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Ing. Luis Valencia Ch.
Tema No 1
CLASIFICACION PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
1.- INTRODUCCION.- La Tabla Periódica es la herramienta más importante que los químicos
usan para organizar y recordar datos químicos, surge de los patrones periódicos de las
configuraciones electrónicas de los elementos. Los elementos de la misma columna contienen el
mismo número de electrones en sus orbitales de capa externa, u orbitales de valencia. Por
ejemplo, O (He 2s2p4) y S (Ne 2s2p4) son miembros del grupo 6 A; la similitud en la ocupación
de sus orbitales s y p de valencia da lugar a similitudes en sus propiedades.
Si se compara O y S, es evidente que también exhiben diferencias, siendo una de las principales
sus configuraciones electrónicas: los electrones más exteriores de O están en la segunda capa,
mientras que los de S están en la tercera capa. Las configuraciones electrónicas nos pueden
ayudar a explicar tanto las diferencias como las semejanzas en las propiedades de los elementos,
y cómo cambian éstos conforme uno se va moviendo en la tabla periódica, hacia la derecha en
una fila o hacia abajo en una columna. En el caso de muchas propiedades, las tendencias dentro
de una fila o columna forman patrones que nos permiten predecir las propiedades químicas y la
reactividad de los elementos.
2.- PRIMERAS CLASIFICACIONES.- El descubrimiento de nuevos elementos químicos ha
sido un proceso contínuo desde tiempos antiguos. Ciertos elementos, como el oro, aparecen en la
naturaleza en forma elemental y por ello se descubrieron hace miles de años. En cambio, algunos
elementos son radioactivos y por tanto inestables. Sólo se sabe de ellos gracias a los avances
tecnológicos del siglo XX.
La mayor parte de los elementos, aunque estables, se encuentran dispersos ampliamente en la
naturaleza y forman numerosos compuestos. Por ello, durante siglos, los científicos no se dieron
cuenta de su existencia. A principios del siglo XIX, los avances en la química hicieron más fácil
aislar los elementos de sus compuestos. En consecuencia, el número de elementos conocidos se
duplicó de 31 en el año 1800, a 63 elementos hacia el año de 1865. Al aumentar el número de
elementos conocidos, los científicos comenzaron a investigar la posibilidad de clasificarlos.
Después del concepto Daltoniano, los elementos son sustancias que están constituidas por
agregados de unidades fundamentales idénticas, los átomos, partículas inmutables cuyas
estructuras internas no pueden examinarse. Sin embargo, los elementos pueden agruparse en
cuanto a sus propiedades, en diversas clases o familias. Por ejemplo, los metales hierro, cobre y
plomo difieren como clase de los no metales azufre, fósforo y carbono. Dentro del grupo
metálico, el cobre, la plata y el oro (metales acuñables) difieren en su conjunto del grupo del
calcio, estroncio y bario (metales alcalinotérreos). Estas observaciones sugieren que los átomos
no son partículas indivisibles sino que también consisten de agregados de otras unidades
fundamentales, y que algunas de las similitudes de propiedades en diferentes elementos son
manifestaciones de que existe un conjunto común de partículas subatómicas.
Es por esto, que el esfuerzo de los químicos en el establecimiento de sistemas racionales para
clasificar a los elementos, fue una de las primeras etapas necesarias para progresar en la
comprensión de las complejidades de la estructura atómica. Al igual que otros conceptos
científicos fundamentales, la idea de la periodicidad química se desarrolló a velocidades
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increíbles a partir de bases muy simples, hasta su estado actual en que es un sistema muy
complejo.
Los hombres de ciencia desarrollaron la idea de que los átomos de un elemento pudieran tener
ciertas propiedades en parte análogas a las de otro distinto, y se hicieron muchas tentativas para
clasificar a los elementos. Así, cuando los óxidos de algunos elementos se disuelven en agua
forman disoluciones alcalinas; por ejmplo, el óxido de sodio se combina con el agua para dar el
hidróxido de sodio:
Na2O
H2O →
+
2 NaOH
La disolución contiene iones Na+ y OH-.
El carácter alcalino de la disolución se atribuye al radical OH-. Los óxidos que tienen esta
tendencia o cualidad se llaman óxidos básicos. Ejemplos: K2O, CaO, etc.
Los óxidos de algunos otros elementos disueltos en agua producen disoluciones ácidas. Por
ejemplo: el anhídrido sulfuroso al disolverse en agua produce ácido sulfuroso:
SO2
+ H2O
→ H2SO3
La acidez de la disolución se atribuye al ión H+ (H3O+).
Los óxidos que producen ácidos, se denominan óxidos ácidos.
Sin embargo, los intentos de clasificar a los elementos basada en esta característica no tuvieron
éxito, porque algunos elementos tienen un óxido básico y un óxido ácido, y además los óxidos de
cierto número de elementos no se combinan con el agua.
3.- TRIADAS DE DOBEREINER.- Dobereiner en 1.829, señaló por primera vez la existencia
de una relación significativa entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos.
Sus estudios le hicieron ver que hay varios grupos de elementos, llamados Triadas, en los que el
peso atómico del elemento central se aproxima a la media aritmética de los pesos atómicos de los
elementos extremos, y que los tres elementos tienen propiedades análogas; también mostraban
incrementos de peso atómico aproximadamente constantes. Estos grupos recibieron el nombre de
Triadas.
Triadas
Peso atómico
Cloro
Bromo
Yodo
Azufre
Selenio
Telurio
35
80
127
32
79
128
Incremento de
peso atómico
45
47
47
49
4.- OCTAVAS DE NEWLANDS.- En 1.863, Jhon Newlands descubrió una sorprendente
regularidad, al colocar los elementos entonces conocidos según el orden creciente de sus
respectivos pesos atómicos, sin tomar en cuenta al hidrógeno. Determinó que en dicha lista, los
elementos con propiedades similares se repetían a intervalos de siete. A esta serie la llamó Ley de
las Octavas.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
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Li Be
6,2 9
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
10,8 12
14
16
19
23
24
27
28
31
32 35,5 39
Es decir, cada octavo elemento subsiguiente a uno cualquiera tiene propiedades análogas a éste.
Por ejemplo Na y K tienen propiedades similares a las del Li; el Mg al Be; el Si al C; etc.
Obteniéndose la tabla siguiente:
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
Pero este sistema no dio resultado al intentar aplicarlo a los elementos que siguen al K.
5.- SISTEMA PERIODICO DE MENDELEEV.- En 1.869, Mendeleev en Rusia y Lothar
Meyer en Alemania, publicaron esquemas de clasificación casi idénticos. Ambos científicos
señalaron que propiedades químicas y físicas similares ocurren periódicamente si los elementos
se acomodan en orden del peso atómico creciente. Los científicos de la época no tenían
conocimiento de los números atómicos, pero por lo general, los pesos atómicos aumentan al
aumentar eel número atómico, así que tanto Mendeleev como Meyer acomodaron fortuitamente
los elementos en la secuencia correcta. Las tablas de los elementos propuestas por Mendeleev y
Meyer fueron los precursores de la moderna tabla periódica.
Aunque en lo esencial Mendeleev y Meyer llegaron a la misma conclusión acerca de la
periodicidad de las propiedades de los elementos, se le dá el crédito de dicha Ley a Mendeleeev
porque promovió sus ideas de forma mucho más vigorosa y estimuló gran cantidad de trabajos
nuevos en química. Su insistencia en que los elementos con características similares se coloquen
en las mismas familias, tuvo crédito dicha Ley, por las siguientes razones:
a) Importancia de la periodicidad, el sistema de clasificación era más elaborado y se consideraba
un número mayor de propiedades físicas y químicas, que en cualquiera de las investigaciones
anteriores.
b) Mendeleev reconoció que cuando el orden de pesos atómicos exigía una posición
incongruente en la tabla, se debía sacrificar el orden de pesos atómicos. Así por ejemplo: si el
Yodo con peso atómico 127, se sitúa antes que el Telurio con peso atómico 128, el Yodo
aparecerá en el grupo del Azufre y del Selenio; en cambio el Telurio se encontrará junto al
Cloro y Bromo. Obviamente esta colocación sería químicamente errónea. Cuya base
fundamental de esta clasificación es la sucesión de pesos atómicos.
c) También evitó otras inconsistencias químicas, dejando espacios vacíos en la tabla,
pronosticando el descubrimiento de elementos que llenarían dichos vacíos y describió las
propiedades que dichos elementos tendrían.
6.- TABLA PERIÓDICA MODERNA.- Es una tabla en que los elementos químicos han sido
ordenados sucesivamente de acuerdo al orden creciente de sus números atómicos en filas
horizontales. En consecuencia, también están ordenados en columnas en las que se encuentran
elementos que tienen propiedades físicas y químicas semejantes.
Para su mejor comprensión la tabla periódica ha sido dividida en periodos y grupos.
3
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A. Periodos.- Son las filas horizontales. Hay siete periodos que son los siguientes:
-
Los periodos 1, 2 y 3 se llaman periodos cortos por tener pocos elementos. Así, el periodo
1, tiene sólo dos elementos que son el Hidrógeno y el Helio. Los periodos 2 y 3 tienen
ocho elementos comprendidos desde el Litio al Neón, y desde el Sodio al Argón
respectivamente.
-
Los periodos 4, 5 y 6 se llaman periodos largos por tener mayor número de elementos.
Así, el periodo 4, tiene 18 elementos desde el Rubidio al Xenón. El periodo 6, tiene 32
elementos desde el Cesio al Radón, comprendiendo también a otros 14 elementos que se
llaman lantánidos o tierras raras, llamándose a este periodo extralargo. El periodo 7, es
considerado incompleto, comprendiendo desde el Francio al Laurencio; también están
otros 14 elementos llamados actínidos.
Las características de los Periodos son:
a) Todos los átomos de los elementos del mismo periodo tienen el mismo número de niveles
de energía.
b) Cada periodo empieza con un elemento alcalino y termina con un gas noble. Excepto el
Hidrógeno.
c) En el extremo izquierdo están los elementos más electropositivos (metales) y en el
extremo derecho los elementos más electronegativos (no metales).
B. Grupos.- Son las filas verticales o columnas y son en número de 9. los grupos I al VII se
subdividen en 2 subgrupos que se denominan A y B.
Las características de los grupos y subgrupos son las siguientes:
a) En el subgrupo IA se encuentran los elementos: Li, Na, K, Rb, Cs y Fr, que forman la
familia de los metales alcalinos.
b) En el subgrupo VIIA, están los elementos: F, Cl, Br, I y At, que forman la familia de los
halógenos.
c) Todos los subgrupos comprendidos entre en el Escandio y el Zinc, forman los llamados
elementos de transición.
d) En el grupo O, se encuentran los gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
7.- IMPORTANCIA DE LOS ELEMENTOS EN LA SALUD.- La mayor parte de los más de
100 elementos conocidos no tiene ingerencia directa en nuetra salud y bienestar personales. Sin
embargo, unos 26 de ellos son absolutamente indispensables para nosotros. Entre esos elementos
están 13 metales, 10 no metales y posiblemente 3 metaloides (B, Si, As), cada uno de los cuales
desempeña un papel en el nivel celular. Todos forman parte de una dieta bien balanceada.
