Reporte de Guía Práctica N° 12 - Elementos del Grupo IA y IIA PDF

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Desarrollo de guía de laboratorio semana final grupos de los metales, alcalinos y alcalinos térreos de la universidad decana de américa. Contiene desarrollo experimental....

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Universidad Nacional Mayor de San Marcos (Universidad del Perú. Decana de América)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA ESCUELA ACADÉMICA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA INORGÁNICA

INFORME DE LABORATORIO LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA

Semestre Académico 2021-I DOCENTE: Manuel Exaltación Béjar Ramos

PRÁCTICA N° 12

TEMA: ELEMENTOS DEL GRUPO IA Y IIA (Sección 5) INTEGRANTES: •

Esteban Santiago, Noemi Sandra

20070134

•

Moya Vasquez, Nicole Armandina

20070033

•

Satudio Centeno, Joseph Alexander

20070159

CIUDAD UNIVERSITARIA, AGOSTO 2021

INTRODUCCIÓN Los metales alcalinos o simplemente alcalinos del grupo IA son seis elementos químicos: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs)

y francio (Fr).

Estos

elementos, junto con el hidrógeno (que es un gas), constituyen el grupo 1 que se encuentra en el bloque-s de la tabla periódica. Los metales alcalinos son metales brillantes, blandos, altamente reactivos a temperatura y presión estándar y pierden fácilmente su electrón más externo para formar cationes con carga +1. Todos se pueden cortar fácilmente con un cuchillo debido a su suavidad, exponiendo una superficie brillante que se empaña rápidamente en el aire debido a la oxidación por la humedad atmosférica y el oxígeno (y en el caso del litio, nitrógeno). Debido a su alta reactividad, deben almacenarse bajo aceite para evitar la reacción con el aire y se encuentran naturalmente solo en sales y nunca como elementos libres. El cesio, el quinto metal alcalino, es el más reactivo de todos los metales. Todos los metales alcalinos reaccionan con el agua, y los metales alcalinos más pesados reaccionan más vigorosamente que los más ligeros. Por otra parte, Los metales alcalinotérreos conforman la familia II A. de elementos se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida corto.

2 PRÁCTICA N° 12 ELEMENTOS DEL GRUPO IA Y IIA OBJETIVOS -

Estudiar a los elementos más caracterizados del Grupo IA Na, K y IIA Mg, Ca con algunas reacciones químicas características.

-

Preparación: de la luz de bengala a color peróxido de sodio y superóxido de potasio.

-

Analizar la reacción del magnesio metálico con diferentes compuestos químicos.

-

Identificar las reacciones del ion de potasio al producir el doble desplazamiento con soluciones acuosas.

-

3 PRINCIPIOS TEÓRICOS 1. GRUPO IA: Alcalinos Los metales alcalinos son un grupo de elementos que forman una serie química. Estos elementos se encuentran situados en el grupo 1 de la tabla periódica y son los siguientes: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. También se conocen como el grupo de los alcalino, haciendo alusión al hecho de que estos elementos son constituyentes comunes de las cenizas vegetales. El término alcalino también hace referencia al carácter básico de sus óxidos. (Holguin, S., Estrada, J. y Chávez, M., 2008). Son metales de baja densidad coloreados y blandos. Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas, y con agua para formar hidróxidos fuertemente básicos. Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo. Estos electrones poseen un bajo potencial de oxidación, por lo que los átomos tienen tendencia a perderlo, con lo que forman un ion monopositivo, M+, con la estructura del gas noble que le antecede en la tabla. Son pocos polarizables y muy estables por lo que no ocurre otro en estado de oxidación. •

LITIO: Es un elemento metálico, blanco plateado, químicamente reactivo, y el más ligero en

peso de todos los metales. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 3. El descubrimiento del elemento se le adjudica por lo general a Johan A. Arfvedson en 1817. Químicamente, el litio se asemeja al sodio en su comportamiento. Se obtiene por la electrólisis de una mezcla de cloruro de litio y potasio fundidos. Se oxida al instante y se corroe rápidamente al contacto con el aire; para almacenarlo, debe sumergirse en un líquido tal como la nafta. El metal se usa como desoxidante y para extraer los gases no deseados durante la fabricación de fundiciones no ferrosas. El vapor del litio se usa para evitar que el dióxido de

