ÍNDICE

1. Introducción 22. Objetivos 33. Principios Teóricos 34. Materiales y Reactivos 75. Procedimiento experimental 10

5.1. Familia de los metales Alcalinos. Grupo IA.5.2. Familia de los metales Alcalinos Térreos. Grupo IIA.5.3. Familia de los Halógenos. Grupo VIIA.

6. Recomendaciones 237. Bibliografía 248. Cuestionario 25

INTRODUCCIÓN

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

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

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

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

PRINCIPIOS TEÓRICOS

La tabla periódica:

Está formada por los elementos, los que están ordenados en función creciente de números atómicos, generando filas y columnas, cuyas propiedades de los elementos depende de este ordenamiento.

Las variaciones periódicas de las propiedades de los átomos de los elementos, se manifiesta a través de la configuración electrónica, del tamaño atómico, energía de ionización, electronegatividad y afinidad electrónica.

Mientras que propiedades como la acidez y solubilidad de los compuestos a través de un periodo o grupo de la tabla periódica se analizan en función a otros factores que dependen a su vez de propiedades simples.

Metales Alcalinos:

Los metales alcalinos son sólidos metálicos blandos. Todos tienen propiedades metálicas características como brillo metálico plateado y alta conductividad térmica y eléctrica. El nombre alcalino proviene de la palabra árabe que significa “ceniza“ ya que muchos de los compuestos del sodio y el potasio, metales alcalinos, fueron aislados a partir de cenizas de la madera por los primeros científicos.

De entre los metales alcalinos los que más destacan son el sodio y el potasio pues son los que son los relativamente más abundantes en la corteza terrestre, en nuestro mar y nuestros sistemas biológicos. Todos tenemos iones sodio en nuestro cuerpo. Sin embargo, ingerir demasiado sodio puede generar un aumento en la presión sanguínea. El Potasio también es predominante en nuestro organismo; una persona de 40 libras contiene exactamente aproximadamente 130g de potasio en forma de iones K+ en los fluidos intracelulares. Pero nosotros no somos los únicos que los necesitamos ya que las plantas también necesitan del potasio para crecer y desarrollarse(es por esa razón que uno de los componentes de los fertilizantes para las plantas es el potasio)

Estos elementos poseen densidades y puntos de fusión muy bajos, estas propiedades varían de forma regular de acuerdo al aumento del número atómico, También podemos ver algunas de las tendencias usuales cuando descendemos en el grupo como, el aumento tamaño del radio

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atómico, la disminución en la energía de ionización. En cada periodo los alcalinos tienen menor energía de ionización, lo que revela la relativa facilidad con la que pueden desprenderse de su electrón externo s¹. Como resultado los metales alcalinos son muy reactivos ya que pierden con facilidad un electrón para formar iones con carga 1+.

Los metales alcalinos solo se presentan en la naturaleza como compuestos. Estos se combinan directamente con la mayoría de los no metales. Ejm.:

2M(s) + H2 (g) 2MH(s)

2M(s) + S(s) M2S(s)

Donde el símbolo M representa al metal alcalino. En primer caso se produce un hidruro metálico donde el hidrógeno actuó como H-1, (ion hidruro).Este ión, el cual se forma cuando el átomo de hidrógeno gana un electrón y el segundo caso es la formación de un sulfuro.

Otra reacción muy importante es la reacción con el agua para formar hidróxidos y gas de hidrógeno:

2M(s) + 2H2O(ac) 2MOH (ac) + H2(g) + Q

Esta reacción es muy exotérmica, y en muchos casos se genera el suficiente calor como para encender al hidrógeno y producir fuego. Además esta reacción es más violenta en caso de los elementos más pesados

Una reacción que no se nos debe olvidar es la con respecto al oxigeno gaseoso (O2), que por lo general forman óxidos metálicos:

M(s) +O2(g) M2O(s)

Que luego cuando se disuelven en agua formaran hidróxidos del respectivo metal.

Aunque en otro caso también con la reacción con el oxigeno se puede formar un peróxido de esta manera:

M(s) +O2(g) M2O2(s) + H2(g)

Los metales Alcalinotérreos:

Al igual que lo metales alcalinos, los metales del grupo IIA de la tabla son sólidos a temperatura ambiente y tienen propiedades metálicas típicas, a comparación con los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos son más duros, más densos y funden a temperaturas más elevadas.

Las primeras energías de ionización de los elementos alcalinotérreos son bajas, pero no tan bajas como las de los alcalinos. Como sabemos la facilidad con la que los átomos pierden electrones,

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disminuye al movernos en la tabla periódica de izquierda derecha y aumenta cuando descendemos en el grupo. Por lo tanto, el berilio y el magnesio, los miembros más ligeros de los metales alcalino térreos, son los menos reactivos.

