#2.1 Introducción Experimental al Sistema Periódico

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS Universidad del Perú, DECANA DE AMERICA

FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA Laboratio de Quimica General PRACTICA # 02: INTRODUCCION EXPERIMENTAL AL SISTEMA PERIODICO

PROFESOR: Marcela Paz Castro CURSO: Química General HORARIO: Viernes 17:00 - 19:00 horas MESA: # 1 INTEGRANTES: y

Castro Chacón, Chacón, André Arturo

y

Gregorio Alva, Félix

y

Ortega de la Cruz, Julio Cesar

y

Valverde Gonzáles, Carlos

LIMA ± PERU 2011

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS Facultad de Ingeniería Industrial Industrial

INTRODUCCIÓN Desde el descubrimiento de los elementos químicos, el hombre siempre buscó ordenarlos sistemáticamente de tal forma que sus propiedades y aplicaciones sean más simples, pero, a la vez eficaz. La tabla periódica desde sus inicios en el año 1800 con 31 elementos ha jugado un rol preponderante dentro del avance de la ciencia y tecnología. Los químicos del siglo XIX descubrieron tendencias periódicas en las propiedades físicas y químicas de los elementos muchos antes de que la teoría cuántica apareciera en escena. A pesar de que estos químicos desconocían la existencia de los electrones y protones, sus esfuerzos para sistematizar la química de los elementos resultaron notablemente acertados. El presente trabajo nos ayudara a conocer y estudiar las propiedades periódicas y físicas de forma cualitativa de algunos elementos, observando los resultados de las reacciones y cambios químicos correspondientes a los elementos de los grupos IA, IIA y VIIA.

Laboratorio Laboratorio de Química General

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PRINCIPIOSTEORICOS DESARROLLO HISTORICO Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de lamateria en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos. En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en tríadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de Döbereiner. El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Johan Wolfgang Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos Döbereiner elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una "lista" consistente de los elementos. Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no


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impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos. Mendeléiev y Meyer, la ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo Dimitri Mendeléiev fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica. El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso la tabla periódica de los elementos, que agrupaba a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Inicialmente, los elementos fueron ordenados por su peso atómico. A mediados del siglo XIX, cuando Mendeléiev hizo esta clasificación, se desconocían muchos elementos; los siguientes descubrimientos completaron la tabla, que ahora está


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ordenada según el número atómico de los elementos (el número de protones que contienen). El Sistemaperiódico o Tabla periódica es un esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio. Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.

TENDENCIAS GENERALES DE LAS PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS ELEMENTOS Antes de estudiar los elementos en grupos individuales conviene hacer una revisión global de ciertas tendencias. Se ha dicho que los elementos del mismo grupo se parecen entre sí en su comportamiento químico porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Esta afirmación, aunque es correcta en términos generales, debe aplicarse con precaución. Los químicos saben, desde hace mucho tiempo, que el primer miembro de cada grupo (el elemento del segundo periodo, desde el litio hasta el flúor) difiere del resto de los miembros del mismo grupo. Por ejemplo, el litio presenta muchas, pero no todas las propiedades características de los metales alcalinos. De forma semejante, el berilio es, hasta cierto punto, un miembro atípico del grupo2A y así sucesivamente. La diferencia se atribuye al tamaño inusualmente pequeño del primer miembro de cada grupo. Otra tendencia en el el comportamiento comportamiento químico de los elementos elementos representativos son las relaciones diagonales. Las relaciones diagonales se refieren a las semejanzas que existen entre pares de elementos de diferentes grupos y periodos en la tabla periódica. De manera específica, los tres primeros miembros del


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segundo periodo (Li, Be, y B) presentan muchas semejanzas con los elementos localizados diagonalmente debajo de ellos en la tabla periódica. La explicación de este fenómeno es la semejanza en la densidad de carga de sus cationes. Los cationes con densidad de carga parecida reaccionan de manera semejante con los aniones, y por lo tanto forman el mismo tipo de compuestos. De esta manera, la química del litio, en algunos aspectos, es semejante a la del magnesio; lo mismo sucede con el berilio y el aluminio, y con el boro y el silicio. Se dice que cada uno de estos pares presenta una relación diagonal. Es necesario recordar que la comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es más valida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter metálico. Estos lineamientos se aplican a los elementos de los grupos 1A y 2A, ya que todos son metálicos, y los elementos de los grupos 7ª y 8ª, que son todos no metales. En el caso de los grupos 3ª al 6ª, donde los elementos cambian de no metales a metales o de no metales a metaloides, es natural esperar una variación mayor en las propiedades químicas aun cuando los miembros del mismo grupo tengan configuraciones electrónicas externas semejantes.

