INTRODUCCION EXPERIMENTAL AL SISTEMA PERIÓDICO Objetivo: Introducción:

INTRODUCCION EXPERIMENTAL AL SISTEMA PERIÓDICO
Objetivo: Relacionar las propiedades y características de los elementos con su ubicación en la tabla periódica,
además de identificar como se genera el cloro y la coloración que tiene.
Introducción:
HALOGENOS
El grupo de los halógenos es el grupo 17 de la tabla periódica, y está formado por los siguientes elementos:
flúor, cloro, bromo, yodo y ástato (este último, radioactivo y poco común). La palabra Halógeno proviene del
griego y significa formador de sales.
En forma natural se encuentran como moléculas diatómicas. Para llenar por completo su último nivel
energético necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ión mononegativo, X−. Este ión
se denomina haluro al igual que las sales que lo contienen.
Poseen una electronegatividad " 2,5 en la escala Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad.
Son elementos oxidantes, y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de
oxidación que presentan.
Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen halógenos; a estos compuestos se les
llama compuestos halogenados
Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los halógenos, por lo que reciben el nombre de
pseudo halógenos. Todos los miembros del grupo tienen una valencia de −1 y se combinan con los metales
para formar haluros, así como con metales y no metales para formar iones complejos.
CLORO
El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la
tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro es un gas
amarillo−verdoso formado por moléculas diatómicas, Cl2, unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor
desagradable y venenoso. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico
esencial para muchas formas de vida.
CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES
En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con rapidez con muchos elementos y
compuestos químicos, sino que se encuentra formando parte de cloruros y cloratos, sobre todo en forma de
cloruro de sodio, en las minas de sal y disuelto y en suspensión en el agua de mar. El cloruro de sodio es lo
que comúnmente conocemos como sal de mesa.
Se emplea para potabilizar el agua de consumo disolviéndolo en la misma; también tiene otras aplicaciones
como oxidante, blanqueante y desinfectante. El cloro gaseoso es muy tóxico (neurotóxico) y se usó como gas
de guerra en la Primera y Segunda Guerra Mundial.
Este halógeno forma numerosas sales y se obtiene a partir de cloruros y a través de procesos de oxidación,
generalmente mediante electrolisis. Se combina fácilmente con la mayor parte de los elementos. Es
ligeramente soluble en agua (unos 6,5 g de cloro por litro de agua a 25 ºC), en parte formando ácido
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hipocloroso, HClO.
En la mayoría de los numerosos compuestos que forma presenta estado de oxidación −1. También puede
presentar los estados de oxidación +1, +3, +5 y +7.
APLICACIONES
El cloro se emplea principalmente en la purificación de aguas, como blanqueante en la producción de papel y
en la preparación de distintos compuestos clorados.
• Un proceso de purificación de aguas ampliamente utilizado es la cloración. Se emplea ácido
hipocloroso, HClO, que se produce disolviendo cloro en agua y regulando el pH.
• En la producción de papel se emplea cloro en el blanqueo de la pulpa, aunque tiende a ser sustituido
por dióxido de cloro, ClO2.
• Una gran parte del cloro se emplea en la producción de cloruro de vinilo, compuesto orgánico que se
emplea principalmente en la síntesis del poli(cloruro de vinilo), conocido como PVC.
• Se usa en la síntesis de numerosos compuestos orgánicos e inorgánicos, por ejemplo tetracloruro de
carbono (CCl4), o cloroformo (CHCl3), y distintos halogenuros metálicos. También se emplea como
agente oxidante.
• Preparación de cloruro de hidrógeno puro; se puede llevar a cabo por síntesis directa: H2 + Cl2 !
2HCl
HISTORIA
El cloro (del griego , que significa "amarillo verdoso") fue descubierto en 1774 por el sueco Carl
Wilhelm Scheele, aunque creía que se trataba de un compuesto que contenía oxígeno. En 1810 el químico
inglés Humphry Davy demuestra que se trata de un elemento químico y le da el nombre de cloro debido a su
color.
El cloro se empleó en la Primera Guerra Mundial, siendo el primer caso de uso de armas químicas.
