inf-1 qmc-104 estudio de la tabla periodica

ESTUDIO DE LA TABLA PERIODICA

1. OBJETIVOS

Efectuar el estudio de las propiedades físicas y químicas de los principales elementos alcalino, alcalinos térreos, anfóteros, metales de transmisión y halógenos.

Aplicar la teoría del balanceo de las ecuaciones químicas iónicas y moleculares, correspondientes a las diferentes reacciones químicas.

2. FUNDAMENTO TEORICO

Mendeléiev A lo largo de sus trabajos para organizar los elementos según sus propiedades químicas y masas atómicas, Dmitri Mendeléiev desarrolló la tabla periódica y formuló la ley periódica. Mendeléiev dejó huecos en su tabla para los elementos que, según predijo correctamente, aún no se habían descubierto. Su actitud avanzada también se extendió a la política, y fue una figura polémica.

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

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRES FACULTAD DE INGENIERIA

CURSO BASICO LABORATORIO QUÍMICA GENERAL

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.

El grupo mas metálico es el IA en el lado izquierdo de la tabla, el grupo mas no metálico es donde se encuentra los elementos con características que van de metálicos a no metálicos.

Los elementos del grupo I, excepto el hidrogeno, forman los metales alcalinos. En los átomos de los elementos del grupo I, el último electrón, esto es, el mas externo, es el que empieza la ocupación del nivel energético principal.

Los elementos del grupo II se conocen como metales alcalinos térreos. Estos metales son algo más duros y menos activos que los alcalinos.

Los elementos metálicos tienen las siguientes propiedades:

a. En estado de condensación (sólido-liquido) presentan brillo metálico.b. Todas existen en estado sólido en forma cristalina. Todos excepto cuatro, son

sólidos a 30· c

c. Todos conducen finalmente la electricidad y el calor. Ninguno es aislante electrónico.

d. Al formar compuestos con los no metales pierden algo de su densidad electrónica.

Los elementos no metálicos se caracterizan por las siguientes propiedades:

e. Con excepción del grafito, los no metales son aislantes electrónicos o a lo mas semi conductores.

f. Los átomos no metálicos se unen químicamente por comparición de electrones.

g. Cuando los átomos no metálicos reaccionan con átomos metálicos, reciben densidad electrónica de los átomos metálicos. es decir, reciben o aceptan electrones de los metales.

Las líneas escalonadas de la derecha en la tabla separa el área de los elementos metálicos del área de los no metálicos. A lo largo de esta línea están los llamados metaloides, que



poseen ambas características metálica y no metálica, estos son: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po. El elemento aluminio es bastante metálico, pero su oxido se comporta como si fuera metaloide.

Dentro del grupo de elemento A (ejemplo IA, IIA, etc.), el carácter metálico aumenta con el número atómico. Lo mismo ocurre con los elementos IIB, IVB y VB. En los otros elementos B el carácter metálico disminuye al aumentar el número atómico dentro del grupo.

Los elementos que van desde ele escandio (Sc) hasta el zinc (Zn) y sus congéneres constituyen una transición gradual del comportamiento metálico extremo de los elementos IA y IIA a las propiedades mas moderadas de los elementos IIIA. Todos estos elementos que consisten de átomos en los cuales el ultimo electrón, este es el de mayor energía, sea un electrón ´´d`` o ´´f``, se llama elemento de transición y son metalos.

A los elementos del grupo VII se los denomina halógenos. A condiciones ambientales, los dos primeros: fluor y cloro son gases, el bromo es un líquido café rojizo; y los dos últimos, el yodo y el astato sólidos.

El ultimo grupo de la tabla periódica, grupo VIII o 0, esta formado por los elementos que son todos gases en condiciones normales. En este grupo se completa la ocupación de los orbitales periféricos y los átomos resultantes son inertes, aunque no por completo.

