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Tabla periódica




Enviado por mazonix



    Indice
    1.
    Introducción

    2. Tabla periódica y propiedades
    periódicas

    3. Estructura
    atómica

    4. Bibliografía

    1.
    Introducción

    La tabla
    periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte
    del material didáctico para cualquier estudiante,
    más aún para estudiantes de química, medicina e
    ingeniería. De la tabla periódica se
    obtiene información necesaria del elemento
    químico, en cuanto se refiere a su estructura
    interna y propiedades, ya sean físicas o
    químicas.
    La actual tabla periódica moderna explica en forma
    detallada y actualizada las propiedades de los elementos
    químicos, tomando como base a su estructura
    atómica.
    Según sus propiedades químicas, los elementos se
    clasifican en metales y no
    metales. Hay más elementos metálicos que no
    metálicos. Los mismos elementos que hay en la tierra
    existen en otros planetas del
    espacio sideral. El estudiante debe conocer ambas clases, sus
    propiedades físicas y químicas importantes; no
    memorizar, sino familiarizarse, así por ejemplo
    familiarizarse con la valencia de los principales elementos
    metálicos y no metálicos, no en forma individual o
    aislada, sino por grupos o familias
    (I, II, III, etc) y de ese modo aprender de manera fácil y
    ágil fórmulas y nombres de los compuestos
    químicos, que es parte vital del lenguaje
    químico.
    Es por ello que invitamos a usted a dar una lectura al
    presente trabajo, con el motivo que se entere de los diferentes
    comportamientos que tienen los elementos y compuestos
    químicos en procesos de
    laboratorio, e
    incluso, que suceden en la vida real.
    Los Alumnos

    Objetivo
    El objetivo
    fundamental de la presente práctica de laboratorio es el
    de realizar un estudio experimental de la Ley
    Periódica de los Elementos. Esto lo realizaremos mediante
    diversas pruebas
    químicas y físicas de las distintas series de
    elementos de la tabla periódica.
    La importancia de esta práctica es evidente ya que en base
    a la clasificación periódica vamos a estudiar
    posteriormente los diversos elementos químicos y sus
    compuestos.

    2. Tabla periódica y
    propiedades periódicas

    Fundamento teórico
    Introducción
    Tabla periódica 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
    ordenada según el número atómico de los
    elementos (el número de protones que
    contienen).

    El Sistema periódico
    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.

    Ley Periódica
    Esta ley es la base de
    la tabla periódica y establece que las propiedades
    físicas y químicas de los elementos tienden a
    repetirse de forma sistemática conforme aumenta el
    número atómico.
    Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y,
    por lo general, difieren de los elementos de los demás
    grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo IA, a
    excepción del hidrógeno, son metales con valencia
    química +1; mientras que los del grupo VIIA), exceptuando
    el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con
    valencia -1.

    Desarrollo Histórico
    Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme
    la teoría
    atómica de la materia 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
    Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos 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 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 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.

    Teoría De La Capa Electrónica  
    En la clasificación periódica, los gases nobles,
    que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia
    = 0), están interpuestos entre un grupo de metales
    altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un
    grupo de no metales también muy reactivos que forman
    compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la
    teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta
    de la disposición de los electrones en capas alrededor del
    núcleo atómico. Según la misma
    teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque
    sus capas electrónicas están completas; por lo
    tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están
    sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades
    químicas están relacionadas con los electrones de
    esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que
    ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior
    a un gas inerte,
    tienen un electrón menos del número necesario para
    completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar
    un electrón en las reacciones. Los elementos que siguen a
    los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la
    última capa, y pueden perderlo en las reacciones,
    presentando por tanto una valencia +1.

    Un análisis del sistema periódico,
    basado en esta teoría, indica que la primera capa
    electrónica puede contener un máximo de 2
    electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y
    así sucesivamente. El número total de elementos de
    cualquier periodo corresponde al número de electrones
    necesarios para conseguir una configuración estable. La
    diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado
    también se puede explicar en base a la teoría de la
    capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en
    la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de
    las capas subyacentes. Este modelo del
    átomo proporciona una buena explicación de los
    enlaces
    químicos.

    Teoría Cuántica
    El desarrollo de la teoría cuántica y su
    aplicación a la estructura atómica, enunciada por
    el físico danés Niels Bohr y otros
    científicos, ha aportado una explicación
    fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema
    periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro
    números cuánticos que designan su movimiento
    orbital en el espacio. Por medio de las reglas de selección
    que gobiernan esos números cuánticos, y del
    principio de exclusión de Wolfgang Pauli, que establece
    que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los
    mismos números cuánticos, los físicos pueden
    determinar teóricamente el número máximo de
    electrones necesario para completar cada capa, confirmando las
    conclusiones que se infieren del sistema
    periódico.

    Desarrollos posteriores de la teoría
    cuántica revelaron por qué algunos elementos
    sólo tienen una capa incompleta (en concreto la
    capa exterior, o de valencia), mientras que otros también
    tienen incompletas las capas subyacentes. En esta última
    categoría se encuentra el grupo de elementos conocido como
    lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que
    Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un
    único lugar en su tabla.

    Sistema Periódico Largo
    La aplicación de la teoría cuántica sobre la
    estructura atómica a la ley periódica llevó
    a reformar el sistema periódico en la llamada forma larga,
    en la que prima su interpretación electrónica. En
    el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la
    formación de una nueva capa de electrones. Los elementos
    alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente
    análogas. El principio y el final de un periodo largo
    representan la adición de electrones en una capa de
    valencia; en la parte central aumenta el número de
    electrones de una capa subyacente.

    Procedimiento Experimental
    Experimento N°01: Relación de las familias de los
    elementos químicos
    Se tratará de dar especial atención a las propiedades
    características de uno o dos elementos comunes en cada
    grupo y las relaciones entre sus propiedades y aquellas de sus
    congéneres en el grupo.
    Estudiaremos experimentalmente las variaciones en el carácter
    electropositivo y electronegativo de los elementos. El
    carácter electropositivo será identificado con las
    tendencias ácidas de los compuestos que forman los no
    metales. Para ello hemos escogido los elementos de los grupos I,
    II y III (metales) y el grupo VII (no metales).

    Prueba A: Grupo I (metales alcalinos)
    Materiales: 2
    vasos de 250 ml.
    Na(s), K(s), indicador fenolftaleína, alambre
    micrón.
    Procedimiento:

    – Eche 60ml en cada uno de los vasos de 250ml (limpios)
    15 cm.

    – Luego adicionamos 2 o 3 gotas de fenolftaleína
    en cada vaso, mezclar.

    – Sacar del frasquito con el alambre un trocito de
    sodio, después de secarlo con el papel filtro,
    dejamos caer el metal sodio a un vaso con agua.

    • Hacemos el procedimiento anterior pero en lugar del
      sodio agregamos el potasio

    Observaciones y Conclusiones:

    – Al adicionar la fenolftaleína al agua destilada
    no se distingue un cambio
    visible, siguió incolora.

    – Al no haber un cambio apreciable de color, esto nos
    indica su neutralidad del agua destilada, ya que, este indicador
    cambia de coloración a rojo grosella a partir de pH = 8
    aproximadamente.

    – El sodio da vueltas sobre la superficie del agua del
    recipiente y el agua se
    pone de color rojo grosella. El Na es muy reactivo, descompone
    violentamente el agua, desprendiendo hidrógeno y formando
    la solución de Hidróxido de Sodio –
    NaOH.

    Esta reacción también es exotérmica
    puesto que se apreció desprendimiento de energía en
    forma de calor, pues
    esto se comprobó por el vaso y el agua elevaron su
    temperatura.

    2 Na(s) + 2 H2O à 2 NaOH(ac) +
    H2(g) D
    H < 0

    – Se observa que al echar el potasio salen chispas y
    humo que se notó claramente pues fue una reacción
    más violenta que la anterior. También se
    notó que el agua elevó su temperatura junto con el
    vaso con más intensidad.

