Laboratorio de Química Inorgánica I, 15 Abril de 2015

TENDENCIAS PERIÓDICASCamargo Mercado Angie María1, Galán Bertel Johanna Andrea1, Londoño Higgins Katerin Juliet1

Estudiantes1

Universidad del AtlánticoFacultad de Ciencias Básicas

Programa de Química

Resumen Durante la realización de esta práctica se llevaron a cabo múltiples experimentos con el fin de demostrar la variación de las propiedades de los elementos, presentadas en la tabla periódica, la cual está organizada con una disposición bastante efectiva que nos permite observar los valores de estas propiedades tales como lo son: el carácter acido-base, reactividad, electronegatividad, afinidad electrónica, energía de ionización, longitud de onda, brillo, entre otras.

INTRODUCCIÓN Y MARCO TEÓRICO

Gracias a la contribución y aporte de muchos científicos a la predicción de elementos y estimación de sus propiedades, se hizo posible la organización de la tabla periódica. La distribución que hoy conocemos de la tabla periódica, nos muestra como los elementos están organizados en grupos y periodos de modo tal que al movernos en ellos hacia y un determinado lugar de la tabla, se pueda obtener información acerca de su crecimiento y decrecimiento tendencial de cada una de propiedades como: radio atómico (distancia entre el núcleo y la capa exterior del átomo), La energía de ionización que es la energía que se necesita para sacar un electrón de un mol de un elemento en su estado neutro. La afinidad electrónica, que es la energía requerida para adicionar un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar iones con carga negativa. La electronegatividad, que es la medida de poder de atracción de electrones hacia sí para formar compuestos. La polarizabilidad, que es la tendencia a la distorsión de la forma natural de la nube electrónica de un átomo, originado por un ion cercano.

OBJETIVO GENERAL

Identificar y relacionar las tendencias periódicas de los elementos.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Analizar las tendencias del grupo 1 y 2 Reconocer la reactividad de los alcalinos y

alcalinotérreos. Identificar la tendencia que ocurre a lo largo del

segundo y tercer periodo. Reconocer la tendencia de reactividad del grupo

de los halógenos.

METODOLOGIA

Materiales: 6 tubos de ensayo, 1 mechero, 1 pinzas para tubo de ensayo, 2 vaso de precipitado de 250m, asa microbiológica, 1 varilla de vidrio, 1 pinza para soporte, 1 soporte universal, 1 gradilla, 1 pipeta de 10mL, 3 espátulas, 5 pipetas Pasteur, papel pH.

Reactivos: Fe, trozos de Sodio, potasio y magnesio, Fenolftaleína, agua destilada, carbón, Cloro, KSCN, KI, Cobre, Azufre, Na2O2, B2O3, H3BO3, CO2(s), P2O5, HClO4, NaClO, C7H8, KBr, KCl, solución Yodo, HCl(6M), CaO, solución de Bromo.

Parte 1

En un beaker se colocó 250mL de H2O y se agregó una gota de fenolftaleína. Se tomo un trozo de Sodio y se añadió al vaso. Se repitió el mismo proceso para el Potasio y el Magnesio.

Se sometió directamente a la flama un trozo de Sodio y luego uno de Potasio utilizando el asa microbiológica.

Para los siguientes puntos se utilizó hierro:

1. Se sometió a la flama con el uso del asa microbiológica.

2. Se preparó en 4 tubos de ensayo una solución con un poco de HCl y agua, y en ellas el metal de transición. También se agregó a uno de los tubos Oxalato de potasio, al siguiente Tiocianato de Potasio, y así con los últimos dos; Hidróxido de Amonio y Etilendiamina.

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Parte 2

Propiedades ácido-base del segundo y tercer periodo.

Se colocó Na en un tubo de ensayo y se calentó. Luego se agregó 1mL de H2O. Se humedeció el extremo de un agitador con la solución y se colocó una gota sobre el papel de pH.

se realizó el procedimiento anterior esta vez con Ca.

