Trabajo De Laboratorio- Tabla Periodica.pdf 2a2o2u

INTRODUCCIÓN

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.

OBJETIVOS:

- Estudiar las propiedades periódicas de algunos elementos de la tabla periódica. - Ensayar y observar las reacciones y cambios químicos de algunos elementos de la tabla periódica. - Observar en forma cualitativa las propiedades físicas y químicas de algunos elementos. - Realizar la preparación de algunas funciones químicas a partir de elementos libres e identificar las características más importantes de los productos.

FUNDAMENTO TEORICO:

La tabla periódica, también conocida como tabla periódica de los elementos, fue creada en el año 1869, por el ruso Dimitri Mendeleïev. Ésta tabla periódica incluye todos los elementos químicos que se conocen, mismos que se encuentran dispuestos conforme al número de protones, lo que también se conoce como número atómico. Recibe el nombre de tabla periódica relacionado con lo que aparece- debido a que en ocasiones existen elementos que cuentan con las mismas propiedades en intervalos regulares, es decir, en la columna, es por esto que los elementos que se encuentran en la misma columna, se encuentran así presentados porque contienen propiedades químicas similares. La tabla periódica también incluye varias familias, como es el caso de los metales -alcalinos y alcalino-térreos-, los metales de transición, los metaloides, los elementos que no son metálicos, los halógenos, los llamados gases nobles, los actínidos, los lantánidos, así como los transuránicos. La importancia de la tabla periódica básicamente radica en la posibilidad de hacer comparaciones entre los diversos elementos químicos que se encuentran detallados en la misma. Dichas comparaciones son posibles porque en la tabla se encuentran plasmados y unificados no sólo los conocimientos teóricos relacionados con los elementos sino que también se encuentran expresadas las realidades físicas de los elementos químicos que existen en el universo. Es por esto, que gracias a la existencia de la tabla periódica es posible comprender tanto a los grupos de los elementos como a sus propiedades químicas y sus estructuras. Asimismo su clasificación permite determinar las fórmulas de los compuestos así como los tipos de enlaces que unen a las moléculas. Todo este conocimiento de los elementos químicos, resumido y plasmado de manera detallada en la tabla periódica permite entender la realidad química del universo, pero además permite hacer proyecciones, supuestos, hipótesis y teorías de gran importancia no sólo en el mundo de la química sino también en la vida cotidiana.

HISTORIA DE LA TABLA PERIODICA: La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:   



El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica. El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos. La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico. Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.

Descubrimiento de los elementos: Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII, cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino– térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

Noción de elemento y propiedades periódicas: Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos siglos se fue adquiriendo un mayor conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos elementos nuevos. La palabra "elemento" procede de la ciencia griega, pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra El químico escéptico, donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos. A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra Tratado elemental de química. Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlas. El descubrimiento de gran cantidad de elementos nuevos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.

Los pesos atómicos: A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una concepción nueva del atomismo, a la que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación

de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier(1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas). Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori. Dalton sabía que una parte de hidrógeno se combinaba con siete partes (ocho, afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton), que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las inexactitudes antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que solo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, en el congreso de Karlsruhe en 1860.

Metales, no metales, metaloides y metales de transición:

La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctica y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias tanto en las propiedades físicas como en las químicas.

Tríadas de Döbereiner: Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner(1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, s elenio y telurio; litio, sodio Tríadas de Döbereiner y potasio). A estos grupos de tres elementos se los denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.

Litio

Sodio

Potasio

LiCl LiOH NaCl NaOH KCl KOH

Calcio

Estroncio

Bario

CaCl2 CaSO4 SrCl2 SrSO4 BaCl2 BaSO4

Azufre

Selenio

Telurio

H2S SO2 H2Se SeO2 H2Te TeO2

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último. En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.

Chancourtois: En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.

Ley de las octavas de Newlands: En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos. Ley de las octavas de Newlands

Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

1

2

3

4

5

6

7

Li

Be

B

C

N

O

F

6,9

9,0

10,8

12,0

14,0

16,0

19,0

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

23,0

24,3

27,0

28,1

31,0

32,1

35,5

K

Ca

39,0 40,0 El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.

Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó,

hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.

Tabla periódica de Mendeléyev: En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.6 Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:   

Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas. Los agruparon en filas o periodos de distinta longitud. Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades químicas similares, como la valencia.

Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir.