3. METODICA EXPERIMENTAL.-

3.1 MATERIAL Y EQUIPO.-

Espátula Vasos de precipitado de 50 ml. Erlenmeyer Varilla Tubo de ensayo Vidrio de reloj Pipeta Piseta Mechero Hornilla mortero

Fenoftaleina Magnesio metálico Cloruro de calcio Cloruro de estroncio Acido sulfúrico Sulfato de magnesio Hidróxido de sodio Cloruro de bario



Cromato de potasio Oxalato de amonio Fluoruro de sodio Bromuro de sodio

Cloruro de sodio de potasio Yoduro de sodio Hidróxido de amonio

Dióxido de manganeso Bromuro de potasio Sulfato de aluminio Acido clorhídrico Fosfato de sodio Cloruro ferrico Papel tornasol Cloro Bromo Yodo Agua

Tetraclorato de carbono Ioduro

4. DATOS Y RESULTADOS.-

EXPERIMENTO 1 FAMILIA DE LOS METALES

NaColor = brillante blanquisoAl mesclar el sódio y el água destilada obtuvimos um desprendimiento de gases (explosivo) Color final = violeta.Olores iniciales= olor a fósforo

EXPERIMENTO 2 FAMILIA DE LOS METALES ALCALINOS TERREOS

a).- Color inicial =Mg=PlomoColor final =no cambia su colorCon calor = al lleverlo a un mechero la solucion, se precipita el magnésio en la superfície Olor inicial =no tóxicoOlor final = no tóxicob).-



Color inicial = el MgCl2 sólido granulado transparente. CaCl2 sólido blanquiso SrCl2 Sólido granular cristalinoOlor inicial = No toxicoCon calor Color final = el MgCl2 formacion cristalina lechoso CaCl2 blanco leche solido SrCl2 casi cristalino tiene dos fases ademas libera gases.Olor final = MgCl2 sin olor CaCl2 SrCl2

c).- primero suspencion y al agitar se obtiene un:

Color inicial =Blanquisoolor inicial = No tóxicoCon calor se disuelve com facilidadOlor ifinal = No tóxicoColor final= incoloro

e). SrCl2+oxalato de amonioambos son sólidos y como ambos son sólidos para la diluir utilisamos água desdtilada

EXPERIMENTO 3 FAMILIA DE LOS ALOGENOS a).- formacion liquida, color blanco, inoloro no hay nacesidad de llevarlo al calor para que se disuelva.

Color amarillo bajo, inoloro , precipitacion hacia abajo.Semi blanco, inoloro,.

El NaF,NaBr,NaCl, los três son granulares.

b).- Color cristalino, olor, no colorcolor amarillo bajo, olor, precipitado al fondocolor blanco leche com presipitado al fondo, incoloro.

c).- granulado fino,color negro plomisogranulado menudo,color blanco



Al mesclar existen dos fases cuando se lo calienta cambia de color café amarillo com um olor tóxico fuerte y se presipita.

d).- se disuelve facilmente sin presipitacion, color naranja amarillento, incoloro.se forman dos fases el fondo com um color violeta inoloro.

EXPERIMENTO 4 OBTENCION DE LOS ACIDOS HIDRACIDOS

Tiene uma efervesencia com um color naranja intenso com gás.

Tiene uma efervesencia com um color naranja madio.

Es burbujeante y de color naranja claro

tóxicoNaF, NaBr, NaCl,NaI estos son sólidos granulares

EXPERIMENTO 5 METALES DE TRANCICION

a).-

Gás color naranja desprende calorb).-

Al inicio transparente, desprendimento de gás blanco, se observa presencia de burbujas com um color amarillo bajo y toda em reaccionar.

c).-

d).-

EXPERIMENTO 6 ELEMENTOS ANFOTEROS



Al inicio com um color cristalino com el exeso es blanco transparente y al final es um color cristalino.

5. CUETIONARIO.-

1. Enumere las características más saltantes de las diferentes familias de los elementos químicos. Señalar los elementos químicos más representativos de cada uno de ellos.

R.- Entre las familias de los Alcalinos que se caraterizan por ser metales en excepción del hidrogeno en ete estan : H, Li, Na, K, Rb, Cs y la familia de los alcalinos terreos; Be, Mg, Ca, Sr, Ba estos se caracterisan por ser todos metales es decir que el carácter metalico aumenta con el numero atomico, Lo mismo ocurre con los elementos IIB, IVB, y VB. En los otros elementos B el carácter metalico disminuye al aumentar el numero atomico dentro del grupo.2. Construir un esquema vacío de la tabla periódica de los elementos químicos y ubicar en los casilleros correspondientes los elementos químicos estudiados en la presente practica según el grupo y periodo respectivos.

