Reactividad de los Metales
INTRODUCCIÓN
Nosotros en este trabajo, vamos a referirnos sobre un tema muy interesante, el cual se trata de la reactividad de los metales. Cuales son las causas de la diferencia en la reactividad de los metales, o en otras propiedades que varían de elemento a elemento.
Nuestro trabajo, consiste en averiguar sobre los resultados que obtuvimos en un experimento durante un laboratorio, el cual era sobre la energía de ionización y la reactividad de los metales. Lo que nosotros pretendemos utilizando fuentes bibliográficas, es interpretar los resultados obtenidos en el laboratorio que trataba acerca de estos dos temas, los que consisten en propiedades de algunos elementos de la tabla periódica.
Esperamos que les agrade leer nuestro trabajo, tanto como a nosotros nos gustó realizarlo, ya que es un tema que encontramos muy interesante y además aprendemos más sobre las propiedades de los elementos de la tabla periódica, lo cual nosotros encontramos muy importante, ya que las propiedades de estas, son un tema que habíamos pasado en años anteriores a groso modo, y ahora tuvimos la oportunidad para profundizar esta materia.
OBJETIVOS
Realizar y observar reacciones entre metales en solución acuosa y en soluciones ácidas
Determinar la relación entre la reactividad de los metales y su energía de ionización, usando estos resultado experimentales.
Comparar los resultados experimentales con los datos bibliográficos y buscar fundamentos para explicar las diferencias.
RESULTADOS
Parte A
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ELEMENTO SÓLIDO |
SOLUCIÓN |
OBSERVACIÓN |
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Cobre |
Fierro |
-El cobre desplaza al fierro. -El cobre se oscurece. |
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Cobre |
Plata |
-El cobre se pone oscuro y luego blanco. -El cobre desplaza la plata. |
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Cobre |
Plomo |
-En este caso no hubo ninguna reacción evidente. |
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Zinc |
Cobre |
-Se oscurece el zinc y se corroe, o se oxida. -El zinc desplaza al cobre. |
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Zinc |
Plomo |
-Se oscurece el Zinc, y se cubre de una sustancia ploma. -El zinc desplaza al plomo. |
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Zinc |
Magnesio |
-No hay reacción observada en este caso. |
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Magnesio |
Zinc |
-El magnesio se cubrió de burbujas. -El magnesio desplaza al zinc. |
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Magnesio |
Sodio |
-El magnesio se cubre de burbujas -El magnesio con el sodio sacan él hidrogeno. -El sodio no es desplazado. |
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Magnesio |
Potasio |
-El magnesio se cubre de burbujas. -El magnesio no es reactivo. |
Observación: En el casi del magnesio, este desplaza al oxigeno, el que existe dentro de la solución.
Parte B
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SOLUCIÓN |
ELEMENTO SOLIDO |
TIEMPO DE REACCIÓN |
OBSERVACIÓN |
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HCl |
Zinc |
18m.30s. |
-Salen Burbujas |
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HCl |
Plomo |
-No hubo reacción |
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HCl |
Aluminio |
-Tiene una reacción muy lenta, la que no alcanzamos a cronometrar |
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HCl |
Magnesio |
3m.35s. |
-Efervescencia |
INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS
Parte A
De acuerdo a los resultados obtenidos durante la parte A del experimento logramos hacer una lista y poner en orden los elementos del más, al menos reactivo. A continuación, compararemos la lista elaborada por nosotros con la lista obtenida de una fuente bibliográfica. De esta manera podremos ver si los resultados obtenidos por nosotros, eran exactos, se aproximaban a la realidad o que no eran nada parecido a los resultado que deberíamos obtener.
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NUESTRA TABLA
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¿COINCIDIO? |
TABLA VERDADERA |
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Potasio |
Si |
Potasio |
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Sodio |
Si |
Sodio |
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Magnesio |
Si |
Magnesio |
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Zinc |
Si |
Zinc |
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Plomo |
No |
Fierro |
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Cobre |
No |
Plomo |
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Fierro |
No |
Cobre |
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Plata |
Si |
Plata |
Los resultados para nosotros son sorprendentes, ya que realmente nos aproximamos a los resultados verídicos. Hubo sólo tres elementos en los que no coincidieros, los que fueron el plomo, el cobre y el fierro. Las razones por las que no coincidieron estos elementos pueden haber sido muchas, ya que al momento del experimento hay muchos factores que influyen, como lo pudo haber sido la temperatura ambiental, un factor muy importante, o como lo pudo haber sido los elementos químicos que se encontraban en el ambiente en ese momento, como el oxigeno.
Nos planteamos una hipótesis, la que planteaba que a medida que la energía de ionización es menor, la capacidad para reaccionar de un elemento aumenta, y si la energía de ionización aumenta, la capacidad de reaccionar de un elemento disminuye. La tabla que veremos a continuación, se encuentra ordenada partiendo por el elemento mas reactivo con el que experimentamos, y finalizando con el elemento menos reactivo con el que experimentamos. También en esta tabla se enseñara la energía de ionización, para confirmar si la hipótesis planteada se encuentra en lo cierto.
