Unidad 11: Química descriptiva I E S Clara Campoamor

Unidad 11: Química descriptiva. I.E.S. Clara Campoamor (Getafe) • Baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo periodo, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo. • Afinidad electrónica positiva. • Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.

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1.6.
Anfígenos
.
1.7.
Halógenos
.
Estudio de los principales compuestos del
2.1.
Hidruros
..
2.2.
Óxidos
.
2.3.
Ácidos
.
METALES ALCALINOS.
Los metales alcalinos, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio integran el grupo
1
de la tabla periódica.
alinidad) de sus compuestos.
No existen en estado libre debido a su actividad química y constituyen casi el 5 % de la composición de la corteza terrestre (especialmente sodio y potasio). Poseen las si-guientes
Puntos de fusión y ebullición bastante bajos dentro de loson sólidos a temperatura ambiente.
Densidad también baja dentro de los metales debido a que son los elementos de y menor masa. Lógicamente, la densi-
s estándar de reducción muy negativos, alrededor de –3 V y que disminuye según descendemos en el grupo, con la ex-cepción del Li, que es el elemento más reductor.
Poseen estructura cúbica centrada en el cuerpo.
La mayoría de sus sales a excepción de las de litio, son muy so-
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: Química descriptiva.I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)
Reacciones:
R
e
a
c
c
i
o
n
e
s
:

tales alcalinos son muy reactivos en la búsqueda de su estado de oxidación natural (+1). Las principales reacciones son:
Con el agua (de manera violenta): 2 M(s) + H
2
O 2 MOH(aq) + H
2
(g).
Con el hidrógeno (a temperatura alta) formando hidruros: 2 M + H
2
2 MH
Con azufre y halógeno formando sulfuros y haluros: 2 M+ X
2
2 MX; 2 M + S M
2
S.
Con oxígeno formando peróxidos, excepto el litio que forma óxidos: 2 M + O
2
M
2
O
2
; 4 Li + O
2
2 Li
2
O
Sólo el litio reacciona con el ni
2
2 Li
3
N
Métodos de obtención:
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ó
n
:

los que se encuentran con estado de oxidación +1, hay que reducirlos para obtenerlos en estado puro. Dado que son muy re-ductores hay que acudir a la electrólisis o a otros metales alcalinos.
Es conocida la electrólisis del cloruro de sodio fundido para obtener sodio en el cá-fundido para obtener potasio e hidrógeno en el
2 NaCl(l) Na(l) + Cl
2
(g).
2 KOH(l) 2 K(l) + H
2
(g) + O
2
(g).
én puede obtenerse a partir de su cloruro
+ Na
METALES ALCALINOTÉRREOS.
del grupo 2 de la Tabla Periódica, a saber, berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio, si bien los primeros elementos del grupo, berilio
mentos térreos y a que muchos de sus compuestos (tierras) son básicos. Constituyen
ten en estado libre debido a su actividad s de los grupos entre los que se encuen-
Propiedades:
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s
:

Configuración electrónica: ns
2
.
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: Química descriptiva.I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)
Al igual que los grupos anteriores son bastante reactivos, por lo que no se encuen-tran en estado elemental, sino que suelen encontrarse formando óxidos e hidróxidos.
Propiedades:
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:

Configuración electrónica: ns
2
p
1
.
semiconductor y forma enlaces covalen-típicos aumentando el carácter metálico según descendemos en el grupo, si bien el aluminio forma enlaces covalentes
Mientras el boro es muy duro, los metales son mucho más blandos, destacando el talio que puede rayarse con la uña.
ia abajo a excepción del
Estado de oxidación habitual: +3, aunque Ga, In y Tl presentan también +1.
inio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte.
Puntos de fusión bastante bajos a excepción del boro, destacando el del galio que
La mayoría de las sales son solubles en agua.
Son buenos reductores, especialmente el aluminio.
io y el indio son buenos conductores
Reacciones:
R
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c
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e
s
:

No reaccionan con el agua, a capa de óxido que queda adherida al metal e impide que continúe la reacción: 2 Al
2
O Al
2
O
3
(s) + 3 H
2
(g).
Únicamente el boro y el aluminio reaccionan con el nitrógeno a
2
(g). 2 BN(s).
formando halogenuros: 2 E + 3X
2
2 EX
3
.
Métodos de obtención:
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ó
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:

