Integrantes: Matias Perrone, Julia Gallino, Nadia Furer

Fecha de Entrega: 04/11/2010

INFORME TRABAJO PRÁCTICO No 4

Metales S y metales P

Objetivos

Estudiar las propiedades de los metales s, p y de los compuestos típicos que ellos

integran.

Analizar el comportamiento ácido-base de los cationes y relacionarlo con la

relación carga/masa de los mismos.

Observar el carácter anfótero de los metales p.

Introducción

Propiedades generales de los metales

Las propiedades físicas más características de los metales son:

1. Son buenos conductores del calor y la electricidad.

2. Tienen lustre metálico.

3. Dúctiles y maleables.

4. Sus estructuras más frecuentes son la cúbica centrada en el cuerpo y las estructuras

compactas.

5. Forman aleaciones.

Conductividad

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La conducción eléctrica proviene del movimiento de los electrones. La conductividad de los

compuestos iónicos en estado fundido o disueltos se debe al movimiento de iones. En estado

sólido la semiconducción se debe a los defectos reticulares. Hay una gran diferencia entre la

conductividad de los metales y los demás. La conductividad de los metales decrece con la

temperatura. Muestran cierto grado de paramagnetismo lo que indica presencia de electrones

desapareados.

Lustre metálico

La superficie limpia de un metal aparece brillante y como un espejo. El lustre aparece desde

cualquier ángulo de observación a diferencia del lustre que aparece a pequeños ángulos en

cristales de yodo o azufre. Pulverizados son grises o negros. Se debe a que los electrones

libres del metal absorben energía de la luz y la vuelven a emitir a continuación cuando el

electrón cae al nivel inicial. Como se absorben y emiten prácticamente todas las longitudes

de onda; toda la luz se refleja en la práctica, originando el aspecto lustroso. El color rojizo y

dorado del cobre y oro se debe a la distinta rapidez en la absorción de algunos colores.

Algunos metales emiten electrones cuando se exponen a la luz (efecto fotoeléctrico), cuando

son irradiados con longitudes de onda corta o al ser calentados (emisión termoiónica).

Maleabilidad y fuerza cohesiva

Los metales tienen la propiedad mecánica de ser dúctiles y maleables. Esto conduce a la

deformación del sólido en láminas o hilos y es tanto más difícil cuanto mayor sea la fuerza

de cohesión de los átomos en la estructura. Esta fuerza de cohesión puede ser medida

mediante la entalpía de vaporización o calor necesario para evaporar o atomizar el metal.

Los valores de disminuyen a medida que descendemos en una familia o grupo de metales

Li(162), Na(108), K(90), Rb(82) y Cs (78); en kJ/mol.

Los valores de aumentan desde el grupo 1 al 2 y 3. Esto sugiere que la fuerza del enlace

metálico aumenta a medida que aumentan los electrones de valencia. La energía de cohesión

aumenta al principio en las series de transición conforme aumenta el número de electrones

desapareados, alcanzando máximos valores en el Sc, Ti y V. Continuando en la serie de

transición el número de electrones implicados en el enlace metálico va disminuyendo y

además los electrones se van apareado, no estando ya disponibles para formar enlaces, con

lo que las fuerzas de cohesión disminuyen y alcanzan un mínimo en el Zn. Los puntos de

fusión y ebullición crecen a medida que aumentan las fuerzas cohesivas.

Parte I: Oxidación de Na, Mg y Al

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a) Reacción de Sodio metálico en agua

Procedimiento:

Se agregó una porción de Na0 en un cristalizador con H2O y unas gotas de fenolftaleína.

Resultados: Se produjo la siguiente reacción:

Na (s) + H2O (l) Na+ (sc)+ (OH)- (sc) + H2(g)

Se observó una combustión de H2 (g), producto de una reacción exotérmica y muy

espontánea. También se observo un cambio en el color de la solución de incoloro a violeta,

ya que la fenolftaleína toma ese color en medio básico. Esta reacción (Na (s) + H2O(aq)) se

debe a que el potencial de reducción del Na es -2.71V lo que indica que se oxida muy

fácilmente. El Sodio no posee un óxido protector, como en el caso del Magnesio, que evita

que se oxide tan rápidamente.

b) Reacción de Magnesio metálico con agua, ácidos y bases

Procedimiento:

Se tomaron tres tubos de ensayo y en uno se coloco H2O y fenolftaleína, en otro HCl 6M y

en el ultimo, NaOH 10%. Una vez realizado esto, se colocaron pequeñas muestras de

magnesio metálico (dos lijados anteriormente y uno sin lijar) en cada tubo (los dos lijados se

pusieron en el HCl y H2O y el no lijado en el NaOH).

