Laboratorio Nº 4

INDICE

I. Objetivos--------------------------------------------------------------------- pág. 2

II. Fundamento Teórico------------------------------------------------- ------pág. 2

III. Parte Experimental

Experiencia I. Configuración Electrónica-- pág. 3-

------ Experiencia II. Algunas Características de los Halógenos--------------------pág. 5

Experiencia III. Acidez/Basicidad de compuestos E-O-H de los elementos del tercer periodo de la TPM pág.

6--------------------------------------------------------------------------- Experiencia IV. Experiencia IV: Carácter Anfótero del Al (OH)3 pág. 7---------------- Experiencia V. Solubilidad de sales (Sulfatos de los metales alcalinotérreos) en

medio acuoso.--------------------------------------------------- pág. 8

IV.Cuestionario---------------------------------------------- º -------------------pág. 9

V. Bibliografía pág. 12

Página 1

Laboratorio Nº 4

PROPIEDADES PERIODICAS

I. OBJETIVOS:

Llegar a conocer las relaciones periódicas físicas y/o químicas que presentan los elementos que se hallan en Grupos y/o Periodos de la Tabla Periódica Moderna.

Conocer los distintos tipos de distribución electrónica (el principio de auf bau y la simplificada) y también tener en cuenta las reglas para una correcta distribución

Reconocer algunas características de los halógenos. Reconocer cuando una sustancia es ácida o básica dependiendo del color que

resulta, al ponerlo en un papel indicador universal y relacionarlo con el periodo al cual pertenece

Identificar el anfoterismo como propiedad de algunas sustancias. Poder determinar la solubilidad de sales en medio acuoso de manera práctica.

II. FUNDAMENTO TEORICO:

Anfoterismo Es el término general que describe la habilidad de una sustancia para reaccionar como ácido o como base.El comportamiento anfiprótico describe los casos en los que las sustancias exhiben

anfoterismo aceptando o donando un protón .Varios hidróxidos metálicos insolubles son anfóteros; es decir reaccionan con ácidos para formar sales y agua, pero también se disuelven y reaccionan con exceso de bases solubles fuertes.El hidróxido de aluminio es un hidróxido metálico anfótero típico. Su comportamiento como base se ilustra por su reacción con acido nítrico para formar una sal normal de la siguiente manera:

Al (OH)3 3HNO3 Al (NO3) 3 3H2O

Al (OH) 3 3 3H2O

Al(OH) 3 3H2O

Cuando se añade una disolución de una base fuerte cualquiera a hidróxido de aluminio solido el Al (OH) 3 se disuelve de la siguiente manera:

Al (OH) 3 NaOH NaAlOH (aluminio sódico compuesto soluble)Acido Base La ecuación iónica y neta totales son:

Al (OH) 3

Al (OH)3

Distribución electrónica La configuración electrónica de un átomo es una designación de la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas.Reglas para la distribución electrónica:

Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimicen la energía del átomo.

Página 2

Laboratorio Nº 4

El principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales

Cuando hay orbitales de idéntica energía (degenerados), los electrones ocupan inicialmente estos orbitales de forma desapareada (regla de Hund), un átomo tiende a tener tantos electrones desapareados como sea posible.

El PH (del francés pouvoir hydrogène, 'poder del hidrógeno') es el grado de acidez de una sustancia, es decir la concentración de iones de H +

en una solución acuosa, término el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.El agua y todas las soluciones acuosas contiene concentración de H +, si no iones de OH - .En el agua pura se cumple que la concentración de iones H + es igual a la concentración de iones OH -, por eso se dice que el agua es neutra. Como las concentraciones de iones H +

de y OH - son muy pequeñas, en 1909, el químico danés Sorensen  definió el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la concentración molar (mas exactamente de la actividad molar) de los iones hidrogeno.pH = - log [H +]Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.El número 7 corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7.Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6.De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo, una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que tenga pH 8.

III. PARTE EXPERIMENTAL:

Experiencia I: Configuración Electronica

DATOS:

Para llevar acabo esta experiencia se requiere de soluciones de 0,05M de Fe (NO3)3, Cu (NO3)2, AgNO3, Zn (NO3)2; KSCN 1M, Dimetilglioxima, NH4OH 8M, HCl 8M, K4Fe (CN)6 0,1 M; unos tubos de ensayo de 13x100 y un gotero.

OBSERVACIONES:

o -Realice las configuraciones de los siguientes iones: , , , y

o -Verter dos gotas de Fe3+ 0,05M en un tubo de ensayo de 13 x 100, luego adicione una gota de KSCN 1M.

o -Verter dos gotas de Ni2+ en un tubo de ensayo de 13 x 100, luego adicione una gota de Dimetilglioxima.

