PRACTICA NO.4 DIFERENCIANDO LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA

PROCEDIMIENTO:

1-Introduce el asa de platino, o en su caso la punta de un lápiz (grafito) libre de madera de aproximadamente 3cm en el acido clorhídrico y llévala a la flama de un mechero en la zona azul. Cuida de que no se queme la madera en caso de usar la punta de un lápiz.

2-Si la flama presenta una coloración distinta a la que comúnmente tiene, repite la operación del paso anterior hasta que el asa o la punta queden limpias de sustancias extrañas.

3-Humedese la punta del asa o lápiz en acido y acércala a la primera sustancia por analizar hasta que la sal se adhiera y llévala a la flama, observa la coloración que adquiere y anótalo en el cuadro que se presenta más adelante.

4-Limpia la punta del asa o lápiz de los residuos que hayan quedado de la sal, con acido y repite las operaciones del paso 1 al 3 con las siguientes sales disponibles en el laboratorio.

REPORTE DEL EXPERIMENTO

A. Dibuja los pasos principales de la experiencia

 

B. Llena el siguiente cuadro de observaciones

Sustancia	Color a la flama	Metal identificado
Cloruro de potasio	Color pastel	Potasio
Sulfato de cobre (II)	Azul y verde	Cobre
Cloruro de hierro (III)	Rojo	Hierro
Cloruro de bario	Naranja	Bario
Cloruro de litio	Rojo carmesí	Litio
Cloruro de cobalto	Naranja	Cobalto
Cloruro de sodio	Amarilla	Sodio

ANÁLISIS

¿En donde más has observado emisiones de colores?

R=En los fuegos pirotécnicos que luego se pueden apreciar en festividades.

¿Qué color de flama debe tener el mechero y por qué?

R=azul claro por qué quiere decir que no hay ninguna sustancia en contacto con el fuego y es un fuego puro.

CONCLUSIÓN

La conclusión a la cual llego el equipo es que cuando acercas una sustancia o algo hacia el fuego, provocando que cambie de color.

LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA

La combustión,  uno de los grandes problemas de la química del siglo XVIII, despertó el interés de Lavoisier porque éste trabajaba en un ensayo sobre la mejora de las técnicas del alumbrado público de París. Comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado en que ésta no avanzaba más. Si se pesaba el conjunto (metal, calcinado, aire, etc.) después del calentamiento, el resultado era igual al peso antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado peso al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del misterioso flogisto, sino la ganancia de algo muy material: una parte de aire. La experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto que si tenemos en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacción química y todos los productos formados, nunca varía la masa. Esta es la ley de la conservación de la masa, que podemos enunciarla, pues, de la siguiente manera: "En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos"

Balanceo por tanteo

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.

A + B C + D

Reactivos Productos

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo

El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en

H₂SO₄4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos

5H₂2SO₂4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos

Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación

H2O + N 2 O 5 NHO3

Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.

H2O + N 2 O 5 2 NHO3

Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N 2 O 5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)

Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N 2 O 5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)

Otros ejemplos

HCl + Zn Zn Cl 2? H2

2HCl + Zn Zn Cl 2 H2

K Cl O 3 KCl + O2

2 K Cl O 3 2KCl + 3O2

Tabla periodica

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev, fue diseñada por Alfred.

Ley de la proporciones multiples

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.

«Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están en relación de números enteros y sencillos».

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.
Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre que tienen un 79,89% de cobre el CuO y el Cu₂O que tiene un 88,82% de cobre, que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.
 

Ley de la proporciones constantes

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust.
Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley.

IUPAC

La Nomenclatura IUPAC es un sistema de nomenclatura de compuestos químicos y de descripción de la ciencia y de la química en general.
Está desarrollado y actualizado bajo el patrocinio de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.
Las reglas para nombrar compuestos orgánicos e inorgánicos están contenidas en dos publicaciones, conocidas como el Libro Azul y el Libro Rojo, respectivamente. Una tercera publicación, conocida como el Libro Verde, describe las recomendaciones para el uso de símbolos para cantidades físicas (en asociación con la IUPAP), mientras que el cuarto, el Libro Dorado, contiene las definiciones de un gran número de términos técnicos usados en química. Una compilación similar existe para la bioquímica (en asociación con el IUBMB), el análisis químico y la química macromolecular. Estos libros están complementados por unas cortas recomendaciones para circunstancias específicas las cuales son publicadas de vez en cuando en la Revista de Química Pura y Aplicada.