Cuatro elementos, C, H, N y O, forman los muchos compuestos orgánicos que constituyen los
organismos vivos. Los macrominerales, Na, K, Mg, Ca, P, S y Cl, se requieren en cantidades
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relativamente grandes, están presentes en cantidades de más de 0,08 g (80 mg) por kilogramo de
peso corporal, lo que equivale a unos 5 g en el caso de una persona de 60 kg.
Los macrominerales catiónicos son Na+, K+, Mg+2 y Ca+2. El cloruro (Cl-) es el macromineral
aniónico más abundante de los iones halogenuro. Tal vez cause sorpresa al enterarse de que
algunos de los elementos son indispensables, como el arsénico y el selenio, que normalmente se
consideran tóxicos. Esos elementos son tóxicos, pero sólo en concentraciones más altas. El
selenio está considerado como micromineral indispensable en cantidades traza, 55-70
microgramos al día. El arsénico ha sido considerado como indispensable para los animales, y
probablemente lo es para los seres humanos.
Los microminerales, V, Cr, Mo, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Se, F y I, se requieren en menores
cantidades. A veces en cantidades mucho menores, por ejemplo la ingestión diaria total de yodo
es de sólo 150 microgramos.
Hay varios metales de transición indispensables, como el vanadio, cromo, manganeso, cobalto,
níquel, cobre, cinc, molibdeno y cadmio, además del hierro, que es el más conocido. Cada metal
de transición desempeña un papel metabólico específico. Muchos de estos elementos apenas
fueron reconocidos como micronutrientes en años relativamente recientes como resultado de
investigaciones sobre la nutrición. La mejoría en los métodos de análisis químico ha hecho
posible la detección de cantidades más pequeñas de sustancias indispensables en la dieta.
Algunos elementos, B, Si y As, son indispensables en animales y es probable que sean
indispensables en los seres humanos.
Los cuatro no metales: oxígeno, carbono, hidrógeno y nitrógeno, contribuyen con la mayor parte
de los átomos de las sustancias biológicamente importantes, las sustancias bioquímicas, de las
que se componen todas las plantas y animales. Con pocas excepciones, las sustancias bioquímicas
son compuestos orgánicos caracterizados por un esqueleto de átomos de carbono con átomos de
hidrógeno asociados y grupos funcionales que contienen átomos de oxígeno, nitrógeno, fósforo y
a veces azufre. Es evidente que los átomos de carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno
constituyen los bloques de construcción principales de los compuestos del cuerpo.
Los no metales también están presentes como aniones en los fluidos corporales, entre ellos el ión
cloruro (Cl-), el fósforo en tres formas iónicas (PO4-3, HPO4-2 y H2PO4-), y carbono como ión
bicarbonato (HCO3-) y carbonato (CO3-2). Los metales están presentes en el cuerpo como cationes
en solución (por ejemplo, Na+, K+), en sólidos (Ca+2 en huesos y dientes) e incorporados en
biomoléculas grandes (por ejemplo, Fe+2 en la hemoglobina y Co+3 en la vitamina B-12).
El término general, minerales de la dieta se refiere a elementos indispensables que no son
carbono, hidrógeno, oxígeno ni nitrógeno. La necesidad en la dieta y el impacto de tales
minerales son desproporcionados en comparación con su presencia colectiva de sólo cerca del 4%
de nuestro peso corporal. Puesto que el cuerpo los utiliza de manera eficiente, reciclándolos a
través de muchas reacciones, los minerales de la dieta se requieren sólo en pequeñas cantidades.
Sin embargo, su ausencia de la dieta puede causar importantes problemas de salud.
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6
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Tema No. 2
GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA
EL HIDRÓGENO
1.- HISTORIA.- En un principio no se le distinguía de otros gases hasta que el químico británico
Henry Cavendish demostró en 1.776 que se formaba en la reacción del ácido sulfúrico con los
metales y, más tarde descubrió que el hidrógeno era un elemento independiente que se combinaba
con el oxígeno para formar agua. El químico británico Joseph Priestley lo llamó “aire
inflamable” en 1.781, y el químico francés Antoine Laurent Lavoisier le dio finalmente el
nombre de hidrógeno, que significa “formador de agua”.
2.- ESTADO NATURAL.- El Hidrógeno no se presenta abundantemente al estado libre sobre la
Tierra; los gases volcánicos y otros gases naturales lo contienen en escasa proporción. El
Espectroscopio revela la presencia de Hidrógeno en el Sol en gran proporción, y no sólo en él,
sino en todo el universo.
Al estado combinado, abunda formando el agua; se encuentra en todos los ácidos y bases; es un
constituyente importante del petróleo y de los gases naturales, y de los tejidos de todos los seres
vivos. También forma parte esencial de los alimentos como ser: almidones, azúcares, grasas,
aceite, proteínas, y de toda la materia orgánica.
3.- PROPIEDADES FÍSICAS.- El Hidrógeno es el primer elemento de la tabla periódica. En
condiciones normales es un gas incoloro, inodoro e insípido compuesto de moléculas diatómicas,
H2; muy poco soluble en agua (1,8 volúmenes de Hidrógeno se disuelven en 100 volúmenes de
agua a 20oC), de modo que puede recogerse sobre ella sin pérdida sensible, pero es un poco más
soluble en disolventes orgánicos. Tiene una densidad de 0.071 g/l a 0oC y 1 atm, su densidad
relativa comparada con la del aire es de 0.0695, es decir, es la sustancia más ligera que se conoce,
pues pesa unas 14 veces menos que el aire. Es muy difusible, o sea que se mezcla fácilmente con
otros gases. Su velocidad de difusión es tan grande que incluso atravieza paredes porosas.
El Hidrógeno presenta el fenómeno de la oclusión, que consiste en que se deja absorber por
ciertos metales, así a 30oC y 24 Torr de presión, un gramo de Paladio puede absorber 60,8 cm2 de
Hidrógeno, formando una solución sólida intersticial.
4.- PROPIEDADES QUÍMICAS.- A temperaturas ordinarias el hidrógeno es una sustancia
poco reactiva a menos que haya sido activado de alguna manera por un catalizador adecuado. A
temperaturas elevadas es muy reactivo.
Es la sustancia más inflamable de todas las que se conocen, es decir, es un gas combustible, arde
en el aire o en oxígeno puro siendo su llama de color azul apenas visible y tiene temperatura
sumamente elevada (34.000 calorías por cada gramo de Hidrógeno), al arder el Hidrógeno se
combina con el Oxígeno del aire formando vapor de agua.
2 H2
+
O2 →
2 H2O
El hidrógeno reacciona con oxígeno para formar agua y esta reacción es extraordinariamente
lenta a temperatura ambiente; pero si la acelera un catalizador, como el platino, o una chispa
eléctrica, la reacción ocurre con violencia explosiva. Con el nitrógeno, el hidrógeno experimenta
una importante reacción para dar amoniaco.
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Si el Hidrógeno está puro, arde con llama serena, pero si está mezclado con aire u oxígeno, la
reacción se produce con explosión (mezcla detonante).
Aunque por lo general es diatómico, el hidrógeno molecular se disocia a temperaturas elevadas
en átomos libres. El hidrógeno atómico es un agente reductor poderoso, aún a temperatura
ambiente. Reacciona con los óxidos y los cloruros de muchos metales, entre ellos la plata, el
cobre, el plomo, el bismuto y el mercurio, para producir los metales libres o un óxido más bajo.
Reduce a su estado metálico algunas sales, como los nitratos, nitritos y cianuros de sodio y
potasio. Por ejemplo:
CuO
+
H2
→
Cu
+ H2O
Este poder reductor es mayor cuando se encuentra en estado naciente, es decir, en el preciso
instante de formarse o también llamado estado atómico y no así en el estado molecular.
Reacciona con cierto número de elementos, tanto metales como no metales, para producir
hidruros, como el NaH, KH, H2S y PH3. Así, por ejemplo, el sodio y el hidrógeno reaccionan
arriba de los 200oC para formar hidruro de sodio.
Entre algunas reacciones del Hidrógeno se tienen:
H2
+
F2
→
2 HF
H2
+
Cl2
→
2 HCl
N2
+
3 H2 →
2 NH3
Con compuestos orgánicos, el hidrógeno atómico reacciona para generar una mezcla compleja de
productos; con etileno C2H2, por ejemplo, los productos son etano, C2H6, y butano, C4H10.
El calor que se libera cuando los átomos de hidrógeno se recombinan para formar moléculas de
hidrógeno se aprovecha para obtener temperaturas muy elevadas, como en la soldadura de
hidrógeno atómico.
Existen tres isótopos del hidrógeno: el protio, de masa 1, que se encuentra en más del 99.98% del
elemento natural; el deuterio, de masa 2, que se encuentra en la naturaleza aproximadamente en
un 0.02%, y el tritio, de masa 3, que aparece en pequeñas cantidades en la naturalez, pero puede
producirse artificialmente por medio de varias reacciones nucleares.
5.- OBTENCION.- Se pueden aplicar muy diversos métodos para preparar hidrógeno gaseoso.
La elección del método depende de factores como la cantidad de hidrógeno deseada, la pureza
requerida y la disponibilidad, y el costo de la materia prima. Entre los procesos que más se
emplean están las reacciones de metales con agua, metales con ácidos, la electrólisis del agua, la
descomposición térmica de los hidrocarburos y otros.
El Hidrógeno se obtiene a escala laboratorio y a escala industrial.
A) Obtención en laboratorio.- Se tienen los siguientes métodos:
1.- Por acción del Sodio sobre el agua.- Los metales Na, K y Ca son tan activos que desplazan
el hidrógeno del agua a temperatura ambiente formando gas hidrógeno. El sodio reacciona
con rapidez con el agua, rompe los enlaces del agua para producir hidrógeno e hidróxido de
sodio que se disuelve en el resto del agua:
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+ 2 H2O → 2 NaOH + H2↑
2 Na
2.- Por acción de metales sobre ácidos.- por la acción de los ácidos HCl y H2SO4 sobre
algunos metales como el Zn, Fe y Sn, se obtiene el gas hidrógeno y la sal correspondiente:
2 HCl
+ Zn
→ ZnCl2
+ H2↑
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2↑
3.- Por electrólisis del agua.- Si se hace pasar corriente eléctrica continua a través de agua que
contenga un poco de ácido sulfúrico; el agua se descompone en sus elementos
constituyentes: hidrógeno y oxígeno. Para lo cual se usa el Voltámetro de Hoffman,
recogiéndose en el electrodo negativo el hidrógeno y en el electrodo positivo el oxígeno. El
volumen del gas hidrógeno es el doble que el de oxígeno como corresponde a la respectiva
ecuación química.
