Ley Periodica

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE LEY PERIÓDICA. ELEMENTOS DEL GRUPO 1, PERIODO 3 Y ELEMENTOS DEL GRUPO 12

Bueno Liliana (1425884), Romero Gabriela (1423427). 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 ANÁLISIS TEÓRICO  Elementos del grupo 1 y periodo 3.

DE

CÁLCULO

O

1

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE  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/Muestr a Sodio Potasio Magnesio Aluminio Calcio Azufre

Reactividad

Soluble

pH

alta alta baja

Si Si

Básico Básico

No

Básico

No

Acido

No

Básico

Leve

Acido

alta baja media

Observaciones con agua fría y caliente. Reacciona violentamente con el agua Reacciona violentamente con el agua No se disolvió permaneciendo el soluto en el fondo del tubo. Se formó una pared metálica por encima del agua alrededor del tubo. No se disolvió permaneciendo el soluto en el fondo del tubo. 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: Tabla 2 Datos de la Volatilidad obtenida experimentalmente para los óxidos. 2

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE Muestra Peróxido de sodio Óxido de azufre Oxido de magnesio Oxido de aluminio

Volatilidad Si x x

No x x

Tabla 3 Datos de la solubilidad y acidez obtenida experimentalmente para los óxidos. Muestra Peróxido de sodio Óxido de azufre Oxido de magnesio Oxido de aluminio

Soluble Si Si Si Si

pH Básico Acido Básico 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: Tabla 4 Datos de la Volatilidad obtenida experimentalmente para Muestra Cloruro de sodio Cloruro de potasio Cloruro de magnesio Cloruro de aluminio

Volatilidad Si

No x x

x 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 Cloruro de sodio Cloruro de potasio Cloruro de magnesio Cloruro de aluminio

Soluble Si Si Si Si

pH Acido Acido Acido Acido

3

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE  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

1

8 mL más de la disolución de NaOH 2M y se calentó suavemente

2

NH4OH concentrado

3

8 mL de HCl 2M

OBSERVACIÓN Inicialmente se diluyo poco, pero al aumentar la T y agitar se diluyo la mezcla y se tornó a un color blanco Se diluyo poco, quedaron pequeñas partes en el fondo y la solución se tornó blanca un poco turbia Se diluyo toda la mezcla y quedo incoloro

pH

Alcalino

Alcalino

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 H 2(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 (O 2 que hay en el aire) produce moléculas 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 4

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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. 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 5

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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 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 6

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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 (Na 2O2 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 Al 3+ debe atraer a los electrones más intensamente que el ion Mg 2+ 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 salinos los cuales son sólidos blancos, solubles en agua, de alto punto de fusión y baja volatilidad debido a que son compuestos altamente polares.

7

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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. PREGUNTAS 8

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE  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. 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 9

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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. 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. 10

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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 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. 11

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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. 2 Na2 O2+2 H 2 O → 4 NaOH +O2 MgO+ H 2 O → Mg ( OH )2 Al 2 O3+5 H 2 O→ 2 Al ( OH )4 + H 2 2 S+ O2 → 2 SO SO+ H 2 O→ H 2 SO 2 MgO+2 HCl→ H 2 O+ Mg Cl 2 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 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.

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LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 2 S+ O2 → 2 SO SO+ H 2 O→ H 2 SO 2 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: 2 Na+2 H O →2 NaOH + H 2 2 MAGNESIO: OH ¿2 + H 2 Mg+2 H 2 O → Mg ¿ 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: OH ¿3 +3 H 2 2 Al +6+¿ H 2 O¿ →2 Al ¿ Una capa de Óxido de−¿+ Aluminio previamente formada por corrosión Na ¿ pasiva es disuelta porOH la ¿adición de Hidróxido de Sodio. Por esta 4¿ Al ¿lugar lentamente durante el inicio. El razón, la reacción toma OH ¿ + →¿ aquí también como un ácido. Aluminio se disuelve y 3el NaOH agua actúa Al ¿ POTASIO: 2 K + 2 H O→ 2 KOH + H 2

2

CALCIO:

OH ¿ 2+ H 2 Ca+ 2 H 2 O→ Ca¿ 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. Tabla 7. Datos experimentales de los cloruros estudiados Estado Nombre

Formula

Oxidación Átomo Central

pH De La Solución

Cloruro de Sodio

NaCl

+1

4.7 a 7.0

Cloruro de Potasio

KCl

+1

7.0

Cloruro de

MgCl2

+2

5 a 6.5

Cambios Registrados Se diluyo rápido, pero al adicionar las gotas de fenolftaleína se colocó turbia (un poco blanca) la solución. Fue la segunda solución más rápida en disolver. Al adicionarle la fenolftaleína se tornó un poco blanca turbia Fue la que más rápido se

13

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE Magnesio

Cloruro de Aluminio

AlCl3

+3

2.9

diluyo. Al adicionarle la fenolftaleína se tornó un poco blanca turbia 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. Zn SO 4 + NaOH → Zn ( OH )2+ Na2 SO 4 Cuando adicionamos HCl al precipitado ( Zn ( OH )2 ) reaccionan para generar agua y cloruro de zinc que es una sal. Zn ( OH )2+2 HCl → ZnCl 2+ 2 H 2 O 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 Hidróxido de Cadmio e Hidróxido de zinc, hidróxido de mercurio y el sodio es desplazado.

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LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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-seleniotelurio; 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] [2] [3] [4] [5]

De Mendeleiev a los superelementos, Leon Garzon Ruiperez, Capitulo VI, pag.95. Brown, Lemay, Bursten.; Quìmica la ciencia central. 9ª ed.; Pearson education.; 2004.; pag 872 Atkins / Jones.; Principios de Química. 5ª ed.; Editorial Médica Panamericana.; 2012.; pag439. Periodicidad química, R.T Sanderson 2 ed. Cap.6 pag. 239 Periodicidad química, R.T Sanderson 2 ed. Cap.12 pag. 542

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LABORATORIO DE QUÍMICA INORGANICA - UNIVERSIDAD DEL VALLE 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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