    – El potasio al reaccionar con el agua produce
    hidróxido de potasio, libera hidrógeno en forma de
    gas el hidrógeno, liberado arde en la atmósfera,
    abundante en oxígeno, con ayuda de la energía
    liberada.

    La reacción entre el hidrógeno y el
    oxígeno es más exotérmica que la anterior y
    produce gran cantidad de energía, esa fueron las chispas
    que se vio.

    2 K(s) + 2 H2O à 2 KOH(ac) + H2
    D H <
    0

    Fundamento Teórico
    Metales Alcalinos
    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 combinados 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.

    Sodio
    El metal Sodio, de símbolo Na, es un elemento
    metálico blanco plateado, extremamente blando y muy
    reactivo. En el grupo IA del sistema periódico, el sodio
    es uno de los metales alcalinos. Su número atómico
    es 11. Fue descubierto en 1807 por el químico
    británico Humphry Davy.
    La reacción del sodio con el agua es una reacción
    exotérmica, una pequeña llama amarilla surge al
    poner en contacto un alambre de sodio con el agua contenida en el
    vaso de precipitados.
    El sodio elemental es un metal tan blando que puede cortarse con
    un cuchillo. Tiene una dureza de 0,4. Se oxida con rapidez al
    exponerlo al aire y reacciona
    violentamente con agua formando hidróxido de sodio e
    hidrógeno. Tiene un punto de fusión de 98 °C,
    un punto de ebullición de 883 °C y una densidad relativa
    de 0,97. Su masa atómica es 22,9898.

    Sólo se presenta en la naturaleza en estado
    combinado. Se encuentra en el mar y en los lagos salinos como
    cloruro de sodio, NaCl, y con menor frecuencia como carbonato de
    sodio, Na2CO3, y sulfato de sodio,
    Na2SO4. El sodio comercial se prepara
    descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio
    fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia
    entre los elementos de la corteza terrestre. Es un componente
    esencial del tejido vegetal y animal.

    El elemento se utiliza para fabricar tetraetilplomo y
    como agente refrigerante en los reactores nucleares (véase
    Energía
    nuclear). El compuesto de sodio más importante es el
    cloruro de sodio, conocido como sal común o simplemente
    sal. Otros compuestos importantes son el carbonato de sodio,
    conocido como sosa comercial, y el bicarbonato de sodio, conocido
    también como bicarbonato de sosa. El hidróxido de
    sodio, conocido como sosa cáustica se usa para fabricar
    jabón, rayón y papel, en las refinerías de
    petróleo y
    en la industria
    textil y del caucho o hule. El tetraborato de sodio se conoce
    comúnmente como bórax. El fluoruro de sodio, NaF,
    se utiliza como antiséptico, como veneno para ratas y
    cucarachas, y en cerámica. El nitrato de sodio, conocido
    como nitrato de Chile, se usa
    como fertilizante. El peróxido de sodio,
    Na2O2, es un importante agente blanqueador
    y oxidante. El tiosulfato de sodio,
    Na2S2O3·5H2O,
    se usa en fotografía
    como agente fijador.

    El Potasio
    Potasio tiene símbolo K (del latín kalium,
    "alcali"), es un elemento metálico, extremamente blando y
    químicamente reactivo. Pertenece al grupo IA del sistema
    periódico y es uno de los metales alcalinos. El
    número atómico del potasio es 19.

    Fue descubierto y nombrado en 1807 por el químico
    británico Humphry Davy. El metal es blanco plateado y
    puede cortarse con un cuchillo. Tiene una dureza de 0,5. Se da en
    tres formas isotópicas naturales, de números
    másicos 39, 40 y 41. El potasio 40 es radiactivo y tiene
    una vida media de 1.280 millones de años. El
    isótopo más abundante es el potasio 39. Se han
    preparado artificialmente varios isótopos radiactivos. El
    potasio tiene un punto de fusión de 63 °C, un punto de
    ebullición de 760 °C y una densidad de 0,86 g/cm3; la
    masa atómica del potasio es 39,098.

    El potasio metal se prepara por la electrólisis del hidróxido de
    potasio fundido o de una mezcla de cloruro de potasio y fluoruro
    de potasio. El metal se oxida en cuanto se le expone al aire y
    reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxido de
    potasio e hidrógeno gas. Debido a que el hidrógeno
    producido en la reacción con el agua arde
    espontáneamente, el potasio se almacena siempre bajo un
    líquido, como la parafina, con la que no
    reacciona.

    El potasio ocupa el octavo lugar en abundancia entre los
    elementos de la corteza terrestre; se encuentra en grandes
    cantidades en la naturaleza en minerales tales
    como la carnalita, el feldespato, el salitre, la arenisca verde y
    la silvita. El potasio está presente en todo el tejido
    vegetal y animal, y es un componente vital de los suelos
    fértiles.
    El potasio metal se emplea en las células
    fotoeléctricas. El potasio forma varios compuestos
    semejantes a los compuestos de sodio correspondientes, basados en
    la valencia 1. El bromuro de potasio (KBr), un sólido
    blanco formado por la reacción de hidróxido de
    potasio con bromo, se utiliza en fotografía, grabado y
    litografía, y en medicina como sedante. El cromato de
    potasio (K2CrO4), un sólido
    cristalino amarillo, y el dicromato de potasio
    (K2Cr2O7), un sólido
    cristalino rojo, son poderosos agentes oxidantes utilizados en
    cerillas o fósforos y fuegos artificiales, en el tinte
    textil y en el curtido de cuero. El yoduro de potasio (KI) es un
    compuesto cristalino blanco, muy soluble en agua, usado en
    fotografía para preparar emulsiones y en medicina para el
    tratamiento del reuma y de la actividad excesiva del tiroides. El
    nitrato de potasio (KNO3) es un sólido blanco
    preparado por la cristalización fraccionada de
    disoluciones de nitrato de sodio y cloruro de potasio, y se usa
    en cerillas o fósforos, explosivos y fuegos artificiales,
    y para adobar carne; se encuentra en la naturaleza como salitre.
    El permanganato de potasio (KMnO4) es un sólido
    púrpura cristalino, que se usa como desinfectante y
    germicida y como agente oxidante en muchas reacciones
    químicas importantes. El sulfato de potasio
    (K2SO4) es un sólido cristalino
    blanco, importante fertilizante de potasio que se usa
    también para la preparación del sulfato de aluminio y
    potasio o alumbre. El hidrogenotartrato de potasio, que suele
    llamarse crémor tártaro, es un sólido blanco
    utilizado como levadura en polvo y en medicina.

    El término "potasa" designaba originalmente al
    carbonato de potasio obtenido lixiviando cenizas de madera, pero
    ahora se aplica a diversos compuestos de potasio. El carbonato de
    potasio (K2CO3), un sólido blanco, llamado también
    potasa, se obtiene de la ceniza de la madera u otros vegetales
    quemados, y también por reacción del
    hidróxido de potasio con dióxido de carbono. Se
    usa para fabricar jabón blando y vidrio. El
    clorato de potasio (KClO3), llamado clorato de potasa,
    es un compuesto blanco cristalino, que se obtiene por la
    electrólisis de una disolución de cloruro de
    potasio. Es un agente oxidante poderoso y se utiliza en cerillas
    (cerillos), fuegos artificiales y explosivos, así como
    desinfectante y para obtener oxígeno. El cloruro de
    potasio (KCl) es un compuesto blanco cristalino llamado
    comúnmente cloruro de potasa o muriato de potasa, y es un
    componente común de las sales minerales de potasio, de las
    que se obtiene por volatilización. Es un importante abono
    de potasio y también se usa para obtener otros compuestos
    de potasio. El hidróxido de potasio (KOH), llamado
    también potasa cáustica, un sólido blanco
    que se disuelve con la humedad del aire, se prepara por la
    electrólisis del cloruro de potasio o por reacción
    del carbonato de potasio y el hidróxido de calcio; se
    emplea en la fabricación de jabón y es un
    importante reactivo químico. Se disuelve en menos de su
    propio peso de agua, desprendiendo calor y formando una
    disolución fuertemente alcalina.

