Informe 1 - Tabla Periodica

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS FACULTAD DE INGENIERÍA ELECTRÓNICA Y ELÉCTRICA LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

“TABLA PERIÓDICA” Profesora

:  María Hilda Carhuancho Acevedo

Grupo

:  Miércoles, 10 – 12

Integrantes :  Novoa Vera, Rene Gabriel  Veliz Valderrama, Juan Miguel  Trejo Pantoja, Jeison  Llontop Medina, Eder Sebastián  Cárdenas Suca, Rafael

Lima, 9 de Abril del 2014 LIMA – PERÚ 1

ÍNDICE INTRODUCCIÓN ___________________________________________________________________ 3 1

PRINCIPIOS TEÓRICOS ________________________________________________________ 4 1.1

TABLA PERIÓDICA ________________________________________________________ 4

1.2

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS: _________________________ 5

1.3

DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA: ___________________________________ 6

1.4

LOS EXPERIMENTOS DE MOSELEY: _______________________________________ 8

1.5

LA LEY Y LA TABLA PERIÓDICA: ___________________________________________ 8

1.6

LOS ELEMENTOS CONOCIDOS ___________________________________________ 10

1.7

ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS METALOIDES ___________________________ 12

1.8

ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS GASES NOBLES ________________________ 13

1.9

EL ÁTOMO Y SUS ELECTRONES __________________________________________ 14

1.10 TENDENCIAS PERIÓDICAS _______________________________________________ 16 1.11 POTENCIAL DE IONIZACIÓN O ENERGÍA DE IONIZACIÓN ___________________ 17 1.12 ELECTRONEGATIVIDAD __________________________________________________ 21 1.13 TENDENCIAS PERIÓDICAS DEL CARÁCTER METÁLICO ____________________ 22 2

DETALLES EXPERIMENTALES _________________________________________________ 23 2.1

MATERIALES Y REACTIVOS ______________________________________________ 23

2.2

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ________________________________________ 24

2.3

CÁLCULOS Y RESULTADOS ______________________________________________ 26

3

DISCUSIÓN DE RESULTADOS _________________________________________________ 29

4

CONCLUSIONES ______________________________________________________________ 30

5

RECOMENDACIONES _________________________________________________________ 31

6

BIBLIOGRAFÍA ________________________________________________________________ 32

7

APÉNDICE ____________________________________________________________________ 33

2

INTRODUCCIÓN La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química, medicina e ingeniería. De la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento químico, en cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas y químicas. La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura atómica. Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales y no metales. Hay más elementos metálicos que no metálicos. Los mismos elementos que hay en la tierra existen en otros planetas del espacio. El estudiante deberá conocer ambas clases, sus propiedades físicas y químicas más importantes; no memorizar, sino familiarizarse así por ejemplo con la valencia de los principales elementos metálicos y no metálicos, no en forma individual o aislada, sino por grupos o familias (I, II, III, etc.) y de ese modo aprender de manera fácil y ágil las fórmulas y nombres de los compuestos químicos, que es parte vital del lenguaje químico. Es por ello que invitamos a dar una lectura al presente trabajo, con el motivo que se entere de los diferentes comportamientos que tienen los elementos y compuestos químicos en procesos de laboratorio, e incluso, que suceden en la vida real.

3

1 PRINCIPIOS TEÓRICOS 1.1

TABLA PERIÓDICA A medida que se fueron descubriendo y caracterizando más y más elementos,

se intentaba al mismo tiempo encontrar si se podían agrupar y clasificar, de acuerdo a su comportamiento químico. Este esfuerzo dio como resultado la tabla periódica de los elementos. Algunos elementos presentan características muy similares:  Litio (Li), Sodio (Na) y Potasio (K) son metales blandos y reactivos.  Helio (He), Neón (Ne) y Argón (Ar) son gases que no reaccionan con otros elementos. Al arreglar a todos los elementos en el orden de su número atómico, se observa que sus propiedades físicas y químicas muestran patrón de repetición periódico. Como un ejemplo de la naturaleza periódica de los átomos (cuando están ordenados según su número atómico), cada uno de los metales blandos y reactivos que se mencionaron anteriormente, vienen inmediatamente después de los gases que no reaccionan. Agrupaciones en la tabla periódica: A los elementos que se encuentran en una columna de la tabla periódica se les llama familia o grupo. La manera en que se han etiquetado a las familias es arbitraria, pero es claro que en la tabla periódica podemos observar varios grupos:  Metales (A de la izquierda y en medio de la tabla)  No Metales (Por encima de la diagonal a la derecha y arriba)  Metaloides (Los elementos que están en la frontera entre metales y no metales

