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“Año de promoción de la industria responsable y el compromiso climático”

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA MECÁNICA

QUÍMICA GENERAL – MB312 PROFESORA: Ing. Turriate Manrique, Clara Marina TRABAJO: Informe de laboratorio N°2 TEMA: Tabla periódica y propiedades periódicas INTEGRANTES: Mendoza Huamaní, Fernando Oroncoy Vilca, Yoel Álex (Jefe de grupo) Orosco Velarde, Luis Enrique SECCIÓN:

20140182I 20140311C 20140155A

“B”

FECHA DE ENTREGA: jueves, 8 de mayo de 2014

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ÍNDICE

DATOS DE LABORATORIO ............................................................................... 2 INTRODUCCIÓN.............................................................................................. 2 OBJETIVOS ..................................................................................................... 3 CUERPO DEL TRABAJO .................................................................................... 5 4.1. Fundamento teórico....................................................................................... 5 4.2. Parte experimental......................................................................................... 5 4.3. Procedimiento .............................................................................................. 10 4.4. Cálculos y resultados .................................................................................... 10 4.5. Observaciones y conclusiones...................................................................... 10 4.6. Cuestionario ................................................................................................. 10 4.7. Recomendaciones ........................................................................................ 18 4.8. Referencias bibliográficas ............................................................................ 22 INFORME DE JEFE DE GRUPO ........................................................................ 25

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INTRODUCCIÓN En la actualidad, la tabla periódica sigue siendo la herramienta más importante con la que cuentan los químicos para organizar y recordar hechos químicos. Como vimos en el capítulo 6, la naturaleza periódica de la tabla surge de la repetición de patrones en las configuraciones electrónicas de los elementos. Los elementos que se encuentran en la misma columna de la tabla tienen el mismo número de electrones en sus orbitales de valencia, es decir, en los orbitales ocupados donde se encuentran los electrones involucrados en un enlace. Por ejemplo, O y S son miembros del grupo VIA. La similitud de la distribución electrónica en sus orbitales de valencia s y p da lugar a similitudes en las propiedades de estos dos elementos.

Sin embargo, cuando comparamos al O y al S, es evidente que también tienen diferencias, una primordial es que el oxígeno es un gas incoloro a temperatura ambiente, mientras que el azufre es un sólido amarillo. Una de las diferencias más importantes entre los átomos de estos dos elementos son sus configuraciones electrónicas: los electrones externos del O se encuentran en la segunda capa, mientras que los del S se encuentran en la tercera capa.

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OBJETIVOS El objetivo fundamental de la presente práctica de laboratorio es el de realizar un estudio experimental de la Ley periódica de los elementos. Esto lo realizaremos mediante diversas pruebas químicas y físicas que pongan de manifiesto las relaciones de grupo y las diferencias graduales, de las propiedades físicas y químicas de las diferentes series de elementos de la tabla periódica. La importancia de esta práctica es evidente ya que en base a la clasificación periódica vamos a estudiar posteriormente los diversos elementos químicos y sus compuestos, además irá de la mano con el conocimiento teórico obtenido en las aulas ayudando en gran medida a consolidar lo ya conocido con una firme base experimental.

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CUERPO DEL TRABAJO 1.1. Fundamento teórico ¿Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes?, esta pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades en común. Esta idea que relaciona la semejanza en la estructura con la semejanza en las propiedades es base de la ley periódica.

La clasificación periódica que vamos a estudiar es la que corresponde a la llamada “Tabla Larga”, que consta de 13 grupos (columnas verticales) y 7 períodos (filas horizontales).