    Prueba B: Grupo II (metales alcalino –
    térreos)

    Materiales: 1 vaso de 250 ml.

    1 tubo de ensayo de
    15×150

    1 erlenmeyer de 125

    1 pinza para crisol

    Ca(s), 2 tiras de Mg(s), indicador
    fenolftaleína

    1 balón de 100 ml.

    Procedimiento 1:

    – Eche 60 ml. De agua en un vaso de 250 ml.

    – Llene el tubo de ensayo hasta el borde, y
    adiciónele 4 gotas de indicador fenolftaleína.
    Sosténgalo con una mano sobre el vaso.

    – Prepare un pedazo de papel periódico
    humedecido (de unos 2×2 cm.) sosténgalo con la mano libre,
    bien próximo a la boca del tubo y lista para
    taparlo.

    – Luego echamos dentro del tubo con agua el pedacito de
    calcio y procedemos a tapar el tubo con el papel, invertimos e
    introducimos en el agua dejándolo boca abajo en el
    fondo.

    Observaciones y Conclusiones:

    – Del trocito de calcio salen burbujas y este sube y
    baja dentro del tubo pequeño, la reacción es
    más o menos rápida. También se observa que
    el agua empieza a tomar un color violeta hacia rojo y el agua que
    se encontraba dentro del tubo de ensayo empieza a ser desplazado
    por las burbujas que salen de la reacción del calcio con
    el H2O.

    El calcio al reacciona con el agua
    según:

    Ca(s) + 2H2O à Ca(OH)2(ac) +
    H2(g) D
    H < 0

    Las burbujas que se ven es del gas H2
    producido y es el causante del desplazamiento del agua, y se
    forma la base Ca(OH)2 es por ello que el agua toma un
    color violeta.

    Procedimiento 2:

    – Llenar con agua hasta la mitad del balón de
    100 ml. Y hervir luego colocamos dos tiras de magnesio juntas y
    retorcidas, sujetados por un extremo por la pinza para crisol y
    acercarlas al mechero. Luego acercarlas a la boca del
    balón. Cuando el vapor de agua haya desalojado todo el
    aire, observe bien la llama del magnesio.

    Observaciones y Conclusiones:

    – El magnesio al acercarlo a la llama se observa a una
    luz
    intensa.

    – Al dejar caer el magnesio salen burbujas y se mueve
    por todo el recipiente, una parte del magnesio se puso de color
    blanco y el agua se tornó de color violeta.

    – Cuando el magnesio toca la llama comienza su
    oxidación, el óxido resultante es el residuo
    sólido de color blanco.

    – El magnesio necesita energía para reaccionar
    con el agua por eso fue necesario que para reaccionar con el
    agua, ésta estuviera en ebullición.

    – El magnesio cuando reacciona con el agua

    El magnesio descompone el agua con la liberación
    de hidrógeno según:

    Mg + H2O à MgO + H2

    – El magnesio al someterlo a la llama la colorea
    característicamente.

    – El calcio y magnesio son los más abundantes en
    la naturaleza (con respecto a los metales alcalinos
    térreos).

    Fundamento Teórico
    Metales Alcalinotérreos
    Los metales alcalinotérreos, es una serie de seis
    elementos químicos que se encuentran en el grupo 2 (o IIA)
    del sistema periódico. Son poderosos agentes reductores,
    es decir, se desprenden fácilmente de los electrones. Son
    menos reactivos que los metales alcalinos, pero lo suficiente
    como para no existir libres en la naturaleza. Aunque son bastante
    frágiles, los metales alcalinotérreos son maleables
    y dúctiles. Conducen bien la electricidad y
    cuando se calientan arden fácilmente en el aire. Los
    metales alcalinotérreos son, por orden de número
    atómico creciente: berilio, magnesio, calcio, estroncio,
    bario y radio. Sus
    óxidos se llaman tierras alcalinas.

    Calcio
    El elemento Calcio, de símbolo Ca, es un elemento
    metálico, reactivo y blanco plateado. Pertenece al grupo 2
    (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales
    alcalinotérreos. Su número atómico es
    20.
    El calcio tiene seis isótopos estables y varios
    radiactivos. Metal maleable y dúctil, amarillea
    rápidamente al contacto con el aire. Tiene un punto de
    fusión de 839 °C, un punto de ebullición de
    1.484 °C y una densidad de 1,54 g/cm3; su masa
    atómica es 40,08.
    El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia entre los elementos
    de la corteza terrestre, pero no se encuentra en estado puro en
    la naturaleza. Se da en varios compuestos muy útiles,
    tales como el carbonato de calcio (CaCO3), del que
    están formados la calcita, el mármol, la piedra
    caliza y la marga; el sulfato de calcio (CaSO4),
    presente en el alabastro o el yeso; el fluoruro de calcio
    (CaF2), en la fluorita; el fosfato de calcio o roca de
    fosfato (Ca3(PO4)2), y varios
    silicatos. En aire frío y seco, el calcio no es
    fácilmente atacado por el oxígeno, pero al
    calentarse, reacciona fácilmente con los halógenos,
    el oxígeno, el azufre, el fósforo, el
    hidrógeno y el nitrógeno. El calcio reacciona
    violentamente con el agua, formando el hidróxido
    Ca(OH)2 y liberando hidrógeno.

    El metal se obtiene sobre todo por la
    electrólisis del cloruro de calcio fundido, un proceso caro.
    Hasta hace poco, el metal puro se utilizaba escasamente en la
    industria. Se está utilizando en mayor proporción
    como desoxidante para cobre,
    níquel y acero inoxidable.
    Puesto que el calcio endurece el plomo cuando está aleado
    con él, las aleaciones de
    calcio son excelentes para cojinetes, superiores a la
    aleación antimonio-plomo utilizada en la rejillas de los
    acumuladores, y más duraderas como revestimiento en el
    cable cubierto con plomo. El calcio, combinado
    químicamente, está presente en la cal
    (hidróxido de calcio), el cemento y el
    mortero, en los dientes y los huesos (como
    hidroxifosfato de calcio), y en numerosos fluidos corporales
    (como componente de complejos proteínicos) esenciales para
    la contracción muscular, la transmisión de los
    impulsos nerviosos y la coagulación de la sangre.

    Magnesio
    El elemento químico Magnesio, de símbolo Mg, es un
    elemento metálico blanco plateado, relativamente no
    reactivo. El magnesio es uno de los metales
    alcalinotérreos, y pertenece al grupo 2 (o IIA) del
    sistema periódico. El número atómico del
    magnesio es 12.

    El metal, aislado por vez primera por el químico
    británico Humphry Davy en 1808, se obtiene hoy en
    día principalmente por la electrólisis del cloruro
    de magnesio fundido. El magnesio es maleable y dúctil
    cuando se calienta. Exceptuando el berilio, es el metal
    más ligero que permanece estable en condiciones normales.
    El oxígeno, el agua o los álcalis no atacan al
    metal a temperatura ambiente.
    Reacciona con los ácidos, y
    cuando se calienta a unos 800 ºC reacciona también
    con el oxígeno y emite una luz blanca radiante. El
    magnesio tiene un punto de fusión de unos 649 ºC, un
    punto de ebullición de unos 1.107 ºC y una densidad
    de 1,74 g/cm3; su masa atómica es
    24,305.

    El magnesio ocupa el sexto lugar en abundancia natural
    entre los elementos de la corteza terrestre. Existe en la
    naturaleza sólo en combinación química con
    otros elementos, en particular, en los minerales carnalita,
    dolomita y magnesita, en muchos silicatos constituyentes de
    rocas y como
    sales, por ejemplo el cloruro de magnesio, que se encuentra en el
    mar y en los lagos salinos. Es un componente esencial del tejido
    animal y vegetal.

