LABORATORIO 1 ESTUDIO DE LA TABLA PERIÓDICA 1. OBJETIVOS Efectuar el estudio de las propiedades físicas y químicas de los principales elementos alcalinos alcalinos-térreos anfóteros metales de transición y
halógenos Aplicar ls teoría del balanceo de las ecuaciones químicas iónicas y
moleculares correspondientes a las diferentes reacciones químicas. 2. FUNDAMENTO TEÓRICO Mendeleiev, en 1989, publicó una tabla de elementos a la que llamó tabla periódica, que muestra que las propiedades de los elementos se repiten periódicamente a intervalos regulares. Esta se conoce hoy en día como la Ley Periódica. Todos los elementos están ordenados de acuerdo al valor creciente de sus pesos atómicos, formando hileras horizontales llamados periodos y las columnas verticales llamadas grupos. La versión moderna de la tabla periódica incluye todos los elementos conocidos en orden creciente a su número atómico. Las propiedades químicas y las configuraciones electrónicas de los elementos se determinan la separación de los elementos agrupados (grupos) de Mendeleiev en categorías A y B; siendo los elementos de transición, incluyendo a los del grupo VIII (que se encuentran entre los grupos IIA y IIIA), además se considera al grupo VIII o grupo 0, que son los gases nobles o raros. El grupo más metálico es el grupo IA en el lado izquierdo de la tabla, el grupo mas no metálico es donde se encuentran los elementos con características que van de metálico a no metálico. Los elementos del grupo I, excepto el hidrógeno, forman los metales alcalinos. En los átomos de los elementos del grupo I, el último electrón, esto es, el más externo, es el que empieza la ocupación del nivel energético principal. Los elementos del grupo II se conocen como metales alcalino térreos. Estos metales son algo más duros y menos activos que los alcalinos Los elementos metálicos tienen las siguientes propiedades: 1
En estado de condensación (sólido-líquido) presentan brillo metálico. Todos existen en estado sólido en forma cristalina. Todos excepto el cuatro, son sólidos a 30 oC. Todos conducen fácilmente la electricidad y el calor. Ninguno es aislante electrónico. Al formar compuestos con los no metales, pierden algo de su densidad electrónica. Los elementos no metálicos se caracterizan por las siguientes propiedades: Con excepción del grafito, los metales no son aislantes electrónicos, o a lo más semiconductores. Los átomos no metálicos se unen químicamente por compartición de electrones. Cuando los átomos no metálicos reaccionan con átomos metálicos, reciben densidad electrónica de los átomos metálicos. Es decir, reciben o aceptan electrones de los metales. Las líneas escalonadas de la derecha, en la tabla separa el área de los elementos metálicos del área de los no metálicos. A lo largo de esta línea están los llamados metaloides, que poseen ambas características metálicas y no metálicas, estos son: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po. El elemento aluminio es bastante metálico, pero su óxido se comporta como si fuera metaloide. Dentro del grupo de elementos A (ejemplo IA, IIA, etc.) el carácter metálico aumenta con el número atómico. Lo mismo ocurre con los elementos IIB, IVB y VB. En los otros elementos B el carácter metálico disminuye al aumentar el número atómico dentro del grupo. Los elementos que van desde el escandio Sc hasta el zinc Zn y sus congéneres constituyen una transición gradual del comportamiento metálico extremo de los elementos IA y IIA a las propiedades más moderadas de los elementos IIIA. Todos estos elementos que consisten en átomos en los cuales el último electrón, éste es el de mayor energía, sea de un electrón d o f, se llama elemento de transición y son metales.