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Otra manera de clasificarlos es la que emplea las letras A y B con números para

GRUPO

NOMBRE

1A

Metales alcalinos

2A

Metales alcalino-térreos

6A

7A

8A

Calcógenos (formadores de yeso) Halógenos (formadores de sal) Gases Nobles (o inertes, o raros)

ELEMENTOS Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra O, S, Se, Te, Po

F, Cl, Br, I, At

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Los elementos de una familia de la tabla periódica tienen propiedades similares porque tienen el mismo tipo de arreglo electrónico en la periferia de sus átomos. La mayoría de los elementos son metales y en general los podemos distinguir por una serie de propiedades que los distinguen:  Lustre  Conductividad eléctrica grande  Conductividad calorífica grande  Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el Hg) Nótese: El hidrógeno es el único no-metal en el lado izquierdo de la tabla periódica, pero a temperaturas muy bajas, tiene propiedades metálicas. Los no-metales pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente.

1.2

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS: La herramienta más importante para organizar y recordar hechos químicos es la

tabla periódica.

5

Está basada en la naturaleza periódica de las propiedades químicas de los elementos, y también en la naturaleza periódica de las configuraciones electrónicas de estos. Los elementos en la misma columna tienen el mismo número de electrones de valencia, las similitudes en las propiedades químicas de los elementos, se pueden atribuir a las similitudes en la configuración de los electrones de valencia. 1.3

DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA: Algunos elementos, como la plata y el oro, se encuentran naturalmente en su

forma elemental y fueron descubiertos hace miles de años. Algunos elementos radiactivos son extraordinariamente inestables y su aislamiento depende de la tecnología moderna. Aunque la mayoría de los elementos son estables, pero únicamente se pueden encontrar formando compuestos con otros elementos. En el siglo XIX, se diseñaron métodos para aislar muchos de los elementos de sus compuestos. A partir de ese momento se aíslan cada vez más y más compuestos. Para

1800 había 31 elementos identificados, para 1865 había ya 63 elementos

identificados en 1869, Dimitri Mendeliev y Lothar Meyer publican independientemente esquemas de clasificación de los elementos. El primero basado en sus propiedades químicas esencialmente y el segundo en sus propiedades físicas. Los elementos pueden ordenarse de acuerdo a su peso atómico (es decir, g / mol de su mezcla natural de isótopos) mostrando como resultado un arreglo con características periódicas. La insistencia de Mendeliev en ordenar a los elementos de acuerdo a su peso atómico y agruparlos según sus características químicas, dio como resultado la aparición de una serie de agujeros en la tabla.

6

Ni el Galio (Ga), ni el Germanio (Ge) se conocían en la época, es decir había dos agujeros en la tabla debajo del Aluminio (Al) y el Silicio (Si). Concluye que debían de existir dos elementos, a los cuales llamó eka-aluminio y eka-silicio y que debían llenar los agujeros. Ahora bien, Mendeliev no solamente predijo la existencia del Ga y el Ge, sino que describió algunas de sus propiedades físicas y químicas, entre ellas: el peso atómico aproximado, la manera en que se combinarían con el oxígeno y el cloro. Cuando el Ga y el Ge fueron descubiertos varios años más tarde se observó que sus propiedades físicas y químicas eran las que Mendeliev había predicho. La exactitud de las predicciones de Mendeliev para los elementos desconocidos basadas en la tabla periódica, convencieron sin lugar a dudas de su validez a los científicos de la época. En 1911 aparece el modelo del átomo de Rutherford. La mayor parte de la masa del átomo está localizada en un núcleo el cual es muy denso, el cual tiene carga neta positiva. Alrededor del núcleo hay esencialmente espacio vacío en el cual residen los electrones con una carga neta negativa igual a la del núcleo para los átomos neutros. En 1913 Henry Moseley investiga las frecuencias características de los rayos X producidos al bombardear cada elemento con rayos catódicos (electrones) de alta energía, descubre que existe una relación matemática entre la frecuencia de los rayos X producidos y el número atómico (es decir el número de serie de cada elemento en la tabla). Esto quería decir que el número atómico era más un número de serie, es decir, que tiene alguna base física. Moseley propone que el número atómico era el número de electrones en el átomo del elemento en cuestión; es claro que esto también significa que el número atómico es el número de cargas positivas del núcleo.