    El magnesio forma compuestos bivalentes, siendo el
    más importante el carbonato de magnesio
    (MgCO3), que se forma por la reacción de una
    sal de magnesio con carbonato de sodio y se utiliza como material
    refractario y aislante. El cloruro de magnesio
    (MgCl2·6H2O), que se forma por la
    reacción de carbonato u óxido de magnesio con
    ácido clorhídrico, se usa como material de relleno
    en los tejidos de
    algodón y lana, en la fabricación de papel y de
    cementos y cerámicas. Otros compuestos son el citrato de
    magnesio
    (Mg3(C6H5O7)2·4H2O),
    que se forma por la reacción de carbonato de magnesio con
    ácido cítrico y se usa en medicina y en bebidas
    efervescentes; el hidróxido de magnesio,
    (Mg(OH)2), formado por la reacción de una sal
    de magnesio con hidróxido de sodio, y utilizado en
    medicina como laxante, "leche de
    magnesia", y en el refinado de azúcar;
    sulfato de magnesio (MgSO4·7H2O),
    llamado sal de Epson y el óxido de magnesio (MgO), llamado
    magnesia o magnesia calcinada, que se prepara calcinando magnesio
    con oxígeno o calentando carbonato de magnesio, y que se
    utiliza como material refractario y aislante, en
    cosméticos, como material de relleno en la
    fabricación de papel y como laxante antiácido
    suave.

    Las aleaciones de magnesio presentan una gran resistencia a la
    tracción. Cuando el peso es un factor a considerar, el
    metal se utiliza aleado con aluminio o cobre en fundiciones para
    piezas de aviones; en miembros artificiales, aspiradoras e
    instrumentos ópticos, y en productos como
    esquíes, carretillas, cortadoras de césped y
    muebles para exterior. El metal sin alear se utiliza en flashes
    fotográficos, bombas
    incendiarias y señales luminosas, como desoxidante en la
    fundición de metales y como afinador de vacío, una
    sustancia que consigue la evacuación final en los tubos de
    vacío.

    Los principales países productores de magnesio
    son Estados Unidos,
    China y
    Canadá.
    Prueba C: Comparación de velocidades relativas de
    reacción

    Materiales: – 3 tubos de ensayo de 15×150

    – Mg(s), Ca(s), Fe(s)

    – Ácido clorhídrico, HCl, 3N

    Procedimiento:

    – En cada tubo de ensayo con 3 ml. de HCl 3N en cada
    uno de los 3 tubos de ensayo (limpios).

    – Se le echó en forma simultánea los
    elementos metálicos Mg, Ca y Fe respectivamente en cada
    tubo.

    Observaciones y Conclusiones:

    – Se notó que el Ca comenzaba a liberar muchas
    burbujas por un tiempo
    considerablemente rápido, luego con el Mg se notó
    burbujas pero de menor cantidad que el Ca durante un tiempo de 10
    segundos, también con el Fe se notó que burbujeaba
    pero era muy lenta, duro aproximadamente 1 minuto.
    Mg + HCl à
    MgCl2 H2(g)
    Ca + HCl à
    CaCl2 + H2(g)
    Fe + HCl à
    FeCl2 + H2(g)
    12Mg: [Ne] 3s2
    20Ca: [Ar]
    4s2
    26Fe: [Ar] 4s2
    3d6

    – El Ca reacciona más rápido que el Mg
    porque sus electrones de valencia del Ca se encuentran en un
    nivel más alto de energía, o sea que son más
    inestable, es por ello que estos electrones de valencia son
    muchos más reactivos

    – Ahora si comparamos la reacción del Ca con el
    del Fe se notó que la reacción del Calcio es mucho
    más rápida, esto se debe que el Fe tiene una mayor
    Zef, es por eso que sus electrones son más
    penetrantes, o sea que son atraídos con una mayor
    intensidad, es por ello que la reacción del Ca es
    más rápida.

    Prueba D: Grupo VII (halógenos)

    Materiales: – 6 tubos de ensayo de 15×150

    – KBr (0,1M), KI (0,1M), NaCl (0,1M)

    – Agua de cloro, agua de bromo, agua de Yodo

    – Tetracloruro de carbono, CCl4

    Procedimiento:

    – En dos tubos de ensayo se echó al primero KBr
    2 ml. (0,1M) y al otro KI 2 ml. (0,1M) y a ambos tubos se
    agregó 1 ml. de agua de cloro.

    – En otro par de tubos al primero se le echó 2
    ml. NaCl (0,1M) y al segundo 2 ml. KI (0,1M) a ambos se le
    agregó 1 ml. de agua de bromo.

    – Por último en otro par de tubos se echó
    2 ml. de NaCl (0,1M) y 2 ml. de KBr (0,1M) respectivamente y
    luego a ambos se le agregó 1 ml. de agua de
    yodo.

    – Finalmente a los 6 tubos de ensayo se le
    agregó 5 gotas de CCl4.

    Observaciones y Conclusiones:

    – Observamos que el 1er tubo tomó un color
    amarillo, el segundo tubo tomó un color violeta, el tercer
    tubo tomó un color naranja, el cuarto tubo tomó un
    color violeta, el quinto tubo tomó un color violeta y por
    último el sexto tubo tomó un color
    violeta.

    • Este experimento comprueba la reactividad de el
      bromo, cloro y yodo que pertenecen al grupo de los
      halógenos.

    REACCIÓN

    COLOR

    KBr + Cl2 à KCl +
    Br2

    El Cloro desplaza al bromo

    Amarillo

    KI + Cl2 à KCl +
    I2

    El cloro desplaza al yodo

    Violeta

    NaCl + Br2 à NaCl +
    Br2

    El bromo no desplaza al cloro, no hay
    reacción.

    Anaranjado

    KI + Br2 à KBr +
    I2

    El bromo desplaza al yodo

    Violeta

    NaCl + I2 à NaCl +
    I2

    El yodo no desplaza al cloro, no hay
    reacción

    Violeta

    KBr + I2 à KBr +
    I2

    El yodo no desplaza al bromo

    Violeta

    reactividad reactividad reactividad
    del > del > del
    cloro bromo yodo

    Fundamento Teórico
    Yodo
    El elemento químico Yodo, de símbolo I, es un
    elemento químicamente reactivo que, a temperatura
    ordinaria, es un sólido negro-azulado. Se encuentra en el
    grupo 17 (o VIIA) del sistema periódico, y es uno de los
    halógenos. Su número atómico es
    53.

    El yodo fue aislado por vez primera a partir de residuos
    de algas marinas en 1811 por Bernard Courtois, un francés
    comerciante de salitre. El descubrimiento fue confirmado y
    anunciado por los químicos franceses Charles Desormes y
    Nicholas Clément. La naturaleza del elemento fue
    establecida en 1813 por el químico francés Joseph
    Louis Gay-Lussac, quien le puso el nombre de yodo.

    La masa atómica del yodo es 126,905. A diferencia
    de los halógenos más ligeros, el yodo es un
    sólido cristalino a temperatura ambiente. La sustancia,
    brillante, blanda y de color negro-azulado, se sublima al
    calentarse, desprendiendo un vapor violeta con un olor hediondo
    como el del cloro. El vapor vuelve a condensarse
    rápidamente sobre una superficie fría. Tiene un
    punto de fusión de 113,6 °C y un punto de
    ebullición de 185 °C. El único isótopo
    que se produce en la naturaleza es estable, pero artificialmente
    se han producido varios isótopos radiactivos. El elemento,
    en forma pura, es venenoso.