4 carbono y el oxígeno formen una capa de óxido en los hornos durante el tratamiento térmico del acero. (Díaz, A., Carpio, M. y Ramírez, J., 2009) •

SODIO: Es un elemento metálico blanco plateado, extremadamente blando y muy reactivo. En

el grupo 1 (o 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. •

POTASIO: Es un elemento metálico, extremadamente blando y químicamente reactivo. Pertenece

al grupo 1 (o IA) del sistema periódico y es uno de los metales alcalinos. El número atómico del potasio es 19. •

RUBIDIO: Es un elemento metálico químicamente reactivo de número atómico 37. Pertenece al

grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinos. Fue descubierto mediante espectroscopia en 1860 por el químico alemán Robert Wilhelm Bunsen y el físico alemán Gustav Robert Kirchhoff, quienes nombraron el elemento por las destacadas líneas rojas de su espectro. (Souto, M. y Freire, A., 2016) •

CESIO: Es un elemento metálico químicamente reactivo, blanco y blando. Pertenece al grupo 1

(o IA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 55. El cesio fue descubierto en 1860 por el químico alemán Robert Wilhelm Bunsen y el físico alemán Gustav Robert Kirchhoff mediante el uso del espectroscopio. El cesio ocupa el lugar 64 en abundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre. El cesio también existe en la lepidolita, en la carnalita y en ciertos feldespatos. Se obtiene también calentando sus hidróxidos o carbonatos con magnesio o aluminio, y calentando sus cloruros con calcio. (Pérez, C. y Rodríguez, G., 2006)

5 •

FRANCIO: Es un elemento metálico radiactivo que se asemeja mucho al cesio en sus propiedades

químicas. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 87. Se produce cuando se desintegra el elemento radiactivo actinio. El francio natural es radiactivo; su isótopo con vida más larga, el francio 223, o actinio-K, tiene una vida media de 22 minutos. Emite una partícula beta con una energía de 1.100.000 electronvoltios (eV). Se conocen isótopos con números másicos de 204 a 224. (Orozco, L., 2019) 2. GRUPO IIA: Metal Alcalinotérreo Los alcalinotérreos o metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que forman una familia. Estos elementos se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corto. (Navarro, G. 1963) El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una electronegatividad ≤ 1,3 según la escala de Pauling. Son metales de baja densidad, coloreados y blandos. Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas, y con agua (aunque no tan rápidamente como los alcalinos) para formar hidróxidos fuertemente básicos. Todos tienen solo dos electrones en su nivel energético más extremo, con tendencia a perderlos, con lo que forman un ion dipositivo, M2+. •

BERILIO: Es un elemento metálico, gris, frágil, con número atómico 4. Se le llama berilio por su

mineral principal, el berilio, un silicato de berilio y aluminio.

6 Fue descubierto como óxido en 1797 por el químico francés Louis Nicolas Vauquelin; el elemento libre fue aislado por primera vez en 1818 por Friedrick Wöhler y Antonine Alexandre Brutus Bussy, independientemente. Puesto que sus compuestos solubles tienen sabor dulce, al principio se le llamó glucinio, como referencia al azúcar glucosa. (Morales, S., 2014) •

MAGNESIO: Es un elemento metálico, blanco plateado, reactivamente 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. •

CALCIO: 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 químico británico sir Humphry Davy aisló el calcio en 1808 mediante electrólisis. •

ESTRONCIO: Es un elemento metálico, dúctil, maleable y químicamente reactivo. Pertenece al grupo

2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalino-térreos. Su número atómico es 38. El estroncio metálico fue aislado por primera vez por el químico británico Humphry Davy en 1808; el óxido se conocía desde 1790. El estroncio tiene color plateado cuando está recién cortado. Se oxida fácilmente al aire y reacciona con el agua para producir hidróxido de estroncio e hidrógeno gas. Como los demás metales alcalino-térreos, se prepara transformado el carbonato o el sulfato en cloruro, el cual, por hidrólisis, produce el metal. Tiene un punto de fusión de 769 °C, un punto de ebullición de 1.384 °C y una densidad de 2,6 g/cm3. Su masa atómica es 87,62. (Martínez, A., et. al., 2004)

