Ley periodica

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE

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LEY PERIÓDICA. ELEMENTOS DEL GRUPO 1, PERIODO 3 Y ELEMENTOS

DEL GRUPO 12

Bueno Garcés, M. Liliana (1425884). [email protected];

Romero Mosquera, Gabriela (1423427). [email protected].

Presentado a: Dorian Polo

Práctica realizada 01 de septiembre de 2015

Entregado el 11 de septiembre de 2015. Departamento de Química – Universidad

del Valle.

RESUMEN

La práctica nos ofreció el estudio y las variaciones de las propiedades de los

átomos del grupo 1, 12 y periodo 3, así como de las posibles combinaciones con

óxidos y cloruros, en donde su enlace juega un papel importante. Estas

propiedades se ven influenciadas por el tamaño de sus moléculas, energías de

ionización, afinidad electrónica etc., en donde al momento de reaccionar, en este

caso con el agua, pueden comportarse distintamente a lo largo de un periodo o

grupo.

INTRODUCCION

La ley periódica establece que las propiedades de los cuerpos simples, así como

las de sus combinaciones, son función periódica del número atómico o que se

repiten a intervalos determinados del número atómico [1]. Al analizar la variación de

las estructuras electrónicas de los átomos de los elementos y al disponerlos en

orden creciente de sus números atómicos se observó que después de un

determinado número de elementos químicos ocurre una repetición periódica de

estructuras electrónicas semejantes, fundamentalmente de las capas o los niveles

más externos. Por esta razón, los elementos se ubican en distintos grupos y

períodos. En cada período se encuentran los elementos cuyos átomos tienen igual

número de niveles de energía y en cada grupo los de estructuras electrónicas

semejantes.

DETALLES EXPERIMENTALES, PROCEDIMIENTOS DE CÁLCULO O

ANÁLISIS TEÓRICO


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Elementos del grupo 1 y periodo 3.

Reactividad frente al agua:

A 5 mL de agua destilada a temperatura ambiente en tubos de

ensayo fueron añadidos con la punta de una espátula, cantidades

mínimas de calcio, magnesio, aluminio y azufre, y se observó si pudo

haber desprendimiento de gas haciendo una prueba con un palillo de

madera en ignición en la boca del tubo. Finalmente se verificaba la

acidez con indicador de fenolftaleína (2 gotas). Al no observar

reacción con agua se realizó el mismo procedimiento agregando,

esta vez, agua destilada caliente. Se evidencian los datos

experimentales obtenidos en la tabla 1, para la reactividad frente al

agua:

Tabla 1 Datos observados experimentalmente para la reactividad frente al agua de los elementos

del grupo 1 periodo 3.

Elemento/Muestra Reactividad Soluble pH Observaciones con agua fría y

caliente.

Sodio alta Si Básico Reacciona violentamente con el agua

Potasio alta Si Básico Reacciona violentamente con el agua

Magnesio baja

No Básico No se disolvió permaneciendo el

soluto en el fondo del tubo.

Aluminio alta

No Acido Se formó una pared metálica por

encima del agua alrededor del tubo.

Calcio baja

No Básico No se disolvió permaneciendo el

soluto en el fondo del tubo.

Azufre media

Leve Acido Algunas partículas quedaron en

suspensión, sin disolverse.

Óxidos del primer grupo y tercer periodo

Carácter acido-base:

Se introdujo en cada tubo de ensayo muestras mínimas de los óxidos de

sodio, magnesio y aluminio, a los cuales son agregados 3mL de agua

destilada a cada uno y se agito vigorosamente. Para el óxido de azufre,

debe primero debe colocarse la muestra de azufre en un tubo de ensayo

pyrex y posteriormente calentarlo en un mechero, tapado levemente con un

corcho y cuando se liberó el gas, inmediatamente fue añadida 3mL el agua

destilada.

A los oxido solubles se les agrego dos gotas de fenolftaleína para medir su

pH. Pero para los óxidos que no fueron solubles, se repitió el proceso de

disolución, agregando primero unas gotas de HCl 2M a un tubo y al otro

1mL de NaOH 2M. Los resultados se encuentran registrados en las tablas 1

y 2:


3

Tabla 2 Datos de la Volatilidad obtenida experimentalmente para los óxidos.

Muestra Volatilidad

Si No

Peróxido de sodio x

Óxido de azufre x

Oxido de magnesio x

Oxido de aluminio x

Tabla 3 Datos de la solubilidad y acidez obtenida experimentalmente para los óxidos.