La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B. En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos. Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles descubiertos durante esos años en el

aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa. El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–silicio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial.

Noción de número atómico y mecánica cuántica:

La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes. Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo.

La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.

Estructura y organización de la tabla periódica:

La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias.7 Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico. Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

Grupos: A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia atómica, o número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares. Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns1 y una valencia de 1 (un electrón externo) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también llamados gases inertes. Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988 y entre paréntesis según el sistema estadounidense, los grupos de la tabla periódica son:



Grupo 1 (I A): los metales alcalinos 

Grupo 7 (VII B): familia 



Grupo 2 (II A): los metales

del Manganeso.

alcalinotérreos. 



del Escandio (tierras



familia del Cobalto.



Grupo 4 (IV B): familia del Titanio. 

Grupo 10 (VIII B):



Grupo 5 (V B): familia del Vanadio.

familia del Níquel.



Grupo 6 (VI B): familia del Cromo. 

Grupo 11 (I B): familia del Cobre.





Grupo 12 (II B): familia

Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos .

Grupo 9 (VIII B):

raras yactinidos).

Grupo 14 (IV A): los carbonoideos.

Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro.

Grupo 3 (III B): familia



Grupo 13 (III A): los térreos.



Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos .



Grupo 17 (VII A): los halógenos.



Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.

del Zinc.

Períodos: 1s 2s

2p

3s

3p

4s

3d 4p

5s

4d 5p

6s

4f 5d 6p

7s

5f 6d 7p

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden: Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre

elementos adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades químicas diferentes. La tabla periódica consta de 7 períodos: 

Período 1



Período 5



Período 2



Período 6



Período 3



Período 7



Período 4

Bloques:

La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos, de acuerdo al principio de Aufbau. Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos. 

Bloque s



Bloque p



Bloque d



Bloque f



Bloque g (bloque hipotético)

PARTE EXPERIMENTAL:

GRUPO IA (METALES ALCALINOS):

1) Sodio (Na): Na + H2O

Na2O + H2

Na2O + H2O

NaOH

2 gotas de fenolftaleína (Indicador de ácido)

NaOH + HCl

COLOR: FUCSIA

NaCl + H2O (Rx de neutralización)

COLOR: TRANSPARENTE

2) Potasio (K): K + H2O

KO + H2

KOH + HCl

KCl + H2O

Observaciones:  En la primera reacción se torna de color fucsia al agregarle el indicador.  En la segunda reacción se neutraliza el ácido con la base cambiándose a un color transparente. GRUPO IIA (ALCALINOS TERREOS):

Mg + O2

MgO

MgO + H2O

Mg (OH)2

Mg (OH)2 + HCl

MgCl + H2O

Observaciones:  Al quemar el Mg se torna un color blanco.  Al agregarle el ácido se neutraliza tomando un color fucsia.

GRUPO VIIA: (HALÓGENOS)

Ión Cloruro: Cl-1 Na+1Cl , Ca+2Cl , Mg+2Cl , Sr+2Cl

Reacciones Químicas:

NaCl(sol) + AgNO3(sol) → AgCl + NaNO3

Precipitado: AgCl Color: Gris

CaCl2 + AgNO3 → AgCl + Ca(NO3)2 Precipitado: AgCl Color: Gris

MgCl2 + AgNO3 → AgCl + Mg(NO3)2 Precipitado: AgCl Color: Gris

SrCl2 + AgNO3 → AgCl + Sr(NO3)2 Precipitado: AgCl Color: Gris

Finalmente a cada reacción le añadimos:  

1 ml de Alcohol ½ ml de NH4OH

CUESTIONARIO 1. ¿Cómo varia la solubilidad de los halógenos en

?

Los halógenos se decantan en la base del tubo de ensayo en el momento de agregar

a estos, también se observó un cambio

de color a gris. 2. ¿A qué se debe el color que toma la fase

?

El CCl4 es incoloro, pero depende de su fase en el que se encuentra: lo más habitual es que en la fase orgánica haya yodo (si es que lo has usado para la síntesis; si no, no lo habrá) y la fase orgánica sea de color violeta por los vapores de yodo.

