Informe Práctica 1 Inorgánica

Introducción

Las propiedades periódicas son un conjunto de características que le dan un determinado comportamiento a cada átomo, en la tabla periódica podemos ver reflejadas muchas de estas propiedades como lo son: electronegatividad, radio atómico, energía de ionización, punto de fusión, masa atómica, densidad, pH y valencia. Las propiedades varían dependiendo de la posición donde nos encontremos, cada una es independiente por lo que aumentan o disminuyen de arriba abajo y de izquierda a derecha.

En esta práctica en lo que nos vamos a enfocar es en la tendencia de oxidación de los metales, analizando en que circunstancias reaccionan frente al agua, la presencia de un ácido o el aumento de la temperatura; y nos daremos cuenta de la oxidación de cada uno de los metales si estos generan burbujas que indican la formación de gas H2 

Objetivos

Que el alumno reconozca las propiedades periódicas y su relación con la oxidación de un metal mediante la observación y comparación de la reactividad de los metales

Desarrollo

Antes de poder responder las preguntas planteadas en el manual, debemos conocer la definición de algunos conceptos que nos ayudaran a entender la reactividad de los metales con los que vamos a experimentar.

Electronegatividad: es definida como la capacidad relativa de un átomo para atraer electrones de otro átomo para enlazarse químicamente y formar un compuesto. En la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

Reacciones redox: son aquellas en las que se transfieren electrones de una sustancia a otra. Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox (celda galvánica o voltáica).

Estado de oxidación: es un indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces con elementos distintos fueran 100% iónicos.

Oxidación: Perdida de electrones por parte del metal, agente reductor.

Reducción: Ganancia de electrones por parte del oxígeno, agente oxidante.

pH: Es una medida de acidez o basicidad de una disolución acuosa, nos indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.

Resultados

Primera reacción:[pic 1]

liberación de gas inmediatamente al contacto con el agua de color blanco, desintegración completa pH 9 (color azulado).

Segunda reacción: [pic 2]

al calentar el tubo, alejarlo de la flama y moverlo, podemos ver un pequeño desprendimiento de pequeñas burbujas que no son más que hidrógeno gaseoso saliendo a la superficie y al agregarle indicador universal marcó un pH de 8 (verde-azulado).

Tercera reacción: lo mismo peo con ESTAÑO[pic 3]

al agregarle el ácido clorhídrico no mostró ninguna reacción, sin embargo al calentarlo un poco, pudimos observar la liberación de muchas pequeñas burbujas de H2 y la formación de un precipitado blanco.[pic 4]

Cuarta reacción:

cuando se le agregó ácido nítrico este comenzó a reaccionas y liberar gas de hidrógeno, pero al acercarlo a la flama la reacción se llevo de manera más rápida consumiéndose la plata por completo, dejando una disolución de color café.

El platino no reaccionó de en presencia de ningún reactivo.

Análisis global de los resultados

1.- Ordena los cinco elementos estudiados, del más fácilmente oxidable al más resistente a la oxidación: Na, Mg, Sn, Ag, Pt

2.- Dispón a estos metales, del reductor más fuerte al reductor más débil: Na, Mg, Sn, Ag, Pt

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