Muestra Soluble pH

Peróxido de sodio Si Básico

Óxido de azufre Si Acido

Oxido de magnesio Si Básico

Oxido de aluminio Si Acido

Cloruros del primer grupo y tercer periodo

Volatilidad: con la punta de la espátula se tomaron pequeñas muestras de

cloruro de sodio, potasio, magnesio y aluminio en tubos de ensayo

diferentes. Seguidamente se calentaron las muestras con un mechero para

verificar su volatilidad. Los resultados se encuentran registrados en la tabla

3:

Muestra Volatilidad

Si No

Cloruro de sodio x

Cloruro de potasio x

Cloruro de magnesio x

Cloruro de aluminio x

Solubilidad: se tomaron nuevas muestras de los mismos cloruros

anteriormente nombrados en tubos de ensayo separados. Se adicionaron 3

mL de agua destilada a cada uno y se agito con el fin de verificar su

solubilidad. Después se agregaron dos gotas de fenolftaleína a cada uno

para visualizar el pH de cada disolución. Los resultados obtenidos se

encuentran registrados en la tabla 4.

Tabla 5 Datos de la solubilidad y acidez obtenida experimentalmente para los cloruros.

Muestra Soluble pH

Cloruro de sodio Si Acido

Cloruro de potasio Si Acido

Cloruro de magnesio Si Acido

Cloruro de aluminio Si Acido

Tabla 4 Datos de la Volatilidad obtenida experimentalmente para los cloruros.


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Elementos Del Grupo 12

Sobre 5 mL de ZnSO4 2M, añadimos 5 mL de NaOH 2M y se dividió la

mezcla en tres partes iguales. El procedimiento y observaciones están

indicados en la tabla 5

Tabla 6 Datos de las reacciones observadas para el grupo 12.

MEZCLA SE ADICIONO OBSERVACIÓN pH

1 8 mL más de la disolución de

NaOH 2M y se calentó suavemente

Inicialmente se diluyo poco, pero al

aumentar la T y agitar se diluyo la mezcla y se tornó a un color

blanco

Alcalino

2 NH4OH concentrado

Se diluyo poco, quedaron pequeñas

partes en el fondo y la solución se tornó

blanca un poco turbia

Alcalino

3 8 mL de HCl 2M Se diluyo toda la mezcla y quedo

incoloro Acido

DISCUSIÓN

En el desarrollo de la práctica se probaron las diferentes reacciones que se llevan

a cabo, como primer lugar, en los elementos del grupo 1, periodo 3 y periodo 4

(solo calcio) y su reacción con el agua. Para dicho comportamiento como vemos

en la tabla 1 no se observó ningún cambio notable (excepto en sodio y potasio)

aún en presencia de agua caliente no hubo desprendimiento de gas, se

observaron diferentes pH.

Para estos comportamientos es necesario razonar el elemento hidrogeno que es

un no metal que existe a temperatura ambiente como gas incoloro, inodoro e

insípido compuesto de moléculas diatómicas H2(g) , en casi todas las condiciones.[2]

Observamos entonces que para el grupo 1, la reacción del aire con estos metales

blandos (Na y K), producía que su superficie se opacara por el oxígeno debido a

su baja energía de ionización que se reduce a medida que bajamos por la tabla

periódica, seguidamente al añadirse cada elemento al agua, ocurrió una reacción

en donde hubieron chispas ya que fue liberado hidrogeno, esta reacción entre el

hidrógeno (H2) y el oxígeno elementales (O2 que hay en el aire) produce moléculas


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de agua y desprende una importante cantidad de energía (exotérmico). Esto

sucede porque los enlaces de la molécula de agua son más fuertes que los

enlaces en las moléculas de H2 y O2. Su pH básico, observado por el viraje de

color blanco a fucsia de la fenolftaleína, puede explicarse ya que las reacciones

del agua con un metal alcalino producen hidróxidos porque, como lo mencionamos

antes, estos metales poseen una baja energía de ionización formando iones

positivos (1+) con más facilidad (son reductores), en donde al liberarse el

hidrogeno, los iones sodio/potasio quedan disociados completamente en cada

solución desplazando un átomo de hidrogeno de la molécula de agua, para ser

sustituido por los metales, esto es posible gracias a que el enlace OH es

covalente, mientras que el metal y el hidróxido es de tipo iónico permitiendo la

disociación, obteniendo así su carácter básico. (Ver ecuaciones pág. 9. a.)