    El yodo, como todos los halógenos, es
    químicamente activo. Es algo soluble en agua, pero se
    disuelve fácilmente en una disolución acuosa de
    yoduro de potasio. También es soluble en alcohol,
    cloroformo y otros reactivos orgánicos. Con siete
    electrones en la capa exterior de su átomo, el yodo tiene
    varios estados de oxidación, siendo los principales -1,
    +1, +5 y +7. Se combina fácilmente con la mayoría
    de los metales para formar yoduros, y también lo hace con
    otros haluros (compuestos químicos formados por un
    halógeno y un metal). Las reacciones con oxígeno,
    nitrógeno y carbono se producen con más
    dificultad.

    El yodo es un elemento relativamente raro, ocupa el
    lugar 62 en abundancia en la naturaleza, pero sus compuestos
    están muy extendidos en el agua de mar, en el suelo y en las
    rocas. El yodo se obtiene de las salmueras y del nitrato de
    Chile, en el que se encuentra como impureza. En menor grado, se
    extrae también de organismos marinos, algunas como algas,
    que concentran yodo en sus tejidos.

    El yodo es muy importante en medicina porque es un
    oligoelemento presente en una hormona de la glándula
    tiroides que afecta al control del
    crecimiento y a otras funciones metabólicas. La falta de
    yodo puede impedir el desarrollo del crecimiento y producir otros
    problemas,
    como el bocio. Por lo tanto, en las zonas donde hay carencia de
    yodo, la sal yodada sirve para compensar el déficit. Las
    disoluciones yodo-alcohol y los complejos de yodo se usan como
    antisépticos y desinfectantes. Ciertos isótopos
    radiactivos del yodo se utilizan en investigación médica y en otros
    campos. Otros compuestos de yodo se usan en fotografía,
    fabricación de tintes y operaciones de
    bombardeo de nubes. En química, se utilizan varios
    compuestos de yodo como agentes oxidantes fuertes.

    Bromo
    El Bromo, de símbolo Br, es un elemento venenoso que a
    temperatura ambiente presenta un color rojo oscuro. Es uno de los
    halógenos y pertenece al grupo 17 (o VIIA) del sistema
    periódico. Su número atómico es
    35.

    El bromo se encuentra abundantemente en la naturaleza.
    Su punto de fusión es de -7,25 °C, y su punto de
    ebullición de 58,78 °C, siendo su densidad relativa
    3,10 y su masa atómica 79,90. Por sus propiedades
    químicas, el bromo es tan parecido al cloro —con el
    que casi siempre se encuentra asociado— que no fue
    reconocido como un elemento distinto hasta 1826, cuando fue
    aislado por el químico francés Antoine
    Jérôme Balard.

    El bromo es un líquido extremadamente
    volátil a temperatura ambiente; libera un venenoso y
    sofocante vapor rojizo compuesto por moléculas
    diatómicas. En contacto con la piel produce
    heridas de muy lenta curación. Es ligeramente soluble en
    agua, 100 partes de agua disuelven en frío unas 4 partes
    de bromo y, en caliente, unas 3 partes. A temperaturas inferiores
    a 7 °C forma junto con el agua un hidrato sólido y
    rojo Br2·10H2O. En presencia de
    álcalis el bromo reacciona químicamente con el agua
    para formar una mezcla de ácido bromhídrico (HBr) y
    ácido hipobromoso (HOBr). El bromo es fácilmente
    soluble en una amplia variedad de disolventes orgánicos,
    como el alcohol, éter, triclorometano (cloroformo) y
    disulfuro de carbono. Reacciona químicamente con muchos
    compuestos y elementos metálicos, y es ligeramente menos
    activo que el cloro.

    El bromo no se encuentra en la naturaleza en estado
    puro, sino en forma de compuestos. El bromo puede obtenerse a
    partir del bromuro mediante un tratamiento con dióxido de
    manganeso o clorato de sodio. El aumento de la demanda ha
    llevado a producir el bromo a partir del agua de mar, que
    contiene una proporción de 65 partes de bromo por
    millón.

    El bromo ha sido utilizado en la preparación de
    ciertos tintes y en la obtención de dibromoetano (bromuro
    de etileno), un componente del líquido antidetonante de la
    gasolina de plomo. También tiene aplicaciones en
    fotografía y en la producción de gas natural y
    petróleo.

    Cloro
    El Cloro, de símbolo Cl, es un elemento gaseoso amarillo
    verdoso. Pertenece al grupo 17 (o VIIA) del sistema
    periódico, y es uno de los halógenos. Su
    número atómico es 17.
    El cloro elemental fue aislado por vez primera en 1774 por el
    químico sueco Carl Wilhelm Scheele, quien creía que
    el gas era un compuesto; no fue hasta 1810 cuando el
    químico británico Humphry Davy demostró que
    el cloro era un elemento y le dio su nombre actual.

    A temperatura ordinaria, es un gas amarillo verdoso que
    puede licuarse fácilmente bajo una presión de
    6,8 atmósferas a 20 ºC. El gas tiene un olor
    irritante, y muy concentrado es peligroso; fue la primera
    sustancia utilizada como gas venenoso en la I Guerra Mundial
    (véase Guerra
    química y biológica).El cloro libre no existe en la
    naturaleza, pero sus compuestos son minerales comunes, y ocupa el
    lugar 20 en abundancia en la corteza terrestre. El cloro tiene un
    punto de fusión de -101 ºC, un punto de
    ebullición de -34,05 ºC a una atmósfera de
    presión, y una densidad relativa de 1,41 a -35 ºC; la
    masa atómica del elemento es 35,453.

    Es un elemento activo, que reacciona con agua, con
    compuestos
    orgánicos y con varios metales. Se han obtenido cuatro
    óxidos: Cl2O, ClO2,
    Cl2O6 y Cl2O7. El
    cloro no arde en el aire, pero refuerza la combustión de muchas sustancias; una vela
    ordinaria de parafina, por ejemplo, arde en cloro con una llama
    humeante. El cloro y el hidrógeno pueden mantenerse juntos
    en la oscuridad, pero reaccionan explosivamente en presencia de
    la luz. Las disoluciones de cloro en agua son comunes en los
    hogares como agentes blanqueadores (véase
    Blanqueo).

    La mayor parte del cloro es producida por la
    electrólisis de una disolución ordinaria de sal,
    obteniéndose hidróxido de sodio como subproducto.
    Debido a que la demanda de cloro excede a la de hidróxido
    de sodio, industrialmente se produce algo de cloro tratando sal
    con óxidos de nitrógeno, u oxidando el cloruro de
    hidrógeno. El cloro se transporta como líquido en
    botellas de acero. Se usa para blanquear pulpa de papel y otros
    materiales orgánicos, para destruir los gérmenes
    del agua y para preparar bromo, tetraetilplomo y otros productos
    importantes.

    Prueba E: Propiedades periódicas,
    comparación de acidez y basicidad relativa de los
    elementos del tercer periodo
    Materiales: – 1 luna de reloj

    – solución acuosa de Na, Mg, Al, P, S y
    Cl

    Procedimiento:

    – Sobre la luna de reloj, distribuya 6 porciones de
    papel indicador.

    – A cada pedazo de papel dejar caer 1 o 2 gotas de una
    de las soluciones
    disponibles (una solución diferente en cada
    porción).

    Observaciones y Conclusiones:

    SOLUCIÓN

    COOR DEL PAPEL INDICADOR

    Ph

    Sodio (Na)

    Azul

    14

    Magnesio (Mg)

    Amarillo

    7

    Aluminio (Al)

    Naranja

    3

    Fósforo (P)

    Rosado

    1

    Azufre (S)

    Rosado oscuro

    1

    Cloro (Cl)

    Amarillo

    6

     

    – Estos resultados nos indican que el Na es el
    más básico de todos, y los elementos P, S, son de
    carácter ácido.

    Prueba F: Propiedad
    Anfotérica

    Materiales: – 2 tubos de ensayo de 18×150 mm.