Resultados: Se produjeron las siguientes reacciones:

· Mg (s) + 2 H2O(l) Mg2+ (sc) + 2(OH)- (sc) + H2 (g) (Mg en H2O)

· Mg (s) + 2 H+ (sc) Mg2+ (sc) + H2 (g) (Mg en HCl)

El Mg en HCl se disolvió y liberó H2 (g). En NaOH no se produjo reacción. En agua se

disolvió lentamente y se llego a ver la formación de (OH)- gracias al cambio de color de la

solución por la fenolftaleína que se le había agregado. El potencial de reducción del Mg es -

2.36V.

c) Reacción de Aluminio metálico en agua, ácidos y bases

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Procedimiento:

Se tomaron tres tubos de ensayo y en uno se coloco H 2O y fenolftaleína, en otro HCl 6M y

en el ultimo, NaOH 10%. Una vez realizado esto se coloco en cada uno pequeñas muestras

de polvo de aluminio.

Resultados:

Se produjeron las siguientes reacciones:

· Al (s) + 3H+ (sc) Al 3+ (sc) + 3/2 H2 (g) (Al en HCl)

· Al (s) + 3H2O (sc) Al(OH)3 (s) + 3/2 H2 (g) (Al en NaOH)

Al(OH)3 (s) + 4 NaOH (sc) Al(OH)4- (sc) + 4 Na+ (sc)

La reacción que se observo al agregar el HCl fue muy exotérmica (el acido ataco el óxido

protector y luego al metal base). La reacción que se produjo con NaOH disolvió la capa de

óxido protector y consumió el metal base. En agua no se observo reacción.

Comparación: El potencial de reducción del Mg es muy parecido al potencial de reducción

del sodio, pero la reacción de Mg en agua sucedió mucho más lenta porque el oxido

protector es mucho más fuerte en el Mg que en el Na.

Parte II: Coloración a la llama de sales de metales alcalinos y alcalino térreos

Procedimiento:

Se tomó una espátula de acero y se la introdujo en HCl luego se la llevo a la llama para

liberar la espátula de contaminantes. Se Introdujo la espátula en una solución de BaCl2, se lo

llevo a la llama y se observó. Se repitió la experiencia con diferentes sales que tuvieran Sr2+,

Na+, Li2+ y K+.

Resultados:

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Bario: Verde

Sodio: Naranja

Estroncio: Rojo

Litio: Rojo

Potasio: Violeta

Los colores que se observaron marcan el catión que se presenta en cada solución.

Esto sucede porque el catión pasa a un estado excitado por el calor, y al dejar ese estado

emite luz. Damos como ejemplo la reacción del sodio:

Na+ (ac) Na (g) Na*(g) Na (g) + hv

Donde Na*(g) es su estado excitado y hv es la luz emitida.

Parte III: Hidrólisis de Cationes

Procedimiento:Se pusieron a hervir (durante 10 min) 25 ml de soluciones 0,2M de sales que tuvieran K+,

Pb2+, Sr2+, Bi3+, Na+ y Ba2+. Luego se midió el pH y se comparo con la relación carga/radio.

Resultados:

M +z + H2O M (z-1)(OH) + H3O+

Metales pHK+ 4.60

Pb2+ 2.95Sr2+ 6.20Bi3+ 1.00Na+ 6.00Ba2+ 6.40

Se observó que solo en la solución de Bismuto hubo precipitado.

Los diferentes valores de acidez de los cationes se deben a la relación carga/radio, donde se sabe que el radio atómico aumenta al descender en un grupo y disminuye de izquierda a derecha en un periodo; y la carga nuclear aumenta de izquierda a derecha en un periodo y casi no varía en un mismo grupo. Por lo tanto podemos suponer que los elementos que estén más abajo en el grupo tendrán menor acidez, ya que poseen mayor radio y carga similar; y los que estén más a la derecha en el periodo tendrán mayor acidez. Se podría decir que la relación carga/radio aumenta a medida que aumenta el grupo y disminuye el periodo. Parte IV: Carácter anfótero de los óxidos de Sn (II), Pb (II) y Al (III)

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Procedimiento:

a) Se introdujo en un tubo de ensayo agua destilada (aproximadamente 1ml) y solución de

AlCl3. Luego se agregaron unas gotas de HCl 1M y se observó. Finalmente se agregaron

gotas de NaOH 10% y se observó.

b) Se introdujo en un tubo de ensayo agua destilada y SnCl2. Se Agregaron unas gotas de

HCl y se observó. Luego se agrego NaOH 10% y se observó.

c) Se introdujo en un tubo de ensayo solución de Pb(NO3)2. Luego se agrego NaOH

(aproximadamente 6ml) y se observó. Luego se agrego NaClO y se interpretó.