En un tubo de ensayo se añadió azufre, luego se tomó el papel indicador de pH, se humedeció y se colocó al borde del tubo de ensayo, Se fundió el azufre y esperó hasta que los óxidos de azufre alcanzaran el papel indicador de PH.

se tomó Heptóxido de Dicloro 1M. Se probó con el papel indicador de pH.

Preparación y reactividad de los halógenos.

Preparación del Dicloro: Se añadió en un tubo de ensayo 1mL de blanqueador luego 10 gotas de Tolueno. Por consiguiente unos 10mL de HCl y se agitó.

Reactividad del Cloro: Con una pipeta se tomó 1mL de solución de Bromuro de Potasio y agregó la mitad del tolueno (contiene cloro). Se realizó el mismo procedimiento con 1mL de Yoduro de Potasio.

Reactividad del Bromo: En un tubo de ensayo se agregó 1mL de solución de yodo y 0.5mL de tolueno y se anotó el color del bromo con el tolueno. Posterior de adicionó 1mL de KCl de 0.1M, se agitó y se anotó los cambios

Reactividad del Yodo: Se repitió el proceso anterior pero esta vez utilizando Yodo. En otro tubo de ensayo se llevó a cabo la misma reacción pero este se utilizó KBr.

RESULTADOS Y DISCUSION

PARTE 1.

a) Metales del grupo 1: Al agregar los metales del grupo 1 (Na y K) al agua, reaccionaron violentamente, formando hidróxido de los respectivos metales e hidrógeno molecular, al final de la reacción de los

metales la solución se torna color rosa indicando la formación del hidróxido. 

2Na(s)+2H2O(l)→2NaOH(ac)+H2(g) Calor. 

2K(s)+2H2O(l)→2KOH(ac)+H2(g)+ Calor.

 Esto es debido a su baja energía de ionización al agregar los metales en agua estos pierden su único electrón en la capa de valencia, por lo cual reacciona violentamente. Al perder el electrón los metales se oxidan y se vuelven agente reductor, reduciendo el hidrógeno en H2. 

Metales del grupo 2: Al agregar los metales del grupo 2 (Mg) la solución se torna color rosa, lo que indica la formación de hidróxido de magnesio, se produce también hidrógeno molecular en esta reacción. 

Mg(s)+ H2O→ Mg(OH)2(ac)+H2(g) 

El magnesio es un metal activo pero tiene un comportamiento diferente al de los metales del grupo 1 al reaccionar con agua. El magnesio tiene dos electrones en su capa de valencia por lo cual es más difícil que se desprendan, como lo indica valor de energía de ionización con respecto al grupo 1, lo que lo hace menos reactivo. 

b) Al colocar los metales al fuego se apreció una reacción exotérmica y una llama de color característico de cada metal. Sodio emitió una llama color amarilla, potasio emitió una llama color purpura y magnesio emitió una llama color naranja brillante. Esta diferencia de tonos se explica porque al someterse a la llama ellos alcanzan su estado más excitado, debido a las altas temperaturas de la flama. Los átomos excitados pueden perder su exceso de energía emitiendo luz de una longitud de onda característica, estos metales al alcanzar su máximo estado de excitación liberan átomos gaseosos del mismo coloreando de su propio color de la flama. Estos átomos reaccionan con el oxígeno del ambiente dando lugar a una reacción de combinación formando los óxidos de los respectivos metales.  4Na(s) +O2 → 2Na2O  4K(s) +O2 → 2K2O  Mg +O2 → MgO 

c) Cuando se mezcló el agua la fenolftaleína y el hierro no hubo reacción. Se adicionó unas gotas de HCl y se produce FeCl2, porque el hierro como tiene una energía de ionización baja en comparación con el cloro y deficiencia de electrones, cede electrones de su última capa fácilmente, el cloro al contrario posee una afinidad

