Reactividad de los Metales Alcalinos y Halógenos: Un Estudio Experimental, Resúmenes de Química

¡Descarga Reactividad de los Metales Alcalinos y Halógenos: Un Estudio Experimental y más Resúmenes en PDF de Química solo en Docsity!

Practica No. 3

de Laboratorio.

Propiedades periódicas.

Integrantes:

Pérez Dueñas Esdras Neftalí

Fundamentos de

Química.

Granja García María

Laura.

1:00 pm – 2:00 pm

OBJETIVO

El objetivo de esta practica es observar la variación de las propiedades de cada elemento conforme van pasando en un periodo, grupo o en los dos de la tabla periódica. INTRODUCCIÓN Cuando se examina la tabla periódica podemos ver ciertas tendencias en las propiedades de los elementos que nos permiten identificar su comportamiento químico: por ejemplo, conforme nos desplazamos a la izquierda se va incrementando el carácter metálico, si lo hacemos a la derecha llegamos a los no metales. Existen otras propiedades periódicas que están relacionadas con la posición de los elementos en la tabla periódica tales como radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y actividad química entre otras. MATERIALES

3. Investigue al menos tres características diferenciales entre los elementos de losGrupos IA - IIA con respecto a los metales de transición. Configuración Electrónica : Los metales alcalinos (Grupo IA) tienen una configuración electrónica que termina en (ns^1), lo que significa que tienen un solo electrón en su capa de valencia. Esto les confiere una alta reactividad, ya que tienden a perder ese electrón fácilmente. Los metales alcalinotérreos (Grupo IIA) tienen una configuración que termina en (ns^2), lo que les permite perder dos electrones para formar cationes con carga +2. Aunque también son reactivos, su reactividad es menor que la de los metales alcalinos. En contraste, los metales de transición tienen configuraciones más complejas, generalmente terminando en (d) y (s), lo que les permite tener múltiples estados de oxidación y formar compuestos más variados. Propiedades Físicas : Los metales alcalinos son generalmente suaves y pueden ser cortados con un cuchillo. Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos en comparación con otros metales. Los metales alcalinotérreos son más duros que los metales alcalinos y tienen puntos de fusión y ebullición más altos, aunque aún son más bajos que muchos metales de transición. Por otro lado, los metales de transición suelen ser duros, densos y tienen altos puntos de fusión y ebullición, además de ser buenos conductores de electricidad. Comportamiento Químico : Los metales alcalinos reaccionan violentamente con el agua para formar hidróxidos y liberar hidrógeno, siendo esta reacción muy exotérmica. Los metales alcalinotérreos también reaccionan con agua, pero la reacción es menos violenta y produce hidróxidos menos solubles. En contraste, los metales de transición tienden a formar compuestos más estables y diversos debido a su capacidad para exhibir múltiples estados de oxidación. Además, muchos forman complejos coordinados con ligandos, lo cual no es común entre los grupos IA

TRABAJO EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO No. 1

Muestra Características

físicas

Grupo Periodo observaciones Elemento

más reactivo

Na Blando y color plateado IA 3 Produce explosión y humo pero menor y cambio de color K Ligero y blando IA 4 Produjo de manera Rápida humo y cambio de color Y a su vez un destello violeta EXPERIMENTO No. 2

Muestra Halógeno Grupo Periodo Observaciones Elemento más

reactivo

KF Flúor IA, VIIA 4, 2 No hubo cambios en su composición KCLO Cloro IA, VIIA 4, 3 Su tonalidad cambio a un blanco transparente KBR Bromo IA, VIIA 4, 4 Su tonalidad cambio a un blanco un poco más intenso KL Yodo IA, VIIA 4, 5 Su tonalidad cambio a un blanco muy intenso