7 El estroncio nunca se encuentra en estado elemental, y existe principalmente como estronicianita. Ocupa el lugar 15 en abundancia natural. •

BARIO: Es un elemento blando, plateado y altamente reactivo. Su número atómico es 56. El

bario fue aislado por primera vez en 1808 por el científico británico sir Humphry Davy. El elemento reacciona intensamente con el agua, y se corroe rápidamente en aire húmero. De hecho, el elemento es tan reactivo que solo existe en la naturaleza como compuesto. Sus compuestos más importantes son minerales: el sulfato de bario y el carbonato de bario (witherita). (Carrasco, R., et. al., 2007) •

RADIO: Es un elemento metálico radiactivo, blanco-plateado y químicamente reactivo.

Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinotérros. Su número atómico es 88. El radio fue descubierto en la mineral pechblenda por los químicos franceses Marie y Pierre Curie en 1898. Estos descubrieron que el mineral era más reactivo que su componente principal, el uranio, y separaron el mineral en varias fracciones con el fin de aislar las fuentes desconocidas de radiactividad. Una fracción, aislada utilizando sulfuro de bismuto, contenía una sustancia fuertemente radiactica, el polonio, que los Curie conceptuaron como nuevo elemento. (Suárez, J., Gonzáles, J. y De Pablo, M., 1987)

8 SECCIÓN EXPERIMENTAL 1.- Preparación de la luz de Bengala a color 1.1. En un mortero muela por separado, KCℓO3 (tóxico, comburente), azúcar blanca y LiCℓ, luego mezcle en proporciones 2:2:1, y coloque dicha mezcla sobre una lámina metálica en forma acumulada, lleve a la campana extractora, deje caer lentamente sobre la mezcla gotas de H2SO4 (C) (corrosivo y controlado). Se obtiene la luz de bengala de color rojo. •

Reacción:

𝐾𝐶𝑙𝑂3(𝑠) + 𝐶12𝐻22𝑂11(𝑠) + 𝐿𝑖𝐶𝑙(𝑠) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑐) ⟶

𝐿𝑖2𝑆𝑂4(𝑠) + 𝐾2𝑆𝑂4(𝑠) + 𝐶(𝑠) + 𝐶𝑂 + 𝐶𝑂2 + 𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑂(𝑙)

(La bengala resulta de color rojo) 1.2. Repita el experimento anterior, pero agregando NaCℓ. La coloración es amarilla. •

Reacción:

𝐾𝐶𝑙𝑂3 (𝑠) + 𝐶12𝐻22𝑂11(𝑠) + 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑠) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑐) →

𝑁𝑎2𝑆𝑂4(𝑠) + 𝐾2 𝑆𝑂4(𝑠) + 𝐶(𝑠) + 𝐶𝑂 + 𝐶𝑂2 + 𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑂(𝑙)

(La bengala resulta de color naranja) 1.3. Para una coloración violeta se agrega KCℓ. •

Reacción:

𝐾𝐶𝑙𝑂3 (𝑠) + 𝐶12 𝐻22 𝑂11 (𝑠) + 𝐾𝐶𝑙(𝑠) + 𝐻2𝑆𝑂4 (𝑐) →

𝐾2 𝑆𝑂4 (𝑠) + 𝐾2 𝑆𝑂4 (𝑠) + 𝐶(𝑠) + 𝐶𝑂 + 𝐶𝑂2 + 𝐶𝑙2 + 𝐻2 𝑂(𝑙)

9

(La bengala resulta de color violeta) Observaciones: En los tres casos realizados anteriormente se observa la formación de luz de bengala de los metales alcalinos litio, sodio y potasio; donde cada uno emite un color característico de ellos. El litio forma color rojo, el sodio color naranja y el potasio color morado. En los tres casos se escucha el sonido de una chispa, debido a la formación del dióxido de cloro, también hay formación de 𝐶𝑂2 y otros gases productos de la reacción. El 𝐻2 𝑆𝑂4 actúa como agente deshidratante actuando sobre la sacarosa. Así también, el color obtenido con cada metal es debido a que la energía de la reacción se transfiere a la sal metálica, haciendo que sus electrones se eleven a estados excitados y luego liberan energía en forma de radiación visible cuando sus electrones regresan a su estado basal. 2.- Preparación del peróxido de sodio y superóxido de potasio 2.1. En una cápsula de porcelana caliente un pedazo muy pequeño de sodio metálico hasta que se funda. Una vez fundido esparza sobre una plancha metálica de manera que ocupe la mayor superficie posible. Al enfriarse el sodio líquido al contacto con el oxígeno del aire formará el peróxido de sodio amarillo. •

