Tabla periódica

Indice
1.
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] 3s2
20Ca: [Ar]
4s2
26Fe: [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