Tenemos por otro lado las reacciones observadas por los elementos de magnesio,

aluminio, azufre (periodo 3) y Calcio (periodo 4) con el agua, analizaremos primero

Mg y Ca; estos elementos al contacto con el agua no se disolvieron y no se

observó alguna reacción visible en contacto con el aire, ni al agregar agua

caliente, lo que nos sugiere que su reactividad es baja con esta (mucho más baja

para el magnesio), teniendo en cuenta que el radio atómico ha disminuido, en

comparación con Na y K, por lo que su fuerza de retención de los electrones de su

capa exterior es mayor; su pH fue básico para ambos. Estos dos metales

alcalinotérreos pertenecientes al grupo 2, son más duros y densos que los metales

alcalinos, también su energía de ionización es solo un poco más alta por lo que su

carácter reductor se mantiene para estos elementos, es por ello su basicidad, ya

que forman cationes (2+) fácilmente y al disociarse, aunque sea baja su

solubilidad con el agua, ocurre el mismo proceso de desplazamiento que en el

grupo 1.

Sin embargo se observó otro comportamiento en cuanto al pH que presentaron los

elementos del periodo 3 ya que fueron ácidos, en comparación con el Mg que

pertenece al mismo periodo pero diferente grupo, ya que para el caso del aluminio

este es un metal anfótero, es decir, tiene propiedades tanto ácidas como básicas,

por lo que al ser diluido con el agua, este libera hidrogeno que da la acidez o

neutralidad a la solución en este caso; su carácter metálico aún se mantiene, pero

en menor medida en comparación con los del grupo 1 y 2, ya que este se reduce

izquierda a derecha en la tabla periódica, también su tendencia a formar cationes

(3+) por su energía de ionización baja es similar a los grupos antes mencionados.

El aluminio al contacto con el agua formó una película protectora, que es un efecto

de protección frente a los ataques corrosivos; se observó que la capa en agua

caliente crecía más rápidamente por efecto de la cinética de las moléculas al

aumentar la temperatura.


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Para el caso del azufre su tendencia a formar cationes se ve reducida debido a la

cantidad de electrones que posee en su último nivel y a su decrecimiento en el

radio atómico, resistiéndose a donarlos, es por ello que tienden a ganar electrones

de otros elementos para formar sulfuros, pero su tendencia a formar aniones no es

tan grande como la del cloro. El carácter básico lo da el enlace del azufre con los

átomos de hidrogeno formando un compuesto llamado ácido sulfhídrico [3], un

ácido fuerte.

La solubilidades respectivas de los átomos de Mg, Ca, Al y S son bastante bajas

en comparación con las de sodio y potasio ya que, los compuestos menos

polarizables no pueden formar puentes de hidrogeno que son necesarios para la

solubilidad en el agua. Igualmente las fuerzas intermoleculares son fuertes en

estos átomos y por tanto es difícil que se formen fuerzas de cohesión entre las

moléculas de agua y el elemento, debido también a la influencia de su tamaño

atómico.

Seguidamente se tuvo las reacciones de los óxidos de los elementos sodio,

aluminio, azufre y magnesio, con el agua, en donde sus pH se vieron variados, e

igualmente sus solubilidades.

Consecutivamente se tuvo las reacciones binarias de los óxidos de los elementos

sodio, aluminio, azufre y magnesio, con el agua, en donde sus pH se vieron

variados, e igualmente sus solubilidades. La acción del agua sobre los óxidos es,

en realidad, un caso especial de interacción oxido-oxido. Por ser el agua un

compuesto en el que el oxígeno tiene carga negativa intermedia, puede reaccionar

con óxidos, con el oxígeno más negativo, y con aquello en los que la carga

negativa del oxígeno sea menor; estas reacciones generalmente son exotérmicas.

La mayor parte de los óxidos metálicos son básicos. Los que se disuelven en agua

reaccionan para formar hidróxidos metálicos, como es el caso del peróxido de

sodio, que es soluble en agua ya que su estructura la posee, el oxígeno actúa con

valencia (1-) para formar el peróxido, convirtiéndose en un agente oxidante fuerte,

es decir, los metales alcalinos en especial los miembros superiores son los únicos

capaces de ceder electrones al oxigeno molecular para formar peróxidos estables,

en los que el enlace oxigeno-oxigeno no se rompe con facilidad. De hecho, los

metales alcalinos reaccionan con tal facilidad con el oxígeno molecular que nunca

forman directamente óxidos normales. [4] es por esto que los metales alcalinos

forman los hidróxidos más fuertes entre los hidróxidos metálicos. Así la molécula

O2 se adiciona fácilmente solo a los metales más reactivos, es decir, los de

átomos más voluminosos y menores energías de ionización y electronegatividad.

