La reactividad de metales.

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Objetivo:

A: *Estudiar cualitativamente la reactividad de metales.

     *Comprobar la periodicidad de la tabla periódica.

B: *Estudiar cuantitativamente el poder oxidante de los halógenos.

     *Comparar la reacción de formación y las propiedades de los halógenos de plata.

     * Comprobar la periodicidad de la tabla periódica.

Marco teórico:

Metales:

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Metalurgia:

Es la ciencia y tecnología de la separación de los metales a partir de sus menas y de la preparación de aleaciones. Una aleación es una disolución sólida de dos o más metales, o de un metal o metales con uno o más no metales.

Los tres pasos principales en la recuperación de un metal a partir de su mena son:

1. La preparación de la mena
2. La producción del metal
3. La purificación del metal.

Tendencias periódicas de las propiedades metálicas:

Los metales tienen apariencia lustrosa, son sólidos a temperatura ambiente (con excepción del mercurio), son buenos conductores del calor y de la electricidad, son maleables (se pueden aplanar hasta formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden extender en alambres). La electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período, y de abajo hacia arriba en un grupo. El carácter metálico aumente en direcciones exactamente opuestas, es decir, de derecha a izquierda a lo largo de un período y de arriba hacia abajo en un grupo. Debido a que los metales, en general, tienen electronegatividades bajas, tienden a formar cationes y casi siempre adquieren números de oxidación positivos en sus compuestos. Sin embargo, el berilio y el magnesio, del grupo 2ª, los metales del grupo 3ª y los que se encuentran a su derecha, también forman compuestos covalentes.

Metales alcalinos

Como grupo, los metales alcalinos son los más electropositivos (o los menos electronegativos) que se conocen. Tienen muchas propiedades semejantes, como por ejemplo, las indicadas en la tabla 20.4*. A partir de sus configuraciones electrónicas, es de esperar que el número de oxidación de estos elementos en sus compuestos sea +1, ya que los cationes serían isoelectrónicos de los gases nobles.

Los metales alcalinos tienen bajos puntos de fusión y son tan suaves que pueden cortarse con una navaja. Todos estos metales tienen estructuras cristalinas centradas en el cuerpo, con baja eficiencia de empaquetado, lo que explica sus bajas densidades entre los metales. Debido a su gran reactividad química, los metales alcalinos nunca se encuentran en la naturaleza en su forma elemental, si no que combinados con iones halogenuro, sulfato, carbonato y silicato.  [pic 9][pic 10]

Metales alcalinotérreos

Los metales alcalinotérreos son un poco menos electropositivos y menos reactivos que los metales alcalinos. A excepción del primer miembro de la familia, el berilio, que en algunos aspectos se parece al aluminio (un metal del grupo 3A), los metales alcalinotérreos tienen propiedades químicas semejantes. Debido a que los iones M2+ adquieren la configuración electrónica del gas noble que les precede, el número de oxidación de estos metales en su forma combinada casi siempre es +2.

→Magnesio:

La química del magnesio es intermedia entre la del berilio y la de los elementos más pesados del grupo 2ª. El magnesio no reacciona con agua fría, pero reacciona lentamente con vapor de agua: Mg(s) + H2O(g) → MgO(s) + H2(g)[pic 11]

Arde en el aire, con mucho brillo, para producir óxido de magnesio y nitruro de magnesio; propiedad que hace que el magnesio (en forma de láminas o fibras) se utilice en los focos para fotografía, así como en las luces de Bengala.

Halógenos:

Los halógenos (flúor, cloro, bromo y yodo) son no metales reactivos. A pesar de que todos estos elementos son muy reactivos y tóxicos, la reactividad y el grado de toxicidad por lo general disminuyen desde el flúor hasta el yodo. La química del flúor difiere de la del resto de los halógenos.

Poder oxidante de los Halógenos:

Los halógenos están del otro lado de la tabla periódica y al contrario de los metales presentan una gran capacidad para captar electrones, y es por ese motivo que los halógenos son grandes oxidantes.

Ejemplo:

Consideremos la reacción entre el bromo molecular y los iones Ioduro en solución acuosa.

Br2 (l) + 2I-  ↔ I2 (s) + 2Br

Desde que en la serie electroquímica el iodo esta encima del bromo, estos significa que el iodo tiene un potencial de reducción (Eº  I2/I- = 0,53 V), mas bajo que el del bromo (EºBr2/Br = 1,09 V). la reacción que ocurre en este caso es la siguiente, la reducción de bromo a bromuro con la consecuencia oxidante de ioduro a iodo.

Iones Complejos:

Un ion complejo se compone de un átomo central que actúa como receptor de

pares electrónicos y de grupos ligando que actúan como dadores de pares electrónicos formando enlaces coordinados o dativos. Los complejos se forman especialmente con los elementos de transición, los cuales en su notación espectral quedan con varios orbitales semi-llenos. (orbitales d)

Experimentalmente se observa los diferentes cambios de color que toman los

complejos debido al orden de la fuerza cread a por los llegados, un orden que se

esperaría por los efectos electrostático s y teniendo en cuenta el desplazamientos

de iones se forma la serie espectroquímlca debido a las diferentes coloraciones

observadas.

Kps de los compuestos  AgCl,  AgI, AgBr

Reacciones Redox:

             Cl  - (ac) + Ag+  (ac)↔ AgCl (ac)

              I- (ac) + Ag+ (ac)↔ AgI (ac)

                   Br + (ac) + Ag+ (ac) ↔ AgBr (ac)

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