metales. no metales , claificacion, experimentos

1. U. E. P. COLEGIO CHAMPAGNAT
MIRANDA– BARUTA
Asignatura: Química
Curso: 3ero “B”
Profesor: Fátima Garwacki
Informe Química
Metales-No metales
Integrantes:
Abraham Nunes #28
Cristian Yacoub #38
Ivana Vilches #37
Valeria Morales #28
Caracas, 17 de mayo de 2023

2. Introducción
Marco Teórico
Actualmente existen 118 elementos químicos, y algunos más en proceso de
estudio; gran parte de ellos detectados en la materia que componen la tierra (como
conjunto) es decir que se encuentran naturalmente en ellas y un número menor han sido
aislados en el laboratorio.
Muchos de los elementos que se encuentran naturalmente solo aparecen en
pequeñísimas cantidades unos se encuentran libres y la gran mayoría formando
combinaciones químicas con otros elementos.
Es útil clasificar los elementos para obtener una mujer comprensión, la
subdivisión más útil de los elementos es en la categoría de metales y no metales
a. Metales:
De todos los elementos que se conocen el 80% son metales. En esta
categoría entran los metales alcalinos, alcalinos térreos, metales de
transición, lantánidos y actínidos
Tienen como propiedades:
a.1 Físicas
 Se presentan normalmente en estado sólido a excepción del mercurio
que se encuentra en forma liquida
 Alta conductividad térmica y eléctrica
 Brillo metálico
 Son maleables (capacidad de ser cortados en láminas muy delgadas)
 Alta ductilidad (capacidad de formar hilos delgados)
 Resistencia mecánica. son capaces de soportar la tracción, la
compresión, la torsión y otras fuerzas similares sin ceder en su
estructura física (deformarse).
 Tenacidad. son capaces de resistir a la fractura, cuando se los somete
a fuerzas bruscas como golpes o caídas.
 Son buenos conductores térmicos y eléctricos.
 Tienen densidades elevadas.

3. a.2 Químicas
 Cuando se combinan con el oxígeno forman óxidos básicos , los
cuales por hidrolisis producen hidróxidos, que al reaccionar con los
ácidos forman sales
 Algunos solidos metálicos son insolubles y por lo tanto no son
capaces de reaccionar con agua
 Los metales alcalinos generan explosiones al entrar en contacto con
el agua.
 Forman fácilmente compuestos con los no metales , ante los cuales
tienden a perder electrones adquiriendo cargas positivas
b. No metales
De todos los elementos conocidos aproximadamente menos del 20% se
pueden considerar no metales. Destacan los gases nobles y halógenos Tienen
como propiedades:
b.1 Físicas
 Muchos de ellos son gases a temperatura ambiente
 Los que son sólidos tienen poca resistencia mecánica
 No son maleables
 No son dúctiles
 Buenos aislantes
 Malos conductores de la electricidad y el calor.
 Son opacos
b.2 Químicas
 Cuando se combinan con el oxígeno forman ácidos o anhídridos.
 Al reaccionar con una base forman sales y por hidrolisis producen
oxácidos.
 Tienden a formar aniones.
 En estado natural se combinan entre sí, los electrones llegan a estar
acoplados y se localizan sobre moléculas individuales.

4. c. Metaloides
Cabe destacar que existe una tercera categoría de un grupo de elementos
químicos que presentan propiedades intermedias entre los metales y los no
metales son los llamados metaloides, quienes presenta propiedades
características de ambos grupos, como por ejemplos ser semiconductores,
conductividad eléctrica intermedia, presentan estados de oxidación positiva y
negativa, se combinan tanto con metales como no metales . Pertenecen 8
elementos a esta clasificación: boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico
(As), antimonio (Sb), teluro (Te), polonio (Po) y ástato (At)

5. Objetivo:
General:
1. Diferenciar los elementos metálicos de los no metálicos
Específico:
1.1 Determinar la reactividad de los metales
1.1.1 Estudiar la reacción de desplazamiento de metal por metal
1.1.2 Analizar la reacción de alcalinos y alcalinos térreos con agua
1.2 Describir la coloración de la llama por los metales
1.3 Diferenciar la propiedad de conductividad eléctrica de metales y no metales

6. II Parte
Materiales, Descripción metodológica, resultados y análisis
Materiales:
a. Instrumentos
Mechero
Pinza
Espátula
Tubos de ensayo
Gradilla para tubos de ensayo
Cables
Tapones
Bombillos de baja intensidad
Sócate
Tijeras
b. Sustancias
Solución de sulfato cúprico CuSO4
Sulfato cúprico CuSO4
Solución de sulfato de aluminio Al2 (SO4)3
Solución de nitrato de palta AgNO3
Cloruro de sodio NaCl
Cloruro de calcio CaCl2
Clorato de potasio KClO3
Sodio Na
Potasio K
Aluminio Al
Hierro Fe
Cobre Cu

