1. FACULTAD DE INGENIERIA
QUÍMICA
TEMA:
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS: CLASIFICACION PERIODICA
INTEGRANTES:
ARONI LOZADA, KATHERINE 1226120352
CIEZA CARLOS, LUIS 1226110113
VARGAS REGALDO, JUAN 1226120129
PROFESOR:
ACERO GIRALDO, YOVANI
AÑO:
2013

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<<Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad
Alimentaria>>
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS: CLASIFICACION PERIODICA
INTRODUCCION
Las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos: lo que
significa que las propiedades de los elementos dependen o quedan determinados por su número
atómico correspondiente.
Los elementos se colocan en orden creciente del número atómico; de tal manera que todas las
propiedades químicas y físicas más singulares quedan unos bajo de otros formando los grupos y
los subgrupos; las secuencias horizontales se denominan periódicos.
El primer intento de clasificación fue propuesto en 1817 por DOBEREINER en lo que llamó TRIADAS
y en 1869 MEYER y MENDELEIEV desarrollaron independientemente la clasificación empleada en
la actualidad.

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3
Tabla Periódica de Mendeleiev y Meyer
OBJETIVO:
Estudiar y correlacionar las propiedades periódicas de elementos vistos como un grupo o
familia.
Realizar un estudio experimental de la Ley Periódica de los elementos.
Observas los diferentes elementos y clasificarlo teniendo en cuenta propiedades físicas y
químicas.
La importancia de esta práctica es evidente ya que en base a la clasificación periódica
vamos a estudiar posteriormente los diversos elementos químicos y sus compuestos.
Poder realizar predicciones de las propiedades de los elementos desconocidos ya sea a
través de un grupo o periodo.

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MARCO TEÓRICO
TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica que hoy conocemos está constituida por columnas y filas. Donde las filas se
conocen como periódica y las columnas como grupos. Los elementos están ordenados por el
número atómico (Z), aumenta de izquierda a derecha y de arriba para abajo.
Pero esta agrupación no es al azar, si recordamos:
Que el principio de Aufabau nos dice que los electrones de los elementos se van
agregando progresivamente.
Que el electrón diferenciador es el último electrón que se coloca en la configuración
electrónica del elemento, que es el que marca la diferencia entre un elemento y el otro.
Que el aumento de un electrón dentro de la configuración electrónica (aumento de un
protón), implica que varía el elemento, pues cambia el número atómico, que identifica al
elemento.

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5
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
La herramienta más importante para organizar y recordar hechos químicos es la tabla periódica.
•Está basada en la naturaleza periódica de las propiedades químicas de los elementos.
•Y también en la naturaleza periódica de las configuraciones electrónicas de estos.
•Los elementos en la misma columna tienen el mismo número de electrones de valencia
•Las similitudes en las propiedades químicas de los elementos, se pueden atribuir a las similitudes
en la configuración de los electrones de valencia
¿QUÉ INFORMACIÓN HAY EN LA TABLA PERIÓDICA?
LOS ELEMENTOS CONOCIDOS
En la actualidad se conocen 108 elementos. De ellos tenemos:
- 87 elementos son metales
- 26 elementos radioactivos
- 16 elementos han sido fabricados por el hombre
(radioactivos todos)
- 11 son gases a presión y temperatura normales
- 6 son gases nobles monoatómicos
- 2 elementos son líquidos. Veámoslos ahora en la
tabla
LOS METALES
PROPIEDADES DE LOS METALES
Alto peso específico.
Por lo general en su último nivel de energía tienen 1 a 3 electrones.
Son brillosos.
Buenos conductores de electricidad.
Dúctiles y maleables.
Se oxidan al perder electrones.
Al unirse con oxígeno forman óxidos y si esto reaccionan con agua forman hidróxidos.

