Química de los metales alcalinos y alcalinotérreos

Experimentación en Química Inorgánica – 2º Curso, Grado de Química

Práctica 2 Química de los metales alcalinos y alcalinotérreos

Juan Carlos Cabello de la Torre

1. Introducción

Los elementos de los grupos 1 y 2, llamados alcalinos y alcalinotérreos respectivamente son metales que presentan una gran homogeneidad en sus propiedades dentro de cada grupo.

El objetivo de esta práctica es la realización de ensayos cualitativos y cuantitativos que muestren las propiedades químicas más interesantes de los compuestos de metales alcalinos y alcalinotérreos.

1. Cuestiones previas

1. En un vaso de precipitados añadir una cierta cantidad de agua destilada y un poco de jabón verde (Estearato de sodio) del fregadero. Agitar con la varilla y anotar que pasa.

El jabón se disuelve y forma burbujas

En otro vaso de precipitados añadir la misma cantidad de agua destilada anterior y una espátula pequeña de CaCl2, a continuación añadir la misma cantidad de jabón verde. Agitar con la varilla y observar que pasa.

¿Qué diferencias observas en ambos vasos? ¿A qué es debido?

En el segundo caso ambos reaccionan para producir  un precipitado de estearato de calcio.

2C17H35COONa + CaCl2 → Ca(C17H35COO)2 + 2NaCl

1. En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 5 gramos de acetato de sodio y 5 mililitros de agua destilada. Calentar y agitar la mezcla hasta que se disuelva. Dejar  enfriar lentamente la disolución hasta la aparición de una columna de cristales.

¿En qué consiste la cristalización? ¿Es esta una propiedad general de todas las sustancias? ¿Por qué se ordenan las moléculas disueltas  forman un cristal?

Es una operación de transferencia de materia en la que se produce la formación de un sólido a partir de una fase homogénea. Toda sal o compuesto químico disuelto en algún solvente en fase liquida puede ser precipitada por cristalización bajo ciertas condiciones.

Al enfriar lentamente le damos tiempo a las moléculas a ordenarse de forma geométricamente estable, de manera que elimina las impurezas de la formación del cristal.

1. Coloca una punta de espátula de las sales de los iones Ca2+, Sr2+, y Ba2+, cada una en un tubo de ensayo diferente, añádele 5 mililitros de una disolución de K2Cr2O7. Observa que sucede en cada caso.

En el caso del calcio y el estroncio se disuelven, pero con el bario aparece un precipitado.

K2Cr2O7 + Ba2+ → BaCr2O7 + K2

1. Material y reactivos

Material

- 2 Vasos de precipitados de 100 mL

- Gradilla con tubos de ensayo

- Vidrio de reloj/pesasustancias

- Pinzas de madera

- Crisol

- Varilla

Reactivos

- Mg (cinta)

- CH3COOH

- NH4Cl 2 M

- Na2CO3 2 M

- HCl 2 M

- NaOH 2 M

- Na2SO4 0.5 M

- CaCl2 0.5 M

- SrCl2 0.5 M

- BaCl2 0.5 M

- MgSO4 0.1 M

- KCl 1M

1. Procedimiento

1. Colores a la llama

1. Identifique el color que produce cada metal alcalino y alcalinotérreo de los ensayados.

Li -> Carmín

Na -> Amarillo intenso

K  -> Lila

Rb -> Rojo-violeta

Ca -> Rojo ladrillo

Sr -> Escarlata

Ba -> Verde

1. Para cada uno de ellos, explique a que es debido la aparición del color característico.

El análisis espectroscópico indica que cuando se descompone la luz que emite un sólido incandescente se obtiene un espectro continuo en la que están representados todos los colores de la luz visible en forma de bandas mientras que la luz que emiten los gases o vapores incandescente constituido por líneas aisladas que son características para el elemento, hecho que permite identificarlo.

La explicación de estas líneas características se puede explicar acudiendo a uno de los principios de Niels Bohr. Al excitar a un átomo mediante energía calorífica, sus electrones de nivel interior ascienden a un nivel, inmediato superior. Como el estado excitado es fugaz, los electrones desplazados vuelven nuevamente a sus niveles originales, a la vez emiten la misma cantidad de energía absorbida en forma de onda luminosa.

1. ¿Por qué presentan colores diferentes?

Como se menciona en el apartado anterior la energía emitida es característica de cada elemento y cae en un espectro concreto de la luz visible.

1. Reactividad de los metales alcalinos.

2M(s) + 2H2O(ac) = 2M(OH)(ac) + H2(g)

Los alcalinos cada vez reaccionan de manera más violenta con el agua, dado que su reactividad aumenta al descender en el grupo, dado que cuánto más alejado esté ese electrón que el metal alcalino tiene que perder, más fácil le será perderlo .

1. Química del Magnesio.

 Cuando el magnesio y el oxígeno se combinan, el producto, óxido de magnesio, tiene menor energía que los reactivos. La energía perdida es emitida en forma de calor y luz, lo que explica la llama blanca y brillante que se ve.

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