HIDROGENO.- No hay una posición totalmente adecuada para el hidrogeno en la tabla periódica. Por tradición el hidrogeno se presenta en el grupo 1ª, pero en realidad forma una clase independiente. Al igual que los metales alcalinos, tiene un solo electrón s de valencia y forma un ion mono positivo (H +), el cual se encuentra hidratado en disolución. Por otra parte el hidrogeno también forma el ion hidruro (H -) en compuestos iónicos cono NaH y CaH 2. En este aspecto, el hidrogeno se parece a los halógenos, ya que todos forman iones mononegativos (F-, Cl-, Br - e I-) en los compuestos iónicos. Los hidruros iónicos reaccionan con agua para producir hidrogeno gaseoso y el hidróxido metálico correspondiente 2NaH(s) + 2H 2O(l)

2NaOH(ac) + H 2(g)

CaH2(g) + 2H2O

Ca (OH) 2(s) + 2H2 (g)

ELEMENTOS DEL GRUPO 1A (ns1, n 2).- Los metales alcalinos se agrupan en una serie de seis elementos químicos en el grupo IA del sistema periódico. Comparados con otros metales son blandos, tienen puntos de fusión bajos, y son tan reactivos que nunca se encuentran en la naturaleza si no es combinado con otros elementos. Son poderosos agentes reductores, o sea, pierden fácilmente un electrón, y reaccionan violentamente con agua para formar hidrógeno gas e hidróxidos del metal, que son bases fuertes. Los metales alcalinos son, por orden de número atómico creciente: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. Del francio existen solamente isótopos radiactivos.


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ELEMENTOS DEL GRUPO 2A (ns2, n

).- como grupo, los metales

alcalinotérreos son algo menos reactivos que los metales alcalinos. Tanto la primera como la segunda energía de ionización disminuyen desde el berilio hacia el bario. Tienden a formar iones +2, y el carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo. La mayoría de loa compuestos del berilio así como algunos compuestos del magnesio, son moleculares, más que iónicos, por naturaleza.

ELEMENTOS DEL GRUPO 3A (ns2np1, n 2).- el primer miembro de este grupo, el boro, es un metaloide; el resto son metales. El boro no forma compuestos binarios y no reacciona con el oxígeno gaseoso ni con el agua. El siguiente elemento , el aluminio, forma fácilmente oxido de aluminio cuando se expone al aire: 4Al(s) + 3O 2(g)

2Al 2O3(s)

Los demás elementos metálicos del grupo 3A forman iones monopositivos como iones tripositivos, así mismo forman muchos compuestos moleculares como el AlH3.

ELEMENTOS DEL GRUPO 4A (ns2np2, n 2).- el primer miembro, el carbono, es un no metal y los dos miembros siguientes, silicio y germanio, son metaloides. Estos elementos no forman compuestos iónicos. Los elementos metálicos de este grupo, estaño y plomo, no reaccionan con agua pero si con ácidos (ácido clorhídrico, por ejemplo) para liberar hidrogeno gaseoso: Sn(s) + 2H+ (ac)

Sn2+ (ac) + H2 (g)

Pb(s) + 2H+(ac)

Pb 2+(ac) + H2(g)

ELEMENTOS DEL GRUPO 5A (ns2np3, n 2).- en este grupo, el nitrógeno y el fósforo son no metales, el arsénico y el antimonio son metaloides y el bismuto y el bismuto es un metal. Así, es de esperar una mayor variación en las propiedades dentro del grupo.

ELEMENTOS DEL GRUPO 6A (ns2np4, n 2).- los tres primeros miembros de este grupo (oxigeno, azufre y selenio) son no metales y los dos últimos (telurio y polonio) son metaloides. El oxígeno es un gas diatómico; el azufre y el selenio elementales tienen la formula molecular S8 y Se8, respectivamente, el telurio y el polonio poseen estructuras tridimensionales más extensas. Los elementos de este grupo (en especial el oxígeno) forman una gran cantidad de compuestos moleculares con los no metales.

ELEMENTOS DEL GRUPO 7A (ns2np5, n 2).- conocidos como los halógenos, son todos no metales con la formula X2. Debido a su gran radioactividad, los Laboratorio Laboratorio de Química General

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halógenos nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza. Los halógenos tienen altas altas energías de ionización y gran afinidad electrónica. A su vez también forman muchos compuestos moleculares entre ellos mismos (como ICl y BrF3) y con elementos de otros grupos (NF3, PCl5 y SF6). Los halógenos reaccionan con hidrogeno para formar halogenuros de hidrogeno. Esta reacción es explosiva cuando se utiliza flúor, pero se vuelve cada vez menos violenta según se sustituye por cloro, bromo y yodo.

ELEMENTOS DE TRANSICION.-Estos elementos no son tan activos como los representativos, todos son metales y por tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del calor y la electricidad. Poseen orbitales semilleros, y debido a esto es su variabilidad en el estado de oxidación. Debido al estado de oxidación, los compuestos son coloridos.