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NO METALES
PROPIEDADES DE LOS NO METALES
Tendencia a ganar electrones.
Alto nivel deionización.
Bajo peso específico.
Generalmente en su último nivel de energía tienen de 4 a 7 electrones.
Se encuentran en los tres estados de físicos.
No son brillosos.
Son malos conductores de calor y de electricidad.
No son maleables.
Sus moléculas se forman con 2 más átomos
GASES NOBLES
PROPIEDADES DE LOS GASES NOBLES
•En general, estos elementos no reaccionan con casi nadie.
•Todos son gases monoatómicos en condiciones normales
•Son muy poco reactivos, de hecho He, Ne y Ar no reaccionan con nada
•El Kr y el Xe reaccionan con O y F y forman algunos compuestos.
•El Rn es radiactivo
TENDENCIAS PERIODICAS DE LAS PORPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son las propiedades que dependen de los electrones del nivel más externo de un átomo. Se llaman
periódicas porque se repiten en la tabla periódica al cabo de un cierto número de elementos por
coincidir la configuración electrónica de la última capa.
RADIO IÓNICO
Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la
estructura electrónica del gas noble más cercano.
Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva
(menor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, menor será
el ion; así, en un mismo periodo, los metales alcalinotérreos serán menores que los

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alcalinos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo apantallamiento,
mientras que los alcalinotérreos superan en una unidad la carga nuclear de los alcalinos.
Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear
efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga,
mayor será el Ion; así, en un mismo periodo, los anfígenos serán mayores que los
halógenos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo apantallamiento,
mientras que los halógenos superan en una unidad la carga nuclear de los anfígenos.
En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor
radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser
menor su carga.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN:
La energía de ionización (E.I.) es la mínima energía requerida para arrancar un electrón de un
átomo gaseoso en su estado fundamental (de mínima energía) y formándose en catión.
En un grupo, la energía de ionización disminuye al aumentar el nº atómico; pues al aumentar el
número de capas, los electrones más externos están menos atraídos por el núcleo y, por tanto, es
menor la energía necesaria para separarlos. En un periodo, aumenta al aumentar el número
atómico; pues para la misma capa, a mayor nº atómico más atraídos por el núcleo estarán los
electrones.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un
átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma
un anión.
Si al ganar un electrón se desprende energía, la afinidad electrónica es positiva, y el ion formado
es estable. Si por el contrario se absorbe energía, la afinidad electrónica es negativa y el ion
formado es inestable.
Los elementos con alta energía de ionización tendrán gran tendencia a ganar electrones: tendrán
afinidades electrónicas positivas.
Los elementos con baja energía de ionización tendrán poca tendencia a ganar electrones: tendrán
afinidades electrónicas negativas.
Por ello, la afinidad electrónica varía en la tabla periódica exactamente igual que el potencial de
ionización.
ELECTRONEGATIVIDAD

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La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los
electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se
clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de
enlace que se formará en la molécula que los combina.
Alta electronegatividad: NO METALES
Baja electronegatividad: METALES
CARÁCTER METÁLICO
Desde el punto de vista químico, los metales se caracterizan:
Son elementos con pocos electrones en su nivel más externo.
Tienen tendencia a perder electrones y formar iones positivos, son poco electronegativos.
Se oxidan fácilmente, son reductores; forman óxidos básicos.
Mientras que los no metales:
Son elementos con muchos electrones en su nivel más externo.
Tienen tendencia a ganar electrones y formar iones negativos, son muy electronegativos.
Se reducen fácilmente, son oxidantes; forman óxidos ácidos.

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
PARTE EXPERIMENTAL:
REACTIVOS MATERIALES
Solución 0.1M de NaF, KCI, KBr, Kl * Gradilla con 4 tubos
Solución 0,1 M de AgNO3 * Vaso de 250 ml
Solución 6 M de NH4OH
Agua de cloro, Cl2
Agua de bromo, Br2
Na, K, Mg, Cu metálicos
Fenolftaleína
Soluciones 0,1M de MgCl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2
Solución 2 M de Acido sulfúrico.
Acido: Clorhídrico, sulfúrico y nítrico concentrado.
Eter de petróleo