2H2O →
2 H2↑ + O2↑
B) Obtención en la Industria.- Se citan los siguientes métodos de obtención:
1.- Reformado con vapor (steam reforming).- Por este método el hidrógeno se obtiene a partir
de hidrocarburos, fundamentalmente del gas natural. El principal componente del gas natural es
metano CH4 y la reacción consiste básicamente en separar el carbono del hidrógeno. El proceso
tiene lugar en dos etapas: En la fase inicial, el gas natural se convierte en hidrógeno, dióxido de
carbono y monóxido de carbono. La segunda etapa consiste en producir hidrógeno adicional y
dióxido de carbono a partir del monóxido de carbono producido durante la primera etapa. El
monóxido de carbono es tratado con una corriente de vapor a alta temperatura produciéndose
hidrógeno y dióxido de carbono. El hidrógeno producido, se almacena en tanques.
La mayor parte de hidrógeno empleado por la industria petroquímica se genera de esta manera. El
proceso tiene una eficiencia entre el 70 y el 90%. Las reacciones químicas producidas durante el
proceso, son:
CH4 + H2O → CO + 3H2
CO + H2O → CO2 + H2
2.- Oxidación parcial de combustibles fósiles con defecto de O2.- Se obtiene una mezcla de
hidrógeno que posteriormente se purifica. Las cantidades de oxígeno y vapor de agua son
controladas para que la gasificación continúe sin necesidad de aporte de energía. La siguiente
reacción global representa el proceso:
CH1,4 + 0,3 H2O + 0,4 O2 => 0,9 CO + 0,1 CO2 + H2.
3.- Electrólisis del agua.- El paso de la corriente eléctrica a través del agua, produce una
disociación entre el hidrógeno y el oxígeno, componentes de la molécula del agua H2O. El
hidrógeno se recoge en el cátodo (polo cargado negativamente) y el oxígeno en el ánodo. El
proceso es mucho más caro que el reformado con vapor, pero produce hidrógeno de gran pureza.
Este hidrógeno se utiliza en la industria electrónica, farmacéutica o alimentaria.
H2O + energía
→
H2 + O2
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4.- Fotoelectrólisis.- Básicamente, este método aprovecha la radiación solar para generar la
corriente eléctrica capaz de producir la disociación del agua y en definitiva la producción de
hidrógeno.
Utilizando la biomasa como fuente de producción de hidrógeno, éste se puede producir por dos
procedimientos: gasificación de la biomasa o pirólisis.
Gasificación de biomasa.- Se trata de someter a la biomasa a un proceso de combustión
incompleta entre 700 y 1200ºC. El producto resultante es un gas combustible compuesto
fundamentalmente por hidrógeno, metano y monóxido de carbono.
Pirólisis.- Es la combustión incompleta de la biomasa en ausencia de oxígeno, a unos 500ºC. Se
obtiene carbón vegetal y una mezcla de gases: monóxido y dióxido de carbono, hidrógeno e
hidrocarburos ligeros.
4.- Membranas de intercambio cónico o de electrolito polémico sólido.- dejan pasar los
protones (H+). Se producen las siguientes reacciones:
Ánodo:
H2O →
2H+ + 1/2 O2 + 2e-
H2O →
2H+ + 1/3 O3 + 2e-
Cátodo:
2H+ + 2e- → H2
5.- Producción fotobiológica.-La cianobacteria y las algas verdes pueden producir hidrógeno,
utilizando únicamente luz solar, agua e hidrogenasa como una enzima. Actualmente, esta
tecnología está en periodo de investigación y desarrollo con eficiencias de conversión estimadas
superiores al 24%. Se han identificado más de 400 variedades de plantas primitivas candidatas
para producir hidrógeno.
Producción de hidrógeno a bordo del vehículo, a partir del metanol como combustible, para su
consumo in situ parece ser la alternativa más idónea. El hidrógeno puede obtenerse por tres vías
catalíticas diferentes:
- oxidación parcial con oxígeno o aire:
- reformado con vapor de agua:
- descomposición:
CH3OH + 1/2 O2 → CO2 + 2 H2
CH3OH + H2O
CH3OH
→ CO2 + 3 H2
→ CO + 2 H2.
De estas tres alternativas, la oxidación parcial (Ec. 1), ofrece algunas ventajas claras con respecto
al reformado con vapor en cuanto que utiliza aire en vez de vapor y es una reacción exotérmica
por lo que no requiere un aporte de energía externa durante la operación. Estas ventajas se
contrarrestan con la producción de una cantidad de hidrógeno menor.
Producción de hidrógeno a bordo del vehículo, a partir del etanol como combustible, donde se
produce la siguiente reacción:
10
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C2H5OH + O2 → CO + CO2 + 3H2.
Para este caso se produce monóxido de carbono, el cual es un veneno de la membrana de
intercambio de protones de las pilas de combustible.
La producción del hidrógeno a partir de la materia primaria (hidrocarburos o agua) necesita de
importantes cantidades de energía. La investigación se centra ahora en saber si es posible el
empleo de energías renovables sin carbono: descomponer el hidrógeno del agua a partir de
energía fotovoltaica, eólica, hidráulica o geotérmica.
6.- APLICACIONES.- El empleo más importante del hidrógeno es en la síntesis del amoniaco.
La utilización del hidrógeno está aumentando con rapidez en las operaciones de refinación del
petróleo, como el rompimiento del hidrógeno (Hydrocraking) y en el tratamiento con hidrógeno
para eliminar azufre. Se consumen grandes cantidades de hidrógeno en la hidrogenación
catalítica de aceites vegetales líquidos insaturados para obtener grasas sólidas. También la
hidrogenación se utiliza en la manufactura de productos químicos orgánicos. Grandes cantidades
de hidrógeno se utilizan como combustible en naves espaciales, en combinación con oxígeno o
flúor.
Ahora, con el desarrollo de la celda de combustible PEM, el hidrógeno tiene la gran oportunidad
de
convertirse
en
el
mayor
portador
de
energía
para
nuestra
sociedad.
La tecnología del hidrógeno tiene muchas ventajas:
1. No produce contaminación ni consume recursos naturales.- El hidrógeno se toma
del agua y luego se oxida y se devuelve al agua. No hay productos secundarios ni tóxicos
de ningún tipo que puedan producirse en este proceso.
2. Seguridad.- Los sistemas de hidrógeno tienen una historia de seguridad muy
impresionante. En muchos casos, el hidrógeno es más seguro que otros combustibles.
Además de disiparse rápidamente en la atmósfera, en contraste con los otros
combustibles, no es tóxico en absoluto.
3. Alta eficiencia.- Las celdas de combustible convierten la energía química directamente
a electricidad con mayor eficiencia que ningún otro sistema de energía.
4. Funcionamiento silencioso.- En funcionamiento normal, la celda de combustible es
casia bsolutamente silenciosa.
5. Larga vida y poco mantenimiento.- Aunque las celdas de combustible todavía no han
comprobado la extensión de su vida útil, probablemente tendrán una vida
significativamente más larga que las máquinas que reemplacen.
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6. Modularidad.- Se puede fabricar las celdas de combustible en cualquier tamaño: tan
pequeñas como para impulsar una carretilla de golf o tan grandes como para generar
energía para una comunidad entera. Esta modularidad permite aumentar la energía de los
sistemas según los crecimientos de la demanda energética, reduciendo drásticamente los
costos iniciales
7.- EFECTOS SOBRE LA SALUD Y EL MEDIO AMBIENTE
Peligros físicos y químicos.- Es extremadamente inflamable, muchas reacciones pueden causar
fuego o explosión. La mezcla del hidrógeno con el aire es explosiva. El calentamiento puede
provocar combustión violenta con el aire, oxígeno, halógenos y oxidantes fuertes provocando
riesgo de incendio y explosión. Los catalizadores metálicos tales como el platino y niquel,
aumentan enormemente estas reacciones.
Peligros a la exposición.- El hidrógeno puede ser absorbido por el cuerpo por inhalación, altas
concentraciones de este gas pueden causar un ambiente deficiente de oxígeno. Los individuos que
respiran esta atmósfera pueden experimentar síntomas que incluyen dolores de cabeza, silbidos
en los oídos, mareos, somnolencia, inconsciencia, náuseas, vómitos y depresión de todos los
sentidos. La piel de una víctima puede presentar una coloración azul. Elevadas concentraciones
en el aire provocan una deficiencia de oxígeno con el riesgo de inconsciencia o muerte.
Estabilidad ambiental.- El hidrógeno existe naturalmente en la atmósfera. El gas se disipará
rápidamente en áreas bien ventiladas.
Efecto sobre plantas o animales.- Cualquier efecto en animales será debido a los ambientes
deficientes de oxígeno. No se anticipa que tenga efectos adversos sobre las plantas, aparte de la
helada producida en presencia de los gases de expansión rápida.
Efecto sobre la vida acuática.- Actualmente no se dispone de evidencia sobre el efecto del
hidrógeno en la vida acuática.
Tema No. 3
HALÓGENOS
1.- CARACTERISTICAS.- Los elementos Flúor, Cloro, Bromo, Yodo y Astato constituyen la
familia de los Halógenos, llamados así porque forman sales (halógeno significa formador de
sales). Estos elementos se encuentran en el subgrupo VII A de la clasificación periódica y se
caracterizan por ser los elementos no metálicos por excelencia y son los más electronegativos, es
decir, que sus átomos tienen la tendencia de captar electrones para formar iones negativos, estos
elementos, presentan las siguientes propiedades.
a. Primera propiedad.- Sus átomos tienen siete electrones en su último nivel de energía, por
consiguiente tienen la tendencia de tomar en electrón para alcanzar la configuración estable
de un gas noble, esta tendencia al ganar un electrón disminuye a medida que aumenta el
número atómico, así es máxima en el Flúor y mínima en el Yodo.
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Ing. Luis Valencia Ch.
b. Segunda propiedad.- Sus moléculas en el estado gaseoso son diatómicas: F2, Cl2, Br2, I2.
c. Tercera propiedad.- Los halógenos combinados con el hidrógeno forman “Haluros”.
H2 (g)
H2 (g)
H2 (g)
H2 (g)
+
+
+
+
F2 (g)
Cl2 (g)
Br2 (g)
I2 (g)
→
→
→
→
2
2
2
2
H F (g)
H Cl (g)
H Br (g)
H I (g)
d. Cuarta propiedad.- Las propiedades físicas varían gradualmente de acuerdo a la correlación
de sus números atómicos que se puede observar en la siguiente tabla:
PROPIEDAD
Nº atómico
Peso atómico
Estado natural
Color del vapor
Pto. de fusión
Pto. de ebullición
Densidad del líquido
Calor específico
F
9
19
Gas
Amarillo pálido
-223
-187
1.108
0.7
Cl
17
35.5
Gas
Amarillo verdoso
-101.16
-34.6
1.557
0.11
Br
35
79.9
Líquido
Pardo rojizo
-7.3
58.7
3.19
0.05
I
53
127
Sólido
Violeta
113.5
183
4.93
0.03
2.- HISTORIA.- El Flúor fue descubierto por su mineral que fue el “Espato flúor” por
Agrícola, pero en 1.771 Scheele lo reconoció denominándolo “ácido de flúor”. Los intentos de
obtener flúor libre recién fue posible en 1.886 por Moissan que obtuvo por primera vez al
elemento.