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electrónica alta, por lo que el hierro se une al cloro para estabilizarlo.   Fe(s)+ 2HCl(l) → FeCl2 + H2

 d) Cloruro de hierro + oxalato de potasio. Debido al que el potasio tiene una energía de ionización mucho menor que el hierro, cede su electrón de la última capa mucho más fácil, como se sabe que el cloro tiene una afinidad electrónica muy alta aceptara electrones, el potasio estabilizara al Cl- que es inestable de manera mucho más eficaz que el hierro.   FeCl2(ac) + C2K2O4(s) → FeC2O4 + 2KCl  e) Cloruro de hierro + hidróxido de amonio.  Al ser el hidróxido un anión, y tiene la carga negativa sobre el oxígeno posee un afinidad electrónica mayor que el Cl-, por lo cual atrae al hierro que lo estabilizará debido a su energía de ionización o su capacidad de convertirse en un anión, arrancándolo del Cl- aun teniendo este una afinidad electrónica alta.   FeCl2(ac) + NH4Cl + Fe(OH)2   f) Cloruro de hierro + etilendiamina.  Como el nitrógeno posee dos pares libres de electrones y el cobre es un anión, es atraído por los pares libres de electrones del nitrógeno el cual los comparte para estabilizar el anión de este modo es más estable que con el cloro que solo se los gana. 

FeCl2(ac) +C2H8N2 → Cu2(C2H8N2)2- 

Parte 2 Propiedades ácido-base del segundo y tercer periodo.

TABLA 1. ACIDEZ Y BASICIDAD

COMPUESTO

Ácido / Base Ecuación pH

1. Sln Peróxido de Sodio

Base Fuerte

2Na2O2 + 2H2O 4NaOH + O2 14

2. Óxido de Calcio

Base Fuerte

CaO(s) + H2O Ca(OH)2

13

3. Óxido de Boro

Ácido Débil

B2O3 + 3H2O 2H3BO3

5

4. Dióxido de azufre

Ácido débil

SO3 + H2O H2SO4 5

5. Heptóxido de Dicloro

Ácido Fuerte

Cl2O7 + H2O 2HClO4 1

Según los resultados experimentales, a lo largo del segundo y tercer periodo se puede observar claramente una tendencia general que a medida que se recorre de derecha a izquierda disminuye el pH, es decir, disminuye la basicidad y aumenta la acidez.

Preparación y reactividad de los halógenos.

1. Se observó un sistema de dos fases al mezclar el blanqueador (NaClO) y las 2 gotas de tolueno, al añadir HCl se observaron 3 fases, en el fondo un precipitado de color amarillento, por encima de éste con una menor densidad encontramos el tolueno con coloración amarillo pálido y a su vez encima del tolueno una fina fase de color amarillo.En este caso se realiza una reacción de sustitución electrofílica aromática (VER Anexo 1), la reacción es:

NaClO+2HCl=NaCl+H2O+C l2 El C7H 8-cloro

forma una capa orgánica debido a que es prácticamente

insoluble, lo que evita el escape de Cl2que es

excesivamente toxico y puede llegar a causar hasta la muerte.

2. Al añadir el tolueno (que contiene cloro) a la solución de bromuro de potasio 0.1M Se observa dos fases, una de color rojo intenso en el fondo del tubo y por encima de ésta una fase de color rojo más claro.Al añadir el tolueno (que contiene cloro) a la solución de yoduro de potasio 0.1M Se observa dos fases, una menos densa de color intenso en el fondo del tubo y por encima de ésta una fase de color claro.

3. Al añadir bromo al tubo de ensayo que contenía agua se produjo un desprendimiento de vapor. El líquido se tornó de color vino tinto oscuro, luego al añadir los 0.5mL de tolueno se observaron 2 fases poco distinguibles. Al agregarle a la solución cloruro de potasio 0.1M se logró distinguir mejor las dos fases anteriores quedando una en el fondo del tubo con una coloración rojiza y encima una fase color vino tinto.

4. Al mezclar yodo y tolueno se observaron 2 fases una en el fondo del tubo de ensayo color rojo oscuro y la de arriba color rojo claro. Al añadir cloruro de potasio a

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esta solución se observaron las mismas fases pero con un aumento de intensidad de color.

