LABORATORIO N 7 - Mauricio Ortega Cruz

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LABORATORIO Nº 7 
PROPIEDADES ANALOGAS Y DIFERENTES DE LOS GRUPOS 1(IA)-2(IIA)-13(IIIA) 
 
Objetivos 
 Comparar la solubilidad y pH de hidróxidos y sales de los grupos 1,2 y 13 
 Conocer una técnica de obtención de sosa cáustica 
Introducción Teórica 
Los metales alcalinos poseen una configuración electrónica externa ns1, es 
decir un solo electrón de valencia, en la red sólida los iones positivos son relativamente 
grandes y la fuerza de unión entre ellos débil pues depende del único electrón de valencia por 
lo cual son blandos. Por esta misma razón tiene una densidad pequeña y puntos de ebullición y 
fusión bajos. Al estar el electrón de valencia débilmente atraído por el núcleo pueden formar 
con gran facilidad iones positivos M+ muy estables ya que tienen configuración de gas noble. 
Esto explica la gran reactividad química de los metales alcalinos, los más activos de todos los 
metales y los reductores más enérgicos. Debido a sus gran reactividad es lógico que los 
metales alcalinos no puedan encontrarse libres en la naturaleza sino formando compuestos. 
Todos los compuestos de los metales alcalinos son sólidos iónicos. Casi todos sus compuestos 
son solubles en agua. Entre los compuestos más importantes están los hidróxidos que son 
bases muy fuertes y muy solubles en agua. 
Los metales alcalinotérreos poseen configuración electrónica externa ns2, es 
decir dos electrones de valencia por lo que forman fácilmente iones M2+, con configuración de 
gas noble. No obstante la energía requerida en el proceso (suma de la 1º y 2º energía de 
ionización) ya no es tan pequeña y como consecuencia de ello los metales alcalinotérreos son 
bastante menos activos que los alcalinos de su mismo período. Al ser los iones de menor 
tamaño que los alcalinos y disponer de dos electrones para el enlace, hace que el enlace 
metálico, sea más fuerte y éstos sean más duros, de mayor densidad y tengan puntos de 
fusión y ebullición mucho más elevados que los correspondientes metales alcalinos. Los 
metales alcalinotérreos al ser todavía bastante reactivos, no pueden encontrarse libres en la 
naturaleza sino en forma de compuestos. La química del Be es diferente a la de los demás 
elementos del grupo, porque en sus compuestos predomina el enlace covalente. A diferencia 
de los metales alcalinos muchos compuestos de los metales alcalinotérreos son bastante 
insolubles en agua (carbonatos, sulfatos, fosfatos, hidróxidos y fluoruros). El carácter iónico de 
óxidos e hidróxidos y como consecuencia su carácter básico aumenta al descender en un 
grupo. 
El grupo 13 inicia la familia del bloque p con configuración electrónica externa 
ns2 np1. Es el grupo de la tabla periódica que presenta menos regularidad en las propiedades 
periódicas. Está encabezado por el boro que aunque tiene las propiedades de un semimetal, su 
aspecto metálico, elevado punto de fusión y ser un semiconductor, sus compuestos tienen 
propiedades más parecidas a los no metales, como el ser covalentes, con puntos de fusión 
relativamente bajos y presentar algún compuestos con comportamiento ácido, como el ácido 
bórico. Al pasar del boro al aluminio se produce un cambio muy brusco, pues el Al es un metal 
típico, cuyos compuestos presentan porcentajes elevados de carácter iónico. Su hidróxido tiene 
aspecto gelatinoso, es anfótero, es una base bastante insoluble que se utiliza como antiácido y 
se disuelve al agregarle bases fuertes formando el ion tetrahidroxoaluminato [Al (OH)4 ]-. 
Las sales que contienen cationes muy pequeños y con cargas altas como el 
Al3+, Cr3+, Fe3+, Bi3+ y el Be2+, (alto potencial iónico) y las bases conjugadas de los ácidos 
fuertes producen disoluciones ácidas debido a que hidrolizan. Por ejemplo los iones Al3+ en 
agua toman la forma hidratada Al(H2O)3+6 , el ion Al3+ cargado positivamente atrae la densidad 
electrónica de la molécula de agua (no implicada en la hidratación) hacia él, haciendo el enlace 
O─H más polar y rompe la molécula de agua produciendo la hidrólisis. 
Al(H2O)63+ (ac) + H2O (l) ⇋ Al(OH)(H2O)52+ (ac) + H3O+ (ac) 
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La presencia de iones H3O+ libres, es la responsable de valores de pH inferiores a 7, es decir 
de la acidez de la solución. La especie puede continuar ionizándose. Sin embargo, basta 
considerar la primera etapa de hidrólisis. 
El porcentaje de hidrólisis es mayor para los iones más pequeños y más cargados 
(mayor potencial iónico) porque un ion compacto con mucha carga es más eficaz en la 
polarización del enlace O-H del agua y facilita la ruptura de la molécula de agua. Esta es la 
razón por la cual los iones relativamente grandes y con poca carga (bajo potencial iónico), tales 
como el Na+ y el K+ no hidrolizan. Sí presentarán hidrólisis los iones Mg2+ y Al3+ . 
Solubilidad 
La solubilidad es el resultado de un equilibrio entre la energía reticular cristalina (UR ), que tiene 
su origen en las atracciones de los iones positivos y negativos de las sales sólidas, y la energía 
de hidratación (∆Hhid ), o energía liberada cuando los iones se rodean y solvatan con moléculas 
de agua. Existe un tercer factor, el coste de energía necesaria para separar las asociaciones 
agua-agua, pero es comparativamente menor y se lo puede despreciar. Los compuestos que 
contienen iones mononegativos y monopositivos (NaOH) interaccionan bien con el agua son 
los más solubles. 
La UR crece a medida que aumenta la carga y disminuye el tamaño de los iones, y la podemos 
calcular aproximadamente con: 
 