CUESTIONARIO

¿Qué significa “halógeno”? Ordenar los halógenos utilizados en esta práctica,según su reactividad (de mayor a menor). Los halógenos son un grupo de elementos químicos que se encuentran en el Grupo VIIA (o Grupo 17) de la tabla periódica. Este grupo incluye los siguientes elementos: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), y ástato (At). Los halógenos son conocidos por su alta reactividad, especialmente con los metales, formando compuestos iónicos llamados haluros. En cuanto a la reactividad de los halógenos, se puede ordenar de mayor a menor reactividad de la siguiente manera: Flúor (F): Es el halógeno más reactivo debido a su alta electronegatividad y pequeña radio atómico, lo que le permite atraer electrones con gran eficacia. Cloro (Cl): Aunque menos reactivo que el flúor, el cloro sigue siendo muy reactivo y es capaz de reaccionar con una amplia variedad de sustancias. Bromo (Br): Tiene una reactividad menor que el cloro, pero aún puede reaccionar con muchos compuestos. Yodo (I): Es menos reactivo que el bromo y tiende a reaccionar más lentamente. Astato (At): Es el menos reactivo de los halógenos y su comportamiento químico es menos conocido debido a su radiactividad y escasez. Este orden refleja la tendencia general en la reactividad de los halógenos, donde la reactividad disminuye al descender en el grupo. ¿Cómo es la reactividad del sodio, en comparación con el magnesio y el aluminio que se encuentran en el mismo periodo?

1. Sodio (Na) : El sodio es un metal alcalino que se encuentra en el Grupo IA (o Grupo 1) de la tabla periódica. Es altamente reactivo, especialmente con el agua, donde reacciona de manera violenta para formar hidróxido de sodio y liberar hidrógeno. La alta reactividad del sodio se debe a que tiene un solo electrón en su capa de valencia, lo que le permite perderlo fácilmente para formar un ion positivo ((Na^+)).
2. Magnesio (Mg) : El magnesio es un metal alcalinotérreo que se encuentra en el Grupo IIA (o Grupo 2). Su reactividad es menor que la del sodio, aunque sigue siendo bastante reactivo. El magnesio reacciona con agua, pero esta reacción es mucho más lenta que la del sodio y generalmente requiere condiciones específicas (como agua caliente o vapor). El magnesio tiene dos electrones en su capa de valencia, lo que significa que necesita perder dos electrones para formar un ion (Mg^{2+}).
3. Aluminio (Al) : El aluminio está en el Grupo IIIA (o Grupo 13) y tiene una reactividad intermedia entre el sodio y el magnesio. Aunque el aluminio puede reaccionar con ácidos y bases, su reactividad está algo limitada por la formación de una capa pasivante de óxido de aluminio en su superficie, que protege al metal de reacciones adicionales. Sin embargo, cuando esta capa se rompe o se elimina, el aluminio puede ser bastante reactivo. Comparación de Reactividad :

• En términos generales, la reactividad aumenta al descender en un grupo y disminuye al avanzar a la derecha en un período. Por lo tanto, en comparación: o Sodio > Magnesio > Aluminio en términos de reactividad. Esto significa que el sodio es el más reactivo de los tres elementos mencionados, seguido por el magnesio y luego el aluminio.

1. ¿A qué se debe que el zinc reaccione rápidamente con el ácido clorhídrico, en contraste con lo que ocurre con el estaño y el plomo? La reactividad de los metales con ácidos, como el ácido clorhídrico (HCl), se debe a su capacidad para ceder electrones y formar iones metálicos. En el caso del zinc (Zn), el estaño (Sn) y el plomo (Pb), la diferencia en la rapidez de reacción con el ácido clorhídrico se puede explicar por varios factores: Posición en la serie de actividad de los metales: El zinc es un metal más reactivo que el estaño y el plomo. En la serie de actividad de los metales, los metales se ordenan según su capacidad para ceder electrones. El zinc está más arriba en esta serie, lo que significa que tiene una mayor tendencia a perder electrones y formar iones (Zn^{2+}). Por lo tanto, reacciona rápidamente con HCl, liberando hidrógeno gaseoso ((H_2)). Potencial de reducción: El potencial estándar de reducción del zinc es más negativo que el del estaño y el plomo. Esto indica que el zinc tiene una mayor tendencia a oxidarse (perder electrones) en comparación con estos dos metales. Como resultado, cuando se expone al ácido clorhídrico, el zinc reacciona rápidamente, mientras que el estaño y el plomo reaccionan más lentamente. Formación de óxido: Tanto el estaño como el plomo pueden formar óxidos o hidróxidos pasivantes en su superficie que pueden inhibir su reactividad. Aunque estos metales también pueden reaccionar con ácidos, la formación de estas capas protectoras puede ralentizar significativamente la reacción. En resumen, la rápida reacción del zinc con el ácido clorhídrico en contraste con el estaño y el plomo se debe principalmente a su mayor reactividad intrínseca y su posición en la serie de actividad de los metales, así como a la posible formación de capas pasivantes en los otros dos metales.