TABLA 2. Reactividad de los halógenosKCl KBr KI

Cl2 No hay reacción

KBr+ C

l2→KCl+Br2

El cloro desplazó el

bromo.

KI + Cl2 → KCl + I2

El cloro desplazó el

yodo.

Br2

KCl+Br2→KcL+Br2 no

hay un desplazamiento de ninguno de los halógenos.

No se produce reacción.

KI+Br2→KBr+I2

El bromo desplaza al

yodo por ser más reactivo.

I2

KCl+I2→KCl+I2

No hay reacción, I2 no puede desplazar el

cloro

KBr +I2 → KBr + I2

La reacción no se da porque el yodo no puede

desplazar el bromo.

No se produce reacción.

El Flúor es el elemento más reactivo. La reactividad de los halógenos tiene una tendencia a disminuir así: Cl2 > Br2 > I2. Un ejemplo claro de esto es que, el Cl2 reacciona con CO, NO y SO2para producir COCl2, NOCl y SO2Cl2 y el I2 no reacciona con estos compuestos. La disminución en la energía de ionización hace que el yodo pueda tener los estados de oxidación positivos más altos como en el IF7, a diferencia del Flúor que por su alta energía de ionización es univalente (

F−¿¿).

CONCLUSIONES

Conforme se desciende en el grupo I y II, aumenta la reactividad, sin embargo, en el grupo II los elementos son moderadamente reactivos con respecto a los elementos del grupo I.

Conforme se aumenta en períodos en el grupo de los halógenos, disminuye la reactividad de estos.

Los elementos del grupo I (Alcalinos) cada uno tiene solo un electrón en su nivel energético más externo, debido a que tienen poca afinidad electrónica, y baja energía de ionización, lo que genera que estos cedan sus electrones y sea más fácil forman compuestos covalentes, pero al estar en contacto con el agua pueden llegar a disociarse. Lo que indica que bajo la presencia del agua, los compuestos poseen un comportamiento distinto que en fase sólida.

Los elementos de grupo II (alcalinotérreos) Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo que forman un ion positivo.

Los elementos de los grupos I y II reaccionan fácilmente con los halógenos.

ANEXOS

Anexo 1

Sustitución electrofílica aromática: (SEAr) es una reacción perteneciente a la química orgánica, en la cual un átomo, normalmente hidrógeno, unido a un sistema aromático es sustituido por un grupo electrófilo.

Permite preparar compuestos aromáticos sustituidos con una gran variedad de grupos funcionales según la ecuación general:

ArH + EX → ArE + HX

Donde Ar es un grupo arilo.2 y E un electrófilo.3[1]

Es un compuesto orgánico cíclico conjugado que posee una mayor estabilidad debido a la deslocalización electrónica en enlaces π.2

Es un reactivo químico atraído hacia zonas ricas en electrones que participa en una reacción química aceptando un par de electrones.3

En este caso se observa la sustitución en la cual el Cloro pasa a hacer parte del Tolueno y se forma:

Esta molécula al adicionarse el Cl se hace más polar por la alta electronegatividad de este elemento.

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REFERENCIAS

1. Q.B. Judith Dora Sánchez Echeverría, Q.F.I. María De Lourdes García Becerril, I.I.Q. Yolanda Edith Balderas Solano. QUÍMICA I. Unidad 6, Reacciones Químicas y Ecuaciones Químicas.[1]

2. Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey. QUÍMICA GENERAL, octava edición. Pearson Education, S.A, Madrid, 2003. Capítulo 4, Las reacciones químicas.[1]

3. Farrah Cañavera Buelvas, Ph. D. Manual de prácticas de Química Inorgánica I, Universidad del Atlántico (Enero 2014).

4. K. Peter C. Vollhardt (1994). Química Orgánica. Barcelona: Ediciones Omega S.A. Sustitución electrofílica aromática. Tomado de: Google Books.

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