2
A los elementos del grupo VII se les denomina halógenos. A condiciones ambientales, los dos primeros: flúor y cloro son gases, el bromo es un líquido café rojizo, y los dos últimos, el yodo y el astuto son sólidos. El último grupo de la tabla periódica, grupo VIII o 0, está formado por los elementos que son todos gases en condiciones normales. En este grupo se completa la ocupación de los orbitales periféricos y los átomos resultantes son inertes, aunque no por completo. En la Tabla Periódica actual el número atómico, es el número de orden de los elementos. A cada elemento le corresponde un casillero, en el que figura el correspondiente símbolo y otros datos, como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones, etc. Las filas horizontales se denominan "períodos" (en total existen siete períodos) y las columnas verticales reciben el nombre de "grupos". Ejemplo: el hidrógeno tiene como símbolo "H" su número atómico es 1, su masa atómica es 1,0079, distribución de electrones 1, se encuentra en el período 1 y en el grupo 1. Clasificación de los elementos según su configuración electrónica Sobre la base de su configuración electrónica los elementos químicos se pueden clasificar en cuatro grupos. * Gases Inertes * Elementos Representativos * Elementos de Transición * Elementos de Transición Interna Radio Atómico: es la distancia existente entre el centro del núcleo y la orbita electrónica externa del atomo. Al comparar los radios atómicos de los elementos 3
en la tabla periódica se observa: que en un mismo período de la Tabla Periódica el radio atómico disminuye de izquierda a derecha y en un mismo grupo el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo. Radio ionico: es el radio que tiene un atomo cuando a perdido o a ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble mas cercano. Potencial de ionización: es la energia necesaria para arrancar un electrón de la capa externa de un átomo aislado. Dentro de cada período de la Tabla Periódica, el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha y en un mismo grupo, el potencial de ionización disminuye de arriba hacia abajo. Afinidad electrónica: es la energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón. Electronegatividad: se define la electronegatividad (EN) de un elemento como la capacidad relativa de un átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace químico. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla periódica. 3. METÓDICA EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 01: FAMILIA DE LOS METALES Na(S)
cerilla 150 ml H2O
Combustión
Agregar 3 gotas fenolftaleína
OBSERVAR Y ANOTAR
EXPERIMENTO 02: FAMILIA DE LOS METALES ALCALINO TERREOS 5 ml Mg(
CALENTAMIENTO
Observar y anotar
S)
Fenolftaleín a
4
1 ml de H2SO4
Agitar
Sedimentaci ón
Observar y anotar
1 ml sol. MgCl2
1 ml sol. CaCl2
1 ml sol. SrCl2
1 ml sol. MgSO4
1 ml sol.
1 ml sol. BaCl2
1 ml sol. K2CrO4
1 ml Sol. SrCl2
1ml sol. (NH4)2C2O4
Esperar formación de precipitado Observar formación de precipitado
EXPERIMENTO 03: FAMILIA DE LOS HALÓGENOS
1) 3 gotas sol. AgNO3 0,1 M
5
1 ml sol.
1 ml sol.
Agitar
1 ml sol.
Esperar sedimentamie nto 1 ml sol. NH4OH
2)
Observar y anotar
H2SO4 ©
Calenta r
Observa r Vapores pardos
2 ml. CCl4
Agitar 1 ml Agua de
1 ml Agua de Br
1 ml sol. NH4OH
Observar y anotar Coloraci ón
2 ml de agua de Cl 6
1 ml sol.
1 ml sol.
Observar y anotar
Agita r
2 ml CCl4
1 ml de H2SO4
Calentamient o
Observar y anotar Cambio de coloración
EXPERIMENTO 06: ELEMENTOS ANFOTEROS 2 ml Al2SO4 0,1
1 ml Al2SO4 0,1 M
1 ml Al2SO4 0,1 M
NaOH
HCl
1 ml Na2HPO4
1 ml Al2SO4 0,1 M
Observar y anotar
3.1.