El boro se obtiene por reducción del B
2
O
3
con magnesio.
electrólisis a partir de la bauxita cuya mena es
3
(OH).
El resto de los metales del grupo también se obtiene por electrólisis de las disolu-
Aplicaciones:
A
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utiliza en industria nucleartores y en aleaciones; el aluminio se utiliza en aleaciones ligeras y resistentes a la corro-sión; el galio, como arseniuro de galio se utiliza como semiconductor; indio en aleaciones
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ELEMENTOS CARBONOIDEOS.
Son por los siguientes elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, y plomo y cons-
corteza terrestre está formada por dichos elementos, especialmente por el silicio, segundo elemento más abundante tras el oxíge-ica es el segundo elemento
encuentran carbono, esen lo más común
Propiedades:
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Configuración electrónica: ns
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2
.
El carbono es un no-metal, mientras que siendo silicio y germanio semimetales (metaloides).
Mientras el carbono en su forma de diamante es muy duro, los metales son mu-cho más blandos, de manera que el plomo puede rayarse con la uña. Los semi-
dos puntos de fusión y ebullición descen-
Los estados de oxidación que presentan son +2 y +4. El carbono presenta tam-mpuestos orgánicos puede presentar una gran variedad de estados de oxidación.
Mientras que los óxidos de carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo
El plomo es tóxico.
Reacciones:
R
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c
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s
:

No reaccionan con el agua.
Los ácidos reaccionan con el germanio, estaño y plomo.
Las bases fuertes atacan a los elementos de este grupo, con la excepción del
Reaccionan con el oxígeno formando óxidos.
Métodos de obtención:
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:

El silicio se obtiene por reducción del SiO
2
con carbón o CaC
2
en horno eléctrico.
El germanio puede obtenerse igual que el silicio o por reducción de su óxido con
Aplicaciones:
A
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El silicio y el germanio se emplean como semiconductores en electrónica, espe-
El óxido de silicio en la fabricación de vidrios.
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Métodos de obtención:
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:

r del aire por licuación de éste y posterior destilación
En el laboratorio se obtiene por oxidación del amoniaco con óxido de cobre (II):
3
(g) + 3 CuO(s) 3 Cu(s) + 3 H
2
O(g) + N
2
(g).
También puede obtenerse por calentamiento del nitrito de amonio: NH
4
NO
2
(s) 2 H
2
O(g) + N
2
(g).
Aplicaciones:
A
p
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s
:

en soldadura y en estado líquido para
y en la fabricación de cerillas.
El arsénico y el antimonio son semiconductores.
Muchos compuestos de nitrógeno y fósforo se utilizan como abonos y deter-
ELEMENTOS ANFÍGENOS (CALCÓGENOS).
, selenio, teluro y polonio y constituyen el grupo 16 de la Tabla Periódica.
yentes de la corteza son óxi-dos, sulfuros y sales oxigenadas, los elementos de este grupo son los más abundantes de n más del 50 % en masa de toda la corteza terrestre; le sigue en abundancia el azufre; sin embargo, los demás son menos frecuentes, siendo el oducto intermedio de las series de desinte-
Anfígeno fue significa formador de ácidos y bases. El oxígeno y el azufre se encuen-aunque también formando son óxidos, sulfuros
Propiedades:
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Configuración electrónica: ns
2
p
4
.
Los estados de oxidación más us
entras que el carácter metálico aumenta rillo formado por moléculas cíclicas de ocho átomos y el polonio un metal pesado.
El carácter ácido de los oxoácidos disminuye según se desciende en el grupo, hidrógeno aumenta, siendo todos ellos
os de este grupo, con excepción
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Los valores de electronegatividad también son los de los más altos, siendo el flúor el elemento más electronegativo que se conoce.
Forman moléculas diatómicas X
2
cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y cuya energía de enlace disminuye al descender en el grupo
el carácter oxidante según se des-
Reacciones:
R
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:

, con excepción del flúor que la oxida:
2
(g) + H
2
O(l)

HX(aq) + HXO(aq).
rmando óxidos covalentes.
os de hidrógeno, que al disolverse en agua, formando los ácidos hidrácidos.
Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos (s)
2
(l) MgBr
2
(s).
Igualmente, reaccionan con casi todos los no-metales: S(s) + F
2
(g) SF
6
(s).
Reaccionan con compuestos covalentes inorgánicos y orgánicos (halogenación):
3
+ Cl
2
PCl
5
; CH
2
=CH
2
+ F
2
CH
2
F– CH
2
F.
Métodos de obtención:
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ó
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:

Dado que el flúor es el elemento con mayor potencial de reducción el ion F

no la precaución de separar los espacios hidrógeno desprendido reaccione violen-
mueras) obteniéndose también como producto secundario el NaOH:
2
O + 2e

H
2
+ 2 OH



(aq) Cl
2
(g) + 2e


El bromo se obtiene por oxidación de los bromuros con cloro:

+ Cl
2
2 Cl

+ Br
2
.
El yodo se obtiene a partir del yodato de sodio, que se
2
para reducir el yodato a yoduro. El propio yoduro al reaccionar con más yodato produce yodo: 5 I

+ IO
3

+ 6 H
+
3 I
2
+ 3 H
2
O.
Aplicaciones:
A
p
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c
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s
:

El cloro se utiliza en el tratamiento de aguas.
elemental son tóxicos debido a su poder oxidante.
ementos muy importantes para los se-
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forma enlace de hidrógeno). Como se ve en la imagen es una estructura que deja grandes huecos lo que explica la baja densidad de
El agua tiene un calor específico elevado (4180 Jxkg
–1
xK
–1
) lo que produce que el
tante de disociación
W
.
Se comporta como una sustancia anfótera
Se comporta como oxidante frente a sustancias reductoras como los metales des-
2
y como reductor frente a oxidantes fuertes como los halógenos, despren-diendo O
2
.
Reacciona con óxidos metálicos produciendo hidróxidos (básicos) y con óxidos no-
Amoniaco (NH
A
m
o
n
i
a
c
o
(
N
H
3
3
).
)
.

calentando en retortas pezuñas y cuernos y recogiendo en agua el gas desprendido. Otros lo conseguían calentando orina con sal 1785, Berthollet demostró que el amoníaco es un compuesto de nitrógeno e hidrógeno.
El amoníaco se encuentra donde hay descomposición de materia orgánica como s que experimentan las sustancias nitrogena-
o de nitrógeno en el vértice 106,6º corresponden a una hibridación sp
3
sobre el mismo lo que le hará comportarse como una base de Lewis. Debido a la diferencia ambos elementos y
C
C
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r
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í
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s
s

A temperatura ambiente es un gas incoloro, si bien su puntos de fusión y ebulli-ción son más elevados de lo que les correspondería debido a la unión entre molé-culas por puentes de hidrógeno.
Tiene un olor sofocante muy característico.
Puede licuarse a temperaturas ordinarias.
Es muy soluble en agua y el volumen del líquido increm
El amoniaco es claramente una base débi
b
= 1,8·10
–5
, que se une a los ácidos formando sales amónicas.
Al disolverse en agua forma los
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH

.
A partir de los 500 ºC empieza a descomponerse en N
2
y H
2
.
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A alta temperaturas posee un marcado carácter reductor capaz de reducir óxidos
3
3 Cu + N
2
+ 3 H
2
dor platino.
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M
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o
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b
b
t
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n
n
c
c
i
i
ó
ó
n
n
:
:

El amoniaco a partir de síntesis de Haber a partir de sus elementos:
N
2
+ 3H
2

2 NH
3
; H = –92,4 kJ
níaco disminuye al aumentar ción es muy lenta; por eso se necesita un catalizador (una
2
O
3
Para que se aproveche indus-
http://www.fertiberia.es/informacion_corporativa/produccion/palos.html
A
A
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s
s

Es uno de los productos químicos de mayor utilización industrial.
Se usa en la fabricación de fertilizantes, explosivos, productos farmacéuticos y ácido nítrico.
La disolución del amoníaco se suele emplear en usos domésticos .
También se utiliza en sopletes oxhídricos, en máquinas frigoríficas y en la fabrica-
Haluros de hidrógeno.
H
a
l
u
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s
d
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h
i
d
r
ó
g
e
n
o
.

Son gases incoloros de olor irritante. Al disolverse en agua forman ácidos hidrácidos léculas por puentes
2
O X

+ H
3
O
+
.
Debido a este carácter ácido reaccionan cotos, etc…: CaCO
3
CaCl
2
+ CO
2
+ H
2
O.
Poseen carácter reductor más abajo se encuentra el halógeno en la Tabla
2
es el oxidante más enérgico.
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l
H
H
2
2
S
S
O
O
4
4
.
Se utilizan dos métodos fundamentales:
Prácticamente en desuso hoy
2
SO
4
no superiores al 80 %.
De Contacto. Es el utilizado en la actualidad.
En ambos métodos, se parte del SO
2
que se obtiene a partir de la pirita o del azufre natural, seguida de su oxidación e hidratación:
a
a
)
)
4 FeS
2
+ 11 O
2
8 SO
2
+ 2 Fe
2
O
3
; b
b
)
)

S + O
2
SO
2
.
El método de contacto consta de dos etapas:
a
a
)
)
2 SO
2
(g) + O
2
(g) 2 SO
3
(g)
Al ser exotérmica esta reac-ción debe realizarse a temperatu-catalizador (platino u óxidos de metales). Tiene un rendimiento mayor y se utiliza para preparar
Éste método tiene un ren-dimiento máximo en fabricar SO
3
a partir de SO
2
. Al ser exotérmica esta reacción debe realizarse a muy pequeña y se tiene que em-
http://www.diquima.upm.es/Investigacion/proyectos/chevic/sulfurico.
Se obtiene un mayor rendimiento si en vez de adicionar agua directamente, forma-
2
S
2
O
7
):
b
b
)
)
SO
3
+ H
2
SO
4
H
2
S
2
O
7
H
2
S
2
O
7
+ H
2
O 2 H
2
SO
4
A
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n
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s

Sirve para la preparación de la mayor parte los sulfatos de hierro, de cobre y de amonio, fatos y de los alumbres.
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El ácido diluido con agua se utiliza en la depuración de aceites y benzoles, en la re-finación del petróleo, en el decapado de los metales y también en pilas y acumu-ladores.
Algunos enlaces interesantes:
A
l
g
u
n
o
s
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l
a
c
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s
a
n
t
e
s
:


http://
www.adi.uam.es/docencia/elementos/link.htmlhttp://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/compinor.htm

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