7

1.4

LOS EXPERIMENTOS DE MOSELEY: Moseley usó varios metales como blancos en sus tubos de rayos catódicos. Notó

que cuando los rayos catódicos pegaban sobre el metal y estos rayos catódicos tenían suficiente energía (obtenida usando alto voltaje), diferentes metales daban rayos X de diferentes longitudes de onda (o lo que es lo mismo de diferente energía). Lo que pasaba en esencia era que los rayos catódicos acelerados por el alto voltaje (electrones de alta energía) sacan a los electrones internos de los átomos metálicos al golpear sobre los átomos de los blancos metálicos. Cuando los electrones sacados del átomo regresan a su lugar se emiten rayos X. Como los electrones internos no están apantallados por los demás electrones, la energía requerida para sacarlos depende del número de protones que hay en el núcleo. De esta manera la energía de los rayos X y por tanto su frecuencia y su longitud de onda, está relacionada con el número de protones del núcleo. Moseley se dio cuenta de que los números atómicos eran mucho más que un esquema adecuado para los elementos, sino que tenían sentido físico real, esto es que eran el número de protones (y electrones) de un elemento neutro.

1.5

LA LEY Y LA TABLA PERIÓDICA: Mendeliev demuestra que las propiedades de los elementos varían de manera

periódica. La tabla periódica nos ayuda a comprender el comportamiento, las propiedades y la reactividad de los elementos. Las propiedades de los elementos tienden a reproducirse de manera regular (periódica) al ordenar a los elementos según su número atómico. 8

La ley periódica se basa en el arreglo de los elementos llamado “Tabla periódica” en la cual cada elemento pertenece a un agrupamiento vertical llamado familia y a un agrupamiento horizontal llamado periodo. Los elementos de una familia tienden a presentar propiedades químicas similares.

TABLA PERIÓDICA MODERNA

¿QUÉ INFORMACIÓN HAY EN LA TABLA PERIÓDICA?

9

1.6

LOS ELEMENTOS CONOCIDOS

En la actualidad se conocen 108 elementos de ellos tenemos:  87 elementos que son metales.  26 elementos radioactivos.  16 elementos han sido fabricados por el hombre (radioactivos todos).  11 son gases a presión y temperatura normales.  6 son gases nobles monoatómicos.  2 elementos son líquidos. Veámoslos ahora en la tabla:  LOS METALES Los 87 metales

ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS METALES En general, la mayoría de los metales tienen las propiedades siguientes: 

Son dúctiles y maleables.



Presentan brillo (lustre)



Son buenos conductores del calor.



Son buenos conductores de la electricidad. 10





Todos excepto el Hg son sólidos a temperatura ambiente.



Al hacerlos reaccionar con no metales pierden electrones.

LOS NO-METALES

ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS NO METALES En general, pueden presentar todos los estados físicos a temperatura y presión normales (STP).  Cl2 es un gas, Br2 es líquido, I2 es sólido.  Son malos conductores del calor.  Son malos conductores de la electricidad.  Muchos de ellos existen como moléculas biatómicas.  Al reaccionar con los elementos metálicos ganan electrones.  Al

reaccionar

con

elementos

no-metálicos

comparten

electrones.

11



1.7

LOS METALOIDES

ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS METALOIDES En general, estos elementos tienen propiedades muy variadas y variables. Es decir dependiendo con quien anden, cambiaran de carácter. 

Actúan como no metales cuando reaccionan con metales.



