Lab quimica 4

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA
FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y TEXTIL_______________________________________
PROPIEDADES PERIODICAS
I. OBJETIVOS:
 Comprender las propiedades periódicas de los elementos y compuestos.
 Poder realizar predicciones a través de un grupo o un periodo.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO:
 Indicador Universal.- un indicador de pH es una sustancia que permite medir el
pH de un medio. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por
la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores acido-base tienen
un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la
disolución de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.
 Anión.- los aniones son los iones con carga eléctrica negativa, es decir, aquellos
átomos o moléculas que han ganado electrones. Algunos de los más conocidos
son, por ejemplo, el cloruro (que es un átomo de cloro que ha ganado un
electrón), el sulfato(derivado del acido sulfúrico por la pérdida de sus dos
protones), el fosfato (del acido fosfórico), el nitrato (del acido nítrico), el cianuro
(formado por la unión de un átomo de carbono y otro de nitrógeno, con una carga
negativa), el carbonato (derivado del anhídrido carbónico), el hidroxilo (una
molécula de agua que ha perdido un protón), etc..
LABORATORIO Nº 4

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 Catión.- los cationes son los iones de carga eléctrica positiva, es decir, aquellos
átomos o moléculas que han perdido electrones. Los cationes más conocidos
suelen ser los metálicos, como los de sodio (Na+
), potasio (K), calcio (Ca),
aluminio (Al), etc.
 Halógeno.- en estado natural se encuentran como moléculas diatómicas, X2.
Poseen una electronegatividad mayor o igual a 2,5 según la escala de Pauling,
presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo esta al bajar en
el grupo. Son elementos oxidantes, y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte
de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan.
III. PARTE EXPERIMENTAL:
Experimento N°1: Configuración electrónica.
1. Objetivos:
 Saber desarrollar correctamente la configuración electrónica.
 Identificar las propiedades de los elementos.
2. Observaciones:
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 Configuración electrónica: la configuración electrónica es el modo en el cual los
electrones están ordenados en un átomo. Como los electrones son fermiones
están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no
pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento
en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar
un estado mecano cuántico diferente.
3. Ecuaciones Químicas:
 Para la reacción del Fe3+
con KSCN:
Fe (NO3)2 (ac) + 3KSCN (ac) Fe(SCN)3 (ac) + 3K(NO3) (ac)
 Para la reacción del Ni2+
con el dimetilglioxina:
Ni(NO3)2 + 2H(C4H2O2N2) Ni(C4H2O2N2) + 2HNO3
 Para la reacción del Cu2+
con el NH4OH:
Cu(NO3)2 (ac) + 2NH4OH (ac) Cu(OH)2 + 2NH4(NO3) (ac)
 Para la reacción del Ag+
con el HCl:
Ag(NO3) (ac) + 2NH4OH (ac) Cu(OH)2 + 2NH4(NO3) (ac)
 Para la reacción del Zn2+
con el K4Fe (CN)6 :
2Zn(NO3) (ac) + K4Fe(CN)6 Zn2Fe(CN)6 (ac) + 2K2(NO3) (ac)
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4. Cálculos y Resultados:
a) 2 gotas de Fe3+
0,05 M + 1 gota de KSCN 1 M
 Color inicial:
 Fe(NO3)2 : amarillo claro
 KSCN : incoloro
 Observaciones:
 Color de la solución: presenta un color rojo oscuro parecido a la sangre.
 No forma precipitado.
b) 2 gotas de Ni2+
0,05 M + 1 gota de dimetilglioxina
 Color inicial:
 Ni(NO3)2 : celeste claro
 Dimetilglioxina : rosado
 Observaciones:
 Color de la solución: primero fue de color amarillo y escaso segundos
después de color rosado.
 Si forma precipitado.
c) 2 gotas de Cu2+
0,05 M + 9 gotas de NH4OH 6 M
LABORATORIO Nº 4

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 Color inicial:
 Cu(NO3)2 : azul claro
 NH4OH : incoloro
 Observaciones:
 Color de la solucion: presenta un color azulino o azul claro.
 No forma precipitado.
d) 2 gotas de Ag+
0,05 M + 1 gota de HCl 6 M
 Color inicial:
 AgNO3 : blanco
 HCl : incoloro
 Observaciones:
 Color de la solución: presenta un color blanco claro.
 Si Forma precipitado.
e) 1 gota de Zn2+
0,05 M + 1 gota de K4Fe(CN)6 0,1 M
 Color inicial:
 Zn(NO3) : incoloro
 K4Fe(CN) : amarillo verde tenue
 Observaciones:
 Color de la solución: presenta un color amarillo-verdoso.
