Tabla periódica

Indice1. 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] 3s220Ca: [Ar] 4s226Fe: [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.

• De estos experimentos podemos decir que:

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:

– 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.

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