Los metales menos activos o los no metales producen óxidos normales. El óxido

de magnesio se combina con el agua para formar un hidróxido definido. En


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general, los metales alcalinotérreos se comportan frente al oxigeno de forma

parecida a como lo hacen los alcalinos. En este compuesto no se observó ningún

tipo de solubilidad al agregar acido o base, pero se espera que sea soluble en

ácidos más fuertes que el usado (2M) debido a la reacción Mg(OH)2(s) + 2H+(ac) →

Mg2+ (ac)

+ 2H2O(l).

En general, estos dos óxidos (Na2O2 y MgO2) son sales de H2O2 y al disolverse en

agua forman sus hidratos correspondientes, en donde estos iones hidratados se

forman cuando se disuelven en agua y el ion oxido atrae fuertemente las

moléculas de agua, produciendo los iones hidroxilo.

Siguiendo por el periodo 3, la reacción observada fue la del compuesto covalente

Al2O3 con el agua en donde su pH fue acido. Al observar sus energías de

ionización se puede ver que este átomo mantiene con firmeza a sus electrones de

última capa. Es por ello que la carga del Al en el Al(OH)3 es de (3+) y el ion Al3+

debe atraer a los electrones más intensamente que el ion Mg2+ o en ion Na+. Este

hidróxido es muy ligeramente soluble en agua, pero se disuelven en ácidos y

bases, poniendo en manifiesto su carácter anfótero. Su distribución electrónica

permite que acepte un protón, o que reaccione con OH-.

Finalmente el ultimo oxido estudiado es el óxido de azufre, que es la unión de un

no metal con oxígeno, el cual también es un compuesto covalente; en su mayoría,

estos óxidos son moléculas simples de punto de fusión y de ebullición bajos, sin

embargo su estructura es polimérica. Casi todos los no metales al ser combinados

con agua forman oxácidos. Como decíamos, el óxido de azufre forma acido

sulfuroso al disolverse en agua; estos óxidos se conocen como anhídridos ácidos

u óxidos ácidos. La observación notada fue que en el proceso de combustión del

azufre este se tornó de color marrón, incrementándose la viscosidad, ya que hubo

ruptura de anillos y se formaron largas cadenas de azufre, que se enredan entre si

y disminuye la fluidez del líquido formado no soluble en agua; se libera entonces el

gas que es inmediatamente condensado por el agua añadida dando la formación

del ácido sulfuroso. Debería ser soluble en base, pero es necesario agregar

concentraciones suficientes para solubilizarse.

Seguidamente analizaremos las combinaciones binarias del cloro con los

elementos del grupo 1 (Na y K) y del tercer periodo (Mg y Al) los cuales tienen

dos características fundamentales: una, su capacidad de actuar como agentes

clorantes, cuanto más baja sea la carga negativa sobre el cloro retendrá más

fuerte sus propios electrones, y la otra la tendencia a hidrolizarse, que es mayor

cuanto más baja sea la carga negativa del cloro dependiendo fundamentalmente

del otro elemento. Los metales arden en atmosfera de cloro formando cloruros


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salinos los cuales son sólidos blancos, solubles en agua, de alto punto de fusión y

baja volatilidad debido a que son compuestos altamente polares.

En la práctica estudiamos la volatilidad y solubilidad de los compuestos. En la

tabla 4 se encuentra registrada la volatilidad de estos compuestos. Observamos

que el cloruro de sodio y el cloruro de potasio no desprendieron gas al momento

de calentarlos con el mechero; es decir, no son volátiles o presentan muy poca

volatilidad. Esto es debido a que son compuestos altamente polares; por ende,

poseen baja volatilidad y altos puntos de fusión. El cloruro de potasio posee la

densidad más baja del grupo 1. También tiene una gran relación con el cloruro de

sodio en cuanto a los valores del punto de fusión, punto de ebullición y calor de

vaporización puesto que son los más elevados en el grupo. Pauling, ha justificado

este hecho, teniendo en cuenta el efecto de la relación de radios en los valores de

la energía del cristal, y la influencia que ejerce la diferencia de tamaño entre catión

y anión en el empaquetamiento de los iones [5]. Por otro lado el cloruro de

magnesio y el cloruro de aluminio si son volátiles; debido a, la reducción del cloro.