 No forma precipitado
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5. Conclusiones:
Experimento Nº 2: Características de los halógenos
1. Objetivo:
 Identificar la reactividad de los elementos.
 Identificar como varia la reactividad en un grupo.
2. Observaciones:
 Yodo: El elemento químico Yodo, de símbolo I, es un elemento químicamente
reactivo que, a temperatura ordinaria, es un sólido negro-azulado. La naturaleza
del elemento fue establecida en 1813 por el químico francés Joseph Louis Gay-
Lussac, quien le puso el nombre de yodo. La masa atómica del yodo es 126,905.
A diferencia de los halógenos más ligeros, el yodo es un sólido cristalino a
temperatura ambiente. El elemento, en forma pura, es venenoso. El yodo, como
todos los halógenos, es químicamente activo. Las disoluciones yodo-alcohol y
los complejos de yodo se usan como antisépticos y desinfectantes. En química,
se utilizan varios compuestos de yodo como agentes oxidantes fuertes.
 Bromo: El Bromo, de símbolo Br, es un elemento venenoso que a temperatura
ambiente presenta un color rojo oscuro. Su número atómico es 35. El bromo se
encuentra abundantemente en la naturaleza. Es ligeramente soluble en agua,
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Especie
Conf.
electrónica
simplificada
Color de la
solución
0,05 M
Al adicionar el
reactivo
Observaciones
Hay
precip.
color
Fe3+
(Z=26) 18[Ar] 3d5
Amarillo claro KSCN 1M No Rojo sangre
Ni2+
(Z=28) 18[Ar] 3d8
Celeste claro DMG Si Rosado
Cu2+
(Z=29) 18[Ar] 3d9
Azul claro NH3(ac) 6M No Azul
Ag+
(Z=47) 36[Kr] 4d10
Blanco HCl 6M Si Blanco
Zn2+
(Z=30) 18[Ar] 3d10
Transparente K4Fe (CN)6 0,1M No Amarillo-verdoso

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100 partes de agua disuelven en frío unas 4 partes de bromo y, en caliente, unas
3 partes. Reacciona químicamente con muchos compuestos y elementos
metálicos, y es ligeramente menos activo que el cloro. El bromo no se encuentra
en la naturaleza en estado puro, sino en forma de compuestos.
 Cloro: El Cloro, de símbolo Cl, es un elemento gaseoso amarillo verdoso.El cloro
tiene un punto de fusión de -101 ºC, un punto de ebullición de -34,05 ºC a una
atmósfera de presión, y una densidad relativa de 1,41 a -35 ºC; la masa atómica
del elemento es 35,453. Es un elemento activo, que reacciona con agua, con
compuestos orgánicos y con varios metales. Se han obtenido cuatro óxidos:
Cl2O, ClO2, Cl2O6 y Cl2O7. Las disoluciones de cloro en agua son comunes en los
hogares como agentes blanqueadores. El cloro se transporta como líquido en
botellas de acero.
3. Calculos y Resultados:
Sustancia
Estado
fisico
Color de la
sustancia
pura
Color en
solucion
acuosa
Color en CCl4
Bromo, Br2 liquido Rojo intenso Pardo rojiso Rojo anaranjado
Yodo, I2 solido Violeta oscuro Lila Rojo grosella
4. Conclusión:
 De estos experimentos podemos decir que:
reactividad reactividad reactividad
del > del > del
cloro bromo yodo
Experimento Nº 3: Acidez/Basicidad de soluciones acuosas de compuestos
tipo E-O-H de los elementos del 3er
periodo de la T.P.M
1. Objetivos:
 Identificar la basicidad o acidez de las sustancias.
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 Identificar como varia la basicidad o acidez en un periodo.
2. Observaciones:
 Acidez: la acidez de una sustancia es el grado en el que es ácida. La escala
más común para cuantificar la acidez o la basicidad es el pH, que solo es
aplicable para disolución acuosa. Se puede comparar, por ejemplo, la acidez de
los gases dióxido de carbono (CO2, acido), trióxido de azufre (SO3, acido mas
fuerte) y dinitrógeno (N2, neutro).
 Basicidad: La basicidad o alcalinidad es la capacidad acido neutralizante de una
sustancia química en solución acuosa. Esta alcalinidad de una sustancia se
expresa en equivalentes de base por litro o en su equivalente de carbonato
cálcico. La alcalinidad es la medida de la capacidad tampón de una disolución
acuosa, o lo que es lo mismo, la capacidad de esta para mantener su pH estable
frente a la adición de un acido o una base.
 Para medir la basicidad o acidez de una sustancia toque la punta del gotero en
un pedazo de papel indicador.
 Ponga el papel indicador en una luna de reloj.