ABUNDANCIA Y OBTENCIÓN
El cloro se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos, principalmente en forma de cloruro de
sodio (NaCl), y también otros minerales como la silvina (KCl). Es el halógeno más abundante en el agua
marina con una concentración de unas 18000 ppm. En la corteza terrestre está presente en menor cantidad,
unas 130 ppm. Es prácticamente imposible encontrarlo sin estar combinado con otros elementos, debido a su
alta reactividad.
El cloro se obtiene principalmente (más del 95% de la producción) mediante la electrolisis de cloruro de sodio
(NaCl), en disolución acuosa, denominado proceso del cloro−álcali. Se emplean tres métodos: electrolisis con
celda de amalgama de mercurio, electrolisis con celda de diafragma y electrolisis con celda de membrana.
PRECAUCIONES
El cloro provoca irritación en el sistema respiratorio, especialmente en niños y personas mayores. En estado
gaseoso irrita las mucosas y en estado líquido quema la piel. Se puede detectar en el aire por su olor a partir de
3,5 ppm, siendo mortal a partir de unos 1000 ppm. Una exposición aguda a altas (pero no letales)
concentraciones de cloro puede provocar edema pulmonar, o líquido en lo pulmones. Una exposición crónica
a bajas de bajo nivel debilita los pulmones aumentando la susceptibilidad a otras enfermedades pulmonares.
HALOGENUROS O HALUROS
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CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS HALUROS:
Constituyen un grupo en el que aparecen una serie de compuestos, formados por iones halógenos
monovalentes electronegativos (F−, Cl−, Br−, I−) que son grandes, teniendo una carga de sólo −1, con
facilidad para polarizarse.
− Clasificación de los haluros:
A) Fluoruros
% Grupo de la Fluorita
% Grupo de la Avogadrita
% Grupo de la Criolita
B) Cloruros, Bromuros y Yoduros:
Asociación Al−Mg−Fe
% Grupo de la Laurencita
% Grupo de la Keuperita
Asociación Na−Ca−K
% Grupo de la Halita
% Grupo de la Carnalita
% Nantokita−Querargita
% Atacamita
Asociación Ca−Pb−Hg
% Grupo de la Boleíta
% Grupo de la Colomelana
METALES ALCALINOS
El litio (Li)
El sodio (Na)
El potasio (K)
El rubidio (Rb)
El cesio (Cs)
El francio (Fr)
Estos elementos pertenecen todos al Grupo 1 o IA de la Tabla Periódica. El nombre de esta familia proviene
de la palabra árabe álcalis, que significa cenizas; ya que los primeros compuestos de sodio y potasio fueron
descubiertos en cenizas de maderas.
También, al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son compuestos que antes se llamaban
álcalis.
Son metales blandos, tan es así que el sodio se puede cortar fácilmente con un cuchillo. Al cortarlos o
fundirlos se observa su color plateado y su brillo metálico.
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Los metales alcalinos son de baja densidad. Li, Na y K son menos densos que el agua. El Li es el más duro y a
la vez el menos denso. El Cs es el más blando y el más denso.
Estos metales son los más activos químicamente. Por ejemplo: el sodio reacciona enérgicamente con el agua,
mientras flota, desprendiéndose gases de hidrógeno. El potasio reacciona aún más violentamente que el sodio.
Por estos motivos, esta clase de metales no se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de
compuestos, generalmente sales.
Los elementos sodio y potasio son componentes fundamentales de los seres vivos. Se encuentran en forma de
iones, cuyas propiedades son muy diferentes a la de los metales.
El rubidio y el cesio son muy escasos. El francio es altamente radiactivo y de muy corta vida (22 minutos),
por lo que es mucho más escaso aún.
METALES ALCALINOTERREOS
Berilio (Be)
Magnesio (Mg)
Calcio (Ca)
Estroncio (Sr)
Bario (Ba)
Radio (Ra)
PROPIEDADES FISICAS:
Al aumentar el número atómico disminuyen el punto de fusión, las propiedades metálicas y la
Electronegatividad pero, aumenta el radio atómico y el radio iónico.
Los óxidos más importantes del son el del Ca y Mg y se usan en la industria constructora el CaO, el MgO se
le usa en la industria siderurgica aglutinado y prensado como ladrillo refractario, los óxidos son de color
blanco y se obtienen de las rocas sedimentarias.