    – 4 goteros para las soluciones

    – solución acuosa de tricloruro de aluminio,
    AlCl3

    – solución acuosa de amoniaco

    – solución acuosa de ácido
    clorhídrico

    – solución acuosa de hidróxido de
    sodio

    Procedimiento:

    – En un tubo de ensayo eche 5 ml. de tricloruro de
    aluminio, adiciones al tubo la solución acuosa de amoniaco
    gota a gota.

    – Dividir el resultado en dos tubos.

    – Agregue a un tubo, gota a gota, solución
    acuosa de HCl. Al otro tubo, se le echa una solución
    acuosa de NaOH hasta notar un cambio.

    Observaciones y conclusiones:

    – Al juntar tricloruro de aluminio con la
    solución acuosa de amoniaco se forma un precipitado
    gelatinoso, según:

    Al(H2O)6+3 +
    NH3 à Al(OH)3

    – Luego al juntar este precipitado se vuelve
    transparente con el HCl. Luego el precipitado fue disuelto con el
    HCl.

    – Después al juntar el precipitado que se
    encontraba en el otro tubo con el NaOH también desaparece,
    entonces también fue disuelto por el NaOH.

    – De estas observaciones podemos deducir que el
    aluminio es un metaloide.

    Cuestionario

    1. No hubo cambio en la coloración del agua.,
      esto se debe a que el agua destilada tiene la misma
      concentración de iones H+ y iones
      OH-, esto quiere decir que tiene una
      carácter neutro, y es por ello, que no se pudo
      observar un cambio cuando se agregó la
      fenolftaleína al agua.

    2. En la prueba A, ¿Hubo cambio de color al agregar
      la fenolftaleína al agua?

      Si se apreció un cambio de color,
      tornándose de color rojo grosella debido a que la
      fenolftaleína toma dicha coloración cuando
      está en presencia de una base o álcali, que en
      la muestra
      está representado por los hidróxidos
      formados.

    3. En la prueba A, ¿Hubo cambio de color al agregar
      los metales alcalinos al agua con fenolftaleína, si
      los hubo, qué indica dicho color?

      Por lo general estos metales se guardan inmersos en
      aceites (en este caso keresone), porque si entran en contacto
      con el aire una gruesa capa de productos de oxidación
      cubre con rapidez la lustrosa superficie del metal. Por
      ejemplo el Litio (Li) se oxida a óxido de litio
      (Li2O), que a su vez reacciona con el
      dióxido de carbono (CO2) para dar carbonato
      de litio (Li2CO3):

      4 Li (s) + O2
      (g) à 2 Li2O
      (s)

      Li2O (s) + CO2
      (g) à Li2CO3
      (s)

    4. ¿Cómo se guarda el sodio y el potasio?
      ¿Por qué?

      Na(S) + H2O à Na(OH)
      (ac) + H2(g)

      En la reacción del sodio con el agua es
      violenta, el sodio se derrite, y "se desliza" sobre la
      superficie del agua como un glóbulo plateado con un
      movimiento caótico; el hidrógeno que se
      desprende casi siempre arde. En esta reacción se
      aprecia desprendimiento de energía en forma de calor,
      es por o que esta reacción es
      exotérmica.

    5. Describa la reacción del sodio con el
      agua.

      K(S) + H2O à K(OH)
      (ac) + H2(g)

      La reacción es extremadamente violenta, tiene
      características similares a la reacción del
      sodio con el agua.

      Las diferencias que notamos fue que el sodio Na
      demoró más tiempo en reaccionar con el agua,
      mientras que el potasio al ponerlo reaccionó
      violentamente, esto se debe a la naturaleza de cada elemento,
      así como la superficie de contacto que tuvo con el
      agua.

    6. Describa la reacción del potasio con el agua e
      indique las diferencias con la reacción
      anterior.

      No, porque necesitaríamos de más datos
      para hacer tal aseveración ya que solamente hemos
      distinguido las reacciones del sodio y potasio, y el del
      litio no se sabe su comportamiento en el agua.

      Además quien nos niega la posibilidad de que
      existan elementos de carácter metálico que
      tengan un carácter similar a las reacciones ya
      observadas.

      Pero se sabe que por teoría que estos
      elementos forman la familia
      de los metales alcalino, pero se supone que nosotros debemos
      basarnos en nuestras conclusiones en el
      laboratorio.

    7. ¿Podemos decir que el litio, sodio y potasio
      forman una sola familia de elementos? ¿Por qué?
      ¿Necesita más datos?

      Ca + 2 H2O à Ca(OH)2 +
      H2

      El sodio al reaccionar con el agua esta lo hace en
      una forma poco violeta y no necesita de energía para
      que esta pueda reaccionar.

      Se observa un movimiento caótico dentro del
      agua y el desprendimiento de burbujas, lo cual nos hace
      indicar la presencia del gas hidrógeno.

      Se observa además que el Calcio no
      formó chispas en la reacción como lo hacen los
      metales alcalinos. Además la reacción del
      calcio no fue tan violenta ni tan rápida a
      comparación de los metales del grupo IA.

    8. ¿Qué observó en la reacción
      del calcio con el agua? Señale las
      características que establecen diferencias con los
      elementos del grupo I.

      Las diferencias que se encuentra entre la
      reacción del magnesio con el agua y las reacciones
      anteriores son las siguientes:

      * Se nota que se necesita energía para
      formar, primero un compuesto previo (MgO) para que
      recién reaccione con el vapor de agua, esto hace que
      se desprenda una luz en la dicha reacción.

      * Los resultados de la reacción son
      diferentes a los anteriores, como también sus
      condiciones.

      * Se necesita un medio diferente, como
      también un sistema diferente para esta reacción
      (medio
      ambiente).

    9. ¿Qué diferencias encuentran entre la
      reacción del magnesio con el agua con respecto a las
      reacciones anteriores?

      Mg (S) + 2 HCl (ac)
      à
      MgCl2 + H2(g)

      Como se observa en la gráfico, el magnesio
      reacciona en forma rápida con el HCl, formando gas
      hidrógeno. Esta reacción es muy
      exotérmica, liberando energía en forma de
      calor

      Ca (S) + 2 HCl (ac)
      à
      CaCl2 + H2(g)

      Es una reacción ni lenta ni rápida,
      pro más lenta que la reacción del magnesio, se
      libera calor, pero no con mucha intensidad.

      Fe(S) + 2 HCl (ac)
      à
      FeCl2 + H2(g)

      Es una reacción lenta, sólo se observa
      pequeñas burbujas de gas hidrógeno
      desprendiéndose lentamente de la superficie del
      clavo.

    10. Indique cómo proceden las reacciones en su
      prueba C.

      Se tomaron 6 tubos de ensayo en los cuales al
      perimero se colocó 2 ml. de KBr y al segundo 2 ml. de
      KI y a ambos se le agregó agua de cloro.

      Al tercer tubo se colocó 2 ml. de NaCl y al
      cuerto se puso 2 ml. de KI y a ambos de le
      añadió agua de bromo.

      Al quinto tubo se colocó 2 ml. de NaCl y al
      sexto tubo 2 ml. de KBr y ambos tubos se le agregó
      agua de yodo.

      Para poder
      visualizar mejor si hubo o no reacción tomamos al
      CCl4 y adicionamos 5 gotas a todos los tubos
      observando que unos cambiaban de color y otras no.

      En esta experiencia se compara la reactividad de los
      halógenos como son el cloro, bromo y yodo

      Reacción

      Color Inicial

      Color final

      ¿Hubo Reacción?

      KBr + Cl2 à KCl +
      Br2

      Violeta

      Amarillo

      Si

      KI + Cl2 à KCl +
      I2

      Violeta claro

      Violeta

      Si

      NaCl + Br2 à NaCl +
      Br2

      Naranja

      Naranja

      No

      KI + Br2 à KBr +
      I2

      Violeta Oscuro

      Violeta

      Si

      NaCl + I2 à NaCl +
      I2

      Violeta

      Violeta

      No

      KBr + I2 à KBr +
      I2

      Violeta

      Violeta

      No

    11. Describa la prueba D y resuma sus resultados en un
      cuadro, en el que indicará todos los cambios de color
      observados.
    12. Haga un cuadro comparativo indicando la reactividad de
      los halógenos con relación a sus posiciones en
      la tabla periódica.