Reacciones: 𝑁𝑎(𝑠) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ⟶ 𝑁𝑎(𝑙) 2𝑁𝑎(𝑙) + 𝑂2 (𝑔) ⟶ 𝑁𝑎2 𝑂2 (𝑠)

Observaciones:

10 Primero se realizó la fundición del sodio y luego este reacciona con el oxígeno del aire para formar peróxido de sodio el cual se observa de color amarillo. El peróxido de sodio tiene como nombre común “oxilita” y se usa para la obtención de peróxido de hidrógeno y como agente decolorante de fibras textiles. 2.2. Repita el experimento con potasio. El superóxido de potasio obtenido es de color naranja. •

Reacciones: 𝐾(𝑠) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ⟶ 𝑘(𝑙) 𝐾(𝑙) + 𝑂2 (𝑔) ⟶ 𝐾𝑂2 (𝑠)

Observaciones: Primero se realizó la fundición del potasio y luego este reacciona con el oxígeno del aire para formar superóxido de potasio el cual se observa de color naranja. El superóxido de potasio se utiliza en cápsulas espaciales y submarinos porque absorbe el dióxido de carbono (y la humedad) exhalados y libera dioxígeno. 3.- Reacciones del ión K 3.1. En un tubo de ensayo, vierta 1 mL de KCℓ 0.5N, y agregue 1 mL de NaCℓO4 o HCℓO4 al 20%, se observa la formación de un precipitado blanco de KCℓO4 que es poco soluble. •

Reacciones: 𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐾𝐶𝑙𝑂4(𝑠) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) 𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐾𝐶𝑙𝑂4(𝑠) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐)

Observaciones: Al reaccionar el cloruro de potasio con perclorato de sodio o ácido perclórico ambos en solución acuosa, se obtiene como producto un precipitado de color blanco llamado perclorato de potasio que presenta poca solubilidad.

11 4.- Reacciones del Magnesio Metálico 4.1. En 2 tubos de prueba coloque 0.20 g de polvo de Mg, adicione 2mL de HCℓ 0,1N (corrosivo y controlado) al primero y al segundo H2SO4 0,1N. Se forman las sales correspondientes con desprendimiento de un gas incoloro, inodoro de bajo peso molecular. •

Reacciones: 𝑀𝑔(𝑠) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑐) + 𝐻2(𝑔) Reacción rápida 𝑀𝑔(𝑠) + 𝐻2 𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝑀𝑔𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2(𝑔) Reacción lenta

Observaciones: El en primer tubo de ensayo reaccionará el magnesio con cloruro de hidrógeno y el segundo con ácido sulfúrico, se observó que en la primera reacción es rápida formando cloruro de magnesio e hidrogeno molecular en estado gaseoso, en la segunda reacción es una reacción relativamente lenta y genera sulfato de magnesio con hidrogeno molecular en estado gaseoso. 4.2. Coloque 0.20 g. de Mg en un tubo de ensayo y hervir con 5 mL de agua destilada. Observar el desprendimiento de H2. Dejar enfriar y adicionar unas gotas de fenolftaleína. ¿Qué compuesto se habrá formado? •

Reacciones: 𝑀𝑔(𝑠) + 2𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2(𝑎𝑐 ) + 𝐻2(𝑔) ∆

Observaciones: El magnesio reaccionará con el agua, la cual forma hidróxido de magnesio con hidrógeno molecular en estado gaseoso, luego de haber dejado enfriar se agregó el indicador fenolftaleína y se observó el cambio de coloración de la solución acuosa a un color morado, debido a la presencia de la base.