p.p. gelatinoso
MATERIALES Y REACTIVOS UTILIZADOS 7
MATERIAL
DESCRIPCIÓN
CANTIDAD
Vaso de precipitados
300 ml
1
Vaso de precipitados
100 ml
1
Mediano
1
1 caja
1
-
10
Eléctrica
1
Vidrio
1
Espátula
Metálica
1
Balanza
Electrónica
1
Pipeta
5 ml
1
Pipeta
10 ml
1
Pro pipeta
Plástica
1
Piseta
Plástica
1
Vidrio reloj Fósforos Tubo de ensayo Hornilla Varilla
Gradilla
Plástica
pinzas
1
Plástica
REACTIVO
2
REACTIVO
Agua destilada
H 2 Od
Agua de bromo
Sodio metálico
N a(s)
Tetracloruro de carbono
Magnesio metálico
M g(s)
Hidróxido de amonio
Fenolftaleína Cloruros de Mg, Ca, Sr
Bromuro de potasio MgCl2 ,CaCl2 ,SrCl2
Solución de ácido sulfúrico 0,2M
H2SO4
Sulfatos de Magnesio
MgSO4
Yoduro de sodio Ácido clorhídrico diluido Dióxido de manganeso
Br CCl4 NH4OH BrK NaI HCl MnO2 8
Solución diluida de hidroxido de sodio
NaOH
Solución de fosfato de sodio
Na2HPO4
Solución de cromato de potasio
K2CrO4
Solución de sulfato de aluminio 0,1 M
Al2SO4
Solución de oxalato de amonio
(NH4)2C2O4
Solución de nitrato de plata 0,1 M
AgNO3
Fluoruro de sodio, y cloruro de sodio sólidos
NaF, NaCl
NaBr Bromuro De Sodio
4. DATOS CÁLCULOS Y RESULTADO En esta práctica de laboratorio no considero este punto, pues las muestras con las que se han trabajado han sido tratadas como aproximadas y no exactamente; en esta práctica no se pretende demostrar las cantidades formadas de los productos; pero sí las propiedades de estos productos y también de los reactivos. Los resultados obtenidos se muestran en V. EXPERIMENTACIÓN y la justificación de los resultados se discutirá en el punto 5, INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS. 5. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS EXPERIMENTO 01: FAMILIA DE LOS METALES Se aprecia la alta reactividad del sodio metálico al combinarse con el agua, esto es debido al alto carácter metálico del sodio, debido a que está en el grupo IA de los metales alcalinos. Su tendencia a perder su único electrón valencia hace que reaccione violentamente con el agua, formando hidróxido de sodio (cuya presencia es confirmada por el indicador fenoftaleína) y desprendiendo hidrógeno (cuya presencia es confirmada por la pequeña explosión que se produjo al acercar la llama del fósforo). Na(s) + H2O(liq) = NaOH(ac) + H2(g)↑ EXPERIMENTO 02: FAMILIA DE LOS METALES ALCALINO TERREOS 9
La casi nula reacción que tuvo el magnesio al entrar en agua y aun al ser calentado, se debe a que el magnesio está en la segunda posición del grupo IIA, y se debe considerar que el carácter metálico en los grupos aumenta de arriba hacia abajo (además, investigando en la bibliografía, se tiene que el magnesio reacciona lentamente con el vapor de agua y forma óxidos solamente a temperaturas elevadas). Aun así se sabe que se produce un pequeño porcentaje de hidróxido de magnesio pues se observa coloración violeta alrededor del magnesio después de haber agregado unas gotas de fenolftaleína Mg(s) + H2O(liq) = Mg(OH)2(ac) + ½ O2(g) El segundo experimento es más dirigido a determinar la solubilidad de los sulfatos de los metales alcalino térreos. Al combinar los cloruros de los metales del grupo IIA con ácido sulfúrico, se produce una reacción de metátesis formando sulfatos y ácido clorhídrico. Como sabemos, el ácido clorhídrico tiene una alta solubilidad en el agua, no así los sulfatos de alcalino térreos. El sulfato de magnesio es moderadamente soluble en agua, el sulfato de calcio es escasamente soluble en agua los tubos con MgCl2 y CaCl2 no presentan cambios aparentes y el sulfato de estroncio es insoluble en agua. el tubo que contiene SrCl 2 se enturbia y forma un precipitado al instante, luego de esperar un poco más, en el tubo con CaCl 2 se observa una pequeña muestra de un precipitado. MgCl2(ac) + H2SO4(ac) = MgSO4(ac) + 2HCl(ac) CaCl2(ac) + H2SO4(ac) = CaSO4(ac) + 2HCl(ac) SrCl2(ac) + H2SO4(ac) = SrSO4(ac) + 2HCl(ac) El tercer experimento es también una reacción de metátesis y donde se forma el hidróxido de magnesio, que cuando está en cantidades apreciables en el agua, se observa como un precipitado blanco insoluble. El producto de solubilidad para el hidróxido de magnesio es de Ksp=1,2 * 10-11 y su solubilidad molar es de 1,4*10-4. Luego de esperar un momento, solamente se observan pequeñísimos puntos blancos en el fondo del tubo; la reacción es: 10
