Elementos de la tabla periódica, propiedades y reactividad

1. Elementos de la tabla periódica, propiedades y reactividad

20233828          Ángel Emmanuel Huaccha Escobar

20233892              Jhair Jussef Gálvez Huamán 

Grupo N° 16: Los reactivos

2. Resumen 

El tema del laboratorio fue la tabla periódica, propiedades, que pueden ser químicas o físicas, y están en relación con la capacidad de compartir, ganar o perder electrones a fin de que su configuración electrónica se parezca a la del gas noble más próximo; y las reacciones de oxidación para saber quién es el agente oxidante y cuál es el agente reductor.  El principal objetivo fue observar la reactividad de algunos elementos(metales) con el agua, analizar la emisión de luz por parte de algunas especies químicas en un estado excitado y por último estudiar la oxidación del cobre con el oxígeno del aire. El experimento se realizó en tres partes, primero observamos la reactividad de algunos elemento con el agua a través de un video, luego sacamos nuestras propias conclusiones; en la segunda parte se observó en otro video la reacción de algunas elementos en un estado de excitación, luego se procedió a experimentarlo, se agarraron cinco hisopos y se sumergieron en cinco compuestos diferentes, después se procedió a prenderle fuego y al estar en un estado de excitación logramos observar los colores de cada llama, por ultimo discutimos para averiguar que elemento químico era cada con puesto; finalmente la tercera parte, en donde primero se midió las dimensiones de una moneda de cobre y luego se expuso al calor durante diez minutos, después se logró observar que la moneda cambio de color y la masa. 

3. Introducción

La tabla periódica presenta todos los elementos químicos que existen ordenados según sus propiedades físicas. Es considerada por muchos como el descubrimiento más importante de la química, fue diseñada por el químico ruso Dimitri Mendeléiev. Y es que este complejo orden de los elementos permitió predecir el descubrimiento de nuevos elementos y permitió realizar investigaciones teóricas sobre estructuras desconocidas. Está organizada de menor a mayor según su número atómico, es decir, el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento. Además, están distribuidos en 7 filas horizontales llamadas periodos y 18 columnas verticales conocidas como grupos, de modo que los elementos que pertenecen al mismo grupo tienen propiedades similares. Cada casilla de la tabla periódica corresponde a un elemento químico con unas propiedades determinadas. En dicha casilla se especifica su nombre, el símbolo químico del elemento, su número atómico (cantidad de protones), su masa atómica, la energía de ionización, la electronegatividad, sus estados de oxidación y la configuración electrónica.1

Algunas propiedades físicas y químicas se repiten con regularidad a lo largo de los grupos y los periodos. La razón reside en la configuración electrónica y en el número atómico del elemento. La carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo reúne estas dos características y facilita el estudio de la variación de las propiedades periódicas de los elementos al aumentar su número atómico. Las propiedades periódicas más importantes son: el radio atómico y el radio iónico, la energía de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad y el carácter metálico.2

Las propiedades están en relación con la capacidad de perder, ganar o compartir electrones los átomos para que su configuración electrónica se parezca a la del gas noble más cercano. Los elementos tienen tendencia a parecerse a los gases nobles más cercanos en cuanto a su configuración electrónica de la última capa. Los menos electronegativos tendrán tendencia a perder electrones frente a otros más electronegativos.

La reactividad de un elemento mide la tendencia a combinarse con otros.

1. Variación en los grupos.  A medida que descendemos en un grupo, los electrones de la última capa se encuentran más lejos del núcleo y, por tanto, resultará más fácil ser excitados y, en el caso de los no metales, más difícil el coger electrones.

• La reactividad de los metales aumenta al avanzar en un grupo (mayor tendencia a perder electrones).
• La reactividad de los no metales aumenta cuanto más arriba en el grupo (mayor tendencia a coger electrones).3

1. Variación en los periodos. Son más reactivos los grupos de la izquierda que los de la derecha. Cuando llegamos a cierto grupo la tendencia se invierte dado que resultará más fácil ganar los electrones que le faltan para parecerse al gas noble más cercano. Por tanto, en un período

• La reactividad de los metales aumenta cuanto más a la izquierda en el período (menos electrones a quitar).
• La reactividad de los no metales aumenta al avanzar en el período (menos electrones a coger)

Las reacciones de oxidación nos ayudan a saber qué especie se oxida y qué especie se reduce. Algo que podemos hacer para entender qué sustancia se está oxidando y cuál se está reduciendo es prestar atención a los números de oxidación de cada átomo que participa en la reacción. Existen ciertas reglas que podemos seguir:

1. Un átomo en su forma libre, no combinada, tiene un número de oxidación de 0. Por ejemplo, el sodio metálico, Na, tiene 0 como número de oxidación. 
2. En un compuesto o en un ion, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga total del átomo o ion. 
3. El hidrógeno siempre tiene número de oxidación +1, salvo en el caso de los hidruros metálicos (en ese caso, es -1).
4. El oxígeno siempre tiene número de oxidación –2.
5. Cuando los metales del grupo 1 forman parte de un compuesto, tienen número de oxidación +1.
6. Cuando los metales del grupo 2 forman parte de un compuesto, tienen número de oxidación +2.
7. Cuando el flúor forma un compuesto, siempre tiene número de oxidación -1.

En este experimento, exploramos la reactividad de metales con el agua tras ver un video (actividad previa), también analizaremos y estudiaremos la emisión de luz por parte de algunas especies químicas en un estado excitado.  Normalmente, los átomos se encuentran en su estado basal. Cuando se añade una fuente de excitación (como la luz o el calor), un electrón puede pasar a un orbital de mayor energía. Al regresar luego al estado basal, el electrón puede liberar la energía adquirida en forma de luz. Si la energía de la luz emitida se encuentra dentro del rango visible, podremos observar un determinado color. Cada elemento tiene una configuración electrónica propia, por lo que el color de la luz emitida le es propio también y puede ser utilizado como un indicio de la identidad del elemento. Este es el principio de la “prueba a la llama” que será la segunda parte de esta sesión. Finalmente, en la tercera parte de la sesión, estudiaremos la oxidación del cobre con el oxígeno del aire (Moneda de cobre en plancha de calor).

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