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SIMBOLO DEL ELEMENTO |
NOMBRE DEL ELEMENTO |
ENERGÍA DE IONIZACIÓN |
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K |
Potasio |
4,34 |
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Na |
Sodio |
5,14 |
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Mg |
Magnesio |
7,64 |
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Zn |
Zinc |
9,39 |
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Fe |
Fierro |
7,40 |
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Pb |
Plomo |
X |
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Cu |
Cobre |
7,72 |
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Ag |
Plata |
7,57 |
En la tabla anterior podemos ver que la hipótesis formulada acerca de que cuando la energía que ionización es menor, la capacidad de reaccionar de parte de un elemento, y que cuando la energía de ionización es mayor, la capacidad de reaccionar de parte del elemento será menor. Si bien se fijaron en la tabla se indica la energía de ionización, la cual va en un orden ascendente, pero al llegar al zinc (Zn) nos encontramos con una sorpresa. El zinc tiene 9,39 de energía de ionización, lo que nos causa una contradicción, ya que un elemento de alta reactividad, tenga una energía de ionización tan alta como lo es 9,39. ¿Por qué? Porque a pesar de que el zinc no es un alcalino terrio se comporta de forma similar a estos, porque este tiene dos electrones de valencia. También el Zinc es un metal de transición, porque ocupa el orbital d, y donde se ubica en el grupo 2b, este tiene dos electrones de valencia.
Parte B
Entre la tabla verdadera, la que obtuvimos de una fuente bibliográfica, y la tabla que logramos hacer de acuerdo a los resultados obtenidos se puede apreciar un gran parecido, el cual solo difería en un solo elemento, el aluminio (Al), ya que en la tabla obtenida de una fuente bibliográfica este estaba como más reactivo que el zinc, y en la tabla de resultados.
Si observamos la tabla de resultados del experimento de la parte B, veremos que el tiempo de reacción del aluminio fue demasiado largo y que no se alcanzó a cronometrar, cuando el del zinc fue de 18m.30s. lo que por deducción nos hace pensar que el tiempo de reacción del aluminio debió haber sido inferior al tiempo del zinc.
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Otra razón porque el aluminio puede no haber reaccionado, es porque no consideramos las variable como lo es la temperatura ambiental, o los elementos que se encuentran es ese momento en el ambiente.
El aluminio es pertenece al grupo 3a, junto con el boro (B), galio (Ga), indio (In) y talio (Tl). El aluminio es un metal, el cual forma fácilmente oxido de aluminio cuando es expuesto al aire. El aluminio tiene una capa protectora de oxido de aluminio, el que es menos reactivo que el aluminio elemental. El aluminio sólo forma iones tripositivos. Los elementos metálicos del grupo 3a también forman muchos compuestos moleculares. Por ejemplo, el aluminio reacciona con el hidrogeno para formar AlH3, que se parece al BeH2 en sus propiedades. (Esto constituye un ejemplo de las reacciones diagonales.) así, al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, se observa un cambio gradual de carácter metálico a no metálico en los elementos representativos.
COMENTARIO
Tener motivación por un trabajo es algo muy importante para el desempeño de este, cosa que en este trabajo obtuvimos fácilmente. Todo esto no hubiera sido lo mismo sin haber realizado el practico de laboratorio, ya que eso nos ayudo a tener las cosas mas claras acerca la reactividad de los elementos, el solo hecho de haber visto como reaccionaban estos elementos nos hizo tener una visión mas clara acerca de este tema. A demás que esto nos permite desarrollarnos en un ámbito científico, ya que gracias a esto descubrimos que no todo experimento que hiciésemos nos daría con los mismos resultados de las fuentes bibliográficas, lo que nos recordó que al momento de realizar un experimento hay variables que siempre se encuentran presentes, como la temperatura ambiental, cosa que normalmente nosotros ignoramos.
Nosotros sugerimos que para otra oportunidad donde se realizará un informe, antecederlo con un práctico de laboratorio.
Realmente nos gusto hacer este trabajo, ya que aprendimos de una forma entretenida y logramos extraer un poco de cada fuente bibliográfica consultada. Esperamos que se halla encontrado realmente entendible y claro para que puedan apreciar el todo el trabajo que esto tiene por detrás.
Propiedades de los períodos y de los grupos. Electronegatividad |
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Reactividad de metales y no metales
Las propiedades químicas de los elementos tienen una relación muy estrecha con la colocación de los mismos en la tabla periódica:
-
Las propiedades son muy similares para los elementos del mismo grupo.
-
Las propiedades varían a lo largo del período para volverse a repetir en el siguiente período.