En 1869 Mendeleiev y Meyer trabajando independientemente, observaron que si ordenaban los elementos en el orden creciente de sus pesos atómicos, comenzando una nueva hilera cada vez que se repitieran las propiedades físicas y químicas de los elementos, estos quedaban agrupado por familias de propiedades análogas. Al agrupar los elementos de esta forma, se vio en la necesidad de dejar huecos correspondientes a elementos aún no conocidos; por esta razón Mendeleiev no sólo predijo la existencia de algunos elementos así como sus propiedades, observando como varían estos en los periodos y grupos. Al formar su cuadro Mendeleiev se vio obligado a modificar el orden de la ubicación de algunos elementos, debido a que dicha ubicación no concordaba con las propiedades observadas para dicho elementos (ejemplo: situó primero al Cobalto con peso atómicos 58,933 y luego al Níquel con P.A. 58.70); Mendeleiev no pudo explicar este obligatorio cambio en la ubicación de estos elementos.

Actualmente, con el descubrimiento de los isótopos, se ha permitido modificar la Tabla Periódica Moderna (Tabla larga) basado en la actual Ley periódica que establece:

Las propiedades de los elementos varían periódicamente cuando los elementos se arreglan en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos de la tabla periódica están dispuestos según lo siguiente: a) Orden creciente de su número atómico (Z). b) En hilera horizontales (períodos), según el aumento o disminución de una serie de propiedades de los elementos. El número del periodo indica la cantidad de capas electrónicas en el átomo; a excepción del elemento del V período, el paladio, en cuyo átomo hay 5 capas electrónicas. c) En hileras verticales (grupos) que reúnen elementos con propiedades similares físicas y químicas) y estructuras electrónicas) (en sus niveles energéticos superiores). pág. 5

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Tomando en cuenta estos criterios de ordenamiento podemos establecer correspondencias entre los diferentes elementos de cada grupo y la forma cómo influye en determinadas propiedades el llamado “ELECTRON DIFERENCIANTE” que no es sino el último electrón añadido que diferencia a un átomo de su predecesor, debido a su propia órbita atómica y la naturaleza de sus interacciones con los electrones ya presentes. La ley periódica permite sistematizar y organizar el estudio químico de los elementos; algunas de estas propiedades se relacionan muy claramente con las configuraciones electrónicas de los átomos tal como sucede con: la energía de ionización, la afinidad electrónica, estados de oxidación posibles, el tamaño atómico, la menor o mayor facilidad para la conducción del calor y la electricidad, etc. Se tratará de dar especial atención a las propiedades características de uno o dos de los elementos comunes en cada grupo y las relaciones entre sus propiedades y aquellas de sus congéneres en el grupo. Estudiaremos experimentalmente las variaciones en el carácter electropositivo y electronegativo de los elementos. El carácter electropositivo será identificado con las tendencias básicas de los derivados metálicos y el carácter electronegativo con las tendencias ácidas de los compuestos que forman los no metales. Para ello hemos escogido los elementos de los grupo I, II y III (metales) y el grupo VII (no metales). Se estudiará la reactividad (electronegatividad) de los elementos del grupo VII. En unos átomos prevalece la tendencia a perder electrones transformándose en iones positivos mientras que otros tienden a ganar electrones pasando a ser iones negativos. Para la relativa apreciación de estas propiedades se ha introducido una característica especial denominada electronegatividad. Cuanto mayor es la electronegatividad de un elemento con tanta mayor fuerza atraerá el átomo a los electrones. El elemento más electronegativo es el flúor, el agente oxidante es más poderoso. El que menos acusa esta propiedad es el francio, el agente reductor más fuerte. El estudio de la tabla de los elementos muestra que éstos pueden clasificarse en principio en tres grandes grupos: Metales, No metales y Metaloides, cada uno con propiedades netamente diferentes; según hemos estudiado en las experiencias anteriores; los metales forma óxidos que reaccionan con el agua para formar bases, mientras que los no metales forman compuestos oxigenados (anhídridos) que al reaccionar con el agua formarán ácidos. Los metaloides en cambio formarán compuestos de naturaleza anfotérica, es decir, capaces de reaccionar tanto con una base como con un ácido. Para poder apreciar esto, simplemente observamos si el óxido en cuestión es soluble tanto en ácido como en base.

