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Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Química Asignatura: Laboratorio de Química Inorgánica

N De Práctica: 1 OXIDACIÓN DE LOS METALES Y PROPIEDADES PERIÓDICAS.

Nombre del Alumna (s): Claudia Karla Hidalgo Morales nombre

Nombre del Profesor: Baldomero Jesús Jiménez Cruz

Grupo: 19 Semestre lectivo: 2017-2 Fecha de Realización: 15/02/2017 FechaPRÁCTICA de Entrega: 22/02/2017 1

OXIDACIÓN DE LOS METALES Y PROPIEDADES PERIÓDICAS. Introducción Las reacciones de óxido-reducción o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea. Comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. Asimismo la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Muchas de las reacciones redox importantes de llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso. Este tema comienza con una reacción en la cual dos elementos se combinan para formar un compuesto. Considere la formación del óxido de magnesio (MgO) a partir del magnesio y el oxígeno: 2Mgs+O2 →2MgOs El óxido de magnesio es un compuesto iónico formado por iones Mg2+ y O2-. En esta reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de O. Por conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas, una implica la pérdida de cuatro electrones de parte de los átomos de Mg, y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de O2 : 2Mg→2Mg2++ 4eO2++ 4e-→2O2Cada una de estas reacciones de denomina semirreacción, y explícitamente muestra los electrones transferidos en la reacción redox. La suma de las semirreacciones produce la reacción global:2Mg+O2+4e→2Mg2+2O2-+4eUna reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones, mientras que una reacción de oxidación es una semirreacción que implica una pérdida de electrones. Oxidación La oxidación es el proceso mediante el cual un átomo, ion o molécula adquiere una carga más positiva, es decir, pierde electrones. Para poder identificar una reacción de óxido-reducción se debe poder indicar el número de electrones ganados porla sustancia que se reduce y aquellos perdidos por la sustancia que se oxida. Para llevar a cabo esto, se hace uso de los números de oxidación: valores que representan la carga [real] de un ion monoatómico o la carga [hipotética] de un átomo

en una molécula. Los metales pueden tomar parte en una gran cantidad de reacciones REDOX. Algunas de estas reacciones se llevan a cabo al oxidarse metalesde uso cotidiano (monedas, edificaciones, tuberías, etcétera) por entrar en o con las muchas sustancias que circundan el ambiente. Dada su reactividad, los metales pueden ser clasificados de manera que aquellos que reaccionan con mayor facilidad (alcalinos y alcalinotérreos) se denominen metales activos, mientras que los metales más estables (e.g. grupo 8B y 1B), que forman compuestoscon mayor dificultad, son denominados metales nobles. Periodicidad La periodicidad es la calidad de lo que ocurre o se efectúa cada cierto tiempo, con repetición regular. Dimitri Mendeleiev desarrolló la primera tabla periódica observando que las propiedades de los elementos se repetían a medida que el peso atómico aumentaba. Esto dio como resultado una organización encolumnas llamadas grupos o familias y filas denominadas periodos Con esta organización resulta sencillo visualizar los elementos agrupados de modo que compartan propiedades físicas o químicas o que el aumento o decremento de dichas propiedades se distribuya de manera gradual. Reducción-oxidación Se denomina reacción de reducción-oxidación, a toda reacción química en la que uno o más pares de electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en susestados de oxidación. El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado. El agenteoxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido. Propiedades periódicas Son las propiedadesque varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema periódico. Radio atómico Se define como la mitad de la distancia que separa los núcleos de dos átomos unidos por unenlace covalente. O bien podemos definirlo como la mitad de la distancia que hay entre núcleos de dos átomos de

moléculas vecinas. A medida que el número atómico aumenta en el periodo, los átomos se hacenmás pequeños. Energía de ionización Es la energía necesaria para extraer un electrón del orbital ocupado mas externo de un átomo libre. En términos generales al descender en un grupo disminuye laprimera energía de ionización. Electronegatividad Es la medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidadelectrónica, cuando forma un enlace en una molécula.

Objetivos: Hipótesis  Como primera hipótesis, esperamos que todos los metales, lleguen al punto de oxidación, ya que como hemos visto en la literatura, todos los metales en presencia con el oxígeno se oxidan. Tal vez no se lleguen a oxidar al momento, sin embargo forzaremos la reacción de oxidación a través de diferentes sustancias. Cada uno de los metales, tendrá una tendencia diferente a oxidarse, por lo que tendremos que ordenarlos.  Esperamos que dicha tendencia, tenga una relación directa con las propiedades periódicas que los elementos presentan.