Página 3

Laboratorio Nº 4

o -Verter dos gotas de Cu2+ en un tubo de ensayo de 13 x 100, luego adicione gota a gota de NH4OH 8M agitando constantemente.

o -Verter dos gotas de Ag1+ en un tubo de ensayo de 13 x 100, luego adicione una gota de HCl 8M.

o -Verter dos gotas de Zn2+ en un tubo de ensayo de 13 x 100, luego adicione una gota K4Fe(CN)6 0,1 M.

CALCULOS Y RESULTADOS:

Al realizar las configuraciones electrónicas se obtuvo lo siguiente:

o : 1 2 2 3 3 4 3

o : 1 2 2 3 3 4 3

o : 1 2 2 3 3 4 3

o : 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4

o : 1 2 2 3 3 4 3

Después de realizar las mezclas requeridas se obtienen el siguiente cuadro:

REACCIONES:

o Fe(NO3)3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KNO3

o Cu(NO3)2 + 2NH4OH 2 NH4NO3 + Cu(OH) 2

o HCl + AgNO3 AgCl + HNO3

o Zn(NO3)2 + K4Fe(CN)6 Zn2Fe(CN)6 + K2NO3

Página 4

Especie Color de solución 0,05M

+ Reactivo Color final

0.05M Amarillo claro KSCN 1.0M Rojo sangre

0.05M Transparente DimetilglioximaRosado

0.05M Celeste claro Hidróxido de amonio(6.0M) Azul

0.05M Transparente HCl 6.0M Blanco

0.05M Transparente K4Fe(CN)6

0.1M Blanco

Laboratorio Nº 4

CONCLUSIONES:

En el experimento realizado se llega a la conclusión que lo predicho teóricamente concuerda con lo experimental ya que la solución con plata y zinc (orbitales d llenos) no tienen coloración alguna sino son transparentes (blancos).

RECOMENDACIONES: Tener mucho cuidado al momento de la limpieza del tubo de ensayo ya que

puede quedar líquido dentro de este material. Agitar constante y sutilmente cuando se hacen las mezclas para así lograr mayor

rapidez en la formación del precipitado. Al momento de realizar la configuración de ciertos iones tener en cuenta las

reglas que tienen ya que al momento que pierden sus electrones lo hacen de la capa más externa.

Experiencia II: Algunas Características de los Halógenos

DATOS:

Para realizar esta experiencia se requerirán soluciones de halógeno en medio acuoso (CL2 (ac), Br2 (ac) y I2 (ac)), también de un poco de CCl4, unos tubos de ensayo de 13x100 y gotero.

OBSERVACIONES:

Observar el color de 10 gotas de cada una de las soluciones de los halógenos en medio acuoso.

Adicionar aproximadamente 7 gotas de CCl4 a cada una de las soluciones y agitar vigorosamente.

Página 5

Laboratorio Nº 4

CALCULOS Y RESULTADOS:

Se obtiene el siguiente cuadro:

Estado Bromo Yodo CloroSolos puros Liquido Sólido negrusco GasEn medio acuoso Amarillo Pardo Amarillo IncoloroCon CCl4 Anaranjado Intenso Lila Amarillo Limón

CONCLUSIONES:

Se deduce que se produjo una reacción química debido al cambio de color que experimenta la sustancia.

Las soluciones de los halógenos son apolares y el CCl4 es un disolvente apolar lo cual comprueba que lo semejante disuelve a lo semejante.

Se puede identificar a un halógeno de acuerdo al color que se produce.

RECOMENDACIONES:

Los tubos de ensayo que contienen las distintas soluciones deben de estar tapados con un corcho ya que son volátiles y tóxicos. Después de utilizada las soluciones se deben de tapar con sus respectivos corchos pues de lo contrario dichos objetos se confundirían con otros corchos de otras soluciones.

Experiencia III: Acidez/Basicidad de compuestos E-O-H de los elementos del tercer periodo de la TPM.

DATOS:

Para que esta experiencia resulte con gran éxito se requiere muestras de NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3, H3PO4, H2SO4, HClO4, luna de reloj, papel indicador y un gotero.

OBSERVACIONES:

Página 6

Laboratorio Nº 4

Tocar la punta del frasco gotero a un trozo de papel indicador con cada muestra de las sustancias.

Colocar cada papel en una luna de reloj. Comparar el color con la roseta patrón de valores de pH.

CALCULOS Y RESULTADOS:

Solución acuosa 0.05M pH medidoNaOH 8Mg 7Al(OH)3 5H3PO4 2H2SO4 1HClO4 1

RECOMENDACIONES:

Al momento de realizar esta experiencia, tener en cuenta que en el momento de utilizar los recipientes que contienen dichos compuestos procurar cerrarlos inmediatamente después de su uso porque se podría confundir, las tapas de los frascos; también se debe de tener en cuenta que las tapas se deben poner inclinadas en la mesa .