El Cloro fue descubierto por el químico sueco Scheele en 1.774; pero en 1.810 Davy demostró
que era un elemento. La palabra Cloro deriva del griego que significa “verde“debido al color
amarillo verdoso del gas.
El Bromo fue descubierto por Balard en 1.826 en las aguas salinas donde existe en forma de
bromuro de sodio, de potasio y de magnesio; demostrando que la sustancia era un elemento afín
al Cloro y al Yodo.
El Yodo, Fue el segundo halógeno descubierto. En 1.812 Bernard Courtois, químico francés
obtuvo Yodo calentando cenizas de algas con ácido sulfúrico concentrado. Gay Lussac en 1.814
estableció su naturaleza elemental. El nombre de Yodo proviene del griego que significa
“violeta” y se le dio este nombre por el color violeta de sus vapores que se forman al ser
calentado.
3.- ESTADO NATURAL.- El Flúor, Cloro, Bromo y Yodo no existen libres en la naturaleza, a
causa de su extremada actividad química, en cambio abundan al estado combinado formando los
siguientes compuestos:
La Fluorita o Espato Flúor
La Criolita
El Apatito
CaF2
Na3 Al F6
CaF2.3 Ca3(PO4)2
El Espato Flúor, es la materia prima de casi todos los compuestos.
La Halita o cloruro de sodio
NaCl
La Carnalita
KCl. MgCl2· 6 H2O
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Ing. Luis Valencia Ch.
La Silvina
KCl
Bromuro de sodio
NaBr
Bromuro de potasio
KBr
Bromuro de magnesio
MgBr2
Yodato de sodio
NaIO3
4.- PROPIEDADES FISICAS.- El Flúor es un gas amarillo pálido de olor característico, puede
licuarse y forma entonces un líquido amarillo que hierve a –180oC y se congela a –223ºC.
El Cloro es un gas amarillo verdoso, de olor penetrante, desagradable e irritante. Inflama las
mucosas de la nariz y la garganta, y cuando se inhala en cantidad puede ocasionar la muerte. Su
acción tóxica de evita o contrarresta inhalando humo de tabaco, amoniaco muy diluido o alcohol.
Es dos veces y media más pesado que el aire, se lo puede licuar sometiéndolo a presión y a bajas
temperaturas. Es algo soluble en agua, formando una disolución llamada “agua de cloro“, de
color amarillo verdoso que se descompone con la luz.
El Bromo es el único no metal líquido a la temperatura ordinaria, es de color rojo oscuro, con
densidad de 3,l8 gr/cm3; desprende vapores de color rojo anaranjado de olor muy irritante que al
respirarlos causan una grave inflamación en las vías respiratorias. En contacto con la piel produce
serias quemaduras que tardan mucho en curar. Es poco soluble en agua, la disolución se llama
“agua de bromo”, pero es muy soluble en sulfuro de carbono, éter, cloroformo, las soluciones
son de color variable según su concentración.
El Yodo es un sólido cristalizado, de color gris negruzco, tiene brillo metálico, de olor fuerte y
desagradable, es caústico al tacto y deja manchas amarillas. Es muy poco soluble en agua y forma
una solución de color pardo perceptible, llamado “agua de yodo”. Es muy soluble en alcohol
(tintura de yodo), cloroformo, éter, sulfuro de carbono y en las soluciones acuosas de yoduros.
Sublima fácilmente por la acción del calor, sus vapores son de color violeta de olor muy irritante;
su acción tóxica se contrarresta con engrudo de almidón, albúmina del huevo y thiosulfato de
sodio (Na2S2O3).
5.- PROPIEDADES QUIMICAS.- El Flúor se combina con casi todos los elementos con
excepción del nitrógeno y los gases nobles. En la mayoría de los casos la reacción es rapidísima y
va acompañada de gran desprendimiento de calor (reacción exotérmica). Con el hidrógeno estalla
a temperaturas ordinarias. A causa de su gran actividad química es de difícil manejo y su
aplicación en la industria es limitada.
El Cloro es el no metal más activo después del Flúor, se combina con la mayoría de los elementos
para formar compuestos binarios llamados “cloruros “. Reacciona con muchos compuestos,
desplazando otros elementos como ser al Oxígeno, Bromo y Yodo.
H2
+ Cl2
luz


2 HCl
+ 44.OOO Cal.
El cloro es deshidrogenante, es decir, quita el hidrógeno a otras sustancias formando cloruro de
hidrógeno.
H2S
+ Cl2
→ 2 HCl
+
S
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Ing. Luis Valencia Ch.
También el cloro es oxidante, o sea que, aumenta la valencia de otros elementos.
2 FeCl2
→ 2 FeCl3
+ Cl2
El cloro desplaza varios elementos no metálicos de sus iones, lo cual demuestra su mayor
actividad (por ser más negativo).
2 KBr +
Cl2
→
2 KCl
+
Br2
2 NaI
+
Cl2
→
2 NaCl
+
I2
Na2S +
Cl2
→
2 NaCl
+
S
El Cloro se combina con casi todos los elementos formando los correspondientes cloruros y como
es oxidante, casi siempre forma el cloruro de mayor valencia. Ejemplos:
Cu
+
Cl2
→
CuCl2
cloruro cúprico
2 Fe
+
3Cl2
→
2 FeCl3
cloruro férrico
El Bromo tiene propiedades análogas a las del Cloro, solamente que se nota menor afinidad y
por consiguiente menor desprendimiento de calor. Se combina directamente con los metales más
activos de los grupos I y II formando bromuros y con algunos no metales, particularmente con el
Fósforo. En presencia de un catalizador y calentándolo el Bromo reacciona directamente con el
Hidrógeno dando bromuro de hidrógeno.
H2
+
→
Br2
2 HBr
Descompone al ácido sulfhídrico.
H2S
+ Br2
→
2 HBr
+
+
→
2 NaBr
S
Desaloja al Yodo de los yoduros.
2 NaI
Br2
+
I2
El Yodo se combina con el Hidrógeno dando ácido yodhídrico. Con el amoniaco forma yoduro
de nitrógeno ( NI3 ) que detona con violencia. Se combina con muchos no metales ( S y P ); el
Fósforo se enciende a su contacto dando PI3. Con los metales forma yoduros. Por ejemplo:
Fe
+
I2
→
FeI2
2P
+
3 I2
→
2PI3
S
+
I2
→
SI2
Su energía para los compuestos no oxigenados es inferior a la del Cloro y Bromo, por lo tanto es
desalojado por éstos de sus compuestos:
2KI
+
Cl2
→ 2KCl +
I2
2HI
+
Br2
→
I2
2KI
+
Pero es más estable en sus compuestos oxigenados que el Cloro y Bromo sustituyéndolos a éstos:
5KClO3
+ 3I2
+ 3H2O →
5HCl
+
HIO3 + 5KIO3
El Yodo reacciona sobre el almidón dando yoduro de almidón, de color azul. La coloración azul
desaparece a los 100ºC y vuelve a aparecer cuando se enfría el líquido.
15
Ing. Luis Valencia Ch.
6.- OBTENCION
El Flúor se obtiene por el método de Moissan que es el siguiente: el aparato está construido de
Platino, con tapones de CaF2 a través de los cuales pasan los electrodos que están hechos de una
aleación Pt-Ir resistente a la acción del Flúor. La disolución consistía de ácido fluorhídrico
anhidro líquido (HF) conteniendo KHF2 para hacerla conductora de la corriente eléctrica
(electrolito).
El aparato se sumerge en un baño a temperaturas de –23ºC a –40ºC para evitar la evaporación del
HF. En la electrólisis se desprende el Flúor en el electrodo positivo y el Hidrógeno se desprende
en el electrodo negativo.
También, se puede usar cobre en vez de platino, aunque el Flúor lo ataca, se reviste de una
película impermeable de CuF2 que resiste toda acción posterior.
El Cloro se obtiene en laboratorio por dos métodos:
1. Método de Scheele o Método de oxidación del HCl.- Por este método sólo se obtiene el
Cloro. Como la reacción fundamental de la obtención del cloro es eliminar el electrón del ión
cloruro, se usan agentes oxidantes para sustraer el electrón, entre esas sustancias se tienen al
MnO2 que es un agente oxidante eficaz y barato; otros son el KMnO4, el K2Cr2O7 y el PbO2.
En este método, se hace reaccionar en caliente ácido clorhídrico concentrado con MnO2, de lo
cual resulta el cloruro manganoso, agua y el cloro gaseoso deseado:
4 HCl
+
MnO2
→
MnCl2
+ 2 H2O + Cl2↑
Las reacciones con los atros agentes oxidantes son las siguientes:
2KMnO4
+
16HCl
→
2KCl + 2MnCl2
+ 8H2O + 5Cl2↑
K2Cr2O7
+
l4HCl
→
2KCl + 2CrCl3
+ 7H2O + 3Cl2↑
PbO2
+
4HCl
→
PbCl2 + 2H2O
+
Cl2↑
2. Método de Berthollet.- Por este método se obtienen el Cloro, Bromo y Yodo. Se hace
reaccionar en caliente ácido súlfúrico concentrado con una mezcla íntima de MnO2 y NaCl,
NaBr y NaI respectivamente; formándose sulfato manganoso, sulfato ácido de sodio, agua y
halógeno gaseoso.
2 NaCl + MnO2 + 3 H2SO4
→ MnSO4 + 2 NaHSO4 + 2 H2O + Cl2↑
2 NaBr + MnO2 + 3 H2SO4
→ MnSO4 + 2 NaHSO4 + 2 H2O + Br2↑
2 NaI
+ MnO2 + 3 H2SO4 → MnSO4 + 2 NaHSO4 + 2 H2O +
I2↑
7.- APLICACIONES
Los compuestos que contienen Flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fundido y
escorias en la industria vidriera y cerámica. El espato flúor (fluoruro de calcio) se introduce
dentro del alto horno para reducir la viscosidad de la escoria en la metalurgia del hierro. La
criolita, Na2AlF6, se utiliza para formar el electrólito en la metalurgia del aluminio. El óxido de
aluminio se disuelve en este electrólito, y el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida.
El uso de halocarburos que contienen flúor como refrigerantes se patentó en 1930, y estos
compuestos estables y volátiles encontraron un mercado como propelentes de aerosoles, así como
16
Ing. Luis Valencia Ch.
también en refrigeración y en sistemas de aire acondicionado. Sin embargo, el empleo de
fluorocarburos como propelentes ha disminuido en forma considerable a causa del posible daño;
a la capa de ozono de la atmósfera.