Actúan como metales cuando reaccionan con los no metales.



Algunos de ellos presentan la propiedad eléctrica de ser semiconductores.



LOS GASES NOBLES

12

1.8

ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS GASES NOBLES En general, estos elementos no reaccionan con casi nadie. 

Son muy poco reactivos, de hecho He, Ne y Ar no reaccionan con nada.



El Kr y el Xe reaccionan con O y F y forman algunos compuestos.



El Rn es radiactivo.

DEFINICIÓN DE FAMILIAS O GRUPOS (ANTIGUAMENTE)

DEFINICIÓN DE FAMILIAS O GRUPOS (ACTUALMENTE)

13

DEFINICIÓN DE PERIODOS

NOMBRES DE ALGUNAS FAMILIAS COMUNES

1.9

EL ÁTOMO Y SUS ELECTRONES El modelo más sencillo que explica la ley periódica y explica las razones para

que los elementos estén ordenados tal como se ve en la tabla, es el de Bohr Rutherford, este modelo dice que los electrones se mueven alrededor del núcleo en capas.

14

Un electrón puede cambiar de capa siempre y cuando emita o absorba energía, los electrones ocupan orbitales (de a dos en dos) que se encuentran en sub-capas, las cuales a su vez están en capas.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS

LA TABLA PERIÓDICA Y LOS SUBNIVELES

15

1.10 TENDENCIAS PERIÓDICAS Ciertas propiedades de los elementos, exhiben un cambio gradual conforme nos movemos a lo largo de un periodo o una familia. El conocer estas tendencias, nos ayudará a comprender las propiedades químicas de los elementos. Estas son:  TAMAÑO ATÓMICO Del modelo cuántico del átomo podemos concluir que un átomo no tiene una frontera definida, ello nos conduce a un problema conceptual que puede definirse con la siguiente pregunta ¿cuál es exactamente el tamaño de un átomo? Se puede estimar el radio atómico suponiendo que los átomos son objetos esféricos que se tocan unos a otros al estar unidos en una molécula.

COMPORTAMIENTO DE LOS TAMAÑOS ATÓMICOS

TAMAÑO ATÓMICO Y PERIODICIDAD, LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 16

1.11 POTENCIAL DE IONIZACIÓN O ENERGÍA DE IONIZACIÓN Se define como la energía que se requiere para sacar al electrón más externo de un átomo neutro. La energía de ionización de un átomo mide que tan fuerte este retiene a sus electrones. La energía de ionización es la energía mínima requerida para quitar un electrón de un átomo aislado gaseoso en su estado basal. Ojo esto no se refiere a la energía requerida para quitar un electrón de las capas internas, acuérdate que esos están más agarrados al átomo, porque están más cerca y porque les toca más carga del núcleo. Aquí nos referimos al estado basal del átomo completo, entonces el electrón que saldrá será el que tiene menos energía es decir el más lejano al núcleo. La primera energía de ionización, I1, es la energía necesaria para quitarle el primer electrón del átomo: +

=

La segunda energía de ionización,

+1 , es la energía requerida para quitarle el

siguiente electrón (esto es el segundo)del átomo. +

=

+1

Entre mayor sea el valor del subíndice en In mayor será la dificultad para quitar ese electrón. Conforme quitamos electrones, la carga positiva del núcleo no cambia, y esto conduce a que haya menos repulsión entre los electrones que quedan. La Zeff crece al quitar electrones, para quitar los electrones restantes se requiere cada vez más energía (es decir la energía de ionización es mayor para cada electrón subsiguiente)

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ENERGÍAS DE IONIZACIÓN (KJ / MOL) Elemento Na

496

4.560

Mg

738

1.450

7.730

Al

577

1.816

2.7441

1.600

También hay un gran incremento en la energía de ionización cuando se quitan los electrones de las capas más internas n-1 (es decir la que no son de valencia). Esto se debe al hecho de que al pasar a un orbital con número cuántico principal menor, el electrón que se intenta quitar está mucho más cerca del núcleo y por tanto está mucho más atraído. Los electrones interiores están tan unidos al átomo que son muy difíciles de ionizar de tal manera que no participan en el enlace químico. Tendencias periódicas de la energía de ionización.  Primera energía de ionización en función del número atómico.  Al avanzar en un periodo, la energía de ionización aumenta al incrementar el número atómico.  Al bajar en una familia, la energía de ionización disminuye al incrementar el número atómico