En la tabla 5 se encuentra registrada la solubilidad de los compuestos y los pH

obtenidos en la práctica. Observamos que los cuatro cloruros son solubles en

agua, pero diferían en la velocidad con que se solubilizaban. El Cloruro de

magnesio fue el que más rápido se solubilizo, seguidamente el cloruro de potasio

y después el cloruro de sodio. A diferencia de estas tres el cloruro de aluminio se

solubilizo, pero fue el más demorado; debimos permanecer con agitación

constante hasta su completa dilución. Eso se debe, a que por naturaleza son sales

solubles en agua y principalmente el cloruro de magnesio es muy soluble.

Al adicionarle fenolftaleína a cada uno de los cloruros presentaron un cambio de

color, de transparente o incoloro se tonaron un poco blanco turbio: es decir, su pH

fue acido.

CONCLUSIONES

La propiedad química más obvia que varía a lo largo de los periodos es la valencia

y la propiedad o tendencia a ganar y/o perder electrones que se puede medir por

la afinidad electrónica o potencial de ionización.

Es necesario conocer la pureza de los reactivos a utilizar para poder ser

observadas sus posibles reactividades y volatilidades, ya que una baja pureza

minimiza estas propiedades.

Es también importante reconocer la importancia del tamaño en los átomos para

formar sus enlaces, ya que estos a medida que aumentan su tamaño pueden

hacerse más susceptibles a la perdida de sus electrones en la medida en que este

lleno su orbital.

Cuando el oxígeno se combina con los elementos de electronegatividad

intermedia forma o bien óxidos moleculares o bien poliméricos, siempre con

enlaces de naturaleza covalente.


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PREGUNTAS

Elementos Del Grupo 1 Y Periodo 3

a. Para los elementos escriba las ecuaciones que muestren el producto

de reaccionar con el agua.

Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g)

Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(S) + H2(g)

2Al(s) + 3H2O(l) → Al2O3(S) + 3H2(g)

2S(s) + 2H2O(l) → 2H2S(S) + O2(g)

AlCl3(s) + 3H2O(l) → Al(OH)3(s) + 3HCl(ac)

NaCl(s) + H2O(l) → Na+(ac) +Cl- + H2O(l)

MgCl2(s) + 2H2O(l) → Mg+(ac) +2Cl-(ac) +2 H2O

KCl(s) + 2H2O(l) → KOH(s) + HCl(ac)

b. Explique lo observado con el palillo de madera.

El palillo de madera nos indicaba si habría algún desprendimiento de

gas con respecto a los elementos que reaccionaban con el agua. En

el caso nuestro no observamos ningún tipo de cambio, que pudo

deberse a una contaminación del material limitando sus propiedades

reactivas.

c. Para los elementos indique la variación de la acidez de sus

soluciones.

La acidez de un óxido depende del estado de oxidación del metal o

no metal, es decir en cuanto mayor sea el estado de oxidación del

elemento mayor es el enlace covalente. En un grupo aumenta de

abajo hacia arriba y en un periodo de izquierda a derecha es por eso

que entre el primer y segundo grupo de los elementos tienden a

formar óxidos básicos y en general los no metales tienden a formar

óxidos ácidos.

d. Consulte ¿Cómo varían los puntos de ebullición de los óxidos y los

cloruros de los elementos a lo largo del periodo 3 y del grupo 1?

¿Están relacionados los puntos de ebullición con la estructura que

presentan dichos elementos? Explique.

El punto de ebullición de un compuesto depende de la atracción

entre las moléculas, de manera que si las moléculas se mantienen

unidas por interacciones fuertes, se necesitará mucha energía para

separar las moléculas unas de otras y el compuesto tendrá el punto

de ebullición muy alto.


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Los puntos de ebullición para los óxidos varían de acuerdo a su

carácter metálico es decir, para los metales aumenta de izquierda a

derecha, pero para los no metales aumenta de derecha a izquierda.

Para los cloruros el punto de ebullición aumenta de derecha a

izquierda. Estos puntos se relacionan con la estructura ya que un

cristal salino representa un equilibrio particularmente estable de

cargas positivas y negativas, manteniéndose cada ion fuera de la

trayectoria de otros de igual carga. En estado líquido los iones deben

aparearse antes de alcanzar la fase gaseosa, para formar moléculas

neutras de sal y se requiere mucha energía para empujar electrones

a donde no se los necesita y producir estas moléculas a partir de los

iones, de forma que son necesarias temperaturas altas para que esto

suceda.

e. Consulte la estructura y naturaleza de los elementos estudiados.