Los clorofluorocarbonos, ciertos líquidos o gases inodoros y no venenosos, como el freón, se
usan como agente dispersante en los vaporizadores aerosol y como refrigerante. Sin embargo, en
1974, algunos científicos sugirieron que esos productos químicos llegaban a la estratosfera y
estaban destruyendo la capa de ozono de la Tierra. Con la confirmación de estos descubrimientos
al final de la década de 1980, la fabricación de esos productos químicos empezó a eliminarse por
etapas.
Otro producto químico, el teflón, un plástico de flúor muy resistente a la acción química, se usa
ampliamente para componentes en la industria automovilística, y también como recubrimiento
antiadherente de la superficie interior de las sartenes y otros utensilios de cocina con el fin de
reducir la necesidad de grasas al cocinar. Los hidrocarburos líquidos fluorados derivados del
petróleo son útiles como aceites lubricantes muy estables.
El Cloro se emplea principalmente en la purificación de aguas, como blanqueante en la
producción de papel y en la preparación de distintos compuestos clorados.

Un proceso de purificación de aguas ampliamente utilizado es la cloración. Se emplea
ácido hipocloroso, HClO, que se produce disolviendo cloro en agua y regulando el pH.

En la producción de papel se emplea cloro en el blanqueo de la pulpa, aunque tiende a
ser sustituido por dióxido de cloro, ClO2.

Una gran parte del cloro se emplea en la producción de cloruro de vinilo, compuesto
orgánico que se emplea principalmente en la síntesis del poli (cloruro de vinilo), conocido
como PVC.

Se usa en la síntesis de numerosos compuestos orgánicos e inorgánicos, por ejemplo
tetracloruro de carbono, CCl4, o cloroformo, CHCl3, y distintos halogenuros metálicos.
También se emplea como agente oxidante.
El Bromo molecular se emplea en la fabricación de una amplia variedad de compuestos de bromo
usados en la industria y en la agricultura. Tradicionalmente, la mayor aplicación del bromo ha
sido para la producción de 1,2-dibromoetano, que se empleaba como aditivo en las gasolinas
que tenían como antidetonante tetraetilo de plomo.
El bromo se emplea en la fabricación de productos de fumigación, agentes ininflamables,
productos para la purificación de aguas, colorantes, bromuros empleados en fotografía (por
ejemplo el bromuro de plata, AgBr), desinfectantes, insecticidas, etcétera.
17
Ing. Luis Valencia Ch.
El Yodo, en un 50% de la producción, se emplea para formar compuestos orgánicos yodados.
Cerca de un 15% se usa como I2 y otro 15% en la producción de KI. El resto se utiliza para
obtener otros compuestos inorgánicos.
Las aplicaciones fundamentales de los derivados de yodo son: catalizadores para la fabricación
de gomas sintéticas (yoduro de titanio), colorantes, desinfectantes, industria fotográfica
(AgI), farmacia. Los yodatos y los yoduros se emplean como reactivo estándar en el análisis
cuantitativo volumétrico.
8.- EFECTOS SOBRE LA SALUD Y EL MEDIO AMBIENTE
El Flúor se presenta en pequeñas cantidades en el agua, aire, plantas y animales. Como resultado
los humanos están expuestos al flúor a través de los alimentos y el agua potable y al respirar el
aire. Se puede encontrar en cualquier tipo de comida en cantidades relativamente pequeñas. Se
pueden encontrar grandes cantidades de flúor en el té y en los mariscos. Es esencial para
mantener la solidez de nuestros huesos, también nos puede proteger del decaimiento dental, si es
aplicado con el dentifríco dos veces al día.
Las industrias liberan la forma gaseosa del flúor. Este gas es muy peligroso, ya que en elevadas
concentraciones puede causar la muerte. En bajas concentraciones puede causar irritaciones de
los ojos y la nariz.
El Cloro provoca irritación en el sistema respiratorio, especialmente en niños y personas
mayores. En estado gaseoso irrita las mucosas y en estado líquido quema la piel. Se puede
detectar en el aire por su olor a partir de 3,5 ppm, siendo mortal a partir de unos 1000 ppm. La
exposición aguda a altas concentraciones de cloro puede provocar edema pulmonar, o presencia
de líquido en los pulmones.
En muchos países se fija como límite de exposición en el trabajo para este gas 0,5 ppm (media de
8 horas diarias, 40 horas a la semana).
La cloración del agua es el único sistema que garantiza que ésta llegue a nuestros
hogares con las debidas condiciones sanitarias. En 1991 la supresión del uso del cloro en
la potabilización del agua provocó una epidemia de cólera en Perú que produjo más de 3.000
muertes (más de 19.000 personas murieron por dicha causa en todo el mundo).
No existen evidencias concluyentes para admitir que la cloración del agua deje en su seno
cantidades de compuestos potencialmente dañinos para la salud como son los trihalometanos.
"Los riesgos asociados a los subproductos de la cloración del agua potable son
extremadamente bajos comparados con el riesgo asociado a una insuficiente desinfección".
El cloro es una materia prima básica para la fabricación de numerosos medicamentos,
el 85% de los mismos dependen directa o indirectamente del cloro. Así, por ejemplo, el cloro
forma parte de la molécula de antibióticos (cloromicetina, clorotetraciclina, vancomicina,
aureomicina,
cloramfenicol,
etc),
depresores
sanguíneos
(clonidina),
antimaláricos
(cloroquina, pirimetamina), antimicóticos (clotrimazol), diuréticos, sedantes, preparados a
base de alcaloides que contienen cloro en su fórmula, y su utilización en forma de
18
Ing. Luis Valencia Ch.
clorhidratos,
para
hacer
asimilables
al
organismo
los
principios
activos.
El cloro y sus derivados tienen una importante aplicación en el área de la desinfección.
El uso del hipoclorito (lejía doméstica) garantiza una total protección contra virus tales como
el del Sida; se utiliza habitualmente en la desinfección de material quirúrgico e instalaciones
sanitarias y hospitalarias.
Más del 15 % de la producción del cloro se utiliza directa o indirectamente para proteger nuestra
salud.
El Bromo elemental es altamente tóxico y a partir de pequeñas trazas (10 ppm), tanto por vía
dérmica como inhalado, puede causar problemas inmediatos de salud o en dosis mayores la
muerte. Es muy irritante tanto para los ojos como para la garganta; en contacto con la piel
produce quemaduras dolorosas. Su manejo inapropiado supone un serio riesgo para la salud,
requiriendo unas máximas precauciones de seguridad.
Con el Yodo es necesario tener cuidado cuando se maneja, pues el contacto directo con la piel
puede causar lesiones. El vapor de yodo es muy irritante para los ojos y las mucosas.
El yodo es esencial para el funcionamiento correcto de la tiroides, que a su vez es esencial para la
buena salud. Una deficiencia de yodo durante el embarazo y la infancia temprana puede resultar
en cretinismo (un retraso mental irremediable y deterioro severo de las facultades motoras). En
cuanto a los adultos, una ingestión baja (o muy alta) de yodo puede causar hipotiroidismo. Este
puede manifestarse como bajos niveles de energía, con la piel seca o amarillenta, el
entumecimiento de las extremidades, el aumento de peso, la falta de memoria, los cambios de
personalidad, la depresión, la anemia, y la menstruación prolongada y dolorosa en mujeres.
Es importante no sobreconsumir el yodo, puesto que tiene un rango relativamente estrecho de
ingestión que apoya el funcionamiento correcto del tiroides (100 a 300 microgramos al día, más o
menos). Una persona que consume cantidades grandes de sal yodada o algas marinas podría
sobreconsumir yodo. El yodo excesivo tiene un efecto complejo y destructivo en el tiroides y
podría resultar en hipotiroidismo o bien hipertiroidismo, en individuos susceptibles, así como en
un mayor riesgo de cáncer del tiroides. El hipertiroidismo puede ocurrir también, particularmente
en personas ancianas, debido a un tiempo prolongado de deficiencia ligera de yodo pues esto
puede resultar en nódulos adicionales en el tiroides.
El flúor está presente en la corteza terrestre de forma natural, pudiendo ser encontrado en rocas,
carbón y arcilla. Los fluoruros son liberados al aire cuando el viento arrastra el suelo. Los
procesos de combustión en las industrias pueden liberar fluoruro de hidrógeno al aire. Los
fluoruros que se encuentran en el aire acabarán depositándose en el suelo o en el agua.
En el medio ambiente el flúor no puede ser destruído; solamente puede cambiar de forma. El
flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas. La cantidad de flúor que
tomen las plantas depende del tipo de planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que
19
Ing. Luis Valencia Ch.
se encuentre en el suelo. En las plantas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas
concentraciones de flúor pueden provocar daños en las hojas y una disminución del crecimiento.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes cantidades de
flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los huesos. Como consecuencia, los
animales expuestos a elevadas concentraciones de flúor sufren de caries y degradación de los
huesos. Demasiado flúor también puede provocar la disminución de la cantidad de alimento
tomado por el estómago y puede alterar el desarrollo de las garras. Por último, puede provocar
bajo peso al nacer
La industria del Cloro, igual que otras actividades, comporta ciertos riesgos. Por consiguiente ha
tomado las medidas necesarias para reducir cualquier agresión al medio ambiente. La adhesión al
"Compromiso de Progreso" de los principales productores de cloro Europeos, así como la
proliferación de informes medioambientales es la mejor muestra de ello.
La industria del cloro está sometida a estrictas reglamentaciones y rigurosos controles de
sus emisiones con objeto de garantizar actividades compatibles con la conservación del medio
ambiente. La aplicación de estas disposiciones reglamentarias se verifica permanentemente. En
muchos casos, los objetivos medioambientales que emanan de la aplicación de las políticas
medioambientales de las empresas productoras de cloro son mucho más estrictos.
Actualmente, el impacto sobre el medio ambiente de las unidades de producción de cloro es
mínimo, cualquiera que sea el procedimiento de fabricación utilizado
El blanqueo de la pasta de papel así como tratamientos blanqueadores y desengrasantes en la
industria textil mediante la utilización de cloro elemental o derivados clorados, exigen un
correcto control para limitar las emisiones de compuestos organohalogenados. Ello es
técnicamente posible, y los resultados obtenidos mediante procesos mixtos, en los que se
combina el uso de derivados clorados con otros agentes blanqueantes (por ejemplo el agua
oxigenada), ofrecen las mejores prestaciones en calidad, precio y preservación del medio
ambiente.
La fabricación de PVC se ha convertido en la aplicación más importante del cloro. El PVC es el
plástico de mayor consumo. Presenta un análisis del ciclo de vida (ACV) muy favorable
respecto a otros materiales, es reciclable, inocuo e inerte. Su dependencia del petróleo (recurso
escaso) es la menor de todos los plásticos comerciales, pues éstos dependen en un 100 % del
mismo y la molécula del PVC depende sólo en un 43 %, el resto procede de la sal común (recurso
inagotable). Las formulaciones de PVC utilizadas en la fabricación de envases y embalajes
alimentarios, así como de material sanitario, contienen aditivos regulados y aceptados por las
autoridades sanitarias de todo el mundo.