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EXPERIMENTO REACTIVIDAD CON Na, K, Mg
MATERIALES:
3 VASOS PRECIPITADO
150 ML DE AGUA
UNA CINTA DE MAGNESIO
UN TROZO DE SODIO
UN TROZO DE POTASIO
FENOLFTALEINA
PROCEDIMIENTO:
I. REACTIVIDAD CON EL AGUA
A. REACTIVIDAD DEL SODIO
1) Se coloca 50 mm de H2Oen un vaso precipitado
2) Luego se coloca una muestra de sodio
OBSERVACIONES:
Se libera gas hidrogeno en el proceso
Reacciona violentamente con el H2O
Se calentó ello indica que es una reacción exotérmica

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B. REACTIVIDAD DEL POTASIO
1) Se coloca 50 mm de H2Oen un vaso precipitado
2) Luego se coloca una muestra de Potasio
OBSERVACIONES:
Se libera gas hidrogeno en el proceso
Reacciona violentamente con el H2O aúnmás que el sodio
Hubo desprendimiento de energía calorífica al ver una pequeña explosión
Se calentó evidencia que es una reacción exotérmica
C. REACTIVIDAD DEL MAGNESIO
1) Se coloca 50 mm de H2Oen un vaso precipitado
2) Luego se coloca una cinta pequeña de magnesio
OBSERVACIONES:
No se observa cambio alguno
II. VERIFICACION CON LA FENOLFTALDEINA DE LA ACIDES O BASISIDAD
A. EN LA REACTIVIDAD DEL SODIO
1) Se coloca 50 mm de H2O en un vaso precipitado
2) Luego se coloca una muestra de sodio
3) Se agrega fenolftaleína
OBSERVACIONES:

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La muestra resultante se tornó color rojo grosella evidenciando así un carácter
básico.
B. EN LA REACTIVIDAD DEL POTASIO
1) Se coloca 50 mililitros de H2O en un vaso precipitado
2) Luego se coloca una muestra de Potasio
3) Se agrega fenolftaleína
OBSERVACIONES:
Se tornó color rojo grosellaponiendo en evidencia en carácter básico.
C. REACTIVIDAD DEL MAGNESIO
1) Se coloca 50 mililitros de H2O en un vaso precipitado
2) Luego se coloca una cinta pequeña de magnesio
3) Se agrega fenolftaleína.
OBSERVACIONES:
Se tornó color rojo grosella solo en los bordes, luego calentando con ayuda del
mechero, se tornó toda la solución rojo grosellaponiendo en evidencia en
carácter básico y que la reacción con el agua no es tan violenta como ocurre en el
caso de METALES ALCALINOS.
EXPERIMENTO: PODER OXIDANTE DE LOS HALÓGENOS LIBRES
MATERIALES:
FLUORURO DE SODIO
BROMURO DE POTASIO
CLORURO DE POTASIO

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IODURO DE POTASIO
PROCEDIMIENTO:
I. SOLUBILIDAD AL AGREGAR AGUA DE CLORO
A. FLUORURO DE SODIO CON AGUA DE CLORO Y ETER DE
PETRÓLEO
1) Se coloca 1 mm de NaF en un tubo de ensayo,
2) Se agrega 3 mm de agua de cloro,
3) Se agrega 1 mm de éter de petróleo.
OBSERVACIONES:
No se obtuvo precipitado
Se vio que la solución se tornó de color rosado claro
EXPERIMENTO: SOLUBILIDAD DE LOS HALUROS DE PLATA EN AGUA
MATERIALES:
FLUORURO DE SODIO
BROMURO DE POTASIO
CLORURO DE POTASIO
IODURO DE POTASIO
PROCEDIMIENTO:
II. SOLUBILIDAD AL AGREGAR AgNO3
A. FLUORURO DE SODIO CON NITRATO DE PLATA