SODIO: Al aumentar en una unidad el número atómico sobre la

configuración estable del neón, se inicia una nueva capa cuántica

principal, con el consiguiente aumento del radio y la disminución de

la densidad, 0.97. El electrón externo del sodio esta débilmente

retenido, como lo pone de manifiesto su baja energía de ionización, y

comunica al átomo carácter metálico. El sodio es, por esto, un metal

con estructura cubica centrada en el espacio, buen conductor del

calor y de la electricidad, muy dúctil y maleable.

MAGNESIO: Es un metal de color blanco de plata, moderadamente

dúctil, y buen conductor del calor y de la electricidad. Su estructura

cristalina es hexagonal compacta, estando cada átomo rodeado de

otros 12 a distancias prácticamente iguales.

ALUMINIO: Es un metal de color blanco de plata, sus átomos son

algo pequeños. Su estructura cristalina es cubica centrada en las

caras con más planos de deslizamiento que la hexagonal compacta

del magnesio, lo que da cuenta de la mayor ductilidad. Es también

muy buen conductor del calor y la electricidad.

AZUFRE: El azufre se presenta en varias formas. La forma estable a

temperatura ordinaria es el azufre rómbico, solido amarillo, de bajas

conductividades térmicas y eléctricas y que carece de propiedades

metálicas.


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POTASIO: es un metal activo, buen conductor del calor y de la

electricidad, aunque el enlace en el cristal metálico es débil. Tiene

estructura cubica centrada en el espacio, estando cada átomo

rodeado de otros ocho dispuestos en los vértices del cubo y de seis

más a distancias ligeramente mayor, en los centros de los seis cubos

adyacentes.

CALCIO: Es un metal de color blanco de plata, no muy duro, que

conduce bien el calor y la electricidad. La estructura cristalina por

debajo de 300°C es cubica centrada en las caras (cúbica compacta).

OXIDO DE MAGNESIO: el magnesio arde en oxígeno y forma MgO,

que también se obtiene por descomposición térmica de algunas

oxídales de magnesio, como carbonato o nitrato. Se combina con el

agua para formar un hidróxido definido Mg(OH)2, que precipita

también al alcalinizar las disoluciones de sales de magnesio. Es

débilmente básico, no tiene propiedades ácidas.

OXIDO DE ALUMINIO: El aluminio arde en oxígeno, con luz brillante

y desprendimiento de energía, para dar oxido de aluminio Al2O3,

que se puede obtener también por descomposición térmica del

hidróxido, o de diversas sales. Es una sustancia muy dura, llamada

corindón o esmeril, que se utiliza como abrasivo. Es muy estable y

cuando se prepara a temperatura elevada casi insoluble en ácidos y

bases. Se presenta en varias formas cristalinas.

CLORURO DE SODIO: es abundante en sal de roca, es un sólido

que no conduce electricidad porque los iones están fijos en sus

lugares. Su estructura es cubica centrada en cara.

CLORURO DE MAGNESIO: se puede preparar por acción de cloro o

de cloruro de hidrogeno sobre magnesio. Es una sal muy soluble en

agua, y no se hidroliza apreciablemente; pero cuando se evapora la

disolución, o cuando se pretende deshidratar el hidrato cristalino, se

forman cloruros básicos por perdida de cloruro de hidrogeno.

CLORURO DE ALUMINIO: se puede obtener en estado anhídrido

por acción de cloro o cloruro de hidrogeno sobre aluminio. Para su

obtención en gran escala se suele utilizar la acción de cloro sobre

una mezcla de óxido de aluminio y carbón. Es un sólido, se ha


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encontrado que tiene estructura en capas, con cada aluminio

rodeado octaédricamente por seis átomos de cloro.

f. ¿Cuáles de los óxidos de los elementos trabajados forman

disoluciones acidas en agua? ¿Cuáles forman disoluciones

alcalinas? ¿Cuáles son insolubles?

La mayor parte de los óxidos metálicos son básicos. Los que se

disuelven en agua, reaccionan para formar hidróxidos metálicos.

La mayor parte de los óxidos no metálicos son ácidos; los que se

disuelven en agua reaccionan para formar ácidos.

Por otro lado están los anfóteros, que son generalmente insolubles

en agua, pueden actuar como ácido y como base o disolverse con

estas.

g. Escriba las reacciones de los elementos involucrados en la práctica y

de sus óxidos con agua.