Las emisiones de las plantas de PVC han disminuido de forma progresiva y las cantidades
subsistentes no son tema de inquietud desde el punto de vista de la protección del hombre y
del medio ambiente.
20
Ing. Luis Valencia Ch.
El cloro, como otros elementos, tiene ciertos riesgos que la industria asume y actúa
consecuentemente, reduciéndolos al mínimo. Pero también proporciona beneficios. El balance
riesgos/beneficios de la industria del cloro es claramente positivo:
- Protege nuestra salud
- Protege los alimentos
- Proporciona bienestar y calidad de vida
- El impacto sobre el medio ambiente es mínimo
- Es una de las industrias que más se preocupa en seguridad
- Es necesario e insustituible en muchos casos
- Genera riqueza y empleo
La química del cloro es uno de los pilares para el "desarrollo sostenible" y, por lo tanto, es útil
y beneficiosa para la humanidad.
El Yodo puede encontrarse en el aire, el agua y el suelo de forma natural. Las fuentes más
importantes de yodo natural son los océanos. El yodo en el aire se puede combinar con partículas
de agua y precipitar en el agua o los suelos. El yodo en los suelos se combina con materia
orgánica y permanece en el mismo sitio por mucho tiempo. Las plantas que crecen en estos
suelos pueden absorber yodo. EL ganado y otros animales absorberán yodo cuando coman esas
plantas.
El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de manera natural durante
reacciones químicas en la atmósfera. La mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen
unas vidas medias muy cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo.
Sin embargo, hay una forma radioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y
que es seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde las
plantas de energía nuclear, donde se forma durante el procesamiento del uranio y el plutonio. Los
accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de grandes cantidades de yodo
radioactivo al aire.
GRUPO DEL AZUFRE
1.- CARACTERÍSTICAS.Los elementos que forman este grupo son: el Oxígeno, Azufre, Selenio, Teluro y Polonio. Como
todos los grupos de elementos, las propiedades físicas del grupo del Azufre varían
progresivamente con el número atómico, mientras que las propiedades químicas son
prácticamente análogas.
Estos elementos llamados también Anfígenos tienen 6 electrones en el último nivel de energía y
cuando adquieren
2 electrones
proporcionan los iones 0-2,
S-2, Se-2, Te-2 y Po-2. Por
compartición de electrones se puede llegar a formar tres enlaces covalentes como máximo, con
grado de oxidación de +6 a excepción del oxígeno. Existe una gradación desde las propiedades
no metálicas del oxígeno y azufre hasta las débilmente metálicas del Selenio y Teluro, mostrando
este último una conductividad moderada a la corriente eléctrica. Del polonio no se tiene
abundante información sobre sus propiedades.
21
Ing. Luis Valencia Ch.
En las siguientes tablas se indican las propiedades físicas y químicas más importantes de este
grupo.
Propiedades físicas del grupo:
Elemento
Oxígeno
Azufre
Selenio
Teluro
Temperatura de
fusión (ºC)
-218.4
112.8
22º
452
Temperatura de
ebullición (ºC)
-183
444.6
688
1390
Densidad
1.429 g/l
2.O7 g/cc
4.82 g/cc
6.25 g/cc
Estado físico y color
Gas
Sólido amarillo
Sólido rojo
Sólido blanco plateado
Propiedades químicas del grupo:
Elemento
Oxígeno
Azufre
Selenio
Teluro
Configuración
electrónica
Isótopos
estables
peso
atómico
2-6
2-8-6
2-8-18-6
2-8-18-18-6
16,17,18
32,33,34
74,76,77
120,122,
15.9994
32.064
78.96
127.6
Radio enlace(Aº)
Covalente
0.74
1.04
1.17
1.37
Iónico
potencial de
ionización (V)
Electronegatividad
13.61
10.36
9.75
9.01
3.6
2.5
2.4
2.1
1.35
1.84
1.98
2.21
2.- HISTORIA
El Oxígeno fue descubierto por el científico inglés Priestley en 1.775. El oxígeno no se había
reconocido como elemento, hasta que Lavoisier en 1.781 dio a conocer las propiedades de este
gas y su papel en la combustión y en la respiración. Lo llamó oxígeno que significa “formador
de ácido”, pues se suponía que todos los ácidos contenían este elemento.
El Azufre se conoce desde los primeros tiempos de la Historia y se menciona en la Biblia y en los
documentos más remotos de los clásicos, con el nombre de “Piedra Ustoria” (piedra
inflamable). Se usaba en medicina y los vapores de su combustión fueron utilizados para
blanquear telas por los Griegos y Romanos. La palabra azufre se supone derivada de una
expresión sánscrita según la cual el cobre pierde su valor al combinarse con este elemento; esto
quiere decir que el azufre fue considerado como “enemigo del cobre”.
3.- ESTADO NATURAL
El Oxígeno es uno de los elementos más esparcido y abundante de la naturaleza. Al estado libre
se encuentra en el aire en una proporción del 21% en volumen ó 23% en peso, en realidad es la
única fuente importante de este elemento. Al estado combinado, forma una gran variedad de
compuestos de los que el agua es probablemente es el más común e importante, contiene casi el
89% de oxígeno, y en un 65% se encuentra en el cuerpo humano. Entra en la composición de un
gran número de compuestos minerales y orgánicos.
El Azufre se halla muy difundido en la naturaleza. Al estado libre, existe en las regiones
volcánicas mezclado con rocas y otras impurezas, también se encuentra en las regiones no
volcánicas. Pero abunda más al estado combinado formando diferentes compuestos, como ser
sulfuros y sulfatos: Galena (PbS), Blenda (ZnS), Pirita (FeS2), Estibina (Sb2S3), Yeso
(CaSO4.2H2O), Baritina (BaSO4), etc.
22
Ing. Luis Valencia Ch.
El azufre también forma parte de muchas sustancias orgánicas de origen animal y vegetal, como
aceites de ajo y de mostaza, los huevos, las proteínas, etc.
4.- PROPIEDADES FÍSICAS
El Oxígeno hierve a –183oC y funde a –218,4oC. En las condiciones ambiente de presión y
temperatura es un gas incoloro, inodoro e insípido. El oxígeno es 1,1 veces más pesado que el
aire, es ligeramente soluble en agua, así 5 volúmenes de oxígeno se disuelven en 100 volúmenes
de agua en condiciones normales. El oxígeno líquido tiene un color azulado y posee propiedades
magnéticas.
El Azufre puede presentarse en dos formas sólidas: Rómbico y Monoclínico; y en 3 variedades
líquidas: S (azufre lambda), S (azufre pi) y S (azufre mu), y también se encuentra en estado de
vapor. Todas las modificaciones sólidas y líquidas del azufre son formas alotrópicas del
elemento.
Azufre Rómbico.- Se conoce también como S (azufre alfa). Es la única forma estable de azufre
a temperatura por debajo de 95,5oC. Todas las demás formas se transforman en esta variedad si se
abandonan por algún tiempo en las condiciones ordinarias.
El azufre rómbico es un sólido cristalino amarillo que tiene una densidad de 2 gr/cm3 y funde a
112,8oC. Entre 95,5oC y 112,8oC pasa a la variedad de azufre monoclínico. El azufre rómbico es
insoluble en agua; difícilmente soluble en alcohol y en éter, es más soluble en ciertos aceites y
muy soluble en sulfuro de carbono. Cristales perfectos de azufre rómbico pueden obtenerse por
evaporación lenta de una disolución de azufre en sulfuro de carbono a temperatura ambiente.
Azufre Monoclínico.- Se conoce también como S (azufre beta). Esta forma de azufre se obtiene
cuando se deja enfriar poco a poco el azufre fundido. La densidad de esta variedad de azufre es
1,957 gr/cm3, funde a 119oC y es soluble en sulfuro de carbono. Cuando el azufre monoclínico se
deja a temperatura ordinaria, los cristales transparentes de azufre monoclínico se vuelven opacos
al pasar a la variedad de azufre rómbico convirtiéndose en agregados en forma de agujas de
cristales microscópicos de azufre rómbico. La temperatura de 95,5oC a la que el azufre rómbico y
el azufre monoclínico están en equilibrio se llama temperatura de transición.
Formas líquidas del azufre.- Cuando el azufre se calienta justamente por encima de su
temperatura de fusión, se forma un líquido muy fluido de color amarillo pálido, pero si la
temperatura va aumentando el color oscurece disminuyendo su fluidez. El azufre líquido contiene
3 clases de moléculas: S (S8), S (S4) y S (fórmula indeterminada). Las 3 formas líquidas son
interconvertibles y su proporción en el azufre fundido depende de la temperatura. A 160 oC existe
un 89,2 % de S , un 6,7 % de S y un 4,1 % de S .
Si a temperaturas próximas a su punto de ebullición se enfría rápidamente el azufre fundido
vertiéndolo en agua fría, se forma una masa elástica gomosa, que se denomina azufre plástico, y
que está constituida por una mezcla en equilibrio de S y S.
23
Ing. Luis Valencia Ch.
Vapor de azufre.- La densidad de vapor de azufre a temperaturas muy poco superiores a la
temperatura de ebullición muestra que sus moléculas tienen la fórmula S8.
Si la temperatura aumenta, la densidad disminuye hasta que a unos 1000oC, las moléculas
corresponden a la estructura S2; nada se sabe respecto a la manera según la cual se disocian las
moléculas de S8 en moléculas diatómicas. A temperaturas mucho más elevadas estas moléculas
se van disociando en átomos; a 2000oC un 45 % de las moléculas de S2 están disociadas.
2000ºC
S2 ⇄ 2S
La serie completa de cambios que experimenta el azufre al calentarlo puede representarse como
sigue:
96ºC
Srómbico
⇄
119,3ºC
Smonoclínico
(119,3ºC.-444,6ºC)
⇄
⇄
Sλ
444,6ºC
Sμ
⇄
1000ºC
⇄
S8
2000ºC
S2
⇄
S
5.- PROPIEDADES QUÍMICAS
En condiciones ordinarias, el Oxígeno es moderadamente reactivo como lo prueba su presencia
en el aire. A temperaturas elevadas, se convierte en un elemento más reactivo y se combina
directamente con la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos dando óxidos. Solamente
unos pocos elementos, los gases nobles no se combinan con el oxígeno.
No todos los elementos reaccionan con el oxígeno con igual facilidad o actividad, también
muchos metales que reaccionan lentamente con el oxígeno del aire, arden en oxígeno puro. Se
tienen las reacciones siguientes:
S
P4
4Na
2Mg
+
+
+
+
→
SO2
→ 2P2O5
→ 2 Na2O
→ 2MgO
O2
O2
O2
O2
El Oxígeno reacciona con muchos compuestos, particularmente con aquellos que están formados
por carbono e hidrógeno ó por carbono, hidrógeno y oxígeno. Esta propiedad es base de la
aplicación del carbón, madera, aceites, gas natural como combustibles.