7. Descripción metodológica
Se realizaron las siguientes experiencias
1. Reactividad de los metales
a. Desplazamiento de metales en una sal
Se tomaron cuatro tubos de ensayo y se les agregó una determinada cantidad
de solución.
Luego con una espátula se le agregó una pequeña muestra de un metal.
(ver tabla 1)
Tabla 1. Ensayos de soluciones salinas con metales
Tubo de ensayo Solución Metal
1 CuSO4 Al
2 CuSO4 Fe
3 Al2(SO4)3 Fe
4 AgNO3 Cu
b. Reacción de Na y K con agua
Se agregó una pequeña cantidad de sodio Na y de potasio K, en tubos de
ensayo diferentes
Con un gotero se agregó cuidadosamente una pequeña cantidad de agua
Se observó lo ocurrido.
2. Coloración de la llama:
Se puso en funcionamiento el mechero, con una llama no alta pero intensa
Con la punta de una espátula se tomó una pequeña cantidad de
 NaCl
 CaCl2
 KClO3
 CuSO4
Se acercó la muestra a la llama, se observó lo sucedido se y tomó nota de
lo observado.

8. 3. Conductividad eléctrica,
Se realizó un montaje de una especie de pila, tal como lo muestra la figura 1
Figura1. Circuito eléctrico utilizado para determinar la conductancia
Se probó la conductancia del hierro.
Resultados
A continuación se muestran los resultados de las experiencias:
Reactividad de los metales
Experiencia nº 1
Tabla nº2. Observaciones de las reacciones de las soluciones salinas con los metales
Tubo de ensayo Solución Metal Observaciones
1 CuSO4 Al Se puso más blanco
2 CuSO4 Fe Se tornó color rojo el hierro
3 Al2(SO4)3 Fe Cambia de color el hierro se queda bajo
4 AgNO3 Cu No se realizó
Experiencia nº2
Tabla nº3 Reacción de metales alcalinos con agua
Tubo de ensayo Observaciones
Sodio más agua Reacciona lenta, se observa burbujeo,
Potasio con agua Reacción violenta se siente caliente el tubo

9. Experiencia nº3- Ensayos a la llama
Tabla nº4. Colores observados en los ensayos a la llama
Sustancia Color de la llama
Cloruro de sodio NaCl Amarillo
Sulfato cúprico CuSO4 Verde
Clorato de potasio KClO3 Verde
Cloruro de calcio CaCl2 No se realizó
Experiencia nº4-Conductividad de los metales
Tabla nº5. Conductividad de los elementos
Sustancia Conductividad Tipo de elemento
Hierro Se prendió el bombillo Metálico
Carbono No se realizo No metálico

10. Análisis de los resultados
En la tabla nº1 se observa que existen cambios en el aspecto del metal, cuando este es
introducido en la solución; desglosando cada una de las reacciones se tiene que:
Para el tubo de ensayo 1 ocurrió la siguiente reacción:
3𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 2𝐴𝑙 → 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 + 3𝐶𝑢
Lo que ocurre en el caso del aluminio es que se está oxidando lentamente por acción del
cobre, de allí que se esté tornando blanco, hay un desplazamiento del Cu por el Al,
aunque visualmente no es muy claro, esto se puede deber a que en el orden de
reactividad el Cu es más reactivo que el Al, por lo cual el primero se resiste de algún
modo a salir de la sal
Para el tubo de ensayo nº2, se tiene la siguiente reacción:
2𝐹𝑒 + 𝐶𝑢𝑆𝑂4 → 𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 3𝐶𝑢
de forma similar al caso anterior, al introducir el trozo de hierro en la solución, se nota
que en pocos instantes comienza a recubrirse con una capa rojiza, en este caso se trata
del cobre reducido depositándose sobre el hierro, el Cu(II) se reduce a Cu y se deposita
sobre el hierro que se oxida a Fe(II) y se disuelve. Es una reacción redox
En el tubo de ensayo 3, la reacción es la siguiente
𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 + 3𝐹𝑒 → 3𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 2𝐴𝑙
el hierro se reduce de 0 a +3, de allí que cambie de color , al igual que las reacciones
anteriores también uno de los elementos se oxida, en este caso sería el Cu
De las tres reacciones estudiadas se puede decir que el carácter metálico de los
elementos aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo por un grupo y de derecha a
izquierda por un periodo de la tabla periódica. Debido a sus bajas energías de ionización
los metales tienden a perder fácilmente electrones, por lo que es sencillo que formen
cationes.
En cuanto a la experiencia 2, los metales alcalinos sodio y potasio se hicieron reaccionar
con agua, las relaciones que explican lo que sucede son las siguientes
2𝑁𝑎 + 2𝐻2𝑂 → 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2 ↑
2𝐾 + 2𝐻2𝑂 → 2𝐾𝑂𝐻 + 𝐻2 ↑
Ecuación 1
Ecuación 2
Ecuación 3
Ecuación 4
Ecuación 5