18

Comportamiento de la energía de ionización

Las bases físicas de estas observaciones son: Conforme crece la carga efectiva o conforme la distancia del electrón al núcleo disminuye, habrá mayor atracción entre el núcleo y el electrón. La carga efectiva crece a lo largo de un periodo y además el radio atómico también disminuye. Al bajar en una familia, la distancia entre el núcleo y el electrón aumenta y la atracción entre el electrón y el núcleo disminuye.

¿Cuál de los siguientes elementos tiene la menor energía de ionización? B, Al, C o Si Probablemente el Al. Sus electrones de valencia tienen un número cuántico principal mayor que el C o el B y por tanto están más lejos del núcleo, además su núcleo tiene menor carga efectiva que el Si. AFINIDAD ELECTRÓNICA Se define como la energía que se obtiene cuando un átomo gana un electrón Los átomos pueden ganar electrones para formar iones cargados negativamente (aniones).

19

La afinidad electrónica es el cambio energético asociado al proceso en el que un átomo en estado gana un electrón. Para todos los átomos cargados positivamente y para la mayoría de los átomos neutros, en este proceso se libera energía cuando se añade un electrón +

=

+ E=-328 kJ/mol.

La reacción anterior indica que el cloro tiene una afinidad electrónica de -328 kJ/mol. Entre mayor sea la atracción que tiene el átomo por el electrón, más exotérmico será el proceso. Para los aniones y algunos átomos neutros, añadir un electrón no es tan fácil dando como resultado un proceso endotérmico, es decir se debe de hacer trabajo para forzar al electrón dentro del átomo, produciendo un anión inestable. Los halógenos, a los que únicamente les falta un electrón para llenar la subcapa p, son los que tienen mayor atracción por un electrón, es decir tienen las afinidades electrónicas con los valores negativos más grandes. Al añadirles un electrón, obtienen la misma configuración electrónica que la de los gases nobles. En cambio las familias 2A y 8A tienen subcapas llenas (s, y p respectivamente)y por lo tanto el electrón añadido debe colocarse en un orbital de mayor energía. El añadir electrones a estos elementos es un proceso endotérmico.

La tendencia general para la afinidad electrónica es la de volverse más negativa al movernos a la derecha a lo largo de un periodo, siendo los valores mayores los de los halógenos. Las afinidades electrónicas no cambian mucho al bajar en una familia. Aunque la distancia de los electrones al núcleo aumenta al bajar en la familia y hay menos atracción. Sin embargo, los electrones en la subcapa tienen más espacio y por tanto las repulsiones interelectrónicas son menores. 20

Valores de la afinidad electrónica de los halógenos

ELEMENTO

ION

E (KJ /MOL)

F

F-

-328

Cl

Cl-

-349

Br

Br-

-325

I

I-

-295

COMPORTAMIENTO DE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA 1.12 ELECTRONEGATIVIDAD Se define como la capacidad que tiene un átomo para atraer electrones

COMPORTAMIENTO DE LA ELECTRONEGATIVIDAD 21

1.13 TENDENCIAS PERIÓDICAS DEL CARÁCTER METÁLICO El carácter metálico es mayor en los elementos de la izquierda de la tabla periódica y tiende a decrecer conforme nos movemos a la derecha en un periodo (renglón) esto es lo mismo que decir que el carácter de no-metal crece al aumentar el valor de la energía de ionización. En cualquier familia (columna) el carácter metálico crece de arriba hacia abajo (los valores de la energía de ionización disminuyen al bajar en la familia.) Esta tendencia general no se observa necesariamente en los metales de transición.

COMPORTAMIENTO PERIÓDICO DEL CARÁCTER METÁLICO

22

2 DETALLES EXPERIMENTALES 2.1

MATERIALES Y REACTIVOS  MATERIALES 

Vaso de 100 ml.