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1) Se coloca 1 mm de NaF en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de AgNO3
NaF(ac) + AgNO3 (ac) AgF(ac) + NaNO3 (ac)
OBSERVACIONES:
No se obtuvo precipitado
Se vio que la solución se tornó de color rosado claro
B. BROMURO DE POTASIO CON NITRATO DE PLATA
1) Se coloca 1 mm de KBr en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de AgNO3
KBr(ac) + AgNO3 (ac) AgBr(ac) + KNO3 (ac)
OBSERVACIONES:
Se obtuvo precipitado en la parte superior y inferior
Se vio que la solución se tornó de color amarillo pálido
Se observó precipitado en la parte superior e inferior del tubo de ensayo.
C. IODURO DE POTASIO CON NITRATO DE PLATA
1) Se coloca 1 mm de KI en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de AgNO3
KI(ac) + AgNO3 (ac) AgI(ac) + KNO3 (ac)
OBSERVACIONES:
Se obtuvo precipitado
Se vio que la solución se tornó de color amarillo turbio

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D. BROMURO DE POTASIO CON NITRATO DE PLATA
1) Se coloca 1 mmdeKBr en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de AgNO3
KCl(ac) + AgNO3 (ac)AgCl(ac) + KNO3 (ac)
OBSERVACIONES:
Se obtuvo precipitado
Se vio que el precipitado se tornó de color blanco
Se observó precipitado en forma de partículas en la pared del
tubo de ensayo
A. BROMURO DE POTASIO CON NITRATO DE PLATA Y NH4OH
1) Se coloca 1 mm de KBr en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de AgNO3
3) Se agrega NH4OH
AgBr (s) +2NH4OH(ac) [Ag(NH3)2]Br (ac) + 2H2O(ac)
(REACCION DE DOBLE DESPLAZAMIENTO)
 El AgBr es poco soluble en solución diluida de NH4OH
pero si es soluble en la concentrada
B. IODURO DE POTASIO CON NITRATO DE PLATA Y NH4OH
1) Se coloca 1 mililitro de KI en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de AgNO3
3) Se agrega NH4OH

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AgI(s) +2NH4OH(ac) [Ag(NH3)2]I(ac) + 2H2O(ac)
 El AgI es casi insoluble en la solución concentrada de NH4OH
C. BROMURO DE POTASIO CON NITRATO DE PLATA
1) Se coloca 1 mm de KCl en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de AgNO3
3) Se agrega NH4OH
AgCl(s) +2NH4OH(ac) [Ag(NH3)2]CI(ac) + 2H2O(ac)
 El cloruro de plata es soluble en solución diluida de
NH4OH
EXPERIMENTO: SOLUBILIDAD EN AGUA DE SULFATOS DE METALES ALCALINO TERREOS
MATERIALES:
ACIDO SULFURICO
CLORURO DE MAGNESIO
CLORURO DE CALCIO
CLORURO DE BARIO
IODURO DE ESTRONCIO
ALCOHOL
PROCEDIMIENTO:
I. SOLUBILIDAD AL AGREGAR H2SO4
A. CLORURO DE MAGNESIO CON ACIDO SULFURICO

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1) Se coloca 1 mm de MgCl2 en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de H2SO4
MgCl2 (ac) + H2SO4 (ac) 
MgSO4 (ac) + 2HCl (ac)
OBSERVACIONES:
No se obtuvo precipitado
Se vio la coloración transparente
B. CLORURO DE CALCIO CON ACIDO SULFURICO
1) Se coloca 1 mmde CaCl2 en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de H2SO4
CaCl2 (ac) + H2SO4 (ac) 
CaSO4 (ac) + 2HCl (ac)
OBSERVACIONES:
No se obtuvo precipitado
Se ve una coloración transparente
C. CLORURO DE ESTAÑO CON ACIDO SULFURICO
1) Se coloca 1 mm de SrCl2 en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de H2SO4
SrCl2 (ac) + H2SO4 (ac) 
SrSO4 (ac) + 2HCl (ac)
OBSERVACIONES:
Se obtuvo precipitado
Se vio que la solución tomó color blanco en forma de polvo