2C4H10
+
13 O2
→
8CO2↑ +
10H2O
+
calor
C2H5OH
+
3 O2
→ 2 CO2↑ +
3 H2O
+
calor
El Oxígeno, agente de la combustión es el comburente y el cuerpo que se une con él es el
combustible.
El Azufre tiene 6 electrones en el nivel exterior y se hallan como dos pares de electrones y dos
electrones sencillos. Cada uno de los dos pares sirve para formar covalencias coordenadas (ej:
H2SO4) en los cuales el azufre actúa como donante. Los otros 2 electrones sencillos sirven para
formar covalencias sencillas con otros átomos que también tengan electrones impares. El átomo
de azufre puede ganar solamente 2 electrones adicionales para alcanzar la estructura electrónica
del elemento inerte que le sigue.
La máxima y principal valencia iónica del azufre es –2. El azufre tiene un potencial de ionización
relativamente elevado (10,36 ev), esto significa que es improbable retirarle electrones del átomo
24
Ing. Luis Valencia Ch.
neutro para formar iones positivos. El azufre puede presentar diferentes estados de oxidación,
entre los cuales los más importantes son –2, +4 y +6.
Se combina directamente con todos los elementos, con excepción de los gases nobles y unos
pocos metales, como el oro y el platino. Con otros metales como del Fe, Cu, Zn y Al, la reacción
se acelera al elevar la temperatura.
Estas reacciones son altamente exotérmicas y el calor desprendido es por lo general suficiente
para llevar la mezcla a incandescencia. Los productos son sulfuros:
Fe
+
S
→
FeS
+
calor
2Cu
+
S
→
Cu2S
+
calor
Se combina directamente con varios no-metales. Con el oxígeno es la reacción tal vez la más
importante; la combustión ordinaria del azufre en el aire u oxígeno produce el dióxido de azufre.
S
+
→
O2
SO2↑
+
calor
6.- OBTENCIÓN
(A) En laboratorio.- El Oxígeno puede obtener por los siguientes métodos:
Por acción del agua sobre la oxilita (Na2O2).- Se debe poner el agua en contacto con la oxilita,
obteniéndose el oxígeno y además el hidróxido de sodio.
+ 2 H2O
2 Na2O2
→
4 NaOH
+
O2 ↑
Por descomposición del clorato de potasio (KClO3).- Para esta obtención se debe usar dióxido
de manganeso (MnO2) como catalizador. El clorato de potasio por la acción del calor se
descompone en cloruro de potasio y Oxígeno.
2 KClO3
→
2 KCl
+ 3 O2 ↑
Sin el MnO2 esta reacción ocurre de 368oC a 400oC, pero con el MnO2 se realiza a temperaturas
más bajas.
Se aprovecha esto, porque algunos compuestos que tienen oxígeno lo desprenden al calentarse,
como en las siguientes reacciones:
2 HgO
→
2 Hg
+
O2 ↑
3 MnO2
→
Mn3O4
+
O2↑
3 PbO2
→
Pb3O4
+
O2↑
Por electrólisis.- Por el paso de la corriente eléctrica, el oxígeno se desprende en el ánodo y el
hidrógeno en el cátodo, previamente se debe acidular el agua con ácido sulfúrico.
H2SO4
→
2 H+
→
2 SO4=
2 O-2
2 H+
+ SO4=
H2↑
+ 2 H2O → 2 H2SO4
→
O2↑
(en el cátodo)
+ 2 O-2
(en el ánodo)
25
Ing. Luis Valencia Ch.
El Azufre que se encuentra en el comercio proviene del azufre nativo, ya sea de yacimientos
“superficiales” o “profundos”. Cuando las condiciones de extracción lo permiten, como ocurre en
los primeros depósitos, la mezcla que contiene azufre se lleva a un sitio donde pueda calentarse
para fundirlo, el azufre líquido se deja escapar para que enfríe y solidifique. Este proceso tan
sencillo produce azufre de 95 a 99 % de pureza, que es apropiado para el uso sin posterior
purificación. Existen varios métodos para la preparación del azufre, sólo se mencionará el actual:
Método de Frasch.- Este método fue ideado por Hermann Frasch; el cual permite atravesar
estratos de rocas durísimas hasta donde se encuentran los yacimientos de azufre bastante puro. Se
excava como para los pozos de petróleo, un agujero de unos 25 cm. de diámetro, revestido por un
tubo de hierro que llega hasta la roca donde se halla el azufre. A través de los dos tubos exteriores
se introduce agua bajo presión y sobrecalentada a 170oC, hasta el depósito donde funde el azufre
que se acumula en un charco en el fondo del estrato. Cuando ha pasado el tiempo suficiente para
que se funda una cierta cantidad de azufre, se introduce aire caliente por el tubo interior. El aire
forma una especie de espuma con el azufre fundido y esta espuma es obligada a subir hacia la
superficie por medio del tubo intermedio. El azufre es extraído por medio de una bomba, el
producto obtenido tiene una pureza del 99 %.
PURIFICACIÓN DEL AZUFRE
La purificación del azufre se realiza por el proceso de destilación (aparato de Laming), los
vapores de azufre van a condensarse en unos cuartos grandes. Los primeros vapores que se
condensan al contacto de las paredes frías forman un polvo fino, llamado flor de azufre, si la
destilación es muy activa o superior a 113oC las paredes se calientan mucho y el azufre líquido
corre a los lados de ellas y se reúne en un plano inclinado, de ahí cae a unos moldes de madera
rodeados de agua fría, en los cuales se solidifica en barras.
GRUPO DEL NITRÓGENO
1.- CARACTERÍSTICAS
Los elementos de este grupo son: Nitrógeno, Fósforo, Arsénico, Antimonio y Bismuto. Cada
uno de los átomos que constituyen el grupo tienen 5 electrones en el último nivel de energía. La
tendencia a adquirir el estado de oxidación de –3 es muy pronunciada en el caso del Nitrógeno y
el Fósforo, pero lo es menos en los elementos más metálicos como el arsénico, Antimonio y
Bismuto. También tienden a existir en los estados de oxidación de +3 y +5 particularmente en los
compuestos formados con los halógenos y en iones complejos tales como NO3- y AsO4-3.
El radio del enlace covalente de los átomos del grupo, se incrementa progresivamente desde el
Nitrógeno al Bismuto, lo cual significa que sus propiedades metálicas también se incrementan de
26
Ing. Luis Valencia Ch.
la misma manera. Los óxidos del Nitrógeno son, por lo tanto, los más fuertes del grupo, mientras
que el Antimonio forma un compuesto que más parece una base que un ácido.
Las propiedades físicas del grupo son:
Elemento
Temperatura de Temperatura de
fusión (ºC)
ebullición (ºC)
Nitrógeno
Fósforo (blanco)
Arsénico
Antimonio
Bismuto
-209.9
44.1
814
631
271
-195.8
280
Sublima
1380
1560
Densidad
Color y estado físico
1.25 gr/lt
1.82 gr/cc
5.73 gr/cc
6.58 gr/cc
9.80 gr/cc
Gas incoloro
Sólido amarillo
Cristales grises
Sólido blanco plateado
Sólido blanco plateado
Las propiedades químicas del grupo son:
Elemento
Nitrógeno
Fósforo
Arsénico
Antimonio
Bismuto
Configuración
electrónica
2-5
2-8-5
2-8-18-5
2-8-18-18-5
2-8-18-32-18-5
Isótopos
estables
Peso
atómico
14 -15
31
75
121 - 123
209
14.007
30.974
74.922
121.750
208.980
Potencial de
Radio Aº
Electroneionización
Enlace
Enlace
gatividad
(V)
covalente iónico (+5)
0.74
14.54
3.0
1.10
0.36
10.55
2.1
1.21
0.46
9.81
2.0
1.41
0.63
8.64
1.9
1.52
0.75
7.29
1.9
2.- HISTORIA
El Nitrógeno fue reconocido como sustancia independiente o elemento en 1.772 por Rutherford,
quien demostró que era incapaz de sostener la vida, ni la combustión; fue separado del oxígeno
del aire atmosférico. Lavoisier lo denominó aire mefítico y más tarde azoe (sin vida). Chaptal
en 1.823, propuso el nombre de Nitrógeno, debido a la presencia de este elemento en el Nitro
(salitre, KNO3) sustancia muy conocida.
El Fósforo fue descubierto en 1.669 por Brand, quien al buscar la piedra filosofal, destiló una
mezcla de arena y orina evaporada, y obtuvo un cuerpo que tenía la propiedad de lucir en la
oscuridad. Le llamaron “fósforo de Brand”, para distinguirlo de otras materiales luminosos
denominados también fósforo. En 1.771 Scheele lo produjo de huesos calcinados. Más tarde, la
palabra fósforo se reservó para designar esta sustancia, cuando Lavoisier demostró que era un
elemento e investigó algunos de los productos formados al quemarla en el aire.
El Arsénico fue aislado en tiempo de los alquimistas. Por aleación con el Cobre da un producto
parecido a la Plata, proceso que se hizo creer a los alquimistas en la conversión del cobre en
plata. Durante la edad media, en que la administración de venenos se consideraba como una de
las “bellas artes”, fue utilizado el arsénico blanco (anhídrido arsénico).
El Antimonio metálico se encuentra en algunas vasijas ornamentadas usadas por los Caldeos, a
quienes debemos la Astrología, madre de la Ciencia de la Astronomía, y los principios de la
Alquimia.
27
Ing. Luis Valencia Ch.
El Bismuto metálico y alguno de sus compuestos eran conocidos en el siglo XIV. La primera
descripción clara de las propiedades características del bismuto fue la de Pott en 1739. La
palabra bismuto parece derivarse del alemán Weissmuth que significa “materia blanca”.
3.- ESTADO NATURAL
El Nitrógeno existe libre en el aire atmosférico constituyendo el 78 % en volumen (o un 75,6 %
en peso). Al estado combinado se encuentra formando los siguientes compuestos principalmente:
Salitre, KNO3; Nitro de Chile, NaNO3; Amoníaco, NH3; etc.
El Fósforo debido a su marcada actividad no se encuentra libre. Pero se encuentra
abundantemente distribuido al estado combinado formando fosfatos, como ser: la Fosforita,
Ca3(PO4)2, el Apatito,Ca5F(PO4)2, etc.
El fósforo también se encuentra en forma de complejos fosforados orgánicos en los nervios, los
músculos y el cerebro, y como fosfato de calcio en un 30% en los huesos y dientes. Los alimentos
tales como la leche, la yema del huevo, las nueces y el trigo integral son ricos en fósforo.
El Arsénico se encuentra libre en la naturaleza y también existe al estado combinado formando
diversos minerales; entre los principales se tienen: el Rejalgar, As2S2; Oropimente, As2O3; la
Cobaltina,CoAsS, etc.
El Antimonio se encuentra a veces en estado libre. Pero se encuentra más al estado combinado;
siendo el principal mineral el sulfuro de antimonio, Sb2S3, llamado estibina; mineral de color
negro, cristalino, llamado también antimonita.