12 4.3. En un mortero, triturar una mezcle de partes iguales de yodo y magnesio en polvo y viértalo a un tobo y añada gotas de agua destilada. Aprecie la reacción exotérmica. ¿Qué se forma? •

Reacciones: 𝐻2 𝑂

⏞ 𝑀𝑔𝐼2(𝑠) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑀𝑔(𝑠) + 𝐼2(𝑠) → Observaciones: En la primera reacción se formó el yoduro de magnesio, al agregar el agua destilada se observa la reacción exotérmica por el desprendimiento del calor. 5.- Algunas propiedades de las Sales de Magnesio 5.1. En un tubo de ensayo vierta 2 mL de solución de MgSO4 al 5% luego añada gota a gota solución de Na 2CO3 0.1N. Se formará un precipitado blanco de MgCO3 insoluble (esto es una diferencia con los carbonatos alcalinos), soluble en solución de NH4Cℓ más solución de NH3 (diferencia de los carbonatos de los alcalinos térreos). •

Reacciones: 𝑀𝑔𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎2 𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝑀𝑔𝐶𝑂3(𝑠)

Observaciones: Al verter la solución sulfato de magnesio en un tubo de ensayo y luego de añadir gota a gota el carbonato de sodio, se observó la formación del carbonato de magnesio en estado sólido de color blanco y el sulfato de sodio en solución acuosa. 5.2. Vierta en un tubo de ensayo 1 mL de Na2HPO4 al 5% luego añada 1 mL de mixtura magnesiana. Se apreciará un precipitado blanco de fosfato amónico magnésico. Observe el aspecto del precipitado. •

Reacciones: 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑐) + 𝑀𝑔𝐶𝑙2 + 𝑁𝐻4 𝑂𝐻 ⟶ 𝑁𝐻4 𝑀𝑔𝑃𝑂4 + 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑙) Mixtura magnesiana

13 Observaciones: La reacción del fosfato disódico junto a la mixtura magnesiana formara el fosfato amónico magnésico, cloruro de sodio y agua. El precipitado formado tendrá una coloración blanquecina y textura lechosa. 5.3. A 1 mL de MgSO4 al 5% añada 1 mL de NH3 0,1N (tóxico, corrosivo y controlado) mas 10 gotas de solución alcohólica de 8 – oxiquinolina (oxina). Al aparecer un precipitado cristalino, se habrá determinado magnesio por la formación del oxiquinolato de magnesio. •

Reacciones: 𝑀𝑔𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑐) + 𝐶9 𝐻6 𝑂𝐻(𝑒𝑡) ⟶ (𝐶9 𝐻6 𝑁𝑂)2 𝑀𝑔. 4𝐻2 𝑂(𝑠) + (𝑁𝐻4 )2 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)

Observaciones: El sulfato de magnesio reacciono con la oxina, formando así el oxiquinolato de magnesio tetrahidratado siendo este el precipitado, el cual tiene un color amarillo verdoso. Por otro lado, el sulfato reacciono con el amoniaco formando el sulfato de amonio como producto. 6.- Reacción del Cloruro de Calcio en agua de jabón En un vaso de precipitados adicione 10 mL de agua destilada y 20 gotas de jabón líquido. Agite con una bagueta hasta que se forme abundante espuma limpia y persistente luego añada 1 mL de CaCℓ 2 05%, nuevamente agite La espuma ha disminuido y en la solución se formará grumos, característicos de las sales de Ca, Mg y Fe que poseen las aguas duras generalmente al estado de cloruros, carbonatos o sulfatos. •

Reacciones:

-

Reacción 1: 𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝐶17 𝐻35 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎(𝑙) ⟶ 𝐶17 𝐻35 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐 ) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) Jabón

Jabón espumoso

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Reacción 2: 𝐶17 𝐻35 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐶𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑐) ⟶ 𝐶𝑎(𝐶17 𝐻35 𝐶𝑂𝑂)2(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) Complejo de calcio con el jabón

Observaciones:

En la primera reacción el jabón se disolverá formando mucha espuma, debido a que el jabón no encuentra al calcio. En la segunda reacción el jabón espumoso, formado en la primera reacción, reaccionara con el calcio ya que será atrapado por este y se formara un complejo de calcio con el jabón y por consiguiente desaparece la espuma. Por otro lado, el cloruro reacciona con los otros componentes del agua. 7.- Algunas características de las soluciones de las sales Ca +2, Sr+2 y Ba+2 Prepara dos series de tres tubos conteniendo 1 mL de soluciones al ...