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D. CLORURO DE BARIO CON ACIDO SULFURICO
1) Se coloca 1 mm de BaCl2 en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de H2SO4
BaCl2 (ac) + H2SO4 (ac) 
BaSO4 (ac) + 2HCl (ac)
OBSERVACIONES:
Se obtuvo precipitado
Se vio que el precipitado tomó de color blanco turbio
II. SOLUBILIDAD AL AGREGAR ALCOHOL
A. CLORURO DE MAGNESIO CON ACIDO SULFURICO Y ALCOHOL
1) Se coloca 1 mm de MgCl2 en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de H2SO4
3) Se agrega ½ ml de alcohol
 No hubo cambio alguno quedo igual sin precipitado
B. CLORURO DE CALCIO CON ACIDO SULFURICO Y ALCOHOL
1) Se coloca 1 mililitro de CaCl2 en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de H2SO4
3) Se agrega ½ ml de alcohol
 No hubo cambio alguno que igual sin precipitado

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C. CLORURO DE ESTRONCIO CON ACIDO SULFURICO Y ALCOHOL
1) Se coloca 1 mililitro de SrCl2 en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de H2SO4
3) Se agrega ½ ml de alcohol
 Se vio que el precipitado disminuyo
D. CLORURO DE BARIO CON ACIDO SULFURICO
1) Se coloca 1 mililitro de BaCl2 en un tubo de ensayo
2) Se agrega 3 gotitas de H2SO4
3) Se agrega ½ ml de alcohol
 Se observa con mayor claridad el precipitado de color
blanco.

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EXPERIMENTO: METALES DE TRANSICIÓN
MATERIALES:
ÁCIDO SULFÚRICO
ÁCIDO CLORHÍDRICO
ÁCIDONÍTRICO
COBRE METÁLICO
PROCEDIMIENTO:
Primero se sumergió el Cu metálico en cada uno de los ácidos diluidos y es calentado
con ayuda del mechero. Posteriormente se realiza l experimento con las mismos
ácidos pero esta vez concentrados.
I. ÁCIDOS DILUIDOS
A. ÁCIDO CLORHÍDRICO DILUIDO
1) Se coloca el Cu metálico en cierta cantidad de ácido clorhídrico diluido.
2) Primero solo observamos que sucedía en frío.
3) Seguidamente se le da calor con ayuda del mechero.
 En frío observamos que se torna de color amarillo.
 Luego en caliente el color amarillo es más intenso.

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B. ÁCIDO SULFÚRICO DILUIDO
1) Se coloca el Cu metálico en cierta cantidad de ácido sulfúrico diluido.
2) Primero solo observamos que sucedía en frío.
3) Seguidamente se le da calor con ayuda del mechero.
 En frío no hay observaciones aparentemente no ocurre nada.
 Luego en caliente se forman observa la aparición de un precipitado marrón,
seguido de pequeñas deposiciones oscuras.
C. ÁCIDO NITRICO DILUIDO
1) Se coloca el Cu metálico en cierta cantidad de ácido sulfúrico diluido.
2) Primero solo observamos que sucedía en frío.
3) Seguidamente se le da calor con ayuda del mechero.
 En frío hay reacción acompañado de burbujeo.
 Luego en caliente hay más burbujeo lo cual evidencia liberación de .
II. ÁCIDOS CONCENTRADOS
A. ÁCIDO CLORHÍDRICO CONCENTRADO
1) Se coloca el Cu metálico en cierta cantidad de ácido clorhídrico concentrado.
2) Solo observamos que sucedía en frío.
 No se percibe reacción alguna.
B. ÁCIDO SULFÚRICO CONCENTRADO
1) Se coloca el Cu metálico en cierta cantidad de ácido sulfúrico concentrado.
2) Solo observamos que sucedía en frío.
 No se percibe reacción alguna.
C. ÁCIDO NITRICO CONCENTRADO
1) Se coloca el Cu metálico en cierta cantidad de ácido sulfúrico concentrado.
2) Solo observamos que sucedía en frío
 Hay reacción acompañado de burbujeo lo cual evidencia liberación de .
 El Cobre, por otro lado, reacciona inmediatamente y produce el rojizo.