LOS GASES NOBLES (ns2np6, n 2).- todos los gases nobles existen como especies monoatómicas. Sus átomos tienes llenos por completo los subniveles externos ns y np, lo que les confiere una gran estabilidad. Las energías de ionización de los elementos del grupo 8A se encuentran entre las más altas de todos los elementos y no tienden a aceptar más electrones. Los compuestos de estos gases no tienen aplicación industrial y no están implicados en procesos biológicos naturales. No se conocen compuestos con el helio ni con el neón.

TABLA


PERIODICA

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DETALLES EXPERIMENTALES EXPERIMENTALES Grupo 1 Metales Alcalinos ns1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. M

M+ + e-

Reacción con H 20 M + 2 H2O

2 MOH + H2 (g)

M = Li, Na, K. Nota: Estos metales se están guardando en frascos oscuros, ya que la luz solar puede catalizar las reacciones de éstos como por ejemplo la oxidación, para descomponerlos y perder la pureza original. Estos metales se caracterizan por reaccionar fácilmente con el O2, y nuestra piel comparte estas características, si se los toca directamente, la piel literalmente se quema. Reactividad Para identificar la presencia de la base se añade fenolftaleína, ya que este tiene la característica de colorear la solución de un rojo violáceo si la muestra tiene un rango de pH <8.2-10>, y si la muestra es del rango de pH es de <0-8.2> se torna aparentemente incolora.


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Grupo 2 Metales Alcalinos Térreos (ns 2) : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. M2+ + 2e-

M

Formación de Sulfatos 

MgCl2 + H2SO4

MgSO4 + 2 HCl



CaCl2 + H2SO4

CaSO4 + 2 HCl



SrCl2 + H2SO4

SrSO4 + 2HCl



BaCl2 + H2SO4

BaSO4 + 2HCl

Al agregar etanol, el pH sube, es decir el medio se vuelve más básico. ¿Solubilidad de Sulfatos? 

MgCl2 + H2SO4

MgSO4 + 2 HCl

Cuando se le agrega C2H5OH (etanol). No forma precipitado, indica que es soluble. 

CaCl2 + H2SO4

CaSO4 + 2 HCl

Cuando se le agrega C2H5OH (etanol). No forma precipitado, indica que es soluble. 

SrCl2 + H2SO4

SrSO4 + 2HCl

Cuando se le agrega C2H5OH (etanol). Formó precipitado. 

BaCl2 + H2SO4

BaSO4 + 2HCl

Cuando se le agrega C2H5OH (etanol). Formó aún más precipitado.


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Grupo 17 Halógenos (ns 2np5) : F, F, Cl, Br, I, At. -

X+e

-

X

Formación de Haluros 

NaF + AgNO3

AgF + NaNO3



KCl + AgNO3

AgCl + KNO3



KBr + AgNO3

AgBr + KNO3



KI + AgNO3

AgI + KNO3

¿Solubilidad de Haluros? 

NaF + AgNO3

AgF + NaNO3

El compuesto formado en la reacción es soluble. 

KCl + AgNO3

AgCl + KNO3

La reacción forma precipitado. 

KBr + AgNO3

AgBr + KNO

La reacción forma precipitado. 

KI + AgNO3

AgI + KNO3

La reacción forma precipitado. A las soluciones que formaron precipitado se les agrega amoniaco (NH3).


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¿solubilidad?

3.2 desplazamiento de halógenos 

KBr + Cl2 / H2O

Br 2 + KCl



KI + Cl2 / H2O

I2 + KCl



KI + Br 2 / H2O

I2 + KBr

OBSERVACIONES: y

y

y

y

y

y

Al agregar nitrato de plata (AgNO 3) al Fluoruro de Sodio la reacción es imperceptible Al adicionar AgNO 3 al NaCl y agitarlo se precipitan en el fondo partículas de color blanco humo; se le agrega NH3 para determinar su solubilidad En la combinación del KBr con AgNO 3 , la mezcla toma un color amarillo verdoso, sedimentándose pequeñas partículas y al agregarle NH 3 toma un color ligeramente turquesa, es no soluble En el caso de KBr al agregar el agua de cloro, su color cambia ligeramente amarillo, y al añadir tetracloruro de carbono (CCl 4), se agito y se agito y se observó que los líquidos no se llegaban a mezclar y emitió un gas de olor fétido En el caso de ioduro de Potasio (KI) observamos que cambia a un color mostaza claro cuando le agregamos agua de cloro (Cl 2 (ac)); al añadirle tetracloruro de carbono (CCl 4) observamos que se forma 2 fases, pudiendo diferenciar las sustancias ya que una es de color violeta y la otra de color amarillo En el caso del KI, al ser mezclado con agua de bromo y añadiendo el tetracloruro de carbono, observamos que las sustancias se tornan colores diferentes y notando así que el yodo se separe tomando un color violeta


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CONCLUSIONES



Los elementos del grupo IA poseen alta reactividad química, así por ejemplo, reaccionan con agua, oxigeno o halógeno en forma rápida. En cualquier caso pierden un electrón por cada átomo metálico



Los metales alcalinos reaccionan fácilmente con halógenos para formar sales iónicas (haluros) y con azufre para formar sulfuros. Además reaccionan con el hidrógeno al calor, formando hidruros.



