Propiedades periódicas de los elementos del grupo

Propiedades periódicas de los elementos del grupo VII, aplicada a la identificación y separación de haluros.

1. Objetivos:

• Realizar una serie de ensayos que permitan de poner de manifiesto las similitudes entre los elementos de grupo 17.
• Observar las diferencias graduales  existentes entre ellos.
• Analizar cada ion haluro (F-, Cl-, Br-, I-) a través de reacciones químicas que permitan de   manera inequívoca su identificación.

1. Fundamento teórico:

Silberberg, M. (2002) los halógenos empiezan con el flúor (F), el más fuerte captador de electrones de todos. Cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I).

Los halógenos existen como moléculas diatómicas que interactúan a través de fuerzas de dispersión, que aumentan en intensidad cuando los átomos se agrandan y son polarizables más fácilmente; entonces, el F2 es un gas amarillo pálido, el Cl2 un gas amarillo verdoso, el Br2 es un líquido café naranja, y el I2 un sólido púrpura negro.

Los elementos del grupo 7ª reaccionan con la mayoría de los metales y no metales para formar muchos compuestos iónicos y covalentes: haluros metálicos y no metálicos, óxidos y oxiácidos de halógenos. La razón para la reactividad de los halógenos es la misma que la reactividad para los metales alcalinos; un átomo no metálico 7ª debe ganar un electrón para llenar su capa exterior, este llenado se realiza en una de dos formas:

1. Ganando un electrón de una átomo metálico, formando asi un ion negativo cuando el metal forma uno positivo.
2. Compartiendo un par de electrones con un átomo no metálico y entonces forma un enlace covalente.

Al bajar en el grupo, la reactividad refleja la disminución en la electronegatividad: F2 es el más reactivo, e I2, el menos. La reactividad excepcional del F2 elemental también se relaciona con la debilidad del enlace F-F. Como el F es pequeño el enlace es corto, pero los pares libres sobre cada átomo F repelen a aquellos sobre el otro, lo que debilita el enlace. Como resultados de estos factores, el F2 reacciona con cada elemento, en muchos casos explosivamente.

Los halógenos muestran el mayor intervalo en la electronegatividad de cualquier grupo, pero todos son bastante electronegativos para comportarse como no metales.

Actúan como agentes oxidantes en la mayoría de sus reacciones, y los halógenos ubicados en lo alto del grupo pueden oxidar a iones haluro de más abajo:

[pic 1]

Los halógenos experimentan alguna química redox acuosa importante. El flúor es un poderoso agente oxidante que separa el agua, oxidando el oxígeno para producir O2, algo de O3 y HFO. Los otros halógenos experimentan desproporción.

Los halógenos existen como moléculas diatómicas que interactúan a través de fuerzas de dispersión, que aumentan en intensidad cuando los átomos se agrandan y son polarizables más fácilmente: entonces, el F2 es un gas amarillo pálido, el Cl2 un gas amarillo verdoso, el Br2 es un líquido café-naranja, y el I2 un sólido púrpura-negro.

[pic 2]     [pic 3]

Petrucci, R (2003). Los átomos de los grupos 17 Y 16, los no metales más activos, tienen uno y dos electrones menos que el gas noble que esta al final de su periodo. Los átomos de los grupos 17 y 16 pueden adquirir las configuraciones electrónicas de los átomos de gases nobles ganando el número adecuado de electrones.

[pic 4]

En muchos casos un átomo no metálico ganará un único electron espontáneamente, pero se requiere una aportación de energía para forzarle a aceptar más electrones. Con frecuencia, otros procesos que ocurren simultáneamente (como la atracción entre iones positivos y negativos) proporcionan la energía necesaria. Los iones no metálicos con carga 3- son escasos.

1. Materiales y reactivos:

1. Materiales:

• Vaso precipitado de 250 ml
• 6 tubos de ensayos
• cocina eléctrica
• pinza de tubos de ensayos
• pipetas de 10 ml
• varilla de vidrio
• embudo de separación
• frasco con agua destilada.

1. Reactivos:

Soluciones:  

• NaF (0.1M)
• NaCl (0.1M)
• NaBr (0.1M)
• NaI (0.1M)
• AgNO3 (0.1M)
• CaCl2 (0.1M)
• H2SO4 (2M)
• Fe (NO3) 3
• KMnO4
• Na (NO2)
• CCl4

1. Procedimiento experimental:

4.1. Preparación de una solución de partida.

• En un vaso precipitado de 100 ml, colocar 5 ml de cada solución de: NaF (0.1M), NaCl (0.1M), NaBr (0.1M), NaI (0.1M).
• Homogenizar con una varilla de vidrio la solución del paso anterior y conservar para los análisis posteriores (que se denominará disolución partida).

4.2. Análisis de ion fluoruro.

• En un tubo de ensayo s toma 2 ml de la disolución de partida y se le agregan 2 ml de una disolución de cloruro de calcio 0,1 M.
• La mezcla se deja reposar  unos 10 a 15 minutos, la aparición de un precipitado blanco indica la presencia de fluoruro de calcio, lo que sirve para identificar a ion fluoruro.

4.2. Análisis de ion Ioduro.

• En un embudo de decantación se coloca, 5 ml de la disolución de partida, luego se agregan 2 ml de ácido sulfúrico 2M, y 5 ml de la solución nitrato férrico 0,2 M y 1 ml de tetracloruro de carbono.
• Se tapa el embudo y se agita vigorosamente durante unos dos minutos, luego se deja en posición vertical hasta que los dos líquidos se separen limpiamente formados en dos capas (correspondiente tetracloruro queda en el fondo).
• El color violeta de la capa de tetracloruro de carbono nos indica la presencia de I2, obtenido por la oxidación del ion ioduro inicialmente presente en la disolución acuosa.
• Después de la identificación del iodo, hay que eliminar la totalidad del ioduro presente para poder continuar con la identificación de los haluros restantes. Para ello, se elimina la capa violeta abriendo con cuidado la llave del embudo.
• Se añade de nuevo 1 ml de tetra cloruro de carbono y se procede los pasos anteriores, esta operación se repite tanta veces hasta que la tetra sea transparente. Asegurándose de esta forma la completa eliminación del ioduro presente en la disolución de partida.

4.3. Análisis de ion Bromuro.

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