LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA II Practica 1 “
Metales alcalinos y alcalinotérreos
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Profesor:
CELIA XOCHITL HERNANDEZ REYES
Matricula :
Alumnos:
Acevedo López Jorge
207206730
Diaz Alegria Jonathan
207205483
Palma Gutiérrez Ezra Antonio
Grupo:
Trimestre:
CCB 01
12-P
México, DF., a 21 de Octubre del 2011
Metales alcalinos y alcalinotérreos
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Objetivos: _________________________________________________________ OBJETIVO GENERAL Describir las propiedades físicas y químicas de los metales del grupo 1 y 2 y comprobar algunas de ellas a través de la experimentación. OBJETIVOS ESPECÍFICOS 1. Describir las principales propiedades físicas de los metales alcalinos y alcalinotérreos. Lustre metálico, ductilidad y maleabilidad con base en la Teoría del mar de electrones. 2. Describir las características químicas de los metales alcalinos (grupo 1) y alcalinotérreos (grupo 2) tales como reactividad, su poder reductor y su enlace iónico. 3. Desarrollar con base en la experimentación las ecuaciones químicas que describen el comportamiento químico de los metales anteriores con el aire, el agua, los ácidos y el calor (combustión). 4. Identificar mediante la experimentación las propiedades oxidantes del peróxido de sodio. 5. Calcinar una muestra de mármol CaCO3 6. Describir el color de los cationes de los metales anteriores a la flama 7. Explicar estos colores con la teoría cuántica del salto de electrones en el átomo 8. Explicar el color de los cationes Li + Na+ y K+, rojo, naranja y lila respectivamente con su reactividad.
Introducción: ______________________________________________________ La tabla periódica actual da a los grupos o familia de elementos los números 1 al 18. Para el bloque ns los números 1 y 2, para el np los números 13 al 18; el bloque (n-1)d de los elementos de transición adquieren los números 3-12.
Teoría del mar de electrones El brillo en los metales, así como la ductilidad y maleabilidad pueden ser explicadas por la teoría del mar de electrones. Imaginemos una plastilina, que puede “amasarse” y moldear, imitando un hilo o una lámina
Si a esta plastilina le colocamos “canicas”, igual se puede moldear
En la teoría del mar de electrones, los electrones externos o de valencia del metal se deslocalizan del ión metálico positivo y viajan por el metal alrededor de todos los iones, los iones quedan inmersos en un mar de electrones móviles. Esta movilidad de electrones les da a los metales la característica de ser dúctil, maleable y tener brillo metálico. El mar de electrones se asemeja a la plastilina (moldeable) y los cationes a las canicas.
El brillo metálico se puede explicar a través de la teoría del mar de electrones que supone éstos no pertenecen a un ión especial y pueden saltar a niveles virtuales de energía superior cuando la luz incide en ellos, estos electrones, vuelven al estado inicial de energía regresándola en forma de luz o brillo metálico
Metales alcalinos El grupo 1 con excepción del hidrógeno comprende a los metales alcalinos Li, Na, K, Rb; Cs y Fr, éste último radiactivo. El Cs es el tercer metal líquido. Los metales alcalinos tienen la configuración electrónica ns1 en sus electrones de valencia, muy reactivos con el aire y la humedad (agua) y deben mantenerse en disolventes inertes como los aceites minerales o hexano seco. Estos metales son blandos, es posible cortarlos. Cuando esto se hace en atmósfera inerte se ve el lustre metálico en el corte ya que su superficie oxidada o carbonatada es opaca blanquecina.
Propiedades químicas de los metales alcalinos La reactividad aumenta al bajar por el grupo en la tabla periódica. Su valencia es uno y su estado de oxidación igual a la carga sobre el ión (+I). Los metales alcalinos reaccionan violentamente: con el oxígeno, y con el agua desprendiendo hidrógeno gaseoso
Propiedad oxidante del peróxido de sodio El peróxido de sodio, un sólido de color amarillo, es un agente oxidante como se puede observar en la reacción con agua, Cr (III) y yoduro
Metales alcalinotérreos Los metales del grupo 2, llamados metales alcalinotérreos tienen una configuración electrónica ns2 en sus electrones de valencia, con valencia dos y estado de oxidación +II. Son Be, Mg,. Ca Sr Ba y Ra (radioactivo), siendo sólidos metálicos activos, pero no tanto como los alcalinos. Pueden estar al aire sin problema de reacción violenta, pero se oxidan lentamente al óxido y carbonatan también.