11. La disolución incolora, que se forma (ver tabla nº3) consiste en hidróxido de sodio e
hidrógeno gaseoso (Ec 4), así como hidróxido de potasio e hidrogeno gaseoso (Ec 5).
En ambos casos se tratan de reacciones exotérmicas muy similares, difieren n la
velocidad de una con respecto a otra la reacción con el potasio es más violenta que con
el sodio, esto se debe a los metales alcalinos tiene un electrón disponible en su última
capa, pero en el caso del potasio, el electrón se encuentra más alejado del núcleo que el
sodio por tanto, se libera del enlace electrostático del núcleo con mucha más facilidad.
El potasio está más arriba en la serie de reactividad. La reactividad de los metales
aumenta a medida que se añaden más capas. Es más fácil que se pierdan electrones, lo
que realmente influye en la reactividad del metal
Para la experiencia de los ensayos a la llama se obtuvieron diferentes colores tal como
se puede observar en la tabla nº 4 dependiendo del metal en estudio; en el caso del
sodio la llama debió ser naranja y se reporta amarilla, esto puede ser por impericia del
experimentador que reporta ese color, el cobre efectivamente colorea la llama de verde
tal como se reportó; mientras que el calcio se reporta como verde siendo el color que
reporta la literatura el morado, en este caso puede ser que la muestra estaba
contaminada, por lo que ocurren interferencias en el color, finalmente la muestra de
calcio no fu e realizada, esta debió hacer arrojado un color rojo.
Ahora bien la coloración ocurre porque en condiciones normales los átomos se
encuentran en el estado fundamental, que es el más estable termodinámicamente. Sin
embargo, si se calientan absorben energía y alcanza así un estado excitado. Este estado
posee una energía determinada, que es característica de cada sustancia. Los átomos que
se encuentran en un estado excitado tienen tendencia a volver al estado fundamental,
que es energéticamente más favorable. Para hacer esto deben perder energía, por
ejemplo, en forma de luz. Puesto que los estados excitados posibles son peculiares para
cada elemento y el estado fundamental es siempre el mismo, la radiación emitida será
también peculiar para cada elemento y por lo tanto podrá ser utilizada para identificarlo.

12. En cuanto a la experiencia de conductividad solo se pudo probar con el hierro, el cual
cuando un trozo de el fue conectado al circuito este hizo que prendiera el bombillo,
según los que se reporta en la tabla nº 5 . lo cual indica que es un buen conductor de la
electricidad el hierro es un metal esta propiedad se debe a que los metales en general
cuentan con un gran número de electrones libres que se mueven a través del material,
facilitando la transmisión de la carga de un objeto a otro. Tienen una estructura atómica
que permite el paso de la electricidad, sin necesidad de requerir una gran cantidad de
energía para el paso de electrones entre un átomo y otro. De haberse probado con un no
metal por ejemplo el carbono, seguramente este no hubiese prendido el bombillo, por lo
que no es conductor de le electricidad esto es debido a que no tienen electrones libres en
su capa de valencia (tienen huecos, lo cual de algún modo hacen que se corte el camino
de la conducción de la electricidad

13. Conclusiones
Una vez realizada y analizada las diferentes experiencias se puede concluir que
El Cu es más reactivo que el Al por lo que la reacción no es tan efectiva
El Fe es más reactivo que el Cu y el Fe es más reactivo que el aluminio
La reactividad de os metales decrece de izquierda a derecha en la tabla periódica y de
abajo hacia arriba.
La coloración en la llama es causada por un cambio en los niveles de energía de algunos
electrones de los átomos de los elementos. Para un elemento particular la coloración de
la llama es siempre la misma, independientemente de si el elemento se encuentra en
estado libre o combinado con otros.
Los metales son conductores de electricidad, mientras que los no metales no lo son.

14. Referencias bibliográficas
1. González, C. E., & González, J. G. (2000). Química. 9. Cosmos. Excelencia.
2. Fernández, M. M., & López, D. M. (2006). Química Educación Básica 9no
(Segunda ed.). Triángulo.
3. Morales, V. (2008). Sulfato y hierro. Departamento de Química. (UNESCA
ed.)En linea: https://es.scribd.com/document/446317196/informe-sulfato-y-
hierro [Consultado 16 de mayo de 2023]
4. Universidad de Alicante. (2015). Ensayos ala llama. Departamento de
Química Inorgánica. https://dqino.ua.es/es/laboratorio-virtual/ensayos-a-la-
llama.html#:~:text=Calcio%3A%20llama%20roja%2C%20Cobre%3A,p%C
3%A1lido%20y%20Plomo%3A%20llama%20azul. [Consultado 16 de mayo
de 2023]