Desarrollo:
Los materiales que se utilizaron para los experimentos fueron:
• Vaso de Precipitados
• Pinzas para tubo de ensayo
• Vidrio de Reloj
• Gotero
• Tubos de Ensayo
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Reactivos utilizados:
• Br
• Sn
• ClK
• BrK
• FK
• IK
• AgNO3
• CCl4
• NaOH
• MgCl2
• CaCl2
• NH4OH
En el primer experimento se nos dio un poco de Estaño en un tubo de ensayo, ahí mismo añadimos 3 gotas de
Bromo y se observó lo siguiente:
Al combinarse las dos sustancias se desprendió un gas de color café. El Bromo perdió la coloración, ya que
debido a la reacción se hizo más claro; después de unos cuantos minutos el gas desapareció completamente.
En el siguiente experimento se nos dieron cuatro porciones de Nitrato de Plata (AgNO3), estas se depositaron
en un tubo de ensayo y se le agregaron las siguientes sustancias:
• Al primer tubo se le agregó Fluoruro de Potasio (FK) al combinarse estos dos compuestos se formó una
solución de color Blanquizco, además de ello se formaron precipitados y fue una reacción un poco lenta.
• Al segundo tubo se le puso Cloruro de Potasio (ClK) después de de esto se observó la formación de una
solución de color blanco, también en esta reacción se formaron precipitados. A estos precipitados se les
agrego un poco de Hidróxido de Amonio, entonces el precipitado se disolvió.
• En el tercer tubo de ensayo se mezclo el Nitrato de Plata con Bromuro de Potasio y entonces se formó una
solución de color verde−blanquizco con precipitados de color Verde. El precipitado que resulto de la
reacción no se disuelve con facilidad en el Hidróxido de Amonio.
• Por último en el cuarto tubo se combino el Nitrato de Plata con Yoduro de Potasio, en este tubo se formo
una solución de color verde pistache junto con precipitados. Estos precipitados no se disolvieron en el
Hidróxido de Amonio.
El tercer experimento esta relacionado con los halógenos y en este se nos dio un poco de Bromuro de Potasio
(BrK) en un tubo de ensayo y en otro tubo un poco de Yoduro de Potasio, al Bromuro de Potasio se le agregó
un poco de Agua con cloro, y aparte se le añadió una porción de Tetracloruro de Carbono. Aquí no se vio
ninguna reacción las tres sustancias se veían separadas. El Bromuro de Potasio junto con el agua con cloro son
menos densos que el Tetracloruro de Carbono.
Al tubo donde se encontraba depositado el Yoduro de Potasio se le agregó agua de Bromo y Tetracloruro de
Carbono. En este tubo se observaban tres sustancias una de color amarillo y las otras claras, y al igual que el
otro se veían separadas.
El cuarto experimento se relaciona con los metales alcalinos. En este experimento se le depositó un poco de
agua en el vaso de precipitados, después se mezcló con unas gotas de fenoftaleina. Enseguida se agrego un
poco de Sodio. Después de que se efectuó la reacción y antes de que los gases que desprendió desaparecieran
se encendió un cerillo y con ello hizo una pequeña explosión. Al ver la coloración que tomó el agua nos dimos
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cuenta que se había formado una base.
En el último experimento teníamos en dos tubos Hidróxido de Sodio a uno se le agregó Cloruro de Magnesio
(MgCl2) y al otro Cloruro de Calcio (CaCl2).
• En el primer tubo que se mezclo el Hidróxido de Sodio con el Cloruro de Magnesio se formó una solución
blanca espesa, pero también se forman precipitados.
• En el segundo tubo al que se le agregó Cloruro de Calcio (CaCl2) se formo una solución de color blanca, al
igual que en el anterior se formaron precipitados.
Después de que se formaron los precipitados se les agregó Ácido Clorhídrico (HCl) y en los dos tubos de
ensayo se diluyeron los precipitados.
Conclusión:
Según las observaciones obtenidas, nos sirvieron para darnos cuenta de las propiedades químicas que poseen
los halógenos, los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos. Los experimentos hechos en el laboratorio
nos demuestran las reacciones que tienen los halógenos, y además de esto nosotros pudimos ver que si no se
tiene un buen manejo de estos elementos pueden causar daños a nuestra salud.
Bibliografía:
• Química (Raymon Chang)
• Enciclopedia Microsoft Encarta 2002 Cloro, Tabla Periódica
• http://enciclopedia.us.es/index.php/Tabla_periódica
• Química Inorgánica (Clemente Juárez y Contreras)
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