYO N°5 COMPORTAMIENTO DE LOS ELEMENTOS METALICOS O ANFÓTEROS. A) acción de los ácidos y bases sobre el aluminio 1er tuvo: Agregamos un aproximado de 1 ml de ácido clorhídrico diluido (HCL dil) en el aluminio veremos que esta no reacciona pero con sometimiento al calor esta reacciona lentamente o ligeramente, liberando hidrogeno 2do tuvo: De igual manera agregamos un aproximado de 1 ml de ácido nítrico concentrado (HNO3 con) ) sobre el aluminio observaremos que si reacciona con sometimiento al calor pero con menor velocidad al anterior 3er tuvo: Agregamos un aproximado de 1 ml de la solución NaOHdiluido observaremos que esta reacciona más rápido a las anteriores, liberando hidrogeno con sometimiento al calor. Vemos que empieza a diluirse el aluminio, formándose así un ion complejo de aluminio B) COMPORTAMIENTO ANFOTERO DE HIDROXIDO DE ALUMINIO  En un tubo de ensayo colocamos un aproxima