    13. Haga un cuadro donde disponga los elementos estudiados
      conforme se encuentren en la clasificación
      periódica y mediante flechas indique el orden de
      reactividad. Saque sus conclusiones pertinentes.

    14. ¿Cómo varían las propiedades
      ácidas en un período?
    15. ¿Qué es electroafinidad?

    La afinidad electrónica es la cantidad de
    energía que se libera cuando un átomo neutro
    gaseoso en su estado energético más bajo (estado
    fundamental) capta un electrón y se transforma en un ion
    negativo también gaseoso.

    La adición de un electrón a la capa de
    valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es
    un proceso en el que se desprende energía. La afinidad
    electrónica o electro afinidad de un átomo es una
    medida de esta energía.
    En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar
    el radio atómico. Los halógenos son los elementos
    químicos con afinidades electrónicas más
    elevadas.
    La adición de un segundo electrón a un ion
    mononegativo debe vencer la repulsión electrostática de éste y requiere un
    suministro de energía.
    A diferencia de la energía de ionización, que se
    puede determinar directamente, la afinidad electrónica se
    calcula casi siempre por vía indirecta.

    15. ¿Qué es electronegatividad?
    La electronegatividad es la capacidad de un átomo de un
    elemento de atraer hacia sí los electrones compartidos de
    su enlace covalente con un átomo de otro
    elemento.

    Los valores de la
    electronegatividad de los elementos representativos aumentan de
    izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que
    aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el
    tamaño de los átomos. El flúor, de afinidad
    electrónica muy elevada, y cuyos átomos son
    pequeños, es el elemento más electronegativo y, en
    consecuencia, atrae a los electrones muy fuertemente.
    Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye,
    generalmente, al aumentar el número y el radio
    atómicos. El cesio, el elemento representativo de mayor
    tamaño y de menor energía de ionización, es
    el menos electronegativo de estos elementos.
    Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial
    negativa en un enlace covalente, o a formar un ion negativo por
    ganancia de electrones.
    Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman
    un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias
    pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes
    polares con la carga negativa en el átomo de mayor
    electronegatividad.

    16. ¿Cómo varía el grado de
    reactividad (electro afinidad) de los elementos del grupo I hacia
    el grupo VII?

    La electro afinidad aumenta en un grupo de abajo hacia
    arriba, mientras que en un período aumenta de izquierda a
    derecha; entonces la respuesta sería que aumenta del grupo
    I al VII.

    17. ¿Cómo varía el grado de
    reactividad (electronegatividad) de los elementos del grupo VII
    hacia el grupo I?
    La electronegatividad aumenta en un grupo de abajo hacia arriba,
    mientras que en un período aumenta de izquierda a derecha;
    entonces la respuesta sería de que disminuye del VII al I
    grupo.

    18. En una prueba F: escriba las reacciones que ocurren
    primero: Primero en el tubo A y luego en las dos porciones
    separadas (tubos A y B).
    La reacción en el tubo A: entre el AlCl3 ( 5%
    en peso) y el amonico ( 1:2 ).
    AlCl3 + 3 NH4OH à Al(OH)3 + 3
    NH4Cl
    Producto
    Final: Al(OH)3 (compuesto de color blanco).
    Reacción en el tubo A: entre el Al(OH)3 y el
    HCl
    Al(OH)3 + HCl à AlCl3 + H2O
    Base Ácido
    Reacción en el tubo B: entre el Al(OH)3 y el
    NaOH
    Al(OH)3 + NaOH à Al(OH)-4 +
    Na+

    Ácido Base

    19. Según lo observado, ¿Cómo
    define usted la propiedad anfótera?

    El compuesto que es un anfótero es aquel que
    tiene la capacidad para reaccionar como ácido o como base.
    Mayormente los anfóteros son sustancias ácidas o
    básicas muy débiles.

    3. Estructura
    atómica

    Objetivos
    Esta práctica nos dará una noción del
    análisis espectral cualitativo, observando las
    manifestaciones físicas del átomo,
    basándonos en el hecho de que los átomos al ser
    excitados mediante una fuente de energía emiten una luz
    característica que al ser analizada en un espectroscopio
    se manifiesta por una serie de líneas de longitud de onda
    definidas. Los espectros de muchos átomos se descubren con
    la llama del mechero Bunsen, que son muy fáciles de
    distinguir.
    El estudio de las líneas espectrales nos ayudará
    para poder reconocer un gran número de elementos,
    especialmente alcalinos y alcalino-térreos.

    Fundamento Teórico
    Líneas espectrales  
    Uno de los grandes éxitos de la física teórica
    fue la explicación de las líneas espectrales
    características de numerosos elementos. Los átomos
    excitados por energía suministrada por una fuente externa
    emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se
    mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo de
    vidrio y se hace pasar una corriente
    eléctrica a través de él, desprende luz
    visible de color rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante
    un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie
    de líneas de luz separadas por intervalos regulares. Cada
    línea es la imagen de la
    ranura del espectroscopio que se forma en un color determinado.
    Cada línea tiene una longitud de onda definida y una
    determinada energía asociada.

    La teoría de Bohr permite a los físicos
    calcular esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que
    los electrones pueden moverse en órbitas estables dentro
    del átomo. Mientras un electrón permanece en una
    órbita a distancia constante del núcleo, el
    átomo no irradia energía. Cuando el átomo es
    excitado, el electrón salta a una órbita de mayor
    energía, a más distancia del núcleo. Cuando
    vuelve a caer a una órbita más cercana al
    núcleo, emite una cantidad discreta de energía que
    corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El
    electrón puede volver a su órbita original en
    varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no
    estén completamente llenas. Cada línea observada
    representa una determinada transición electrónica
    entre órbitas de mayor y menor energía.

    En muchos de los elementos más pesados, cuando un
    átomo está tan excitado que resultan afectados los
    electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación
    penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas
    implican cantidades de energía muy grandes.

    Trabajos de Niels Bohr
    En 1913, el físico danés Niels Bohr revisó
    radicalmente el concepto de la
    emisión de radiación por partículas
    eléctricamente cargadas que se mueven en órbitas en
    el interior del átomo, a la que hasta entonces se
    había aplicado la teoría electromagnética
    del físico británico James Clerk Maxwell. Bohr
    introdujo un modelo que combinaba la teoría clásica
    de Maxwell con la teoría cuántica de Planck.
    Empleando esa teoría híbrida, Bohr obtuvo una
    fórmula general para la radiación emitida por el
    átomo de hidrógeno, que no sólo
    proporcionaba las longitudes de onda de las líneas de
    Balmer, sino que predecía correctamente otras series de
    líneas que se observaron posteriormente en la zona
    ultravioleta e infrarroja del espectro del
    hidrógeno.