MgSO4(ac) + 2NaOH(ac) = Mg(OH)2(ac) + Na2SO4(ac) El cuarto experimento se coloca en un tubo una muestra de 1 ml de cloruro de barrio y a éste se le agrega 1 ml de solución de cromato de potasio; también muestra la formación de un precipitado en cuya estructura está el bario en forma de partículas adheridas en la pared y presencia de burbujeo, cuyo cambio mas resaltante es la coloración amarillo lechosa homogénea de la solución. BaCl2(ac) +K2CrO4(ac) = 2 KCl + BaCrO4 El quinto experimento es la reacción entre el oxalato de amonio y el cloruro de estroncio, obteniéndose un precipitado blanco de oxalato de estroncio que es insoluble en ácido acético diluido, ácido oxálico o una solución de oxalato de amonio; pero es soluble en ácido clorhídrico diluido. La solución se enturbia instantáneamente y luego de un momento se observa la formación de un precipitado blanco cristalino. La reacción es: SrCl2(ac) + (NH4)2C2O4(ac) = SrC2O4 (ac) + 2NH4Cl(ac) EXPERIMENTO 03: FAMILIA DE LOS HALÓGENOS Luego de colocar en 4 tubos de ensayo 1 ml de las soluciones de NaF (incoloro), NaBr (incoloro), NaCl (incoloro) y KI (incoloro, no se disponía de NaI), y añadir a cada tubo 3 gotas de solución de nitrato de plata 0,1M, solamente los tubos con bromuro de sodio y cloruro de sodio muestran un ligero cambio de coloración, el de bromuro de sodio cambia a un color blanco verduzco y el tubo con cloruro de sodio cambia a un color violeta blanquecino, además en ambos tubos se forman precipitados. Las reacciones para cada tubo son respectivamente: NaF(ac) + AgNO3(ac) = NaNO3(ac) + AgF(ac) NaBr(ac) + AgNO3(ac) = NaNO3(ac) + AgBr(ac) NaCl(ac) + AgNO3(ac) = NaNO3(ac) + AgCl(ac) KI(ac) + AgNO3(ac) = KNO3(ac) + AgI(ac) Luego de terminadas las reacciones anteriores, a cada tubo se le agregó 1 ml de solución de NH4OH 0,1 M y solamente el tubo que inicialmente tenia cloruro de sodio cambio a un color plomizo. 11
La segunda experiencia consiste en la reacción del bromuro de potasio, dióxido de manganeso y ácido sulfúrico concentrado, produciéndose sulfato de potasio y de manganeso (II), agua y bromo gaseoso (cuyos gases son de color pardo), que se comprueba en la observación. En un tubo de ensayo se hizo mezclar 0,2 g de bromuro de potasio y 0,2 g de dióxido de manganeso, esta mezcla mostraba una coloración plomiza oscura luego se agregó ácido sulfúrico concentrado y se calentó sobre una hornilla, la mezcla tomo una coloración naranja y desprendía olores penetrantes bromo gaseoso (cuyos gases son de color pardo).Luego de dejar enfriar la mezcla se tornó color negro. 2KBr(s) + MnO2(s) + 2H2SO4(ac) = MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + 2H2O(liq) + Br2(g) La tercera experiencia consiste en la brotación del tetracloruro de carbono (hay que recordar que el ácido yodhídrico es más reactivo que el de flúor, cloro o bromo) mediante las diversas reacciones que se presentan. En tres tubos de ensayo se debían agregar 1 ml de agua de cloro, bromo y yodo (pero solo se disponían de agua de bromo y de cloro), y luego agregar 2 ml de tetracloruro de carbono, se agitó el tubo que contenía el agua de bromo y tetracloruro de carbono. Luego de dejarlo reposar un momento, se observa en el tubo dos fases líquidas inmiscibles, la fase superior es de color amarillo y la fase superior es de color rojizo. En este caso la reacción es: HCl(ac) + CCl4(liq) = CICl3(liq) + HCl(ac) CICl3(liq) +HCl(ac) = CI2Cl2(liq) + HCl(ac) Y el cuarto experimento. En el siguiente tubo se agregó cristales de ioduro de potasio (que se presenta como grandes cristales) y dióxido de manganeso, luego se agregó por la pared 1 ml de ácido sulfúrico, se calentó la mezcla sobre un a hornilla, el cambio más resaltante que se apreció fueron los gases de color violeta que se desprendían del tubo. La reacción es la siguiente: 2KI(s) + MnO2(s) + 2H2SO4(ac) = MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + 2H2O(liq) + I2(g) EXPERIMENTO 06: ELEMENTOS ANFOTEROS 12