R.- METALES NO METALES

1 18H 2 13 14 15 16 17

3d 4d 5d 6d 7d 8d 9d 10d 11d12d C N O FNa Mg Al P S ClK Ca Fe Zn Br

Sr Ag I

3. Teniendo en cuenta los ensayos 1 y 2 comente la reactividad y comportamiento de los otros elementos de la familia Alcalino y Alcalino- Térreos frente al agua. Fundamente en cada caso.

R.-En la reacción del sodio con el agua es violenta, la diferencia es que el sodio demora mas tiempo en reaccionar con el agua, mientras que el potasio reacciona violentamente, esto se debe a la naturaleza de cada elemento, así como la superficie de contacto que tuvo con el agua.



Lo mismo sucede con el grupo de los alcalinos térreos ya que el carácter de reactividad aumenta al descender en el grupo, ya que el estroncio reacciona más rápido que el calcio por lo cual:

4. Señalar el nombre químico, formula global, formula estructural desarrollada, características químicas mas saltantes, peso molecular y usos de la fenolftalina. Señalar el método de preparación para su utilización como indicador.

R.- Fenoftaleina (Indicador del ph) inferior a ph 7 sobre ph 7 Incoloro Rosa Formula global=

Fenolftaleína, de fórmula C20H14O4, es un compuesto químico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico.

Cuando se utiliza como indicador para la determinación cualitativa y cuantitativa del pH en las volumetrías de neutralización se prepara disuelta en alcohol al 70%. El intervalo de viraje de la fenolftaleína, es decir, el intervalo de pH dentro del cual tiene lugar el cambio de color del indicador, no sufre variaciones entre 0 y 100 ºC y está comprendido entre 8,0 y 9,8. El cambio de color de este indicador está acompañado de un cambio de su estructura; su color en medio básico es rojo-violeta y en medio ácido es incoloro.

La fenolftaleína es un componente frecuente de los medicamentos utilizados como laxantes, aunque se tiende a restringir su uso por sus posibles efectos cancerígenos.

5. ¿Cómo se guarda el sodio y el potasio? ¿Por qué? Escriba las reacciones químicas.

R.- Por lo general esto elementos se guardan inmersos en aceite (en este caso kerosén) Por que si entran el contacto con el aire una gruesa capa de productos de oxidación cubre con rapidez la lustrosa superficie del metal.

6. Haga un cuadro comparativo indicando la reactividad de los halógenos con relación a sus posiciones en la tabla periódica.

R.-Mas reactivo

F Cl

Br

I



Ar Menos reactivo

7. ¿Cómo varían las propiedades acidas en un periodo?

R.- 2 13 14 15 16 17

3d 4d 5d 6d 7d 8d 9d 10d 11d12d

Carácter acido

8. ¿Qué es electroafinidad?

R.- 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.

9. ¿Qué es electronegatividad?

R.- capacidad de un átomo de un elemento de atraer hacia sí los electrones compartidos de su enlace covalente con un átomo de otro elemento.

10. ¿De que forma varia la electronegatividad en el sistema periódico?

R.- 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.

11. ¿Cuántos elementos de la tabla periódica son los siguientes?

R.- Naturales…………92 elementosArtificiales………. 28 elementosSólidos…………... 75 elementosLíquidos…………. 2 elementosGaseosos………..11 elementos



12. ¿Quién descubrió el hidrogeno? R.- Fue descubierta en 1766 por Henry Cavendish

13. ¿Quién propuso el arreglo de las triadas? R.- El químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner

14. ¿Cómo se denominan a los elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa de valencia (capa electrónica más externa). Para lograr una configuración estable?

R.- Se los denomina elementos no metales.

15. ¿Cuáles son los elementos denominados metaloides?

R.- Los metaloides tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales, y que se considera a veces como una clase separada. Cuando los elementos están ordenados por orden de número atómico (número de cargas positivas existentes en el núcleo de un átomo de un elemento), se repiten a intervalos específicos elementos con propiedades físicas y químicas semejantes. Alguno de ellos son: B, Al, Ga, In, Ti.

16. ¿Cuáles son los elementos conocidos como gases inertes?, nómbralos.

R.- Gases nobles, o gases inertes, serie de seis elementos químicos gaseosos que constituyen el grupo 18 (o VIIIA) del sistema periódico. Por orden creciente de masa atómica son: helio, neón, argón, criptón, xenón y radón.