Al verificar la acidez de los compuestos en la luna de reloj, procurar hacerlo uno por uno ya que se podrían mezclar los papeles de medición de pH y complicaría el experimento.

CONCLUSIONES:

Al comparar los valores de PH de los elementos del tercer periodo se puede concluir que la acidez en un periodo aumenta de izquierda a derecha.

Experiencia IV: Carácter Anfótero del Al (OH)3

DATOS:

Para esta experiencia se requiere de soluciones de AlCl3 0,1M , NH4OH (1:2), HCl (1:2) y NaOH 10% ; además se requiere de un gotero.

OBSERVACIONES:

Página 7

Laboratorio Nº 4

Se vierte AlCl₃ 0.1M hasta la tercera parte de un tubo de ensayo para luego agregar NH4OH (1:2) gota a gota hasta que se forme un precipitado que en este caso eran 12 gotas exactas notándose un coloide gelatinoso de color blanco

Luego se separa el contenido de este tubo en dos partes iguales las cuales se depositan en dos tubos.

En cada uno de estos tubos se agregaran algunas gotas de HCl (1:2) y NaOH 10% y así notar la desaparición del precipitado.

CALCULOS Y RESULTADOS:

Al primer tubo de ensayo se le agregan 10 gotas de HCl (1:2) para la desaparición del precipitado.

Al segundo tubo de ensayo se le agregan 10 gotas de NaOH para la desaparición del precipitado.

CONCLUSIONES:

Con esta experiencia se puede demostrar la propiedad anfoterica del aluminio comportándose como base y como ácido, mezclándose con el HCl y NaOH respectivamente. Esto queda confirmado al observar que el número de gotas requeridas para cada uno de los tubos de ensayo fue la misma.

Experiencia V: Solubilidad de sales (Sulfatos de los metales alcalinotérreos) en medio acuoso

DATOS:

Para el análisis de esta parte del laboratorio es necesario tener una muestra de KCl 0.100N, MgSO4 0.1 M, CaSO4 (sat), SrSO4 (sat), BaSO4 (sat), un poco de agua de caño. Al igual que un termómetro de Mercurio, un multitester, tubo en U y soporte universal.

OBSERVACIONES:

Para la realización se debe operar de la siguiente manera para cada una de las muestras con las que se cuenta:

o Medir la temperatura de la solución.o Llenar el tubo en U con la muestra y colocarla en el soporte universal.o El multitester debe de calibrarse adecuadamente antes de la experienciao Colocar los electrodos conectados al multitester para hacer una buena

lectura sobre la resistencia que ofrece.o Finalmente se tabula los datos obtenidos.

La temperatura se debe de medir en el momento de la prueba y no antes o después debido a que las condiciones ambiental juegan un papel importante para el estudio en este aspecto.

CALCULOS Y RESULTADOS:

Página 8

Laboratorio Nº 4

En el siguiente cuadro se expresa y compendia los resultados obtenidos en el laboratorio:

Muestra KCl 0.100N

MgSO4

0.1 MCaSO4

(sat)SrSO4

(sat)BaSO4

(sat)Agua de

cañoTemperatura

(ºC)21,5 21,0 21,5 21,2 21,5 21,1

Resistencia (K)

32 38 50 70 400 38

Se sabe que:

Conductividad especifica del KCl 0.10N (ohm-cm)-1

18ºC 25ºC0,01117 0,01286

Hallando “K” para 21,5 ºC

K-0,01117 = 0,01286-K K = 0,01201521,5-18 25-21,5

Se sabe que: K = 1 x ……………….(*) R

Donde: “” : Constante de celda (cm-1). “K” : Conductividad especifica “R” : Resistencia eléctrica

Reemplazando en (*) = 384,48 cm-1

Muestra KCl 0.100N

MgSO4

0.1 MCaSO4

(sat)SrSO4

(sat)BaSO4

(sat)Agua de

cañoK (ohm-

cm)-10,012015 0,010118 0,007690 0,005493 0,000961 0,011308

CONCLUSIONES:

Página 9

Laboratorio Nº 4

Teniendo como referencia algunos datos experimentales se puede hallar constantes u otros elementos de análisis.

Lo tiene que realizar solamente un mismo experimentador ya que el tiene criterios para medir y estas varían de acuerdo sea la necesidad.

IV. CUESTIONARIO:

1. Demuestre teóricamente la tendencia periódica de la solubilidad en medio acuosa de los fluoruros de los metales alcalinos.