    El razonamiento de Bohr era que la existencia de un
    átomo como el hidrógeno, formado por un
    protón cargado positivamente y un electrón cargado
    negativamente que gira alrededor de él, sólo se
    puede entender a partir de una determinada distancia
    básica entre ambos que explique las dimensiones estables
    del átomo (es decir, que explique por qué el
    electrón no "cae" en el núcleo). Como las
    consideraciones dimensionales demuestran que esta distancia no
    puede obtenerse mediante una combinación matemática
    que implique exclusivamente la carga del electrón, e, y su
    masa, m, Bohr argumentó que había que introducir en
    la teoría atómica otra constante física
    fundamental que, combinada adecuadamente con las constantes e y
    m, proporcionara la distancia buscada. Bohr halló que la
    constante de Planck, h, cumplía bien ese cometido, y
    sugirió que la distancia básica venía dada
    por la combinación matemática:

    El valor de esta
    distancia es de 5,29·10-11 m, que constituye el
    llamado radio de Bohr del átomo de hidrógeno. Este
    valor también se denomina radio de la primera
    órbita de Bohr. Bohr utilizó un concepto
    revolucionario y totalmente opuesto a la física
    clásica, introducido por la teoría cuántica.
    Según este concepto, existe una cantidad física
    llamada acción que está cuantizada en unidades de
    valor h (lo que significa que no puede haber una acción
    menor que h). Bohr explicó la estabilidad del átomo
    de hidrógeno asignando una única unidad de
    acción a la primera de las llamadas órbitas de
    Bohr. Con ello se eliminaba cualquier posible órbita
    más pequeña, porque una órbita así
    tendría una acción menor que h, lo que
    violaría la hipótesis cuántica. A
    continuación, Bohr supuso que cada órbita permitida
    del electrón, a medida que se aleja del protón,
    difiere de la órbita inmediatamente anterior en una
    única unidad de acción h. Por tanto, la
    acción de la segunda órbita debe ser 2h, la
    acción de la tercera órbita 3h, y así
    sucesivamente. Esto significa que la acción de la
    órbita número n, donde n es un entero, debe ser nh,
    y entonces se puede demostrar que el radio de la n-ésima
    órbita tiene que ser:

    Por la dinámica clásica, Bohr sabía
    que la energía total cinética y potencial de una
    partícula que se mueve en una órbita circular es
    negativa, porque la energía potencial negativa de la
    órbita es mayor que su energía cinética (que
    es positiva). Además, la energía total es
    inversamente proporcional al radio de la órbita. Por
    tanto, asignó a la energía del electrón en
    la órbita n-ésima el valor:

    multiplicando la inversa del radio por e2/2 y cambiando
    su signo por motivos dimensionales. Cuando el electrón
    salta de la órbita n-ésima a la órbita
    k-ésima, experimenta un cambio de energía igual
    a:

    o

    Este cambio aparece en la forma de un único
    cuanto de energía, o fotón, emitido o absorbido.
    Cuando k es mayor que n, se absorbe un fotón; cuando k es
    menor que n, se emite un fotón.

    Así, se llega a la fórmula de Bohr para la
    inversa de la longitud de onda del fotón emitido cuando el
    electrón salta de la órbita n a la órbita k,
    al igualar la fórmula anterior con signo cambiado y la
    energía del fotón, hc/ë. Esto proporciona la
    ecuación:

    La cantidad:

    se conoce como constante de Rydberg, R, en honor al
    físico sueco Robert Johannes Rydberg

    Procedimiento experimental
    Experimento n° 01: análisis espectral cualitativo
    Materiales y reactivos

    • Mechero Bunsen
    • Alambre de platino o nicrón
    • 7 tubos de ensayo

    Soluciones de:

    • HCl concentrado
    • NaCl
    • KCl
    • LiCl
    • CaCl2
    • SrCl2
    • BaCl2

    Procedimiento:

    1. Tome el alambre de icrón e introdúzcalo
    en la parte incolora de la llama del mechero de Bunsen; si la
    llama se colorea es que existe impureza en el alambre; para
    quitarla se sumerge el alambre en el tubo de ensayo que contiene
    el HCl conc., y se lleva nuevamente a la llama. Esta
    operación se repite varias veces hasta que el alambre no
    coloree la llama del mechero.

    2. Caliente el alambre, toque en él un poco de
    NaCl y llévelo a la parte azul de la llama. Observe
    qué color se produce en la llama y anote.

    3. Luego se prosigue con las demás
    soluciones.

    Cuestionario

    1. ¿Qué es un cuanto, qué es un
      fotón?
    2. Planck le dio el nombre de cuanto a la mínima
      cantidad de energía que podía ser emitida o
      absorbida en forma de radiación
      electromagnética.

      Einstein sugirió que un rayo de luz es en
      realidad una corriente de partículas de luz, que ahora
      se conocen como fotones.

      Los espectros de emisión de los átomos
      en la fase gaseosa no muestran una distribución continua de de longitudes
      de onda desde el rojo al violeta; en lugar de ello, los
      átomos producen líneas brillantes en diferente
      partes del espectro visible. Estos espectros de líneas
      corresponden a las emisiones de luz sólo a longitudes
      de ondas
      específicas.

      La forma de espectro más sencilla, llamada
      espectro continuo, es la emitida por un cuerpo sólido
      o líquido que puede ser llevado hasta altas
      temperaturas. Estos espectros no presentan líneas
      porque contienen luz de todos los colores,
      que se suceden sin solución de continuidad como en un
      arco iris.

    3. ¿Qué es un espectro de líneas y
      espectro continuo?

      Cuando a través de un gas a muy baja
      presión en un tubo de vacío se pasa una
      corriente eléctrica, la luz que emite el gas se
      dispersa por un prisma en diferentes líneas, tal
      espectro de emisión se describe como un espectro de
      líneas brillantes; pero cuando iluminamos u gas con un
      haz de luz blanca y analizar el haz que emerge encontramos
      que solo se han absorbido ciertas longitudes de onda, tal
      espectro de absorción redescribe como un espectro de
      líneas opacas.

    4. Diferencias entre espectro de emisión y
      espectro absorción.
    5. ¿A qué se debe el color de la llama al
      excitar un átomo?

    El color que observamos es parte del espectro de
    emisión que el ojo puede percibir. Nosotros al darle calor
    el átomo se excita, succión a un nivel superior, y
    está cuando regresa a su estado original emite
    energía con una determinada longitud de onda. Esta
    longitud de onda se encuentra en el rango visible: 380 nm –
    700 nm.

    5. Llenar el siguiente cuadro de resultados.

    CLORUROS

    FÓRMULA

    COLOR DE LA LLAMA

    LÍNEA CARACT.

    Sodio

    Potasio

    Litio

    Calcio

    Estroncio

    Bario

    NaCl

    KCl

    LiCl

    CaCl2

    SrCl2

    BrCl2

    Amarillo

    Lila

    Carmesí

    Indigo

    Azul

    Verde amarillento

    5890 Å

    4044 Å

    6708 Å

    4226 Å

    4607 Å

    5535 Å

    6 ¿Presentan los elementos los mismos espectros?
    Explique su respuesta.

    Cada elemento tiene su propio espectro debido a que los
    diferentes colores o longitudes de onda (y, por tanto, las
    diferentes energías) de los cuantos de luz emitidos o
    absorbidos por un átomo o molécula, dependen de la
    estructura de éstos y de los posibles movimientos
    periódicos de las partículas que los componen, ya
    que estos dos factores determinan la energía total
    (potencial y cinética) del átomo o
    molécula.

    7. Se tiene una solución problema, en la cual se
    identificarán qué elemento o elementos se
    encuentran presentes

    Las líneas características de un espectro
    atómico se pueden usar en análisis químico
    para identificar átomos desconocidos, igual que las
    huellas digitales sirven para identificar a una persona. Cuando
    las líneas del espectro de emisión de un elemento
    conocido coinciden con las líneas de un espectro de
    emisión de una muestra desconocida rápidamente se
    identifica a ésta.

    4.
    Bibliografía

    1. Raymond Chang, "Quimica" Sexta Edición,
      McGraw-Hill Pág. 248 – 250.
    2. Whitten, "Química General" Quinta
      Edición, McGraw-Hill Pág.
      348–216–218–174.
    3. Principios de Química, Pág. 84
      -85–95–96–97.
    4. Microsoft Encarta 2002
    5. J. B. Russell, "Química" McGRaw-Hill /
      Interamericana de México
    6. Geoff Rayner, "Química Inorgánica
      Descriptiva" Segunda Edición, Prentice Hall.

     

     

     

     

     

    Autor:

    Ricardo Gastañaduy SILVA

    18 años
    Estudiante Universitario
    05 de Diciembre del 2002

     

     

     

     

     

     

     

     

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