Su superficie oxidada les da un aspecto opaco blanquecino, que al cortar así el metal se puede observar el brillo metálico, son suaves pero menos que los metales del grupo 1. También presentan mas reactividad los metales a medida que bajamos en la tabla periódica (mas electropositivos).
Reacciones de Combustión La oxidación se acelera cuando el metal se expone a la flama (Calcinación), el Mg se quema produciendo una flama blanca brillante que es el principio de flashes de cámaras y fuegos artificiales
También reaccionan lentamente con el vapor de agua reduciéndola
Los óxidos y las sales de los alcalinotérreos son iónicos excepto el óxido de berilio y algunas sales que son covalentes. El carbonato de calcio que es el principal componente del mármol al calentarse a aproximadamente 800 °C desprende CO2 dando el óxido de calcio o cal viva la cual al agregar agua produce el hidróxido de calcio o cal apagada
Color a la flama Las sales de los metales alcalinos y alcalinotérreos dan color a la flama por la promoción o salto de electrones de valencia a un nivel energético superior, el electrón absorbe energía de la luz visible y la energía no tomada para el salto cuántico la emiten y es la que se observa. A mayor energía del salto, menos reactividad del elemento
Material:
1 Vaso de precipitado 50 mL 1 Capsula de Porcelana 1 Crisol 1 Espátula 1 Pinzas para crisol 1 Soporte universal 6 Tubos de ensaye 1 Mechero Bunsen 1 Malla de asbesto 1 Triángulo de porcelana 6 Vidrio de reloj 1 Pinzas de plástico 1 Gradilla 1 Cuter 1 Trozo de lija
Reactivos: ________________
Desarrollo Experimental:
Sodio metálico Magnesio metálico Calcio metálico Peróxido de sodio Mármol Ácido clorhídrico 1:10 (HCl) en frasco gotero Fenolftaleina 1% en frasco gotero Solución ácida de yoduro de potasio (KI) Solución alcalina diluida de una sal de Cr3+ Nitratos o cloruros de Li +, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Sr2+ y Ba2+ Solución de almidón al 1% en frasco gotero Agua destilada
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I. Brillo metálico y reacción de los metales alcalinos y alcalinotérreos con el aire
Con unas pinzas, tomamos con cuidado del frasco un pequeño trozo de sodio metálico, y lo colocamos sobre un papel filtro y realizamos con el cuter un pequeño corte y observar la superficie al momento de hacerlo. Tomamos una muestra de los metales magnesio y calcio, examinamos sus superficies y quitamos con una lija la capa superior del metal. II. Reacción de los metales alcalinos y alcalinotérreos con el agua Tomamos con las pinzas de plástico un trozo de sodio y lo colocamos en un tubo de ensaye (1) el cual contenía agua y unas gotas de fenolftaleína. Realizamos el mismo procedimiento pero ahora con pedacitos de magnesio y calcio metálicos respectivamente en los tubos (2) y (3). Una vez realizado esto se calentaron ligeramente. III. Reacción de combustión de los metales alcalinotérreos Tomamos con las pinzas para crisol los pedacitos del metal limpios de Mg y Ca y los pusimos uno por uno en la llama del mechero. Recogiendo el producto de la oxidación del magnesio.