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1.2. Parte experimental 1.2.1. Materiales y equipos



2 vasos de 250 ml.



2 tubos de ensayo de 18 x 150 mm.



6 tubos de ensayo de 15 x 150



1 luna de reloj.



1 Erlenmeyer de 125 ml



Indicador de fenolftaleína, alambre.



1 pinza de crisol



Papel indicador de pH.



4 goteros para las soluciones.



Na(s), K(s), Mg(s), Ca(s), Fe (s)



Solución acuosa de Na, Mg, Al, P, S, Br, I y Cl (en goteros)



KBr (0,1 M), KI (0,1 M), NaCl (0,1 M), ácido clorhídrico 3N, tetracloruro de carbono.



Solución acuosa de tricloruro de aluminio (5% peso).



Solución acuosa de amoníaco (1:2 en volumen)



Solución acuosa de ácido clorhídrico (1:2 en volumen)



Solución acuosa de hidróxido de sodio (10% peso).

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PROCEDIMIENTO

Experimento N° 1.- Relación de familias de elementos Químicos. Prueba A.- Grupo I (metales alcalinos) a) Eche 60 ml de agua en cada uno de los vasos de 250 ml (limpios) 15 cm. b) Adicione 4 gotas de fenolftaleína en cada vaso, mezcle y observe si hay algún cambio de color. c) Saque del frasquito el trocito de sodio (con el alambre que se le ha proporcionado para ese fin) y séquelo rápidamente con los retazos de papel de filtro (sin tocar con los dedos y evitando que se caiga al suelo o a la mesa de trabajo), deje caer el metal (con mucho cuidado, no acerque la cara). d) Repita lo indicado en la parte c), para emplear el potasio. e) Observe y compare los resultados.

Prueba B.- Grupo II (Metales alcalino – térreos). a) Eche 60 ml de agua en un vaso de 250 (limpio). b) Llene el tubo de ensayo con agua hasta el borde, y adiciónele 4 gotas de indicador de fenolftaleína. Sosténgalo con una mano sobre el vaso. c) Prepare un pedazo de papel periódico humedecido (de unos 3 x 3) sosténgalo con la mano libre, bien próximo a la boca del tubo y lista para taparlo. d) Su compañero echará dentro del tubo con agua un trocito de calcio que se le ha proporcionado. e) Inmediatamente después tape el tubo con el papel, inviértalo o introdúzcalo en el agua del vaso, dejándolo parado sobre el fondo. Observe lo que sucede y explíquelo. f) Llene con agua hasta la mitad su balón de 100 ml y hágalo hervir. g) Coloque sus dos tiras de magnesio juntas y retorcidas, sujetada por un extremo por la pinza para crisol. h) Encienda el magnesio con el mechero y acérquelas a la boca del balón, cuando el vapor de agua en ebullición haya desalojado todo el aire, observe bien la llama de magnesio.

Prueba C: Comparación de velocidades relativas de reacción. a) Eche aproximadamente 3 ml de HCl (3N) en cada uno de los 3 tubos de ensayo (limpios). b) En forma simultánea, eche los elementos metálicos que dispone a los tubos de ensayo (uno para cada tubo). c) Observe y anote las velocidades relativas de reacción de estos 4 elementos.

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Prueba D: Grupo VII (Halógenos) a) Eche 2 ml de KBr (0,1 M) en un tubo de ensayo limpio y en el otro eche 2 ml de KI (0,1 M). b) Adicione 1 ml de agua de cloro a cada uno de los tubos de ensayo. c) Adicione 1 ml de tetracloruro de carbono y agite los tubos en forma enérgica (tapándolos con la mano limpia). d) Observe los colores de cada halógeno libre disuelto en tetracloruro de carbono y anótelos. e) Repita lo realizado en a, b, c y d en forma similar, ensaye la reactividad de 2ml de NaCl (0,1M) y 2 ml de KI (0,1M) y en lugar de pelar agua de cloro use 1 ml de agua de bromo. Vuelva a usar 1 ml de tetracloruro de carbono y decida si ha ocurrido o no una reacción química. f) Repita lo realizado en a, b y c, empleando los siguientes reactivos: 2 ml de NaCl (0,1 M), 2 ml de KBr (0,1 M), añadiendo una solución de Yodo acuosa (agua de Iodo – 1 ml) y CC14 (1ml); anote sus observaciones.