Resultados:

a) AlCl3 (ac) + 3 H2O (l) Al(OH)3 (s) (anfótero) +3H+ (ac)

Al(OH)3 (ac) + 3 HCl (ac) Al3+ (ac) + 3 Cl- (ac) + 3 H2O (l)

A partir del agregado de NaOH se producen las siguientes reacciones

Al3+ (ac) + 3 H2O (l) Al(OH)3 (s) +3H+ (ac)

Al(OH)3 + NaOH Al(OH)4

- (soluble)

La solución en H2O se veía blancuzca, con partículas sin disolver. Al agregarle HCl, estas se

disolvieron completamente y la solución se tornó incolora, este es el momento en el que el

Al vuelve a Al3+. A medida que se fue incorporando el NaOH la solución comenzó a

alcalinizarse y llegó a un punto en el cual volvió a estar en pH=7, lo que produjo que

precipite nuevamente y la solución se torne blancuzca, cuando el pH aumentó se volvió a

disolver y nuevamente se tornó incolora.

b) SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl + 2 HCl

SnCl2(ac) + OH- Sn(OH)Cl + NaCl

Sn(OH)Cl +NaOH Sn(OH)4

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La solución de Sn en agua destilada se vio blancuzca con partículas sin disolver. Al agregar

HCl (se debió agregar gran cantidad) se vio una disolución muy escasa y lenta.

Al agregar NaOH se pudo ver una disolución más fácil y rápida que con el agregado de HCl.

c) Pb (NO3)2 (ac) + NaOH Pb(OH)NO3 + H+

Pb (OH)4-2 (ac) + NaClO PbO2

Al agregarle NaOH a la solución, ésta precipitó (8 < pH < 12). A un pH > 12 la solución

debería disolverse, por lo que al agregarle más NaOH la solución efectivamente se disolvió

completamente. Al agregarle NaClO la solución se torno naranja es decir que paso de Pb+2 a

Pb+4 (PbO2), esto prueba que el Hipoclorito de Sodio posee un alto poder oxidante.

Parte V: Poder reductor del Sn

Procedimiento:

a) En dos tubos de ensayo se introdujeron 1 ml de Fe3+ en cada uno. En uno de ellos se

introdujo una solución de SnCl2 (tubo de ensayo 1) y luego en ambos se agregó KSCN (tubo

de ensayos 2).

b) En otro tubo de ensayo se introdujo 1 ml Fe3+ , luego se agregó KSCN y finalmente se

agregó SnCl2

Resultados:

a) En el tubo de ensayo 2 se formo el complejo [Fe(SCN)6 ]3- y la solución se torno rojo

intenso, el Fe no se oxidó ni se redujo.

Fe3+ (ac) + KSCN [Fe(SCN)6 ]3-

En el otro tubo de ensayo el Fe oxidó al Sn y por lo tanto el Fe se redujo, luego la reacción

con el KSCN no se produjo y no se formo el complejo de color rojo.

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Fe3+ (ac) + Sn2+ (ac) Fe2+ (ac) + Sn4+ (ac)

b) En primer lugar se produjo la reacción del tubo de ensayo 2, luego se forma un complejo

muy inestable, el cual se vuelve incoloro.

Parte VI: Acción oxidante del NaBiO3

Procedimiento:

En un tubo de ensayo se colocó 5 ml de solución de HNO3 6M. Luego se agregó dos gotas

de MnSO4 0,3 M. Finalmente se adicionó una pequeña alícuota de NaBiO3.

Resultado:

Se produjo la siguiente reacción:

5 NaBiO3(s) + 2 MnSO4 + 20 HNO3 2 HMnO4 + 5 Bi(NO3)3 + 5 NaNO3 + 7 H2O + 2 H2SO4

Lo que sucedió es que el NaBiO3 oxidó el Mn+2 a Mn+7.

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