IV. Óxidos de los metales alcalinotérreos (Calcinación) Colocamos en una cápsula de porcelana un pedacito de mármol. Llevamos con las pinzas para crisol y lo introducimos a la mufla para calcinarlo a 900°C durante 10 minutos. Con las pinzas sacamos con cuidado la cápsula y permitimos que se enfriara sobre una rejilla de asbesto. Una vez enfriado el compuesto lo humedecimos con unas gotas de agua, evitando que quedara exceso de agua. Añadimos unas gotas de fenolftaleína. Utilizando el producto de la oxidación del magnesio lo pusimos en un tubo de ensaye con agua y añadimos unas gotas de fenolftaleína. Observamos la intensidad de la coloración y calentamos la solución. V. Obtención y propiedades del peróxido de sodio. En una cápsula de porcelana colocamos un pequeño trozo de sodio metálico previamente limpiado con el papel filtro y calentamos a la flama hasta que ardió el sodio. En el tubo de ensaye (4) agregamos agua y unas gotas de fenolftaleína, en el tubo (5) solución de Cr3+ (dicromato de potasio) y en el tubo (6) solución ácida de yoduro de potasio y unas gotas de almidón. Posteriormente agregamos a cada tubo una pequeña cantidad del peróxido de sodio obtenido anteriormente. VI. Identificación de los metales alcalinos y alcalinotérreos a la flama. Mojando una punta de grafito en ácido clorhídrico concentrado tomamos una pequeña cantidad a la vez de las sales de Li+, Na+, K+, Mg 2+, Ca2+, Sr2+ y Ba2+ respectivamente y los pusimos directos a la flama primero en la zona reductora y posteriormente en la oxidante. Observaciones y Resultados:
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I. Brillo metálico y reacción de los metales alcalinos y alcalinotérreos con el aire
Cuando tomamos el trozo de sodio metálico del frasco y lo colocamos sobre el papel filtro observamos que su coloración era opaca blanquecina y una vez que realizamos el corte observamos como la superficie era argentina brillosa, sin embargo al dejar pasar los minutos esta se iba poniendo oscura perdiendo el brillo a causa de la formación del óxido debido a su alta reactividad con el aire. Para el caso de las muestras de los metales magnesio y calcio, sus superficies también presentaban un aspecto opaco blanquecino a causa del oxido y formado por la interacción con el aire y una vez que quitamos con la lija la capa superior del metal esta también era argentina brillosa.
II. Reacción de los metales alcalinos y alcalinotérreos con el agua Al colocar el trozo de sodio en el tubo de ensaye (1) el cual contenía agua y unas gotas de fenolftaleína, la solución se torno de incolora a fiusha debido a la formación del hidróxido correspondiente según la ecuación de la reacción. 2 Na 2 H 2 O 2 NaOH H 2
Cuando colocamos los pedacitos de magnesio y calcio en los tubos (2) y (3) respectivamente estos no presentaron una coloración observable sin embargo una vez que se calentaron las soluciones la coloración se hizo presente, formándose también gotas de hidrógeno sobre la superficie de ambos metales, esto debido a que reaccionan mas lento con el agua que los metales alcalinos, las ecuaciones para estas reacciones son las siguientes:
Mg 2 H 2O Mg (OH ) 2 H 2
Ca 2 H 2 O Ca(OH ) 2 H 2
III. Reacción de combustión de los metales alcalinotérreos Para el caso del magnesio al ponerlo en la llama del mechero este se calcino produciendo una flama blanca brillante y quedando como producto de la oxidación del magnesio un polvo blanco. Para el caso del calcio metálico este al quemarse dio también un polvo blanco obteniendo en ambos casos el óxido correspondiente según las ecuaciones para dichas reacciones: Mg
O2 MgO
Ca O2 CaO