Prueba E. Propiedades periódicas. Comparación de la acidez y basicidad relativa de los elementos del tercer período. a) Sobre la luna de reloj, distribuya 6 porciones de papel indicador. b) A cada porción de papel indicador de pH dejar caer 1 o 2 gotas de una de las soluciones disponibles (una solución diferente en cada porción). c) Compare el color del papel humedecido con una de las soluciones, por ejemplo NaOH, con el disco comparador de pH y anotar este valor. d) Una vez obtenidos los valores de pH para todas las soluciones resumirlos en un cuadro.

Prueba F. Propiedad Anfotérica a) En un tubo de ensayo (A) eche aproximadamente 5 ml de tricloruro de aluminio (5% peso) que contiene iones Al3+ y iones Cl-. En realidad el ion aluminio está hidratado bajo la forma de Al (H2O)6. b) Adicione al tubo solución acuosa de amoniaco (1:2) gota a gota hasta que se forme hidróxido de aluminio, que es precipitado gelatinoso. c) Divida el contenido del tubo anterior en otro tubo limpio marcado (B). d) Agregue al tubo (A), gota a gota, solución acuosa de HCl (1:2) hasta notar un cambio bien marcado. Anote sus observaciones. e) Adicione gota a gota, al tubo B, solución acuosa de NaOH (10%) hasta notar un cambio bien notorio. Anote sus observaciones.

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1.3. CÁLCULOS Y RESULTADOS 1.3.1. Resultados experimentales

Prueba A.

Es evidente el cambio luego de adicionar cada metal, pues se pueden apreciar a simple vista: Sodio (Na): Luego de añadir este metal del grupo I se observa cómo se descompone lentamente cambiando de color a rojo grosella sin llegar a hundirse en la solución, a la misma vez que se observa como desprende humos

Potasio (K): al preciso instante de hacer contacto el potasio con la solución (fenolftaleína + agua) se produjo liberación de energía asimismo como chispas en la superficie este elemento se descompone rápidamente en la solución.

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Prueba B. En este procedimiento se demuestra que cada elemento tiene diferentes tipos de reactividad frente a una solución veamos: Calcio (Ca): al hacer reaccionar el pedazo de calcio reacciona instantáneamente con la solución (fenolftaleína + agua) cambiando de color rojo grosella después se tuvo que invertir el tubo de ensayo y asi en la parte superior de este se produce hidrogeno y en la parte baja se forma hidróxido de calcio.

Magnesio (Mg): al término del calentamiento del agua se tuvo que colocar el trozo de magnesio en la boquilla del mechero el cual en un determinado tiempo se libera una luz blanca luminosa y se procede a colocarlo encima del balón.

Al final

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Prueba C. En este proceso comprobaremos que elemento químico tiene más velocidad relativa con respecto a otro elemento. Colocamos 3ml de HCL (3N) a cada tubo de ensayo, luego se introduce los elementos químicos: calcio (Ca), magnesio (Mg), hierro (Fe) y podremos ver quien reacciona más rápido.

despues

Prueba D.

En este proceso experimentaremos que es lo que realmente suceden con los elementos químicos del grupo VII (alógenos) veamos: En primer lugar   

Echamos 2mL de KBr 0.1M, 2mL de KI 0.1M Echamos 2mL de NaCl 0.1M y 2mL de KI 0.1M. Echamos 2mL de NaCl 0.1M y 2mL de KBr 0.1M.