3. De acuerdo a lo observado en la reactividad de los metales alcalinos

con el agua, ordene y haga un pronóstico de la variación del carácter metálico de los elementos del grupo IA, en la tabla periódica. Reaccionan violentamente con el agua, dado que su reactividad aumenta al descender en el grupo: litio, sodio, potasio, rubidio y cesio. No existen demostraciones del francio con el agua, debido al carácter radioactivo de este elemento, cuesta demasiado obtenerlo y nadie lo tiene en suficiente cantidad como para poder hacer la prueba. Los alcalinos tienen a perder el electrón de su capa de energía más externa para tener la configuración del gas noble correspondiente. Este electrón lo cederá a cationes H+ que formarán hidrógeno gas que

se desprende en la reacción, quedando el hidróxido correspondiente en disolución. 4. ¿Qué propiedades en común posee los elementos del grupo IA? 

Reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos.



Son metales blandos.



Al cortarlos o fundirlos se observa su color plateado y su brillo metálico.



Los metales alcalinos son de baja densidad.



Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro.



Estos metales son los más reactivos químicamente, por ello, esta clase de metales no se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales



Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes.



Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico.



Sus compuestos tienen un gran número de aplicaciones.



Todos ellos son metales excepto el hidrógeno que es un no metal.



Todos ellos tienen como número de oxidación +1, excepto el hidrógeno que tiene +1 y -1.

5. ¿Qué propiedad hace que los elementos precipiten cuando están en

solución acuosa? Se llama solubilidad baja expresada como producto de solubilidad. Si tienes una solución de nitrato de plata y le agregas sal, el ión plata reacciona con el ión cloruro formando cloruro de plata el cual es muy insoluble en agua.

Esto es típico de varias reacciones químicas de intercambio iónico en los cuales los reactivos son solubles en agua pero alguno de los productos no lo es. Por tanto en cuanto mezcles estas sustancias y reaccionen, los productos precipitarán.

6. ¿Cómo varia a la energía ionizada de los elementos del grupo IA?

Explique. La energía de ionización del hidrógeno es de 13.6 eV. Las primeras energías de ionización varían sistemáticamente a lo largo de la Tabla Periódica. La variación de esta propiedad atómica es la misma que sigue la carga nuclear efectiva, esto es, aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al descender en un grupo. Las energías de ionización también se pueden correlacionar con el radio atómico, de

manera que elementos que tienen pequeños radios atómicos generalmente poseen elevadas energías de ionización. La explicación de esta correlación radica en el hecho de que en los átomos pequeños los electrones están más próximos al núcleo y experimentan una mayor fuerza de atracción de tipo coulombiana. 7. ¿Cuál de los siguientes iones tienen mayor radio:

,

,

,

? ¿Por qué?

>

>

>

8. ¿A qué se llama elemento electronegativo y electropositivo?

Explique. El carácter electropositivo (metal) se presenta en aquellos elementos que tienden a ceder electrones, transformándose en cationes. Cuando en la última órbita de un átomo hay un solo electrón la estabilidad (por atracción del núcleo) es mínima, y por ende las posibilidades de que este electrón se pierda por la atracción de otro átomo son altas.

El carácter electronegativo (no metal) se presenta en aquellos elementos que tienden a captar electrones, transformándose en aniones. Cuando en la última órbita hay siete electrones, máxima cantidad de electrones antes del átomo inerte, la estabilidad del átomo es máxima y la fuerza residual del núcleo puede captar electrones de otro átomo.

CONCLUSIONES :

 Los elementos del grupo IA reaccionan con el agua para producir hidrógeno e hidróxidos. Estas reacciones varían desde efervescencia con Li hasta explosividad con los elementos inferiores en la tabla, donde el liberado se enciende.  Los elementos del grupo VIIA debido a su gran reactividad nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza. Los halógenos tienen altas energía de ionización y gran afinidad electrónica.

 La reactividad de un elemento tiene mucho que ver con el tamaño del radio atómico (a mayor radio atómico mayor reactividad).  Queda demostrado que los elementos químicos, según su grupo y periodo, tienen diferentes reacciones.

RECOMENDACIONES:

 Se le recomienda tener mucho cuidado en el uso de los materiales y especialmente en los reactivos ya que estos pueden ocasionar daños como quemaduras o por ejemplo el bromo que esteriliza.  Seguir paso a paso y en detalle cada parte explicada porque este experimento necesita de mucha precisión para obtener los resultados deseados.

BIBLIOGRAFÍA:

http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos http://www.monografias.com/trabajos68/tabla-periodica/tablaperiodica.shtml http://www.monografias.com/trabajos12/taper/taper.shtml http://www.lenntech.es/periodica/tabla-periodica.htm