2𝑁𝑎2𝑂2 + 2𝐻2𝑂 → 4𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝑂2 𝑀𝑔𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2

𝐴𝑙2𝑂3 + 5𝐻2𝑂 → 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)4 + 𝐻2 2𝑆 + 𝑂2 → 2𝑆𝑂

𝑆𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝑆𝑂2 𝑀𝑔𝑂 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝐻2𝑂 + 𝑀𝑔𝐶𝑙2

h. Para los óxidos insolubles en agua escriba las reacciones al

adicionar HCl y NaOH, y explique los resultados.

H2SO3(s) + 2 NaOH(ac) → Na2SO3(s) + H2O(l)

Al(OH)3(s) + 3HCl(ac) → AlCl3(s) +3H2O(l)

Al(OH)3(s) + Na(OH)(ac) → Na[Al((OH)4(s)]

Mg(OH)2(s) + 2HCl(ac) → MgCl2(s) +2H2O(l)

Mg(OH)2(s) + Na(OH)(ac) → [Mg(OH)3(s)]

i. ¿Cómo varia el estado, el carácter acido-base y la estructura de los

elementos y de sus óxidos a lo largo de un periodo y un grupo?

Cuando se comparan los óxidos en el estado de oxidación (máximo)

característico del grupo se observa que, dentro de cada periodo,

aumenta la basicidad y disminuye la acidez cuando crece el número

atómico. Por supuesto, esta tendencia se interrumpe al completarse

la capa 18, y va siempre acompañada por una disminución

progresiva en la carga negativa del oxígeno, lo que era de esperar

del aumento de la electronegatividad y del aumento del número de

equivalentes de oxigeno por mol. Dentro de cada periodo, la

diferencia en las propiedades acido-base de óxidos adyacentes es


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mayor para para los elementos con capa 8, y más pequeña en los de

transición y elementos con capa 18.

j. Describa las reacciones involucradas en la producción de óxido de

azufre.

2𝑆 + 𝑂2 → 2𝑆𝑂

𝑆𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝑆𝑂2

k. Escriba las reacciones de los metales con agua y explique el

carácter de ácido o básico de sus soluciones anotando su facilidad

de disolución.

SODIO:

MAGNESIO:

ALUMINIO: Bajo circunstancias normales, el Aluminio no reacciona

con el agua, debido a una capa protectora impermeable compuesta

de Hidróxido de Aluminio ya sea que se forme en segundos o que ya

se encuentre en su lugar. Con la adición de Hidróxido de Sodio, la

formación de la capa protectora se previene. Con la producción de

aluminatos (Al(OH)4-), el anfotérico (capaz de actuar como ácido o

como base) Hidróxido de Aluminio Al(OH)3 se disuelve:

Una capa de Óxido de Aluminio previamente formada por corrosión

pasiva es disuelta por la adición de Hidróxido de Sodio. Por esta

razón, la reacción toma lugar lentamente durante el inicio. El

Aluminio se disuelve y el agua actúa aquí también como un ácido.

POTASIO:

CALCIO:

l. Para los cloruros estudiados escriba la formula, nómbrelo, indique el

estado de oxidación del átomo central. El pH de la solución y

concluya cuales son los cambios registrados.

Nombre Formula

Estado Oxidación

Átomo Central

pH De La Solución

Cambios Registrados

Cloruro de Sodio

NaCl +1 4.7 a 7.0 Se diluyo rápido, pero al adicionar las gotas de

2 𝑁𝑎 + 2𝐻2𝑂 → 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2

𝑀𝑔 + 2𝐻2𝑂 → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 + 𝐻2

2𝐾 + 2𝐻2𝑂 → 2𝐾𝑂𝐻 + 𝐻2

2𝐴𝑙 + 6𝐻2𝑂 → 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 + 3𝐻2

𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → (𝐴𝑙(𝑂𝐻)4)− + 𝑁𝑎+

𝐶𝑎 + 2𝐻2𝑂 → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 + 𝐻2

Tabla 7. Datos experimentales de los cloruros estudiados


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fenolftaleína se colocó turbia (un poco blanca) la solución.

Cloruro de Potasio

KCl +1 7.0

Fue la segunda solución más rápida en disolver. Al

adicionarle la fenolftaleína se tornó un poco blanca turbia

Cloruro de Magnesio

MgCl2 +2 5 a 6.5

Fue la que más rápido se diluyo. Al adicionarle la

fenolftaleína se tornó un poco blanca turbia

Cloruro de Aluminio

AlCl3 +3 2.9

Es soluble; sin embargo fue la solución más lenta o

demorada al disolver. Al adicionarle la fenolftaleína se tornó un poco blanca turbia

Elementos Del Grupo 12

a. Escriba todas las reacciones llevadas a cabo.