La tendencia de reactividad creciente dentro del grupo se manifiesta por la forma en que los metales alcalinotérreos se comportan en presencia del agua. El berilio no reacciona con el agua ni con el vapor de agua, ni siquiera cuando se le calienta al rojo vivo. El magnesio reacciona lentamente con el agua líquida y más fácilmente con el vapor de agua para formar oxido de magnesio e hidrógeno de la siguiente manera:

Mg(s) +H2O2(g) MgO(s)

El calcio y los elementos que se encuentran debajo de él, reaccionan fácilmente con el agua a temperatura ambiente (aunque más lento que los metales alcalinos inmediatos a ellos en la tabla). Por Ejemplo, la reacción entre el calcio y el agua es la siguiente:

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

Las dos reaciones anteriormente mencionadas muestran el patrón dominante en la reactividad de los alcalinoterreos; tiende a perder sus dos electrones de valencia para formar iones 2+. Por ejemplo, el magnesio reacciona con el cloro a temperatura ambientepara formar MgCℓ2 y arde en el aire con un brillo deslumbrantepara producir MgO:

Mg(s) +Cℓ2(g) MgCℓ2 (s)

MgCℓ2 (s) +O2(g) MgO(s)

Los metales alcalinotérreos más pesados (Ca, Sr y Ba) son más reactivos que el magnesio con los no metales.

Los iones alcalinotérreos más pesados emiten colores característicos en una flama de alta temperatura. Por ejemplo, la flama producida por el calcio es de color rojo ladrillo, del estroncio es rojo carmesí y del bario, verde. Las sales del estroncio producen el color brillante de los fuegos artificiales y las sales de bario el color verde.

Tanto el magnesio como el calcio son esenciales para los organismos de los seres vivos. Por ejemplo el calcio es muy importante para el crecimiento y mantenimiento de los huesos y dientes.

Los Halógenos:

Los elementos del grupo VIIA se les conoce como halógenos, derivado de la palabras griegas “halos” y gennao” “formando sales”. El astato, el cual es extremadamente raro y radiactivo, se omite debido a que muchas de sus propiedades todavía no se conocen.

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A diferencia de los elementos de grupo VIA, los halógenos no son elementos no metálicos típicos. Sus puntos de fusión y ebullición se incrementan con el aumento del número atómico. El Flúor y el Cloro son gases a temperatura ambiente, el Bromo es un líquido y el yodo es sólido. Cada elemento está constituido por moléculas diatómicas: F2, Cℓ2, Br2, I2. El flúor gaseoso es amarillo pálido, el cloro es amarillo verdoso, el bromo líquido es café rojizo y forma con facilidad un vapor café rojizo y el yodo solido es negro grisáceo y forma con facilidad un vapor violeta.

Los halógenos tienen afinidades electrónicas altamente negativas y no es de sorprenderse que la química de los halógenos este dominada por su tendencia a ganar electrones de otros elementos para formar iones halogenuros X- (en muchas de las ecuaciones se utiliza el símbolo X para indicar cualquier elemento halógeno). El flúor y cloro son más reactivos que el bromo y el yodo. De hecho el flúor es capaz de eliminar los electrones de cualquier sustancia que entra en contacto, incluso con el agua y por lo general lo hace de forma exotérmica, como lo podemos observar:

H2O(g) + F2(g) HF(ac) + O2 (g) + Q

SiO2(g) + 2F2(g) SiF4 (ac) + O2 (g) + Q

Como resultado el flúor gaseoso es peligroso y difícil de utilizar en el laboratorio, por lo que se requiere de un equipo especial.

El cloro es el halógeno más útil en la industria. Por ejemplo en el 2005, La producción total fue de 22 mil millones delibras, lo que la hace la octava sustancia química mas producida en los Estados Unidos. A diferencia que el flúor, el cloro reacciona con el agua de una manera lenta para formar disoluciones acuosas relativamente estables de HC y HCℓO.

Cℓ2(g) + H2O(g) HCℓ (ac) + HCℓO(ac)

Con frecuencia al cloro se le agrega al agua potable y a las albercas en donde el HCℓO(ac) que se genera sirve como desinfectante.

Los halógenos reaccionan con los no metales para formar halogenuros iónicos. Los halogenuros

también reaccionan con el hidrogeno gaseoso:

H2(g) + X2 2HX(g)

Estos compuestos son muy solubles en agua y se disuelven para formar los ácidos halogenhídricos. Ejm: HCℓ(ac), HBr(ac), HI(ac),y HF(ac).

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MATERIALES Y REACTIVOS

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

4.3. Reactivos:

Sólidos: Sodio (Na) Potasio (K)

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

de almidón al 1%).

Solventes: Etanol. Tetracloruro de carbono (CCℓ₄).