En la primera experiencia se demuestra el comportamiento anfótero del aluminio: la primera reacción es entre el sulfato de aluminio y el hidróxido de sodio, se forma el NaAlO2 en el cual el aluminio se comporta como no metal en presencia de una base fuerte. En cambio, si entra en contacto con un ácido fuerte se comporta como metal, siendo su estado de oxidación +3. Se dividió el contenido de este tubo entre dos; al primer tubo se le agregó una solución de hidróxido de sodio en exceso hasta que se disuelve el precipitado y la solución continúa siendo cristalina. Al segundo tubo se le agregó una solución de ácido clorhídrico hasta la disolución del precipitado, y se torna de color amarrillo con una apariencia aceitosa. Las reacciones son las siguientes: Al2(SO4)3(ac) + 2NaOH(ac) + 2H2O(liq) = 2 NaAlO2(ac) + 3 H2SO4(ac) Al2(SO4)3(ac) + 6HCl(ac) = 2 AlCl3(ac) + 3H2SO4(ac) En la segunda experiencia, la reacción es entre el sulfato de aluminio y el fosfato de sodio, formando un precipitado (fosfato de sodio) en el cual el aluminio también se combina con un estado de oxidación de +3. Al instante se forma un precipitado blanco de color gelatinoso. La reacción es la siguiente: Al2(SO4)3(ac) + 2Na2HPO4(ac) = 2AlPO4↓ + H2SO4(ac) + 2Na2SO4(ac)
6. CONCLUSIONES Los metales alcalinos, es decir, del grupo IA son aquellos cuya configuración electrónica termina en ns 1. físicamente se muestran como sólidos (Li, Na, K, Rb, Cs) mientras que el francio es líquido, sus puntos de fusión son bajos, desde 179oC a 28oC, apenas sacados de sus líquidos inertes muestran brillo metálico, tienen baja densidad y son suficientemente suaves para ser cortados con una espátula o navaja. Deben ser guardados en líquidos inertes, pues tiene alta reactividad. El grado de reactividad en grupo crece de arriba hacia abajo, por lo que los metales que están bajo el sodio reaccionan de una manera mucha más violenta con el agua, formando hidróxidos. 13
El grupo IIA de los metales alcalino térreos contiene al Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra. Su configuración electrónica termina en ns 2. Físicamente, son todos sólidos temperatura ambiente, tiene puntos de fusión bastante
más
elevados
que
los
metales
alcalinos.
Son
menos
electropositivos y menos reactivos que los metales alcalinos, cuando se les agrega agua fría reaccionan escasamente o no lo hacen, si logran reaccionar en una cantidad apreciable, se tendrán los hidróxidos correspondientes, cuya solubilidad crece al bajar por el grupo. Los sulfatos que forman son todos insolubles excepto el de magnesio. El magnesio y el calcio son vitales para el organismo, mientras que el berilio es tóxico, el estroncio-90 puede reemplazar al calcio de los huesos. El ión Ba +2 causa deterioros a la función cardiaca. El grupo VIIA es la familia de los halógenos (F, Cl, Br, I, As), el flúor es un gas amarillento y el cloro es un gas amarillo verdoso, el bromo es un líquido pardo rojizo y el yodo es sólido cristalino violeta. El elemento astato es radiactivo y su isótopo más estable tiene una vida media de 8,3 horas. Son los no metales más reactivos. Los halogenuros de plata son generalmente insolubles. Se puede obtener los halógenos mediante la reacción de un halogenuro de sodio con dióxido de manganeso y ácido sulfúrico concentrado, en el caso del bromo, éste se desprende como gases pardos rojizos. Los elementos anfóteros son aquellos que se pueden comportar como metales o como no metales, los más representativos son el manganeso y el cromo, seguidos por el zinc y el aluminio, y otros elementos más, que solamente lo hacen en condiciones especiales. 7. CUESTIONARIO 1) Enumere las características más saltantes de las diferentes familias de los
elementos
químicos.
señalar
los
elementos
químicos
más
representativos de cada uno de ellos. Las familias son agrupaciones de elementos que tienen propiedades similares.