17. ¿Qué es el radio atómico de los elementos?

R.- Al aumentar el número atómico, Z, muchas de las propiedades fisicoquímicas de los elementos varían de forma periódica. Una de ellas es el radio atómico, que se obtiene a partir de las longitudes de los enlaces entre los átomos. En un mismo grupo (columna), el radio atómico aumenta al aumentar Z, y en un mismo periodo (fila), disminuye a medida que aumenta el número atómico.



18.Completar la siguiente tabla:

Elemento Numero Atomico

Peso Atomico

Numero Protones

Numero Neutrones

Numero Electrones

Cl 17 35 7 18 17B 5 11 5 6 5Ne 10 20 10 10 10Mo 42 95 42 54 42Bi 83 209 83 126 83Cs 55 133 55 78 55P 15 31 15 16 15Co 27 59 17 59 27Mg 12 24 12 12 12

19.¿Cuáles son los elementos anfóteros?

R.- Llamados tambiem metaloides o semimitales son los que tienen doble comportamiento: unas veces actuan como metales y en otros casos como si no fuesen metales: Bi, Cr y Mn forman oxidos basicos y oxidos acidos, aniones y cationes. Tambien son elementos anfoteros: Al, Zn, Sn, Sb y As.

20.Proponga 5 solventes para los halógenos libres.21. Ordene en forma descendente la reactividad de los metales alcalinos.

R.- Fr. Cs: Rb, K, Na, Li.



22. ¿Cómo se reconocen cualitativamente los metales alcalinos?

R.- Presentan brillo metálico, existen en estado sólido, conducen fácilmente la electricidad, posen puntos de fusión y ebullición.

23. ¿Qué relación existe entre la solubilidad de haluros de plata en agua y en amoniaco y el tamaño de los iones de haluro?

R.- La relación que existe es que ambos se combinan directamente.

24.Represente las configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son: 9. 14. 23. 41.

R.- F (9 electrones) = Si (14 electrones) = Ti (23 electrones) = Nb (41 Electrones)=

6. OBSERVACIONES.-

Observamos que 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

Al aumentar el número atómico, Z, muchas de las propiedades fisicoquímicas de los elementos varían de forma periódica.

Algunos de los elementos unas veces actuan como metales y en otros casos como si no fuesen metales

7. CONCLUSIONES.-

La fenoftaleina es un indicador diprotico y es icoloro, la razon por la que toma el color rojo violaceo es que pierde dos hidrógenos.

Tener cuidado al manejar los reactivos en el laboratorio, algunos reactivos son muy toxico y otros que te dañan la piel.

8. BIBLIOGRAFIA.-

- Guia de laboratorio de quimica inorganica. - Quimica general de Sonia Camacho de Arteaga-Juan Arteaga Calzadilla

- Microsoft Corporation –“Biblioteca de Consulta 2004” -USA -© 1993-2003



- Juan Luis Gutiérrez Ducóns –“Enciclopedia de Ciencias” –CAYFOSA –Barcelona - 1994

- Practica de Quimica Organica, Brewster.