La ∆Hhid la podemos estimar con: 
 
Donde r+ y r- son los radios del catión y del anión respectivamente. 
Para el estudio de la solubilidades de los hidróxidos de estos grupos hay que tener en cuenta 
que el anión OH- es un anión pequeño (119 pm) comparado con otros aniones de modo que al 
calcular la ∆Hhid, la misma variará muy poco con el cambio del tamaño del catión, así la 
solubilidad se verá afectada fundamentalmente por la variación en la UR. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
A) Comparación de solubilidad de hidróxidos y sulfatos: 
Observe el siguiente video: 
https://youtu.be/k6GVyPOmZGw 
1. Los sulfatos ensayados son todos solubles. Mencione un uso para cada uno de ellos. 
2. Ordene los hidróxidos según solubilidad creciente. 
3. Haciendo uso de los conceptos de energía reticular (UR ) y entalpia de hidratación (∆Hhid ) 
justifique el orden propuesto en el punto 2, para ello lea con atención la parte de solubilidad de 
la introducción teórica de este laboratorio. 
https://youtu.be/k6GVyPOmZGw
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B) Comparación del carácter ácido – base de hidróxidos y sulfatos: 
 
Observe con atención el siguiente video: 
 
https://youtu.be/vikyNbVNnY0 
 
1. Complete el siguiente cuadro 
 
Sistema pH Carácter 
ácido - base 
NaOH 
Mg(OH)2 
Al(OH)3 
Na2SO4 
MgSO4 
Al2(SO4)3 
 
2. Para los sulfatos escriba las ecuaciones de disociación y la de hidrólisis del catión cuando 
corresponda para justificar los pH registrados. 
3. Para los hidróxidos, escriba las ecuaciones de disociación completa (base fuerte) o parcial 
(base débil) según corresponda, para justificar los valores de pH medidos en el ensayo del 
video. 
C) Obtención de sosa cáustica (NaOH) 
Observe con atención el siguiente video: 
https://www.youtube.com/watch?v=10xoYyPHB6Y 
1. Escriba las ecuaciones de: 
a- Obtención de sosa cáustica a partir de carbonato de sodio y de hidróxido de calcio. 
b- Obtención de hidrógeno y tetrahidroxoaluminato de sodio a partir de sosa cáustica y 
aluminio. 
2. ¿Qué otro método se menciona en el video para obtener sosa cáustica? 
3. Mencione dos usos de la sosa cáustica. 
 
Cuestionario Adicional 
 
1. Señale con verdadero o falso 
a) El Al2O3 se llama corindóncuando está en forma cristalina, se lo conoce como zafiro blanco. 
b) El estado de oxidación más estable del Tl es +3, debido al efecto del par inerte. 
https://youtu.be/vikyNbVNnY0
https://www.youtube.com/watch?v=10xoYyPHB6Y
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c) El rubí es el Al2O3 con Cr(III) sustituyendo a algunos Al(III). 
d) El Al(OH)3 presenta carácter anfótero y tiene la propiedad de fijar colorantes que se usan en 
la industria textil. 
 
2. Señale con verdadero o falso 
a) La mayoría de los compuestos que forman los elementos del grupo IIA son covalentes. 
b) La piedra caliza, arcillas y agua constituyen la materia prima en la fabricación del cemento. 
c) El Be forma compuestos predominantemente covalentes debido a su pequeño tamaño y su 
alta densidad de carga. 
d) La clorofila es un complejo en el cuál el ion metálico central es el Ca. 
 
3. Señale con verdadero o falso 
a) Los metales alcalinos son los metales más reactivos y presentan puntos de fusión bajos que 
disminuyen al descender en el grupo. 
b) El Li es utilizado en la fabricación de baterías debido a su elevado potencial de oxidación y a 
que es muy liviano. 
c) Los metales alcalinos se pueden obtener por electrólisis de sus disoluciones acuosas. 
d) Los hidróxidos de los metales alcalinos son muy solubles en agua y son, además, las bases 
más fuertes en medio acuoso.