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

Adicionamos 1mL de agua de cloro a los dos primero tubos, 1mL de agua de bromo a los dos siguientes y finalmente 1mL de agua de iodo a los dos últimos



A los seis tubos se le agrega 4 gotas de CCl4

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

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Finalmente se observa que hay un cambio de color en cada tubo

Prueba E. En este proceso se buscara la comparación de la acidez y basicidad relativa de los elementos del tercer periodo. 

En una luna de reloj colocamos por medio de un gotero unas cuantas gotas de soluciones acuosas: Las soluciones acuosas sodio (Na),cloro (Cl),azufre (S),aluminio (Al),magnesio (Mg) se colocan encima de papel indicador pH.

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

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Los cambios de color observados se apuntaron en este cuadro: Cuadro de resumen de los valores de pH: ELEMENTO

COLOR

PH

Na

Morado azulino fuerte

13

Mg

Verde claro

7

Al

Morado azulino fuerte

13

S

Rojizo fuerte

2

Cl

Rojizo fuerte

1

P

Rojizo

2

Prueba F. 

Se colocó 5mL de tricloruro de aluminio, luego adicionamos amoniaco gota a gota hasta que se forme hidróxido de aluminio

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

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Dividimos el contenido en dos tubos, al primero le adicionamos HCl hasta notar un cambio y al otro NaOH, hasta notar un cambio en su composición o en su color.

TUBO DE ENSAYO

MEZCLA

DESCRIPCION

A

AlCl3 + NH3

Se forma hidróxido de aluminio hasta tener una sustancia gelatinosa transparente

B

AlCl3 + NH3 +HCl

Al parecer la reacción fue rápida, se observa al comienzo que se va formando una especie gelatinosa blanca que luego se hace transparente.

C

AlCl3+ NH3 + NaOH

Se forma una sustancia gelatinosa de color blanca en la mezcla.

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1.4. Observaciones y conclusiones El margen de error está presente en absolutamente toda práctica experimental, por supuesto la presente práctica concuerda con esto, por lo que todo resultado u observación es aproximado.

Pero esto no impide que el laboratorio sea exitoso, pues gracias a este se pueden visualizar las principales propiedades tanto físicas como químicas de los elementos químicos utilizados, por esto se puede concluir mediante la comparación de los diversos elementos que existe entre ellos una similitud de propiedades, por lo que según las propiedades de la tabla periódica significa que estos pertenecen a un mismo grupo de la misma.

Así mismo también se procedió a comprobar la variación de las propiedades periódicas conforme se dirige la dirección en un grupo o periodo.

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CUESTIONARIO 1. ¿Por qué los metales alcalino-térreos son agentes reductores menos fuertes en comparación con los metales alcalinos? Se explica que sean menos fuertes pues estos poseen un carácter metálico mayor que los metales alcalinos. 2. En la prueba (A), ¿hubo cambio de color al agregar la fenolftaleína al agua? Se esperaría que no ocurra ningún cambio de color al agregar la fenolftaleína, pero experimentalmente se ve que en el momento exacto de agregar las gotas de dicha sustancia se produce en el agua, digámoslo así, una pequeña mancha roja que desaparece al instante, esto producto de que el agua utilizada en el laboratorio contiene sustancias (en mínima cantidad) ajenas a su composición. 3. En la prueba (A), ¿hubo cambio de color al agregar los metales alcalinos al agua con fenolftaleína?, si los hubo, ¿qué indica dicho color? Sí, la solución se pone de un tono violeta, cabe agregar que por la teoría (ahora confirmada con la práctica) se hace evidente que los metales alcalinos reaccionan violentamente al entrar en contacto con el agua. 4. ¿Cómo se guarda el sodio y el potasio?, ¿por qué? El sodio, así como el potasio deben almacenarse dentro de un hidrocarburo inerte líquido, como el queroseno o el aceite mineral seco. Esto debido a que estas sustancias reaccionan violentamente con al agua, así como con el aire. 5. Escriba la reacción del sodio con el agua.