6.- Grafica los valores de E° contra los de las propiedades periódicas que consultaste en la pregunta 3. ¿Cuál propiedad da lugar a la mejor correlación? Radio Iónico Ion Valor Mg 2+ 49 Sn 4+ 69 Pt 2+ 74 Ag + 81 Na + 99 Electronegatividad es Element Valor o Na 0.93 Mg 1.31 Ag 1.93 Sn 1.96 Pt 2.28

Energías de Ionización 1° E.I 2° E.I Z Valor Z Valor Na 0.4958 Sn 1.4118 Sn 0.7086 Mg 1.4507 Ag 0.731 Pt 1.7911 Mg 0.7377 Ag 2.074 Pt 0.87 Na 4.5624 Potenciales de Oxidación Semireacción Eº Na++e- ↔ Na -2.7109 Mg 2++2e- ↔ -2.375 Mg Sn 2++2e- ↔ -0.1364 Sn Ag++e- ↔ Ag 0.7996 Pt 2++2e- ↔ Pt 1.2

Análisis/ Discusión de resultados Para ésta práctica, comenzamos añadiendo agua destinada en todos los metales los cuales fueron Ag, Pt, Sn, Na y Mg, con el fin de observar qué metal es el más oxidable, el cual resultó ser el Sodio, ya que éste elemento si no se tiene en aceite como es el hexano o el queroseno, reacciona con el oxígeno del ambiente. El sodio metálico y el agua líquida reaccionan formando Hidróxido de Sodio e Hidrógeno gaseoso, por lo que al momento de acercar nuestro tubo de ensaye al mechero, éste se reacciona. 2Na(s) + 2H2O(l)  2NAOH(aq) + H2(g) Posteriormente calentamos los tubos restantes, para apreciar el siguiente metal más oxidable, el cual pudimos apreciar que el magnesio comenzó a reaccionar, no de manera drástica como el sodio, pero sí era notoria la reacción. 2Mg(s) + 2H2O(l)  2MgOH() + H2(g) Los restantes metales, se siguieron forzando para que pudieran reaccionar y llegar a la oxidación. Así que se agregó HCl concentrado, en éste proceso se oxidó el Estaño Sn(s) + 4HCl(l)  SnCl4 + 4H(g)

Observamos un poco de burbujeo y un cambio repentino de color del metal. Posteriormente calentamos los tubos restantes, para determinar el siguiente metal más oxidable, en donde pudimos apreciar que el magnesio comenzó a reaccionar, no de manera drástica como el sodio, pero sí era notoria la reacción. Los restantes metales que no lograron oxidarse en presencia de agua, se siguieron forzando para que pudieran reaccionar y llegar a la oxidación. Así que se agregó HCl concentrado, en éste proceso se oxidó el Estaño Sn, en esta reacción observamos un burbujeo intenso, y se comenzó a consumir tanto el metal como el ácido al momento de someterlo al calor del mechero, por lo que al final de la reacción ya no se obtuvo ningún residuo en el tubo. Se observar que ni en presencia de HCl reaccionan los metales restantes, se limpió el exceso y se colocó en solución de HNO3 , reacciono entonces la Ag, pues se observó un poco de burbujeo y

se tornó amarillo obscuro. Luego entonces el único metal que no pudo reaccionar fue el Pt. Dadas las características bajo las cuales lograron reaccionar cada metal, se establecen las siguientes reacciones químicas, en función de los iones que participan en la oxidación. Na+ + H2 + OH-

Na + H2O Mg + H2O Sn + HCl Ag + HNO3

∆ ∆

Mg+2 + H2 + OHSn+2 + H2 + ClAg+ + H2 + NO2-

El Pt no reacciona bajo ninguna condición. Estas reacciones obtenidas experimentalmente, se pueden ejemplificar teóricamente, con los valores de potenciales de ionización o de reacción redox, en donde, observamos las predicciones de reacciones, si el potencial de la especie oxidante es mayor que la que se quiere oxidar, la reacción se llevara a cabo.

Teniendo estas características como base, podemos comenzar a analizar teóricamente los valores de distintas propiedades periódicas, graficando estas con respecto a la tendencia a oxidarse, que observamos experimentalmente, dadas las características y reacciones antes planteadas, llegamos a la propiedad periódica de la electronegatividad la cual se acerca en mayor medida a la tendencia a oxidarse de los metales que analizamos. Esta tendencia nos dice que la propiedad aumenta de manera descendente a lo largo de un grupo y ascendente en relación con los periodos. Teniendo estas bases y graficando ambas propiedades, podemos realizar la dispersión de los valores, en donde un valor, mientras más cercano al 1 sea, la relación entre los valores es más cercana. Teniendo entonces la siguiente correlación.

Conclusión No todos los metales lograron oxidarse, el Pt no se oxido, porque incluso el potencial de redox del HNO3 es menor que el Pt, lo que impide su oxidación. La tendencia a oxidarse tiene una relación directa con la mayoría de las propiedades periódicas, siendo el más cercano y a fin a la electronegatividad. El metal más resistente a la oxidación y corrosión es el Pt, es considerado un metal precioso, por lo que se eleva en precio La electronegatividad tiene una relación directa con el potencial redox, ya que aunque no son iguales numéricamente, si guarda la relación entre el menor y mayor valor de electronegatividad. Mediante las propiedades periódicas y la configuración electrónica de los elementos es posible predecir qué tipo de reacción se llevara a cabo.

BIBLIOGRAFÍA: Atkins, Peter William ; Shriver, Duward F.: Shriver & Atkins Química inorgánica. México D. F. : McGraw-Hill/Interamericana, cop. 2008