Tubos de ensayo.



Pinza metálica.



Espátula.



Goteros.



Gradilla.



Papel tornasol.



Mechero.

 REACTIVOS 

Li(s), Na(s), K(s), Mg(s).



Fenolftaleína.



NaF(s), NaCl(s), NaBr(s), NaI(s).



Na2SO4 (solución saturada).



NaF, NaBr, NaI, NaCl (solución).



Cl2, Br2, I2 (solución acuosa).



CCl4, AgNO3 (0,1M)



MgCl2, CaCl2, SrCl2 (0,1M)



H2SO4 (2M)

23

2.2

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL  EXPERIMENTO N° 01: 

PROPIEDADES DE LOS METALES ALCALINOS: 

En dos vasos de precipitados llenamos 80ml de agua encada una.



Se agregó tres gotas de fenolftaleína en cada vaso.



Tomamos un pequeño trozo de sodio (Na) y lo introducimos al primer vaso de precipitados, lo tapamos al instante con la luna de reloj.



Sin perder tiempo, acercamos un fosforo encendido al pico del vaso para observar si en gas proveniente es inflamable o no.



Posteriormente tomamos un pequeño trozo de potasio (K) para realizar el mismo experimento usando el segundo vaso de precipitados.



Procedimos a hace lo mismo en el caso del potasio (K).

 EXPERIMENTO N° 02: 

PROPIEDADES DE LOS METALES ALCALINOS TÉRREOS: 1. Compasión de solubilidad de los sulfatos de los metales alcalinos térreos. 

Tomamos cuatro tubos de ensayos y lo colocamos en la gradilla para ordenarlas.



Añadimos en el primer tubo de ensayo 1ml de MgCl 2; al segundo CaCl2; al tercero SrCl2; y al cuarto BaCl2.



Posteriormente agregamos 1ml de solución saturada de Na 2SO4 en cada uno de los tubos con las respectivas sustancias.

2. Reacción del Magnesio (Mg) con el agua. 

En un tubo de ensayo llenamos 2ml de agua destilada.



Le agregamos dos gotas de fenolftaleína y observamos si hay reacción. 24



Introducimos un pequeño trozo de magnesio y observamos.



Haciendo uso del mechero calentamos el tubo de ensayo que contiene la solución.

 EXPERIMENTO N° 03: 

PROPIEDADES DE LOS HALÓGENOS: 1. Formación de halogenuros de plata. 

En cuatro tubos de ensayo introducimos 1ml de NaF; en el segundo, NaCl; en el tercero, NaBr; y en el cuarto, NaI.



Empezamos con el primer tubo que contiene NaF, y le agregamos 5 gotas de nitrato de plata (AgNO3). Anotamos lo observado.



Repetimos el mismo paso para los tres restantes y anotamos en cada caso la reacción que se forma.

2. Reacción de los halogenuros con ácido sulfúrico. 

En cuatro tubos de ensayo introducimos en cada una las sales sólidas de NaF, NaCl, NaBr, NaI.



Añadimos en el primer tubo que contiene NaF 5 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4)



Acercamos a la boca del tubo un pequeño trozo de papel tornasol previamente humedecida en agua.



Repetimos el mismo procedimiento con los tres tubos restantes que contienen las sales.



Anotamos en cada caso los resultados, el cabio de color del papel tornasol.

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3. Actividad química de los halogenuros. 

En tres tubos de ensayo agregamos 10 gotas de Cl2, Br2, y I2; y añadimos 1ml de CCl4.



En dos tubos de ensayo colocamos 2ml de KBr (0,1M) y 2ml de KI (0,1M) separadamente, adicionamos a ambos tubos 1ml de agua de cloro.



En otro par de tubos añadimos 2ml de NaCl y KI respectivamente, luego le agregamos 1ml de agua de bromo.



Por último en otro par de tubos colocamos 2ml de NaCl y 2ml de KBr respectivamente y luego añadimos 1ml de agua de yodo.



Finalmente a los 6 tubos de ensayo le agregamos 5 gotas de CCl 4 y anotamos los resultados.