6. ¿Cuáles de los metales, sodio o potasio, se oxida con mayor facilidad?, ¿por qué? El potasio vendría a ser el metal que se oxida más fácilmente ya que el carácter metálico aumenta como el número atómico 7. Explique por qué el CsOH es un álcali más fuerte que el KOH. Ya que el cesio posee un mayor carácter metálico que el potasio se logra concluir lo mencionado en el enunciado. 8. ¿Podemos decir que el litio, sodio y potasio forman una sola familia de elemento? , ¿por qué?, ¿necesita más datos? Si se puede predecir ello de acuerdo con los datos de laboratorio que fundamentan la similitud en las propiedades tanto físicas como químicas (liberación de energía al pág. 18

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contacto con el agua), además conociendo su número atómico se los puede ubicar fácilmente en la tabla periódica, pero se tiene que tener en cuenta que el litio no formó parte de la experiencia, por lo que sería conveniente conocer sus propiedades. 9. ¿Qué observó en la reacción del calcio con el agua? Señale las características que establecen diferencias con los elementos del grupo I. Al momento de agregar el calcio al agua se originó una reacción violenta con la presencia de un gas el que posteriormente se llegó a concluir que era hidrógeno. EI calcio es menos reactivo que el sodio ya que se le es más difícil perder su par de electrones para estabilizarse en cambio el sodio ya que solo tiene un electrón en la última capa se le es mucho más fácil. 10. ¿Qué diferencias encuentra entre la reacción del magnesio con el agua con respecto a las reacciones anteriores? La velocidad es mucho más lenta y se puede notar la presencia de burbujas de hidrógeno en la superficie del metal, además de la luminosidad que se libera. 11. Indique como proceden las reacciones en la prueba (C). El experimento consiste en echar los metales en una solución de HCl y llegar a verificar la diferencia en los tiempos de reacción.

hierro

magnesio

calcio

12. Describa la prueba (D) y resuma sus resultados en un cuadro, en el que indicará todos los cambios de color observados. Se usaran 6 tubos de ensayo en los cuales se les agregara KBr, KI, NaCl y a estos se les adicionará agua de cloro, agua de bromo y agua de iodo respectivamente. Sal

Se agrega (ac)

Color resultante

KI

Cloro

Incoloro

KBr

Cloro

Incoloro

KI

Bromo

Naranja oscuro

NaCl

Bromo

Amarillo

KBr

Iodo

Naranja

NaCl

Iodo

Naranja

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13. ¿Qué volumen de cloro a 15 °C y 760 mmHg se necesita para oxidar (hasta iodo libre) el Ioduro de sodio contenido en la ceniza que se obtiene por combustión de 10 ton de algas marinas, si estas últimas contienen 0.64% de NaI? 10 𝑡𝑜𝑛. 𝑑𝑒 𝑎𝑙𝑔𝑎𝑠 0.64% × 10 × 1000𝐾𝑔 = 𝑚𝑁𝑎𝐼 64𝐾𝑔 = 𝑚𝑁𝑎𝐼 2𝑁𝑎𝐼 + 𝐶𝑙2 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐼2 299.8𝑔 71𝑔 64𝐾𝑔 𝑋 X=15.175 Kg 760 × 𝑉 =