 Compare con la roseta patron que esta en la pared y determine el pH de la
solución.
pH
medido
Soluciones acuosas 0,05 M
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H3PO4 H2SO4 HClO4
9 7 6 4 1 2
 pH del agua desionizada: 6
4. Conclusiones:
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 El sodio es el más básico de todos.
 El azufre y el cloro son de carácter ácido.
Experimento Nº 4: Carácter anfotero del Al(OH)3
1. Objetivos:
 Identificar si una sustancia actua como acido o como base (anfótero).
 Identificar si el aluminio es un metaloide.
2. Observaciones:
 Anfótero: Es la molécula que contiene un radical base y otro acido, pudiendo así
actuar bien como acido, o bien como base, según el medio en que se encuentre,
como sucede con los aminoácidos. Las sustancias clasificadas como anfóteras
tiene la particularidad de que la carga eléctrica de la parte hidrofilica cambia en
función del pH del medio.
3. Ecuaciones Químicas:
 Para la reacción del AlCl3 con el NH3 (ac) 1:2 :
AlCl3 + 3NH4(OH) (ac) Al(OH)3 (s) + 3NH4Cl
 Para la reacción del tubo de ensayo “A” con HCl 1:2
3HCl (ac) + Al(OH)3 (s) AlCl3 (s) + 3H2O
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 Para la reacción del tubo de ensayo “B” con NaOH al 10%
Na(OH) (ac) + Al(OH)3 (s) Al (OH)-
4 + Na+
 Al agregar al AlCl3 0,1 M unas 44 gotas de NH3 (ac) 1:2 se observa lo siguiente:
Se forma un precipitado gelatinoso de color blanco.
 Al tubo de ensayo A se le agrega 8 gotas de HCl 1:2 para la desaparición del
precipitado.
 Al tubo de ensayo B se le agrega 9 gotas de NaOH al 10% para la desaparición
del precipitado.
5. Conclusión:
 Después de estos experimentos podemos deducir que el aluminio es un
metaloide.
Experimento Nº 5: Solubilidad de sales (Sulfatos de los metales alcalinos-
térreos) en medio acuoso
1. Objetivos:
 Identificar si una sustancia es soluble o no.
 Identificar como varia la solubilidad en un grupo mediante una solución patrón.
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2. Observaciones:
 Solubilidad: La solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada
sustancia para disolverse en otra. Puede expresarse en moles por litro, en
gramos por litro, o en porcentaje de soluto; en algunas condiciones la solubilidad
se puede sobrepasar, denominándose a estas soluciones sobresaturadas. La
sustancia que se disuelve se denomina soluto y la sustancia donde se disuelve
el soluto se llama solvente. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la
sustancia influye mucho, ya que, debido a este carácter, la sustancia será más o
menos soluble; por ejemplo, los compuestos con más de un grupo funcional
presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico. Los
compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad
como son: las parafinas, compuestos aromáticos y los derivados halogenados.
Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del
soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua,
hidratación.
Temperatura de la solución patrón (KCl 0,100 N) : 20 ºC
Lectura
de R en Ω
KCl
0,100N
MgSO4
0,1 M
CaSO4
(sat)
SrSO4
(sat)
BaSO4
(sat)
Agua de
caño
3,0 KΩ 7,0 KΩ 18,0 KΩ 110,0 KΩ 300,0 KΩ 29,0 KΩ
Hallando la constante para el KCl:
Datos:
 ….(I)
 = Δk = x (0,00169)
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K = 0,01286 + Δk
K = 0,01358 (ohm cm)-1
 En (I) :
�= K.RkCl � = (0,01358).(3.103
) = 40,74cm-1
Sales �.Kx Conductividad
MgSO4 40,74x7.103
285180
CaSO4 40,74x18.103
733320
SrSO4 40,74x110.103
4481400
BaSO4 40,74x300.103
12222000
4. Conclusiones:
 Si la sustancia es mas soluble será menor resistente.
 Si la sustancia tiene una menor resistencia entonces será un buen conductor.
IV.CUESTIONARIO:
LABORATORIO Nº 4

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1.- Indique los valores del primer potencial de ionización (kj/mol) de cada uno
de los elementos del 3er
periodo y explique si hubieran diferencias respecto a
la predicción teórica correspondiente.
.
Según la teoría en un período, el potencial de ionización es directamente
proporcional al número atómico de carga nuclear, es decir, aumenta de izquierda
a derecha pero existen excepciones las cuales son: (IIA) > (IIIA), (VA) > (VIA).