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Conclusiones
Las propiedades periódicas de la tabla periódica nos permiten identificar a los elementos
del mismo grupo gracias a ciertas características propias, tanto físicas como químicas.
La energía de ionización es una propiedad periódica que nos permitió predecir qué tan
violenta puede ser una reacción.
De los metales alcalinos con los que se trabajaron, el más reactivo es el Potasio, debido a
que es más fácil que pierda electrones he aquí el carácter reactivo.
Estos metales son los más activos químicamente.
Por ejemplo: el sodio reacciona enérgicamente con el agua, mientras flota,
desprendiéndose del gas de hidrógeno en el otro caso del potasio reacciona aún más
violentamente que el sodio por tal motivo, esta clase de metales no se encuentran en
estado libre en la naturaleza, sino formando compuestos.
La importancia de esta práctica ya que en base a la clasificación periódica y a los
experimentos realizados, pudimos saber cuáles son las propiedades y diferentes
comportamientos que tienen los elementos de la tabla periódica.

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APLICACIONES A LA INDUSTRIA
REACTOR NUCLEAR
Un reactor nuclear no es una planta de generación de energía, a pesar de que en el imaginario
popular es su único uso. Hay muchos tipos de reactores nucleares con diferentes fines, ya que la
energía nuclear es útil y en casos imprescindibles en muchos campos como la medicina, la
industria, la agricultura o la alimentación.
Un reactor nuclear es, a grandes rasgos, un contenedor dentro del cual se producen reacciones
nucleares controladas, con el fin de que estas reacciones produzcan ¨algo¨ qué es lo que
queremos utilizar.
REACCIONES NUCLEARES
Son transformaciones en el núcleo de los átomos. Son análogas, aunque muy diferentes, a las
reacciones químicas, y liberan muchísima más energía.
La fisión nuclear se da cuando el núcleo del átomo se divide en dos. La fusión nuclear en cambio,
sucede cuando dos núcleos se unen. En este proceso, por el desequilibrio que se produce, se
emiten grandes cantidades de energía.
REACTORES NUCLEARES DE POTENCIA
Este tipo de reactores son los que se usan para generar energía, aunque también se pueden
utilizar para otros fines. En ellos ¨algo¨ que se busca obtener es calor que se produce a partir de la
fisión nuclear.

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Cuestionario
1. ¿Cuál es la diferencia entre los metales alcalinos y alcalino-térreos en términos de
propiedades físicas y químicas?
Químicos:
Los metales alcalinos térreos son fuertes agentes de reducción aunque no tan
fuertes como los metales alcalinos.
Los metales alcalinos son monovalentes, en cambio los metales alcalinos térreos
son bivalentes.
El enlace metálico en el caso de los metales alcalinos es relativamente débil dado
que cada átomo solo puede aportar al enlace un electrón de valencia. Por su
parte los metales alcalinos térreos disponen de dos electrones de valencia.
Los metales alcalinos térreos son más electronegativos que los metales alcalinos
térreos.
Físicos:
Los átomos de los alcalinos térreos son más pequeños y tienen las energías de la
primera ionización mayores que la de los metales alcalinos del periodo
correspondiente.
Los metales alcalinos térreos presentan puntos de fusión y ebullición más altos
que los metales alcalinos, a causa de tener dos electrones por átomo para formar
enlaces metálicos. Por la misma razón, son más duros, aunque todavía se pueden
cortar con un cuchillo de acero afilado. el Be y el Mg son los únicos elementos de
este grupo que, ordinariamente, se usan como metales estructurales.
Los compuestos alcalinos térreos son, generalmente, menos solubles en agua que
de los metales alcalinos.
2. Proponga 5 solventes para los halógenos
Debido a su reactividad, ninguno de los halógenos se encuentra en estado libre en la naturaleza.
Generalmente, se encuentran en forma de haluros (X¯), siendo el fluoruro el más abundante en la
corteza terrestre. Además de la gran cantidad de depósitos minerales de haluros, particularmente
NaCl y KCl, existen una cantidad enorme de cloruro y bromuro en las aguas de los océanos.
Por ejemplo.
El Flúor en estado puro es un Gas muy Toxico y asfixiante. Su mineral principal es la
Fluorita.