15.175 × 100 × 62.4 × 288 71 𝑽 = 𝟓𝟎𝟒𝟖 𝑳

14. ¿Qué volumen de cloro gaseoso en condiciones normales se puede obtener de un recipiente con 20 litros de cloro líquido?, si la densidad del cloro líquido es 1.5 gr/m. 𝝆𝑪𝒍 = 1.5𝑔/𝑚𝑙 𝑚𝐶𝑙 1.5𝑔 𝑚𝐶𝑙 𝝆𝑪𝒍 = = = 𝑉𝐶𝑙 𝑚𝑙 20 × 103 𝑚𝑙 𝒎𝑪𝒍 = 3 × 104 𝑔 𝑨 𝒄𝒐𝒏𝒅𝒊𝒄𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔 𝒏𝒐𝒓𝒎𝒂𝒍𝒆𝒔: 𝑉 = 22.4 × 𝑛 3 × 104 𝑉 = 22.4 × 35.5 𝑽 = 𝟏𝟖𝟗𝟐𝟗. 𝟓𝟖 𝑳 = 𝟏. 𝟗𝟖 × 𝟏𝟎𝟓 𝑳 15. Haga un cuadro comparativo indicando la reactividad de los halógenos en relación a sus posiciones en la tabla periódica.

La electronegatividad aumenta de arriba hacia abajo y con ello también aumenta la electronegatividad

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16. Haga un cuadro donde se dispongan los elementos estudiados conforme se encuentran en la clasificación periódica y mediante flechas indique el orden de reactividad. Saque sus conclusiones pertinentes. En el siguiente esquema las flechas indica la dirección hacia la que aumenta la reactividad

17. ¿Cómo varían las propiedades ácidas en un periodo? En un periodo las propiedades ácidas aumentan de derecha a izquierda 18. Defina electroafinidad y electronegatividad. Electroafinidad: Es la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental captura un electrón y forma un ion. Electronegatividad: Es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo para atraer hacia él los electrones cuando forma un enlace covalente en una molécula. 19. ¿Cómo varia el grado de reactividad (electroafinidad) de los elementos del grupo I hacia el grupo VII? La electroafinidad aumenta si se va del grupo I hacia el grupo VII 20. ¿Cómo varía el grado de reactividad (electronegatividad) de los elementos del grupo VII al grupo I? La electronegatividad disminuye si se dirige del grupo VII hacia el grupo I

21. En la prueba (F), escriba las reacciones que ocurren: primero en el tubo A y luego en las 2 porciones separadas (tubos A y B). 𝐴𝑙

3+

Tubo principal: + + 3𝐶𝑙 − + 3(N𝐻4 ) + Al(OH)3 + 3NH4 Cl Tubo A:

3𝐻𝐶𝑙 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 → AlCl3 + 3H2 O

Tubo B: 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 → NaAl(OH)4 pág. 21

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1.6. RECOMENDACIONES Como en toda práctica de laboratorio, especialmente del curso de química es deber del alumno informarse acerca de las propiedades de las sustancias a utilizar para que pueda llegar al laboratorio con el conocimiento necesario para poder entrar en contacto con determinadas sustancias que puedan perjudicar su salud. Así en especial en esta práctica es importante el cuidado con determinadas sustancias tales como el hidrógeno gaseoso o metales corrosivos.

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1.7. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Apolaya, M.; Turriate, C.; Maldonado, R.; Manual de laboratorio de química general 2. Chang, R. (2002), Química. (7.a ed.). Colombia: Mc Graw hill 3. Brown, (2009), Química, la ciencia central (11.a ed.). México: Pearson education

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INFORME DE JEFE DE GRUPO .

Teniendo en cuenta la primera experiencia que tuvimos en el laboratorio y conociendo más sobre los instrumentos tuvimos más aprovechamiento de estos lo cual nos favoreció en este trabajo finalizando con mucho éxito lo cual el trabajo se dividió en partes iguales con los integrantes del grupo teniendo en cuenta que cada uno tuvo la experiencia completa por medio de la observación y comprensión del proceso. En este trabajo surgieron problemas al final del trabajo los cuales fueron de salud esto le sucedió a mi compañero Mendoza Huamani Fernando pero contribuyo con su parte que se le encomendó al inicio del trabajo. Así el que le manifiesta este informe concluye con la satisfacción de la participación de mis compañeros con lo que todos contribuimos homogéneamente y espero que sea satisfactorio

Jefe de grupo

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