En 1868, durante el proceso de edición del manual de química que había escrito, Julius Lothar Meyer, de la Universidad de Breslau, ideó una tabla periódica que resultó ser extraordinariamente parecida a la famosa versión de Mendeleiev de 1869, aunque Meyer no llegó a clasificar todos los elementos correctamente. Sin embargo, por culpa del editor, la tabla no apareció impresa hasta 1870, lo que vino a complicar la reñida disputa de prioridad que sostuvieron Meyer y Mendeleiev.Mendeleiev se hallaba también escribiendo un libro de texto de química cuando, casi al mismo tiempo que Meyer, dio forma a su propia tabla periódica. A diferencia de sus predecesores, el ruso confiaba lo bastante en su tabla como para predecir la existencia de nuevos elementos y las propiedades de sus compuestos, así como para corregir el valor del peso atómico de alguno de los elementos conocidos. Mendeleiev admitió haber visto algunas de las tablas anteriores, como la de Newlands, pero negó conocer el trabajo de Meyer al preparar su tabla.A pesar del avance que supuso la capacidad predictiva de la tabla de Mendeleiev, los historiadores tienden a exagerar su importancia y sugieren que ésta fue la razón última de la aceptación de la tabla. No advierten que el texto que acompaña a la Medalla Davy de la Regia Sociedad de Londres (otorgada a Mendeleiev en 1882) no menciona sus predicciones en absoluto. La habilidad de Mendeleiev para acomodar los elementos conocidos puede haber contribuido a la aceptación de su sistema tanto como sus sorprendentes predicciones. Aunque muchos contribuyeron al desarrollo del sistema periódico, se suele atribuir a Mendeleiev el descubrimiento de la periodicidad química porque elevó tal descubrimiento a ley de la naturaleza y dedicó el resto de su vida a examinar sus consecuencias y defender su validez.Defender la tabla periódica no era nada sencillo. Se sucedieron los hallazgos que cuestionaban una y otra vez su precisión. Así, en 1894, cuando William Ramsay, del University College de Londres, y Lord Rayleigh (John William Strutt), de la Regia Institución de Londres, descubrieron el elemento argón. Durante los años siguientes, Ramsay anunció el descubrimiento de otros cuatro elementos (helio, neón, criptón y xenón), denominados gases nobles. (El último de los gases nobles conocidos, el radón, fue descubierto por Friedrich Ernst Dorn en 1900.)El calificativo “noble” responde al comportamiento de tales gases, que parecen mantenerse al margen del resto de los elementos y rara vez forman compuestos con ellos. Por eso hubo quien sugirió que los gases nobles ni siquiera pertenecían a la tabla periódica. Ni Mendeleiev ni nadie había predicho la existencia de estos elementos; sólo tras seis años de intensos esfuerzos se logró incorporarlos a la tabla periódica. Para ello tuvo que añadirse una columna adicional entre los halógenos (los gases flúor, cloro, bromo, yodo y astato) y los metales alcalinos (litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio).Otro de los problemas que planteó la tabla de Mendeleiev concernía a la ordenación exacta de los elementos. En la versión original los elementos estaban dispuestos según su peso atómico, pero en 1913 Anton van den Broek, físico teórico, propuso como criterio de ordenación la carga nuclear de cada átomo. Esta hipótesis fue sometida a prueba por Henry Moseley, de la Universidad de Manchester, poco antes de morir trágicamente durante la Primera Guerra Mundial.Moseley empezó por fotografiar el espectro de rayos X de 12 elementos, 10 de los cuales ocupaban puestos adyacentes en la tabla periódica. Descubrió que la frecuencia de la línea K del espectro de cada elemento era directamente proporcional al cuadrado del entero que indicaba la posición del elemento en la tabla. Para Moseley esto probaba “la existencia en el



átomo de una cantidad fundamental, que aumenta de forma regular al pasar de un elemento al siguiente”. Esta cantidad fundamental, que en 1920 Ernest Rutherford, de la Universidad de Cambridge, llamó por primera vez número atómico, se identifica ahora con el número de protones en el núcleo.El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar exactamente cuántos puestos vacantes quedaban en la tabla periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el número atómico, en lugar del peso atómico, como principio básico de ordenación de la tabla. El cambio eliminó muchos de los problemas pendientes en la disposición de los elementos. Por ejemplo, al ordenar el yodo y el telurio según su peso atómico (con el yodo primero), ambos parecían ocupar una posición incorrecta en lo que respecta a su comportamiento químico. Pero si se ordenaban según su número atómico (con el telurio delante) los dos elementos ocupaban sus posiciones correctas.La tabla periódica no sólo inspiró el trabajo de los químicos, sino también el de los físicos que se afanaban por desentrañar la estructura del átomo. En 1904, J. J. Thomson (descubridor del electrón) desarrolló un modelo del átomo que explicaba la periodicidad de los elementos. Thomson propuso que los átomos de cada elemento contenían un número determinado de electrones dispuestos en anillos concéntricos. Los elementos con una configuración electrónica similar gozarían, según Thomson, de propiedades similares, lo que suponía la primera explicación física de la periodicidad de los elementos. Thomson imaginaba los anillos de electrones integrados en el cuerpo principal del átomo, y no orbitando alrededor del núcleo, como se cree hoy. Con todo, su modelo es el primero en abordar la disposición de los electrones en el átomo, una idea fundamental para la química moderna.

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.

.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.



inf-1 qmc-104 estudio de la tabla periodica

Documents