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Gradilla y tubos de ensayo

Espátula

Pinza de metal Piscetas

Lunas de reloj

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Sodio

Potasio

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Y DISCUSIÓN

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

Procedimiento realizado

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

2. Cortamos con una espátula un pequeño trozo de litio

Observación de la experiencia

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

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

Sodio (Na):

Procedimiento realizado Observación de la experiencia

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

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

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

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

Potasio (K)

Procedimiento realizado Observación de la experiencia

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

2. Cortamos con una espátula un pequeño trozo de potasio

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

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

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Discusión de resultados:

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

Para el Litio:

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

Para el Sodio:

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

Para el Potasio:

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

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

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

Li>Na>K

Y en el grupo de esta manera:

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

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B) Reactividad con el agua Sodio (Na)

Procedimiento realizado Observación de la experiencia

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

2. Añadimos 2 gotas de fenolftaleína al vaso.

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

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

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

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

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Potasio (K):

Procedimiento realizado Observación de la experiencia

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

2. Añadimos 2 gotas de fenolftaleína al vaso.

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

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

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

Discusión de Resultados:

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

K>Na

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Y la variación en el grupo IA sería la siguiente

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

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

5.2. Familia de los metales Alcalino Térreos. Grupo IIA

A) Formación de sulfatos

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

Se observa:

Cururo de magnesio (MgCℓ2).

Cururo de calcio (CaCℓ2)

Cururo de estroncio (SrCℓ2)

Cururo de bario. (BaCℓ2)

Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro

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

Para el MgCℓ2:

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

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

Para el CaCℓ2:

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

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

Para el SrCℓ2:

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

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

Para el BaCℓ2:

BaCℓ2 + H2SO4 BaSO4(s) + 2HCℓ (ac)

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

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Discusión de Resultados:

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

MgSO4 < MgSO4 <SrSO4 <BaSO4

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

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

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

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

Observamos:

Sulfato de magnesio (MgSO4).

Sulfato de calcio (Ca SO4)

Sulfato de estroncio (Sr SO4)

Sulfato de bario. (Ba SO4)

Insolubles Insolubles Insoluble Insoluble

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

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

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Observamos lo siguiente:

Fluoruro de sodio (NaF).

Cloruro de sodio (NaCℓ2)

Bromuro de Potasio (KBr)

Yoduro de potasio. (KI)

Incoloro Incoloro Incoloro Amarillo aceitoso

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

Para el Fluoruro de sodio (NaF).

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

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

Para el Cloruro de sodio (NaCℓ2)

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

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

Para el Bromuro de Potasio (KBr)

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

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

Para el Yoduro de potasio (KI)

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

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

Discusión de los resultados:

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

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

B) Solubilidad de los haluros de plata en medio amoniacal

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

Ordenamos los haluros según la solubilidad en el medio

Se observa que:

Fluoruro de plata(AgF).

Cloruro de plata ( AgCℓ2)

Bromuro de plata (AgBr)

Yoduro de plata. (AgI)

No ha precipitaciónEs soluble

AgF(s) + NH3(ac)

Se disuelve con facilidad, el

precipitado disminuyeEs soluble

AgCℓ (s) + NH3 (ac)

Aumenta el precipitado

No es soluble

AgBr (s) + NH3 (ac)

Se puede observar que no es soluble

AgI(s) + NH3 (ac)

Discusión de Resultados:

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

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

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C) Propiedad de Desplazamiento de los Halógenos

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

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

2KBr(ac) + Cℓ2(ac) 2KCℓ(s) + Br2(ac)

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

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

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

2KI + Cℓ2 2KCℓ + I2(s)

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

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

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

2KI + Br2 2KBr + I2(s)

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

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RECOMENDACIONES

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

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

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

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

inferior con el dedo.

BIBLIOGRAFIA

1. Raymond ChangQuímica – 7ma ediciónEditorial Mc Graw Hill.Pag. 389 - 429

2. Theodore L. Brown“Química la ciencia central”Decimo primera edición

23

Editorial PEARSONPag. 276 – 279, 283 - 284

WEBGRAFIA

http://www.ub.edu.ar/catedras/exactas/quimica/MAG1C.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos

Cuestionario1. ¿Por qué el color del recipiente de vidrio en el que se almacena el metal Alcalino? ¿Que

propiedades debe tener el liquido en el cual se encuentra sumergidos el metal?

Los recipientes deben de ser de colores oscuros debido a que los metales alcalinos pueden

reaccionar con los rayos de luz que pudieran ingresar, Además estos elementos deben ser

conservados en un líquido inerte (un hidrocarburo como es el querosene) debido a que los

metales alcalinos pueden reaccionar hasta con el aire que pudiera estar dentro del recipiente.

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

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

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

Esta reacción es altamente exotérmica lo que conlleva que en algunos caso se genere suficiente

calor para encender el hidrogeno.

Como observamos en la última reacción lo que nos queda en el recipiente es hidróxido, el cual es

una solución básica. Lo explica que cuando se le agregue fenolftaleína esta cambie rojo grosella, la

cual nos indica que estamos ante una sustancia en medio básicos.

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

En una reacción química puede suceder que uno o más productos sean in solubles en medio

(agua) donde se ha producido la reacción y además si el producto posee mayor densidad,

conllevaría a que se precipite o sedimente. Otras palabras la propiedad que hace que precipiten o

no seria, la solubilidad y la densidad.

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