14
LAS FAMILIAS SON: Alcalinos: Los metales alcalinos están situados en el grupo 1 de la tabla periódica y no se encuentran libres en la naturaleza debido a su gran actividad química. Todos ellos tienen un solo electrón en su última capa que ceden con facilidad para formar enlace iónico con otros elementos. Los metales alcalinos son Li, Na, K, Rb, Cs y Fr, siendo los dos últimos los más reactivos del grupo. Como la mayoría de los metales, son dúctiles, maleables, y buenos conductores del calor y la electricidad. Los metales alcalinos reaccionan violentamente con el agua, ardiendo en ella, por lo que deben ser manejados con cuidado. Alcalinotérreos: Los metales alcalino-terreos, Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra se encuentran situados en el segundo grupo del sistema periódico. Todo ellos tienen 2 electrones en su última capa lo que les confiere una gran reactividad. No se encuentran libres en la naturaleza sino formando compuestos de tipo iónico, a excepción de los del berilio que presentan un importante porcentaje covalente. Al contrario que los alcalinos, muchas de las sales de los metales alcalino-térreos son insolubles en agua. Lantánidos: Los lantánidos, también llamados primeras tierras raras están situados en el 6º período
y grupo 3.
La mayor parte de estos elementos han sido creados artificialmente, es decir NO EXISTEN EN LA NATURALEZA. Esta familia está compuesta por los siguientes elementos: La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb Actínidos: Conocidos también como segundas tierras raras, todos ellos están situados en el grupo 3 del sistema periódico y en el 7º período. La mayor parte de estos elementos han sido creados artificialmente, es decir NO EXISTEN EN LA NATURALEZA. Pertenecen a esta familia: Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, N 15
Metales de transición: Situados entre los grupos 3 y 12, se caracterizan porque sus electrones de valencia proceden de más de una capa y presentan las propiedades típicas de los metales: buena conducción del calor y la electricidad, ductilidad, maleabilidad y brillo metálico. Particularmente importantes son el hierro, el cobalto y el níquel, únicos elementos capaces de producir un campo magnético. Esta familia está formada por: Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, Lu, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Lr, Rf, Db, Sg, Bh, Hs, Mt Otros metales: Los elementos clasificados como otros metales se encuentran repartidos entre los grupos 13, 14 y 15. Su carácter metálico es menos acentuado que el de los elementos de transición, no suelen presentar estados de oxidación variables y sus electrones de valencia sólo se encuentran en su capa externa. Forman parte de este grupo de elementos: Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi Semimetales: Son los elementos que separan los metales de transición de los no metales y son conocidos también como metaloides por tener propiedades intermedias entre metales y no metales. Algunos de ellos, como el silicio y el germanio, son semiconductores y por ello se usan en la industria de los ordenadores. Otros elementos de esta familia son: boro, arsénico, antimonio, telurio, polonio. No metales: Los no metales se caracterizan por ser malos conductores del calor y la electricidad y no pueden ser estirados en hilos o láminas. A la temperatura ambiente algunos son gases (como el oxígeno) y otros sólidos (como el carbono). Los sólidos no tienen brillo metálico. Sus principales números de oxidación son -2, -3, -4 y +4. El carbono da lugar a un gran número de compuestos cuyo estudio recibe el nombre de química orgánica.
16
Otros elementos de esta familia son: H, N, P, S, y Se Halógenos: Los halógenos se encuentran situados en el grupo 17 constituido por los elementos no metálicos flúor, cloro, bromo, yodo y astato. Son elementos bastante reactivos porque por su estructura electrónica final tienden a estabilizarse completando el octeto final para lo cual capturan un electrón o lo comparten dando lugar así a compuestos iónicos o covalentes respectivamente. Estos formadores de sales (Significado de la palabra halógenos) tienen como principal estado de oxidación el -1 y se presentan en los tres estados a temperatura ambiente: Sólido: I y At
Líquido: Br
Gaseoso: F y Cl
Gases nobles: Los gases nobles están situados en el grupo 18 de la tabla periódica: helio, neón, argón, criptón, xenón y radón. Todos ellos tienen 8 electrones en su última capa (a excepción del helio que completa su única capa con 2 electrones) y debido a ello son prácticamente inertes. Sólo a partir de la segunda mitad del siglo XX se han producido algunos compuestos de gases nobles. 2) Construir un esquema vacío de la tabla periódica de los elementos químicos y ubicar en los casilleros correspondientes los elementos químicos estudiados en la presente practica según el grupo y el periodo respectivo.