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El Cloro también es un gas Amarillento muy venenoso y Volátil. Además de que es muy
difícil aislarlo puro de minerales como la carnalita.
El Yodo es un No-Metal Toxico en su forma pura emite un gas violáceo. Además de ser un
elemento corrosivo pude causar daño a la piel. Puro causa daño a la mucosa y a los Ojos.
El Bromo es un Liquido Muy venenoso y Volátil que se extrae de las salmueras marinas.
Un líquido rojo que produce vapores asfixiantes es peligroso para el tejido humano y sus
vapores irritan los ojos y la garganta.
El Ástato es un elemento radiactivo presente a nivel molecular atómico en minerales de
uranio jamás se ha aislado cantidades visibles Pertenece a la cadena de decaimiento del
uranio y el torio.
Los halógenos son solubles en los disolventes orgánicos como etanol, ácido acético glacial
, dimetilsulfóxido dimetilformamida
y en el agua. Forman soluciones coloreadas cuando se disuelven en
líquidos como el alcohol industrial o el tetra cloruro de carbono.
3. Ordene en forma descendente la reactividad de los metales alcalinos.
La reactividad de un elemento químico es la tendencia que dicho elemento posee a combinarse
con otros. Para los elementos que se comportan como metales esta tendencia está directamente
relacionada con la facilidad con la que pierden sus electrones de valencia. Cuanto menor sea
la energía de ionización del metal, mayor será su reactividad.
Si analizamos la variación de la energía de ionización en un mismo grupo del sistema periódico,
vemos que, al descender en éste, el número cuántico principal de los orbitales de valencia es
mayor, con lo cual, el tamaño de dichos orbitales será mayor. Los electrones que se encuentran en
dichos orbitales están más alejados del núcleo por lo que son menos atraídos por éste. Así, se
necesita cada vez menos energía para arrancar estos electrones de valencia según descendemos
en el grupo. Este descenso en la energía de ionización hace aumentar la reactividad de los
elementos situados más abajo en un grupo.
ELEMENTO REACTIVIDAD
Li
AUMENTA LA REACTIVIDADNa
K
Br
Cs

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4. ¿Cómo se reconocen cualitativamente los metales alcalinos?
Estos metales son los más reactivos de los conocidos por lo que nunca se presentan en la
naturaleza en estado metálico. La totalidad de sus compuestos son iónicos, incluso los hidruros.
Virtualmente, cualquier sustancia susceptible de ser reducida, lo será en presencia de un metal
alcalino.
El agua ataca a los metales alcalinos; la reacción con la totalidad de estos metales es violenta y
exotérmica
El gas hidrogeno que se desprende se inflama por el calor de reacción y arden espontáneamente al
aire. Ordinariamente, los metales alcalinos se conservan en queroseno o en otro hidrocarburo.
Casi la totalidad de los compuestos de los metales alcalinos son sales iónicas, solubles en agua. Los
iones en disolución son incoloros, el color se produce cuando un electro de un átomo se excita de
un estado de energía a otro, y cuando la diferencia de energía de estos se halla en la región visible
del espectro.
Los óxidos de los metales alcalinos son todos básicos, y todos reaccionas con agua, dando
hidróxidos básicos que son solubles y están completamente disociados.
Los metales alcalinos presentan la interesante propiedad de ser solubles en amoniaco líquido,
formando disoluciones de color azul intenso que, por evaporación, dejan otra vez el metal original.
Los átomos se disocian en iones positivos y electrones, y los electrones se asocian con moléculas
de disolvente NH3.Esos electrones se conocen como electrones solvatados, se ha demostrado que
el color intenso procede de los electrones solvatados y no de iones metálicos.
5. ¿Para qué se usa la fenolftaleína?
Es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido
ftálico (C8H4O3) en presencia de ácido.
La fenolftaleína es un sólido incoloro que se disuelve fácilmente en las disoluciones alcalinas con
formación de un color rojo intenso. Debe compararse con la usada en medicamentos laxantes.
También se usa ampliamente en análisis químico como indicador acido-base, debido al notorio
cambio de color, de incoloro a rosa, que experimentan al reaccionar con los iones de hidróxidos
(OH).
La estructura de la forma básica de la fenolftaleína permite que los electrones estén des
localizados a través de los tres anillos símil benceno de átomos de carbono, y el incremento en la
deslocalización es parte de la causa del cambio de color.
El cambio de color está dado por las siguientes ecuaciones químicas:

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De medio neutro a medio básico:
H2Fenolftaleína + 2 OH- ↔ Fenolftaleína2- + 2 H2O
Incoloro → Rosa
De medio básico a medio muy básico:
Fenolftaleína2- + OH- ↔ Fenolftaleína (OH)3-
Rosa → Incoloro
De medio básico a medio neutro o ácido:
Fenolftaleína2- + 2 H+ ↔ H2Fenolftaleína
Rosa → Incoloro
De medio neutro o ácido a medio muy ácido:
H2Fenolftaleína + H+ ↔ H3Fenolftaleína+
Incoloro → Naranja
La desaparición de la especie de color rosa de la fenolftaleína se puede seguir mediante la
espectroscopia visible, empleando la banda característica de dicha especie, y aplicando la ley de
Lambert-Beer.
6. ¿Qué función cumple el alcohol en el experimento de los metales alcalino-térreos?
Estos experimentos tienen como fin demostrar el carácter ácido de los alcoholes al ser los metales
alcalino-térreos muy básicos pueden hacer reaccionar a los alcoholes como ácidos, este
experimento demuestra que los alcoholes poseen la característica de ser poco ácidos ya que
requieren de una fuerte para reaccionar.
7. ¿Qué relación existe entre la solubilidad de haluros de plata en agua y en amoniaco y el
tamaño de los iones haluros?
Las sales de los cationes tipo seudogas noble son generalmente más solubles en amoniaco que en
agua, debido a la mayor polarizabilidad y basicidad del amoniaco, que da complejos estables.
*Las solubilidades del amoniaco líquido aumentan con el tamaño del anión como también su
polarizabilidad mientras que en el agua se observa lo contrario.
8. Escriba las ecuaciones de los haluros de las reacciones que tendrían lugar entre Ca, Sr y
Ba con agua.
Reacción de Ca con H2O
Ca + 2 H2O Ca(OH)2+H2
Reacción de Sr con H2O
Sr + 2 H2O Sr(OH)2+H2

28. |
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Reacción de Ba con H2O
Ba + 2 H2O Ba(OH)2+H2
9. Escriba las reacciones que observa entre el cobre y los diferentes ácidos diluidos y
concentrados, tanto en frío como en caliente.
Reacción de Cu con HNO3
Cu + 2 HNO3 + 2 H+
Cu2+
+ 2 NO2 + 2 H2O
Reacción Cu con HCl
El Cu no reacciona.
Reacción de Cu con H2SO4
En Frio: Cu + H2SO4 CuSO4 + H2
En caliente: H2SO4 + Cu CuO + H2O + SO2
10. REPRESENTE LAS CONFIGURACIONES ELEVTRONICAS DE LOS ELEMENTOS CON Z=9, 14,
23, 24, 29, 41,79.
Z=9 (F) 1 2 2
Z=14 (Si) 1 2 2 3 3
Z=23 (V) 1 2 2 3 3 4 3
z=24 (Cr) 1 2 2 3 3 4 3
Z= 29 (Cu) 1 2 2 3 3 4 3
z=41 (Nb) 1 2 2 3 3 4 3 4
z=79 (Au) 1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6 4