Experimento II Tubo 1: Fluoruro de Potasio (KF) Al agregar la solución de nitrato de plata al fluoruro de potasio, no se formó precipitado visible. Esto se debe a que el fluoruro de plata (AgF) es soluble en agua, por lo que no se observó la formación de un sólido como en los casos de los otros haluros. La solución se mantuvo clara y sin turbidez, a diferencia de los otros haluros. Tubo 2: Cloruro de Potasio (KCl) Al agregar la solución de nitrato de plata, se formó un precipitado blanco, característico de cloruro de plata (AgCl). El precipitado de cloruro de plata es inicialmente blanco y muy fino. Al exponerse a la luz, puede volverse ligeramente gris o morado debido a la fotodegradación del AgCl. Tubo 3: Bromuro de Potasio (KBr) Tras añadir nitrato de plata, se formó un precipitado de color crema pálido, correspondiente a bromuro de plata (AgBr). El precipitado de AgBr es ligeramente más oscuro que el cloruro de plata, pero sigue siendo de apariencia opaca y menos brillante. Tubo 4: Yoduro de Potasio (KI) La adición de nitrato de plata resultó en la formación de un precipitado de color amarillo intenso, correspondiente a yoduro de plata (AgI). El precipitado de AgI es notablemente más oscuro y denso que los formados en los tubos anteriores, siendo un sólido amarillo que tiende a ser insoluble.

Experimento III Tubo 1: Magnesio (Mg) Después de agregar el agua destilada y una gota de fenolftaleína, no se observó ninguna reacción inmediata visible entre el magnesio y el agua. La solución permaneció incolora, lo que indica que el pH de la solución no cambió significativamente hacia un entorno básico. Tras agitar el tubo y dejarlo reposar durante 5 minutos, no se observó un cambio visible en la solución ni en el color. El magnesio no reaccionó perceptiblemente con el agua destilada a temperatura ambiente. Tubo 2: Aluminio (Al) Al añadir el agua destilada y una gota de fenolftaleína, no se observó una reacción inmediata visible entre el aluminio y el agua. Similar al magnesio, la solución permaneció incolora, lo que indica que no hubo un aumento en el pH hacia un ambiente alcalino. Después de agitar el tubo y dejarlo reposar por 5 minutos, no se observó ningún cambio de color ni reacción visible.

Tubo 3: Plomo (Pb) Al agregar 1 mL de ácido clorhídrico diluido al plomo, se observó una reacción muy lenta o casi nula. Apenas se formaron algunas burbujas, lo que indica que el plomo es menos reactivo con el ácido clorhídrico en comparación con el zinc y el estaño. A pesar de que se liberó una pequeña cantidad de gas hidrógeno (H₂), la reacción fue muy lenta y no tan evidente. Al destapar el tubo y acercar el cerillo encendido, el sonido fue nulo.

CONCLUSIONES

En esta práctica de laboratorio, se exploraron diversas propiedades periódicas de los elementos, incluyendo el radio atómico, la electronegatividad, la energía de ionización y la afinidad electrónica. A través de experimentos y observaciones, se pudo confirmar que estas propiedades exhiben tendencias claras a lo largo de la tabla periódica. Se observó que el radio atómico tiende a aumentar al descender en un grupo debido al incremento en el número de capas electrónicas, mientras que disminuye al avanzar de izquierda a derecha en un período, resultado del aumento en la carga nuclear efectiva que atrae más fuertemente a los electrones. Asimismo, se constató que la electronegatividad y la energía de ionización generalmente aumentan al moverse hacia la derecha en un período y disminuyen al descender en un grupo, lo que refleja la tendencia de los elementos a atraer electrones y retenerlos con mayor fuerza. Estos resultados no solo corroboran las teorías existentes sobre las propiedades periódicas, sino que también resaltan la importancia de entender cómo estas características influyen en el comportamiento químico de los elementos. En conclusión, el estudio de las propiedades periódicas es fundamental para predecir reacciones químicas y comprender mejor las interacciones entre diferentes elementos. Esta práctica ha proporcionado una base sólida para futuras investigaciones en química y ha reforzado nuestra comprensión del sistema periódico.