3) Teniendo en cuenta los ensayos 1 y 2 comente la reactividad y comportamiento de los otros elementos de la familia alcalino y alcalino terreo frente al agua fundamente en cada caso. La reactividad de los elementos se puede comparar usando la tabla periódica. En los metales la reactividad aumenta hacia abajo y hacia la izquierda de la tabla
17
periódica. En los no metales la reactividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la tabla periódica.
4) Señalar
el
nombre
químico,
formula
global
formula
estructural
desarrollada características químicas más saltantes peso molecular y usos de la fenolftaleína señalar el método de pre paracion para su utilización como indicador.
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Fenolftaleína
Nombre IUPAC 3,3-bis(4-hidroxifenil)-2-benzofuran-1(3H)-ona General Fórmula
C20H14O4
semidesarrollada Fórmula estructural
Fórmula molecular ? Propiedades físicas Apariencia
Polvo blanco
Densidad
1277 kg/m3; 1,277g/cm3
Masa molar
318,32 g/mol
Punto de fusión
531 K (258 °C) 19
Compuestos relacionados Indicadores
Rojo
de
metilo, Azul
de
timol Estructura similar
Timolftaleína,Trifenilmetano
Se presenta normalmente como un polvo blanco que funde a 260 ºC. Se utiliza frecuentemente como indicador de pH no extremos, ya que en disoluciones ácidas (no extremadamente muy ácidas) permanece incoloro, pero en presencia de disoluciones básicas (no extremadamente muy básicas) se torna color rosa. En química se utiliza en análisis de laboratorio, investigación y química fina. En análisis químico se usa como indicador de valoraciones ácido-base, siendo su punto de viraje alrededor del valor de pH 9, realizando la transición cromática de incoloro a rosado. El reactivo se prepara al 1 % p/v en alcohol de 90° y tiene duración indefinida. Otros usos: La fenolftaleína se utiliza como reactivo en la prueba de KastleMeyer, para detectar trazas de sangre. PROPIEDADES QUIMICAS Los cambios de color están dados por los rangos de pH en cual es utilizada, las cuales son descritas mediante las siguientes ecuaciones químicas: De medio neutro a medio básico: H2Fenolftaleína + 2 OH- ↔ Fenolftaleína2- + 2 H2O Incoloro → Rosa De medio básico a medio muy básico: Fenolftaleína2- + OH- ↔ Fenolftaleína(OH)3Rosa → Incoloro De medio básico a medio neutro o ácido: Fenolftaleína2- + 2 H+ ↔ H2Fenolftaleína Rosa → Incoloro 20
De medio neutro o ácido a medio muy ácido: H2Fenolftaleína + H+ ↔ H3Fenolftaleína+ Incoloro → Naranja Así, en disoluciones fuertemente básicas, la fenolftaleína se torna incolora. En disoluciones fuertemente ácidas es naranja. Por lo tanto tiene diferentes rangos de acción:
Especies
H3Fenolftaleín
H2Fenolftaleín Fenolftaleína
Fenolftaleína(OH)
a+
a
2−
3−
0
0−8.2
8.2−12.0
>12.0
Estructura
Modelo
pH
Condicione fuertemente
ácidas
s
ácidas
neutra
Color
naranja
incoloro
o
básicas
rosa
fuertemente básicas incoloro
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Imagen
5) ¿Cómo se guarda el sodio y el potasio? ¿Por qué? Escriba las reacciones químicas. El sodio y el potasio se los debe guardar en aceite ya sea comestible o kerosene debido a que estos elementos son demasiado reactivos cuando son expuestos al medio ambiente y al agua. Na(s) + H2O(liq) = NaOH(ac) + H2(g)↑ 6) Haga un cuadro comparativo indicando la reactividad de los halógenos con relación a sus posiciones en la tabla periódica F, Cl, Br, I, At.