IV. Óxidos de los metales alcalinotérreos (Calcinación) Pasados los 10 minutos y con la mufla a una temperatura de 800ºC procedimos a sacar la cápsula de porcelana con el pedacito de mármol y este presentaba un color blanco opaco una vez que se enfrió agregamos agua evitando que quedara exceso de agua posteriormente al añadir las gotas de fenolftaleína se pinto de un color fiusha, esto debido a la formación del hidróxido de calcio según la ecuación de la reacción:
Al agregar las gotas de fenolftaleína al tubo con el oxido de magnesio con agua este presentaba una ligera coloración fiusha apenas perceptible, sin embargo al calentar la solución la coloración en ésta se hizo más intensa, en este caso la ecuación de la reacción que describe el fenómeno es: Mg (OH ) 2 MgO H 2 O
V. Obtención y propiedades del peróxido de sodio. Al calentar la cápsula de porcelana con el trozo de sodio metálico éste ardió formando esferas de color amarillo donde la ecuación de esta reacción es:
Na2 O2 2 Na O2
Al agregar el peróxido de sodio al tubo de ensaye (4) donde previamente agregamos agua y unas gotas de fenolftaleína se torno la solución de incolora a fiusha con desprendimiento de burbujas debido a la formación del hidróxido correspondiente y la descomposición del peróxido de hidrógeno formado en una etapa intermedia según la ecuación de la reacción:
Al agregar el peróxido de sodio al tubo de ensaye (5) el cual contenía solución de Cr3+ (dicromato de potasio) solo se pudo observar un ligero precipitado sin embargo en esta parte hubo un error en la elección de la sal de Cr3+ ya que el Cr en el dicromato trabaja como Cr6+ por lo tanto no resulto como teóricamente se esperaba según la ecuación:
Para el tubo (6) que contenía la solución ácida de yoduro de potasio y unas gotas de almidón al agregarle el peróxido de sodio este cambio su coloración de blanco a azul debido a la formación del compuesto de coordinación según la ecuación de la reacción:
VI. Identificación de los metales alcalinos y alcalinotérreos a la flama. En la siguiente tabla se muestran los resultados del color de las flamas observados según la zona de la flama donde se quemaron, así como las sales utilizadas para cada uno de los cationes metálicos. Catión Carbonato de Litio (Li+) Cloruro de Sodio (Na+) Cloruro de Potasio (K+) Cloruro de Magnesio (Mg2+) Carbonato de Calcio (Ca2+) Nitrato de Estroncio (Sr2+) Cloruro de Bario (Ba2+)
Zona Reductora Rojo Amarillo Violeta Incoloro Rojo Ladrillo Rojo Verde Agua
Zona Oxidante Rosa Amarillo Lila Incoloro Naranja Naranja Verde Seco
La coloración mostrada por estos cationes se explica debido a la promoción o salto de electrones de valencia a un nivel energético superior, el electrón absorbe energía de la luz visible y la energía no tomada para el salto cuántico la emiten y es la que se observa. A mayor energía del salto, menos reactividad del elemento. Cuestionario: _____________________________________________________ 1.- Reacción de los metales alcalinos con el aire y el agua. a) Al cortar el sodio indique ¿que propiedad física observó? Maleabilidad
Ductilidad
Brillo
b) Dé una breve explicación de lo observado en el inciso anterior utilizando el modelo de enlace metálico “mar de electrones”.
El brillo metálico se puede explicar a través de la teoría del mar de electrones que supone éstos no pertenecen a un ión especial y pueden saltar a niveles virtuales de energía superior cuando la luz incide en ellos, estos electrones, vuelven al estado inicial de energía regresándola en forma de luz o brillo metálico c) ¿Qué observó en la superficie de estos metales antes y después de limarlos? Antes de lijarlos su superficie oxidada les daba un aspecto opaco blanquecino, una vez que se lijaron se pudo observar el brillo metálico. d) Dé una breve explicación de lo observado en el inciso anterior La reacción de oxidación por exposición al aire en estos metales es mas lenta por lo que el brillo observado una vez lijado no se pierde tan fácilmente.