ZnSO4(ac) + 2NaOH(ac) → Na2SO4(ac) + Zn(OH)2(s)

Zn(OH)2(s) + 2NaOH(ac) → Na2[Zn(OH)4](s)

Zn(OH)2(s) + 2HCl(ac) → ZnCl2(OH2)2(s)

Zn(OH)2(s) + 4NH3(ac) → 2OH-(ac) + [Zn(NH3)4]2+

(s)

ZnSO4 + NH3 → Zn(NH3) + SO4

Zn(NH3) + (NH4)2HPO4 → Zn(NH4)3 + PO3

b. Que precipitado se forma cuando se trata la disolución de sulfato de

zinc con NaOH?, ¿Qué sucede si se adiciona un exceso de NaOH?,

¿Qué especie se forma cuando este precipitado se trata con HCl?

Explique la reacción y nombre los productos.

Cuando agregamos hidróxido de sodio a la solución de sulfato de

zinc el precipitado que se forma es el hidróxido de zinc (𝑍𝑛(𝑂𝐻)2) y

sulfato de sodio este es una sal, ambos son ligeramente solubles.

𝑍𝑛𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4

Cuando adicionamos HCl al precipitado (𝑍𝑛(𝑂𝐻)2) reaccionan para

generar agua y cloruro de zinc que es una sal.

𝑍𝑛(𝑂𝐻)2 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 2𝐻2𝑂

c. Si existe alguna diferencia en la reacción entre Zn, Cd y Hg con

NaOH de las reacciones y explique por qué.

En realidad no hay diferencia entre la reacción de estos metales con

NaOH; se generan los hidróxidos de cada elemento en este caso


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Hidróxido de Cadmio e Hidróxido de zinc, hidróxido de mercurio y el

sodio es desplazado.

𝐶𝑑 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝑑𝑂𝐻 + 𝑁𝑎

𝑍𝑛 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑍𝑛𝑂𝐻 + 𝑁𝑎

𝐻𝑔 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐻𝑔𝑂𝐻 + 𝑁𝑎

d. Escriba la reacción del ZnSO4 con tiocianato. Investigue que

sucedería al mezclar una porción de la solución de sulfato de zinc

con tiocianato y piridina.

Reacción: al adicionarle a la solución de sulfato de zinc tiocianato lo

que sucede es que se aumenta su solubilidad de la reacción, el

ZnSO4 + SCN → ZnSCN + SO4

ZnSCN + C5H5N → SCN C5H5 + ZnN

e. ¿Cuáles son los desechos producidos en esta práctica?

Los desechos generados en ésta práctica fueron soluciones acidas y

básicas las cuales contenían presencia de aluminio (metal).

f. A partir de la lectura recomendada, explique en que consiste la ley

de las triadas.

Ley de las triadas: Johann Döbereiner mediante estudios detallados

de grupos de 3 elementos con comportamiento análogo, inicialmente

el calcio, estroncio y bario. Demostró que estos elementos no solo

tenían características químicas similares sino que también había una

relación matemática entre ellos: el peso equivalente del óxido de

estroncio fue casi exactamente el promedio de los pesos del óxido

de calcio y bario. Este poseía propiedades que lo colocaban en

medio del calcio y el bario. Seguidamente se realizaron los mismos

estudios con otros grupos de 3 elementos diferentes los cuales se

dividieron así: litio-sodio-potasio, cloro-bromo-yodo, y azufre-selenio-

telurio; al final se obtuvo la misma relación, todos entre ellos tenían

características químicas similares y estaban interrelacionados por el

peso equivalentes de sus óxidos.

Referencias [1] De Mendeleiev a los superelementos, Leon Garzon Ruiperez, Capitulo VI, pag.95.

[2] Brown, Lemay, Bursten.; Quìmica la ciencia central. 9ª ed.; Pearson education.; 2004.; pag

872

[3] Atkins / Jones.; Principios de Química. 5ª ed.; Editorial Médica Panamericana.; 2012.; pag-

439.


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[4] Periodicidad química, R.T Sanderson 2 ed. Cap.6 pag. 239

[5] Periodicidad química, R.T Sanderson 2 ed. Cap.12 pag. 542

Consulta general.

Principios de química Richard E. Dickerson 3 ed. 1992. Editorial Reverte s,a.; 1992.; Pag 25.

Manual del aluminio vol I segunda edición. Ed. Reverté. Marzo 2004 By W. Hufnage pag 175

Brown, Lemay, Bursten.; Quìmica la ciencia central. 9ª ed.; Pearson education.; 2004.; pag 872

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Ley periodica