LABORATORIO Nº 4
Elementos del
3er
periodo
Primer potencial de
ionización( kJ/mol)
Na 496
Mg 738
Al 577
Si 786
P 1012
S 1000
Cl 1251
Ar 1521

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Se puede explicar lo que ocurre mediante la configuración electrónica del Mg
10[Ne]3s2
y la del Al 10[Ne]3s2
3p1
, quitarle un electrón al Al es más fácil puesto que
tiene un electrón en el orbital p a diferencia del Mg que tiene el orbital s lleno. Al
llegar al S nos encontramos con la segunda excepción que se puede explicar de la
misma manera teniendo en cuenta la configuración electrónica P 10[Ne]3s2
3p3
y la
del S 10[Ne]3s2
3p4
, los electrones del P se encuentran en 3 diferentes orbitales p
formando un subnivel semilleno, relativamente estable. En cambio el S posee un
electrón adicional que llena a unos de los orbitales p, la proximidad entre los
electrones que se encuentran en el mismo orbital producen cierta repulsión
facilitando la ionización del átomo.
2.- Plantee las ecuaciones de hidrolisis del Mg+2
y la del Sr+2
e indique cuál de
estos iones es más ácido.
- Mg (OH)2 Mg+2
Base débil Acido conjugado fuerte (lewis)
Reacción de hidrólisis
Mg+2
+ 2 H2O Mg (OH)2 + 2H+
- Sr (OH)2 Sr+2
Base fuerte Acido conjugado débil (Lewis)
No se hidroliza
Los pares conjugados tienen fuerzas opuestas, cuanto más débil es una base su
acido conjugado es más fuerte y cuanto más fuerte es una base, su acido
conjugado es más débil. Por lo tanto el ion Mg+2
es mas acido que el ion Sr+2
.
3.- Demuestre teóricamente la tendencia periódica de la solubilidad en medio
acuosa de los fluoruros de los metales alcalinos.
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Por propiedades y teoría sobre la solubilidad de compuestos, los factores
que influyen para hallar la constante de solubilidad son:
• La constitución de la especie química.
• La temperatura.
• El polimorfismo.
• El grado de hidratación.
• Reacción química.
• Tamaño de partícula.
• Formación de soluciones sólida.
• Envejecimiento de precipitados.
• Absorción e intercambio iónico superficial.
Constante de solubilidad (kPS):
Para un electrolito MA, que se disuelve y se disocia según las siguientes
ecuaciones:
MA↓ ↔ MA soluble ↔ M+ + A-
Se alcanzará una situación de equilibrio dinámico entre sólido, la parte
soluble no disociada, y los iones en disolución. Como la actividad del sólido,
bajo determinadas condiciones, es constante, también deberán ser constantes
la actividad de la parte soluble no disociada y el producto de las actividades
iónicas:
[MA]=Cte.; [M+]. [A-]= Cte. = Ks
Al hacer el análisis sobre la tendencia de los fluoruros de los metales
alcalinos, teniendo en cuenta los parámetros establecidos se puede dar como
resultado que la solubilidad en estos compuestos aumenta de abajo hacia
arriba debido a la estabilidad que se obtiene al combinar con el flúor y a la
diferencia de electronegatividades entre ellos.
4.- Hacer un resumen aproximadamente de 5 líneas de la lectura “El
descubrimiento de los gases nobles” (Raymond Chang).
El descubrimiento de los gases nobles
A finales de 1800, John William Strutt, determino con exactitudes las
masas atómicas de un gran número de elementos, pero tubo un extraño
resultado con el nitrógeno. El nitrógeno que obtenía a partir del aire era un poco
más denso que el nitrógeno que obtenía a partir del amoniaco. Siguiendo el
procedimiento de Rayleigh, es 1898 Ramsay hiso pasar una corriente de
nitrógeno sobre el magnesio caliente rojo para convertirlo al nitruro de
magnesio, encontró un gas desconocido que no había reaccionado. Con la
ayuda de William Crookes, Ramsay y Rayleigh encontraron el espectro de
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emisión de dicho gas, el gas era un elemento nuevo y lo llamaron argón.
Ramsay y Morris Travers identificaron 3 nuevos elementos (neón, kriptón,
xenón). El último gas noble (radón) fue descubierto por el químico Frederick
Dorn.
V. BIBLIOGRAFÍA:
 Geoff Rayner, “Química Inorgánica Descriptiva” Segunda Edición, Prentice Hall.
 J. B. Russell, “Química” McGRaw-Hill / Interamericana de México
 Microsoft Encarta 2002
 Principios de Química, Pág. 84 -85–95–96–97.
 Arthur I. Vogle, Quimica Analitica Cualitativa, 1974, Ed. KAPELUSZ, Argentina,
Pág. 210-271-273.
 Raymond Chang, “Quimica” Sexta Edición, McGraw-Hill Pág. 248 – 250.
 Whitten, “Química General” Quinta Edición, McGraw-Hill Pág. 348–216–218–174.
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