2.3

CÁLCULOS Y RESULTADOS 1. Cálculos: 

EXPERIMENTO N° 01:



EXPERIMENTO N° 02:

26



EXPERIMENTO N° 03:

2. Resultados: 

EXPERIMENTO N° 01:



27





EXPERIMENTO N° 02:

EXPERIMENTO N° 03:

28

3 DISCUSIÓN DE RESULTADOS  Con respecto a los resultados obtenidos en el laboratorio, buscamos en (1) el libro y nos confirma dichos resultados, ya que nos menciona que al reaccionar los metales alcalinos térreos con el haluro de plata, algunos presentan precipitado como el Estroncio y el Bario, y otros no, como es el caso del Magnesio ya que es un elemento hidrolizable.  La información teórica obtenida, tanto en clase como en las investigaciones que realizamos, nos explican lo mismo diferenciándose en el algunos aspectos, me refiero al hecho de que uno no menciona los mismos puntos que el otro y viceversa.

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4 CONCLUSIONES Como resultado del estudio de las propiedades periódicas de los elementos reaccionados en el laboratorio, al trabajo grupal de los compañeros y de una observación a las propiedades físicas de los elementos, podemos decir que: 

La familia de los alcalinos térreos son muy reactivos especialmente con el agua y con el oxígeno del medio.



La familia de los alcalinos térreos tienen solubilidades bastantes menor que en el caso de los alcalino, pero se puede apreciar un aumento de color a medida que reaccionan en etanol.



En la familia de los halógenos al momento de la formación de plata, solubilidad y desplazamiento es notable el cambio de coloración de cada compuesto al ser reaccionados.



Se concluye que todas las experiencias hechas en el laboratorio basadas en los conocimientos teóricos se cumplen en gran porcentaje cuando se lleva al área experimental.

30

5 RECOMENDACIONES 

Algunos compuestos producen irritación u otra cosa similar que causarían daño a la piel. Advertir sobre los efectos que causan, para adoptar un comportamiento adecuado en el laboratorio.



Se debe tener un cuidado especial con los instrumentos de laboratorio, ya que debido a las limitaciones que se tiene en la universidad, es difícil conseguirlos.



Se recomienda el uso de mandile y guantes, ya que en el laboratorio se trabaja con elementos que pueden causar daño al contacto con ellos.

31

6 BIBLIOGRAFÍA 1. Raymond Chang, “Química”, Mc.Graw Hill, Undécima edición, pág. 49 – 65. 2. Patricio Barros, “Breve Historia de la Química” (es un libro encontrado en internet,

por

ello

adjuntamos

la

dirección

electrónica),

http://www.librosmaravillosos.com/brevehistoriaquimica/capitulo01.html, capítulo 8 del contenido. 3. Juan José Borrás, ubicamos esta clase en Power Point en el internet, adjuntamos

la

dirección

electrónica

http://www.uv.es/~borrasj/EQEM

_web_page/temas/tema_1/tema_1_parte_1.pdf

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7 APÉNDICE 1. ¿QUÉ ES UNA REACCIÓN QUÍMICA?  Son los cambios, reacomodos o reorganizaciones que sufren los átomos de las sustancias o elementos que se combinan para producir nuevas sustancias.  Es el rompimiento de viejos enlaces químicos para formar nuevos enlaces, y así nuevas sustancias.  Es el proceso mediante el cual una o más sustancias combinadas se transforman en otra u otras, con propiedades diferentes.  Proceso en el que a partir de una o más sustancias se originan otras nuevas. 2. ¿CÓMO SE REPRESENTA UNA REACCIÓN QUÍMICA?  Reactivos y productos. Las sustancias que se combinan se llaman reactivos, y se localizan a la izquierda de la ecuación; y a las sustancias que resultan de tal combinación se les nombra, productos (sustancias nuevas), localizadas a la derecha de la ecuación. Por ejemplo, cuando el Hidrogeno se combina con Oxigeno(reactivos)

reaccionan

y

originan

una

nueva

sustancia

llamada agua (producto);esta reacción química se puede representar mediante una ecuación química denominada ecuación del agua, así:

3. ¿QUÉ TIPO DE REACCIÓN SE DA AL REACCIONAR EL CaCl 2 Y H2SO4?  Es una reacción de simple desplazamiento ya que al reaccionar el CaCl2 y H2SO4 te da en los productos el CaSO4 y HCl.