La relación entre la variación de las propiedades y la situación en la tabla periódica está relacionada con la configuración electrónica de los elementos.
Para que puedas comprender a que nos referimos debes realizar la actividad titulada "Periodicidad y configuración electrónica". Cuando la hayas realizado podrás comprender que lo importante de la configuración electrónica son los denominados electrones de valencia.
Los electrones de valencia son los de la última capa (electrones 's' y 'p'); también son de interés químico los electrones de los subniveles 'd' / 'f' que se encuentran incompletos.
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.
La medida del tamaño del átomo se lleva acabo mediante la determinación de su radio.
El tamaño depende de dos factores:
- La atracción entre la carga positiva del núcleo y la negativa de la corteza.
A menor distancia mayor será la fuerza.
Para la misma distancia, si aumentan las cargas mayor será la fuerza de atracción.
- La repulsión entre las cargas negativas de los electrones y el aumento del número de capas.
Al aumentar el número de capas en un grupo, el aumento del número de protones del núcleo y de electrones de la corteza (aumento de la fuerza de atracción entre cargas opuestas), no compensa el aumento de la distancia. Por tanto, el aumento del número de capas disminuye la fuerza de atracción de los electrones más externos. Por otro lado, las últimas capas estarán más lejos del núcleo.
En un período la distancia entre los electrones más externos y el núcleo se mantiene en términos globales. Cada protón que introducimos en el núcleo al pasar a otro elemento del mismo período, aumenta la fuerza de atracción. Por otro lado, cada electrón que introducimos al pasar a otro elemento del mismo período, aumenta la fuerza de repulsión entre electrones. Salvo pequeñas variaciones, en un período es mayor la fuerza de atracción que de repulsión.
En resumen, el radio atómico varía de la siguiente forma:
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En un grupo el tamaño aumenta a medida que bajamos en el mismo (mayor número atómico). Cuanto más abajo más lejos se encontrarán los electrones, la última capa estará más lejos del núcleo. Mayor distancia entre cargas positivas y negativas significa menor fuerza de atracción y, por tanto, mayor tamaño.
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En un período disminuye por lo general el tamaño a medida que avanzamos en el mismo (mayor número atómico). Los electrones nuevos de cada elemento se ponen en la misma capa, a la misma distancia del núcleo. La fuerza de atracción entre el núcleo (mayor número de cargas positivas a medida que avanzamos en el período) y la capa de electrones aumenta dado que la distancia es la misma pero las cargas son mayores. Mayor fuerza de atracción implica menor tamaño, se acerca la capa de electrones al núcleo.
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí durante el enlace con otro átomo. La escala de Pauling es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos de acuerdo con su electronegatividad, desarrolló esta escala en 1932.
Los valores de electronegatividad no están calculados, ni basados en formulas matemáticas ni medidas. Pauling le dio un valor de 4,0 al elemento con la electronegatividad más alta posible, el flúor. Al francio, el elemento con la electronegatividad más baja posible, se le dio un valor de 0,7. A todos los elementos restantes se les dio un valor entre estos dos extremos.
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En un grupo la tendencia a perder electrones aumenta a medida que bajamos en el grupo. Los electrones estarán más lejos del núcleo cuanto más abajo nos encontremos en el grupo, resultará más fácil que los pierda y más difícil que los gane. La electronegatividad disminuye al bajar en el grupo.
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En un período la tendencia a perder electrones disminuye a medida que avanzamos en el período, los electrones se encuentran más unidos al núcleo (ver lo que se explicaba para el tamaño). Por tanto, a medida que avanzamos aumentará la tendencia coger electrones más que a perderlos, aumentará la electronegatividad.
Reactividad de metales y no metales (ver regla del octeto)
Como dijimos anteriormente 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.
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Variación de la reactividad en los períodos. Son más reactivos los grupos de la izquierda que los de la derecha dado que resulta más fácil perder un electrón de la última capa que dos, tres,... 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
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La reactividad de los metales aumenta cuanto más a la izquierda en el período (menos electrones a quitar).
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La reactividad de los no metales aumenta al avanzar en el período (menos electrones a coger).
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Variación de la reactividad 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 quitárselos y, en el caso de los no metales, más difícil el coger electrones.
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La reactividad de los metales aumenta al avanzar en un grupo (mayor tendencia a perder electrones).
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La reactividad de los no metales aumenta cuanto más arriba en el grupo (mayor tendencia a coger electrones)
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En la formación de compuestos existe una tendencia a coger, perder o compartir electrones entre los átomos y de esta forma parecerse a la configuración electrónica del gas noble más cercano (ocho electrones en la última capa salvo el helio que sólo tiene dos). Esta tendencia se denomina 'Regla del octeto'.
La regla del octeto permite explicar que los metales adquieren la configuración de gas noble perdiendo electrones mientras que los no metales la adquieren compartiéndolos.