Por propiedades y teoría sobre la solubilidad de compuestos y de los factores que influyen para hallar la constante de solubilidad como son:

La constitución de la especie química. La temperatura. El polimorfismo. El grado de hidratación. Reacción química. Tamaño de partícula. Formación de soluciones sólida o cristales mixtos. Envejecimiento de precipitados. ↔Adsorción e intercambio iónico superficial.

Para expresar la constante de solubilidad (kPS) se procede de la siguiente manera:

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 un análisis detenido sobre la tendencia de los fluoruros de los metales alcalinos, y teniendo en cuenta los parámetros establecidos anteriormente se puede manifestar que la solubilidades en estos compuesto aumenta de abajo hacia arriba

Página 10

Laboratorio Nº 4

debido a la estabilidad que se obtiene al combinar con el flúor y a la diferencia de electronegatividades entre ellos.

2. Explique la tendencia periódica de la facilidad de formar cationes en los grupos y periodos de la TPM.

Se sabe que la mayoría de los elementos con algunas excepciones tratan de cumplir la regla del octeto de Lewis. En el caso de los metales ellos donan sus electrones pero esto no se lleva acabo de manera espontánea por eso se le debe proporcionar una cantidad de energía para arrancarle su electrón mas externo, a esta energía se le llama energía de ionización. Se puede decir que la energía de ionización se refiere a la perdida de electrones. Por otro lado un elemento no solo puede perder sus electrones sino que también pueden ganarlos, para esto también se requiere de una variación de energía que vendría a ser la afinidad electrónica.

Cuando un elemento pierde electrones se forman iones positivos o cationes, por otro lado si gana electrones se forma un ión negativo o anión.Se puede llegar a la conclusión que la tendencia de formar cationes en un grupo aumenta de arriba hacia abajo y en un periodo aumenta de derecha a izquierda.

3. Demuestre haciendo uso de la explicación de Kossel, la tendencia periódica de la basicidad (de Arrhenius) de los compuestos tipo E-O-H de los elementos del grupo IA (1)

Kossel: La teoría nuclear del átomo elaborada por Rutherford abre la puerta a las modernas teorías de la valencia. Señala que entre un halógeno y el alcalino siguiente hay un gas noble y que la formación de los iones negativo y positivo respectivamente dan a cada uno de ellos la estructura de un gas noble que corresponde a una configuración mu estable con ocho electrones en la capa más externa. Según esto en el NaCl el ión sodio y el ión cloruro son estables y se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas. Postula por tanto la transferencia de electrones de unos átomos electropositivos a otros electronegativos formándose de esta manera el enlace iónico por atracción electrostática entre los iones que se forman.

Arrhenius se baso en las soluciones acuosas, tuvo en cuenta la conductividad eléctrica para medir la pureza relativa de ácidos y bases. Para Arrhenius un ácido es una sustancia que en solución acuosa desprende o libera sus hidrógenos estructurales como iones H+. Una base es aquella sustancia que en solución acuosa desprende o libera sus iones estructurales OH-

Como los elementos del grupo IA tienen tan solo un electrón en su capa externa, estos tienden a perder o a compartir este electrón, lo que los hará diferente entre ellos será su electronegatividad que disminuye de arriba hacia abajo para este grupo. Ya que Kossel se basó en la atracción electrostática y Arrhenius lo hizo en la conductividad eléctrica se puede decir que la basicidad o alcalinidad en el grupo IA aumenta de arriba hacia abajo.

4. Hacer un resumen de la lectura “El descubrimiento de los gases nobles”

En 1800, John William Strutt determinó las masas atómicas de varios elementos pero notó algo extraño con el nitrógeno. Cuando preparó nitrógeno, utilizo dos métodos,

Página 11

Laboratorio Nº 4

la descomposición térmica del amoniaco y el trabajo con aire. Luego Sir William Ramsey trabajó con nitrógeno, pero como fruto de estas pruebas encontró que había gases desconocidos que no reaccionaban, haciendo algunos estudios se descubrió el Argón en 1898.Después él y un estudiante, Morris Travers, se dedicaron a encontrar los demás gases inertes del nuevo grupo, posteriormente descubrieron el Neón, Kriptón y Xenón todo esto en tan solo tres meses. El descubrimiento de estos gases aportó en gran magnitud a la elaboración de la Tabla Periódica Moderna.

BIBLIOGRAFÍA

1. Petrucci, Harwood; Química General; Editorial Prentice Hall 8ª edición, ISBN 84-205-3533-8

2. Fernando Burriel, Siro Arribas Química Analítica Cualitativa; 3. Whitten, Garley, Davis; Químicas General; Editorial Mc Graw Hill 8ª edición

4. Brown, H.E. Le May Jr Química, la ciencia central Editorial Prentice Hall 8ª edición

Página 12