Los elementos del grupo IA reaccionan con el agua para producir hidrógeno e hidróxidos. Estas reacciones varían desde efervescencia con Li hasta explosividad con los elementos inferiores en la tabla, donde el liberado se enciende.



Los elementos del grupo IA no se encuentran libres en la naturaleza, se oxidan con facilidad y forman parte de diversos compuestos iónicos.



Los elementos del grupo VIIA debido a su gran reactividad nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza. Los halógenos tienen altas energía de ionización y gran afinidad electrónica.



Los metales alcalinos (IA) son más reactivos que los metales alcalinos térreos (IIA)



El Ca, Sr y Ba reaccionan con H 2O lentamente para formar hidróxido e hidrogeno (H 2).



La reactividad de un elemento tiene mucho que ver con el tamaño del radio atómico ( a mayor radio atómico mayor reactividad).



Queda demostrado que los elementos químicos, según su grupo y periodo, tienen diferentes reacciones.


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CUESTIONARIO

¿Por qué el color del recipiente de vidrio en el que se almacena el metal alcalino? ¿Qué propiedades debe tener el líquido en el cual se encuentra el metal? Los metales alcalinos (grupo IA) se conservan en líquidos apolares como el kerosene o dentro de una atmosfera inerte (sin oxígeno) y fuera del alcance de la luz ultravioleta (dentro de envases opacos u oscuros) debido a que se oxidan con gran facilidad .También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel. Deben guardarse en líquidos apolares anhidros. * Líquidos apolares : son aquellos cuyas moléculas no presentan polarización, siendo de este modo hidrófugos (no se mezclan con el agua). Apolares son, por ejemplo, el aceite, el metano

¿A qué se debe la reactividad de los metales alcalinos con agua, la formación de llama en algunos casos y el cambio de coloración cuando se agrega fenolftaleína a la solución final? Los metales alcalinos son elementos muy reactivos debido a que pierden fácilmente sus electrones (oxidación) esta es la razón por la cual fácilmente reaccionan, ejemplo Por ejemplo: el sodio reacciona enérgicamente con el agua, mientras flota, desprendiéndose gases de hidrógeno. El potasio reacciona aún más violentamente que el sodio. Por estos motivos, esta clase de metales no se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales La fenolftaleína es un indicador que nos permite identificar el nivel de pH (para saber si posee un carácter acido o base) y la reactividad de un compuesto o sustancia determinada. En este caso nos permite observar la reactividad de estos metales alcalinos al reaccionar con el agua mostrándonos diferente nivel de color (rosado) el cual se volverá más intenso conforme al nivel de reactividad el cual aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los más reactivos del grupo


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¿Qué propiedad permite que los elementos precipiten cuando están en solución acuosa? Se llama solubilidad baja expresada como producto de solubilidad. Si tienes una solución de nitrato de plata y le agregas sal, el ión plata reacciona con el ión cloruro formando cloruro de plata el cual es muy insoluble en agua. Esto es típico de varias reacciones químicas de intercambio iónico en los cuales los reactivos son solubles en agua pero alguno de los productos no lo es. Por tanto en cuanto mezcles estas sustancias y reaccionen, los productos precipitarán

Explicar el color de la fase orgánica en la experiencia de los halógenos El color que obtuvimos en esta fase, en el caso de la KI la aparición del color violeta, se debió a la reacción que ocurrió entre el CCl4 y el I2. Asimismo si hiciéramos reaccionar el CCl4 con Cl2, Br2 obtuviéramos los colores amarillo pálido y naranja rojizos respectivamente, con lo cual podemos decir que el Yodo produce una coloración violeta


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BIBLIOGRAFIA Raymond Chang-QUIMICA-novena edición-año 2007- página 336_350 http://www.monografias.com/trabajos12/taper/taper.shtml Academia Cesar Vallejo. Química. Edit. lumbreras. Lima- Perú. http://www.profesorenlinea.cl/quimica/tabla_periodica.htm http://www.quimicanet.com.ar/quimica/propiedades_reacciones/.php http://www.liceodigital.com/tercero/quimica3/m_alcali.htm http://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/sinmarcos/elementos/familias.ht ml#gn Asociación ADUNI; Química ± Análisis de principios y aplicaciones; segunda edición; Lumbreras Editores S.R.L.; año 2000; pág. 241-276


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