7) ¿Cómo varían las propiedades acidas en un periodo? Las propiedades varían de izquierda a derecha en el periodo. 8) ¿Qué es electroafinidad? es la energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón. 9) ¿Qué es electronegatividad? se define la electronegatividad (EN) de un elemento como la capacidad relativa de un átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace químico. 10)¿De qué forma varia la electronegatividad en el sistema periódico?
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La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla periódica. 11) ¿Cuantos elementos de la tabla periódica son los siguientes? Naturales 92 Artificiales 33 Solidos 57 Líquidos 2 Gaseosos 11 12)¿Quien descubrió el hidrogeno? El inglés Henry Cavendish fue el primero en demostrar que el hidrógeno era un gas distinto y no solo un tipo de aire. Liberó hidrógeno del ácido sulfúrico al disolverle metal, luego midió su densidad. Descubrió que era más liviano que cualquier otro gas. Más tarde, confimó que se transformaba en agua al calentarse. Esto llevó a que el químico francés Lavoisier lo llamara hidrógeno, que en griego significa "creador de agua". 13)¿Quien propuso el arreglo de las triadas? Triadas de Döbereiner A principios del siglo XIX, se conocían la suficiente cantidad de elementos y compuestos como para que fuese necesario hacer una clasificación con el fin de facilitar su comprensión y estudio. 14)¿Cómo se denomina a los elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa de valencia (capa electrónica más externa), para lograr una configuración estable? Se denominan compuestos electronegativos debido a estos son capaces de quitar un electrón los más electronegativos son el F, Cl, Br y I es decir los halógenos. 15)¿Cuáles son los elementos denominados metaloides? Los metaloides poseen ambas características metálica y no metálica, estos son: B, Al, Si, Ge, As, Sb, Te y Po. 16)¿Cuáles son los elementos conocidos como gases inertes , nómbralos? Son elementos perfectos y raros a su vez estos gozan de una estabilidad, se los llaman también grupo cero, este grupo está compuesto por: Helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. 17)Que es el radio atómico de los elementos El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos metálicos adyacentes o de una molécula diatomica. 23
18)Completar la siguiente tabla Elemento
Numero
Peso
# Protones
# Neutrones
# Electrones
Cl B Ne Mo Bi Cs P Co Mg
Atómico 17 5 10 42 83 55 15 27 12
Atómico 35 11 20 96 209 133 31 59 24
17 5 10 42 83 55 15 27 12
18 6 10 54 126 78 16 59 12
17 5 10 42 83 55 15 27 12
19)¿Cuáles son los elementos anfóteros? También llamados metaloides o semimetales, son los que pueden comportarse como metales, no metales estos son: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, Cr, Bi. 20)Proponga 5 solventes para los halógenos libres. Deben ser solventes polares proticos: agua, etanol, ácido acético glacial, tetracloruro de carbono, hexano. 21)Ordene en forma descendente la reactividad de los metales alcalinos Fr, Cs, Rb, K, Na, Li. 22)¿Cómo se reconocen cualitativamente los metales alcalinos? Debido a su alta reactividad al con tacto de calor y tienen aspecto metálico.
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23)¿Qué relación existe en la solubilidad de haluros de plata en agua y en amoniaco y el tamaño de los iones de haluros? La relación es que se encuentra precipitado en ambas soluciones. 24)Represente las configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son 9, 14, 23 41. F (9e) = 1s2 2s2 2p5 Si(14e) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 V(23e) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 Nb(41e) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3 8. Bibliografía Química Química prefacultativa
Chang, Raymond Leonardo coronel
Guía para Laboratorio de Química Inorgánica http://nosotrosyciencia.blogspot.com/2011/10/familias-de-elementosquimicos.html http://quimicasalta.blogspot.com/2008/10/estudio-de-la-tabla-periodicamoderna.html http://www.salutip.com/2010/06/quien-descubrio-el-hidrogeno.html http://quimicazzz.blogspot.com/2011/07/33-tabla-periodica-y-reactividad.html 9. ANEXOS
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