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4. ¿POR QUÉ AL REACCIONAR EL BaCl2 CON EL H2SO4 FORMA PRECIPITADO?  Eso se da porque el BaCl2 es insoluble es por ello que en el tubito de ensayo queda una parte solida cuando se da la reacción. 5. ¿QUÉ COLOR SE OBSERVA

AL REACCIONAR EN LOS HALÓGENOS

CUANDO REACCIONA EL KCL CON EL AgNO3?  El cloruro de potasio tiene un color lechoso al reaccionar con el nitrato de plata se observa que su color torna hacer un violeta claro. 6. ¿QUÉ ES LA HALOGENACIÓN?  Los alcanos reaccionan con los halógenos, principalmente cloro y bromo; la reacción es fotoquímica, es decir necesita presencia de luz, pudiendo realizarse también en la oscuridad a altas temperaturas (de 250°C o mayor)

 La halogenación es una reacción de sustitución, logrando sustituirse en la molécula de alcanos.

7. ¿PORQUE EL Kl QUE TIENE UN COLOR AMARILLO AL REACCIONAR CON EL AgNO3 TORNA HACER VERDE LIMÓN?  Porque a medida que aumenta su radio atómico, son mayores el punto de fusión, ebullición, densidad, etc es por ello que al reacciona con el nitrato de plata cambia su color.

34

8. ¿QUÉ APLICACIONES TIENE EL AMONIACO?

 La disolución del amoniaco en usos domésticos. Como elimina la dureza temporal del agua, se emplea para limpiar y lavar, con el ahorro consiguiente de jabón. Recientemente se ha ideado un método para descomponer el amoniaco mediante un catalizador y producir una mezcla del 75% de hidrógeno y 25% de nitrógeno, en volumen, que puede utilizarse en sopletes oxhídricos para soldar metales raros y aceros especiales. Un tubo de amoniaco líquido proporciona así más que el pudiera comprimirse en el mismo volumen. Para trasporte y almacenaje resulta, pues, una fuente conveniente y compacta de hidrógeno. El amoniaco líquido se emplea en máquinas frigoríficas y en la fabricación de hielo. Cuando se evapora, 1g de líquido absorbe 317,6 cal (a - 20 ° C), calor necesario para congelar casi 4g de agua.  El amoniaco también tiene acción sobre metales, no metales y compuestos. SOBRE METALES: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O SOBRE NO METALES: 2NH3 + 3Mg = N2Mg3 + 3H2 SOBRE COMPUESTOS: 2NH3 + 3CuO = Na + 3Cu + 3H2O

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9. ¿EN EL EXPERIMENTO AL REACCIONAR LOS ALCANOS DE PLATA AgCl2 CON EL AMONIACO PRESENTA CAMBIO?

 Sí, es el único que cambia de color pasa de un color violeta claro a un color cristalino y no presenta precipitado ya que es un alcano muy soluble.

10. ¿EN LA SIGUIENTE REACCIÓN QUE FUNCIÓN TOMA EL CCL4? 2KBR

CL2

CCL4

2KCL

BR2

 El CCl4 viene a ser un catalizador con lo cual su función se debe llevar acabo la reacción con mayor velocidad, por ello hace más fácil y rápida la reacción.

11. ¿EN LA REACCIÓN ANTERIOR QUE TIPO DE REACCIÓN SE PRODUCE?  Se da una reacción de simple desplazamiento ya que el cloro se una con el potasio dejando al bromo solo.

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12. ¿AL REACCIONAR EL 2KBr y el Cl2 QUE COLOR SE FORMA?  Se forma un color cristalino.

13. ¿AL REACCIONAR EL 2KBr y el Br2 Y UTILIZANDO UN CATALIZADOR COMO EL CCl4 QUE COLOR TOMA EL LÍQUIDO?  En la parte más baja del tubo de ensayo se torna un punto anaranjado, ello se da después de echar el CCl4.

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