2.- Propiedades reductoras de magnesio y calcio. e) Explique lo que sucede al añadir al agua pedacitos de sodio, magnesio y calcio. Exponga algún criterio del porqué es más reactivo el sodio. Al agregar estos metales al agua se forma el hidróxido correspondiente y el sodio es mas reactivo que los otros dos debido a que el sodio es más polarizante (relación carga/radio del ion) y lo hace más soluble y por tanto la reacción se lleva a cabo más rápido. f) Proponga las ecuaciones de las reacciones del calcio y magnesio sobre agua
Mg 2 H 2O Mg (OH ) 2 H 2
Ca 2 H 2 O Ca(OH ) 2 H 2
3.- Reacciones de combustión de los metales alcalinotérreos g) ¿Qué observó al calcinar Ca y Mg? En ambos casos la formación de un material blanco el cual es el óxido correspondiente solo que en el caso del magnesio viene acompañada de una flama blanca brillante. h) Escriba las ecuaciones del inciso g) Mg
O2 MgO
CaO Ca O2
4.- Óxidos de los metales alcalinotérreos. a) Al calcinar CaCO3 (carbonato de calcio) ¿que se forma?
b) ¿Cómo se llama el compuesto que resulta de la reacción del óxido de calcio y agua?, subrayar las respuestas correctas cal viva cal apagada hidróxido de calcio calcio hidrato
c) Complete y balanceé las ecuaciones Ca(OH ) 2 CaO H 2 O Mg (OH ) 2 MgO H 2 O
5.- Obtención y propiedades del peróxido de sodio. a) Al quemar el sodio con exceso de oxígeno se formó una sustancia de color: Amarilla Roja Naranja Blanca b) Complete y balanceé la ecuación de obtención del peróxido de sodio
Na2 O2 2 Na O2
c) El peróxido de sodio es una sustancia oxidante al añadirlo a una solución ácida de yoduro de potasio. Explicar lo sucedido escribiendo la reacción.
4 H 2 I Na2 O2 I 2 2 Na 2 H 2 O
d) Explique qué sucedió al añadir a una solución alcalina de cromo (Cr3+) el peróxido de sodio (recordando que es un agente oxidante), escriba la reacción
6.- Identificación de los metales alcalinos y alcalinotérreos por vía seca. a) Qué colores dan a la flama del mechero las sales de los siguientes metales: Li+ _ Rojo _ Na+ _Amarillo_ K+ _Violeta__
Ca2+ Rojo_ Sr2+ _Rojo_ Ba2+ _Verde_
b) ¿A qué se deben los colores fuertes (rojos) de estos elementos a la llama? Ver el disco de colores. Se debe principalmente a que no ocupan mucha energía para realizar el salto a un nivel superior del electrón de valencia por lo tanto emiten mayor energía sobrante en forma de color.
Conclusiones: _____________________________________________________ Acevedo López Jorge En la realización de esta práctica fue posible observar y describir algunas propiedades físicas y químicas de los metales alcalinos y alcalinotérreos, en el caso de las físicas pudimos observar y describir características como el lustre metálico, la maleabilidad y la ductilidad; con lo que respecta a las propiedades químicas fue posible observar y describir procesos tales como las reacciones de estos metales con el agua (formación de hidróxidos) y el aire (formación de óxidos), la combustión (formación de peróxido de sodio) en donde se utilizaron técnicas colorimétricas para su descripción; pudimos observar y describir el color de los cationes de los metales anteriores a la flama utilizando la teoría del salto de electrones en el átomo para explicar los colores producidos. El único problema que se presento durante la elaboración de la práctica fue la incorrecta selección de la sal de Cr3+ ya que el Cr en el dicromato trabaja como Cr6+ por lo tanto no resulto como teóricamente se esperaba. Ezra Antonio Palma Gutiérrez Al realizar esta practica se comprobó que los metales siempre forman enlaces iónicos, también vimos que las propiedades de los metales son definidas por la naturaleza de los enlaces que forman. Vimos también que los metales del grupo 1 son aun más reactivos que los del grupo 2. También comprobamos que ante la flama los elementos tienen diferente coloración al quemarse debido a la energía que liberan y que aprendimos que esta energía da diferentes longitudes de onda y es lo que le confiere el color ante la flama. Además se comprobó que los metales reaccionan muy fácilmente con el agua y con el oxigeno lo que explica porque en la naturaleza no se encuentran solos nunca, y generalmente las sales que forman son solubles en agua.
Referencias Bibliográficas: ___________________________________________ http://uamero-tools.blogspot.mx/2012/02/manual-de-practicas-de-laboratorio.html