4.- PROPIEDADES FÍSICAS
El Nitrógeno en condiciones ordinarias es un gas incoloro, inodoro e insípido. Solidificado funde
a –209,9oC y licuado hierve a –195,8oC bajo presión normal. Es más liviano que el oxigeno y
casi tan denso como el aire ya que un litro pesa 1,2506 gramos (1 litro de aire pesa 1,2929
gramos en condiciones normales). Su temperatura crítica es –147,1oC y su presión crítica es 33,5
atm. Estas constantes críticas son muy importantes en la preparación comercial del Nitrógeno a
partir del aire líquido. Evidentemente, el Nitrógeno no puede ser licuado a temperaturas
corrientes mediante la aplicación de la presión. Es sólo ligeramente soluble en agua, así 1 litro de
agua disuelve 1,5 cm3 de Nitrógeno.
El Fósforo se presenta en varias modificaciones alotrópicas, muy diferentes en sus propiedades
físicas y químicas:
Fósforo blanco.- Es una sustancia sólida, traslúcida, parecida a la cera, que se obtiene
condensando vapores de fósforo. Funde a 44oC y hierve a 280oC. Es fosforescente en la oscuridad
debido a una oxidación lenta. En el aire húmedo puede inflamarse a 30oC, mientras que en el aire
seco se requiere una mayor temperatura. Por ser tan inflamable debe guardarse bajo agua, a fin de
evitar su oxidación y su combustión espontánea. La temperatura de inflamación del fósforo
28
Ing. Luis Valencia Ch.
blanco es tan baja que el calor del cuerpo basta para elevarla por encima de ella, por lo que nunca
debe tocarse con los dedos, a no ser debajo del agua, por tanto debe manipularse con pinza.
El fósforo blanco se disuelve fácilmente en sulfuro de carbono, esencia de trementina, aceites
vegetales y éter. De la disolución de sulfuro de carbono puede cristalizar en forma octaédrica
(cristales incoloros). Es prácticamente insoluble en agua. Los vapores de fósforo sólido como del
líquido, son venenos peligrosos.
Fósforo rojo.- El fósforo rojo es más estable y menos reactivo que el fósforo blanco. Se puede
cambiar a vapor sin fundirlo, es decir, sublima. No tiene sabor, olor ni fosforescencia, es
prácticamente insoluble en sulfuro de carbono y tiene una toxicidad menor que la variedad
blanca. El fósforo rojo es un polvo rojo consistente en cristales pequeños y alguna otra
modificación. Se obtiene calentando fósforo blanco a 250oC en un recipiente de hierro del que se
ha eliminado el aire. Esta transformación es exotérmica y se cataliza por la presencia de una
pequeña cantidad de yodo. También se convierte el fósforo blanco en la variedad roja cuando se
expone a la luz solar, aunque este cambio es lento, se produce en tal extensión que es necesario
guardarlo en un sitio oscuro si se quiere conservarlo por algún tiempo.
La temperatura de fusión del fósforo blanco y el fósforo rojo son sorprendentemente diferentes.
El fósforo blanco funde a 44oC y el rojo a 590oC a 43 atmósferas.
Entre otras variedades de fósforo, se tienen el fósforo violeta y el fósforo metálico.
El Arsénico es un sólido quebradizo, cristalino, de color gris de acero. Sublima fácilmente,
formando vapores amarillos tóxicos de olor oliáceo. Solamente puede fundirse a presión a 36
atm., funde a 814oC. La densidad del vapor a 644oC corresponde a la fórmula As4; a 1700oC la
fórmula es As2. Análogamente al fósforo, el arsénico existe en tres formas o variedades
alotrópicas: la gris cristalina, la negra amorfa y la amarilla cristalina. Unicamente la
modificación gris cristalina es estable en condiciones ordinarias, cuya densidad es de 5,7 gr/cm3.
El Antimonio es un sólido blanco, de brillo metálico, es duro y quebradizo. Su densidad es de
6,62 gr/cm3, funde a 630oC. Una propiedad característica es la de dilatarse al solidificarse y
cristaliza en romboedros. Es mal conductor del calor y la electricidad.
El Bismuto es un cuerpo sólido de color blanco rosado, de aspecto metálico, quebradizo; funde a
271oC, fundido cristaliza en romboedros gruesos si se enfría lentamente. Al pasar del estado
líquido al sólido se dilata algo.
5.- PROPIEDADES QUÍMICAS
El Nitrógeno por su inactividad química, explica porqué es tan abundante en la atmósfera. A
temperaturas elevadas se vuelve mucho más activo y se combina con los metales para formar
nitruros tales como el Ca3N2 y el AlN. Es inactivo a bajas temperaturas, debido a la extrema
estabilidad de la molécula de Nitrógeno:
N2
+ 225.000 cal ⇄
2N
29
Ing. Luis Valencia Ch.
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas de nitrógeno, N2, deben ser muy
fuertes puesto que el calor de disociación de la molécula es 225.000 calorías, es el más alto de las
moléculas diatómicas. El alto calor de disociación viene del triple enlace covalente en la
molécula de N2:
N:::N
Que desde luego debe ser roto para formar nitrógeno atómico. Se conocen compuestos de
nitrógeno en que éste tiene estados de oxidación de +5, +4, +3, +2, +1, -1, -2, -3.
El nitrógeno no es comburente ni combustible. Es poco activo, a temperaturas elevadas se
combina con los metales para formar nitruros, como los siguientes: K3N, Ca3N2, BiN. BN, Li3N.
A temperatura más alta se combina con el carburo de calcio (CaC2) dando cianamida:
N2
+ CaC2
→ CN2Ca
+
C
Bajo la influencia de la chispa eléctrica se combina con el hidrógeno para dar amoniaco, NH3.
Con el oxígeno da el peróxido de nitrógeno, NO2.
Con los haluros da cloruros, bromuros, yoduros. No es conveniente para la respiración.
El Fósforo blanco está formado por moléculas tetratómicas, P4, mientras que en todas las otras
formas de fósforo sólido los átomos de los cristales están entrelazados unos con otros formando
una molécula gigante.
El fósforo gaseoso puede existir como P4 ó P2, dependiendo de la temperatura:
por encima de 800º C


 P
P4 
2







por debajo de 800º C
El fósforo blanco es un elemento sumamente activo, que se combina directamente con la mayoría
de los elementos. Cuando el fósforo húmedo se deja oxidar lentamente en el aire, produce ozono
y ácidos fosforoso y fosfórico; durante esta oxidación emite una luz tenue (fosforescencia); en el
aire perfectamente seco no hay fosforescencia. Se cree que la fosforescencia del fósforo blanco es
debido a su oxidación lenta con formación de P2O3; la energía de la reacción aparece en parte
como energía radiante. El fósforo blanco arde en oxígeno con llama blanca brillante, formando
nubes de P2O5, pentóxido de fósforo sólido. En oxígeno o aire húmedos la nube forma una niebla
de gotas diminutas de ácido fosfórico, que flota en la atmósfera.
El fósforo rojo es menos activo que el blanco, pero los productos de su reacción con oxígeno y
cloro son los mismos.
Se prefiere el fósforo rojo en muchas reacciones, a causa de la facilidad con que se maneja y
controla. El fósforo se combina directamente con el oxígeno, azufre, halógenos y varios
elementos no metálicos. Con los metales forma fosfuros.
P4
P4
PCl3
PCl3
+
+
+
+
6Cl2
10Cl2
3H2O
4H2O
→
→
→
→
4PCl3
4PCl5
3HCl
5HCl
+
+
H3PO3
H3PO4
Sólo dos óxidos de fósforo son comercialmente importantes, el trióxido de fósforo, P4O6 y el
pentóxido, P4O10; frecuentemente formulados como P2O3 y P2O5. Sin embargo, hay evidencia
30
Ing. Luis Valencia Ch.
experimental de que las moléculas de los óxidos existen como P4O6 y P4O10. Ambos son sólidos
blancos.
P4
P4
P4O6
P4O6
P4O6
+
+
+
+
+
3 O2
5 O2
2 H2O
4 H2O
6 H2O
→
→
→
→
→
P4O6
P4O10
4 HPO2
2 H4P2O5
4 H3PO3
Los ácidos fosforosos son buenos agentes reductores, debido a que el fósforo puede pasar a un
estado de oxidación más alto.
El ácido fosfórico, H3PO4, es el más estable de los ácidos del fósforo. Se obtiene comercialmente
tratando Ca3(PO4)2 con H2SO4 concentrado y separando el precipitado de CaSO4.
Ca3(PO4)2
+ 3 H2SO4
→ 3 CaSO4
+ 2 H3PO4
El fósforo se combina con el hidrógeno para formar la fosfina PH3, compuesto similar en su
estructura al NH3. La fosfina es un gas incoloro y venenoso, con un olor desagradable y
propiedades químicas similares a las del NH3.
El Arsénico es relativamente inerte a temperaturas ordinarias, pero calentado al aire arde con
llama azulada, produciendo nubes blancas de trióxido de arsénico sólido As2O3. No desplaza al
hidrógeno de los ácidos, pero el ácido nítrico y otros oxidantes enérgicos lo oxidan al igual que el
fósforo y forma ácido arsénico H3AsO4. Se combina con los halógenos, con el azufre y con
muchos metales.
Los ácidos de arsénico se relacionan con el óxido arsenioso, de fórmula As4O6 y el óxido
arsénico, As4O10. Aunque éstas parecen ser las fórmulas correctas, se suelen escribir como As2O3
y As2O5, con los correspondientes nombres de trióxido y pentóxido.
El trióxido de arsénico o arsénico blanco, As4O6, es un sólido blanco a la temperatura
ambiente. Sublima cuando se calienta; usualmente se forma cuando se calcinan los minerales que
contienen arsénico. En realidad, puede considerarse la materia prima comercial de la cual se
preparan todos los demás compuestos de arsénico. El óxido es difícilmente soluble en agua, pero
se disuelve en soluciones ácidas o básicas. Según la hidratación, se forman los ácidos meta y
ortoarsenioso (también hay un piroácido).
As4O6
+
2 H2O →
4 HAsO2
As4O6
+
6 H2O →
4 H3AsO3
El óxido arsénico As4O10 no puede obtenerse por unión directa de los dos elementos, sino por
deshidratación del ácido arsénico al oxidar el óxido arsenioso:
4 H3AsO4→ As4O10
+
6 H2O
El óxido arsénico es el anhídrido de una serie de ácidos arsénicos que tienen fórmulas similares
a los fosfóricos: HAsO3, H4As2O7 y H3AsO4.
Estos ácidos son más conocidos en forma de sus sales, los arseniatos; como el arseniato de
calcio, Ca3(AsO4)2; el arseniato de plomo, Pb3(AsO4)2.
31
Ing. Luis Valencia Ch.
Todos los compuestos inorgánicos de arsénico son tóxicos, especialmente los solubles.
El Antimonio es inalterable al aire a temperatura ordinaria; a la temperatura del rojo da un sólido
volátil, el trióxido de antimonio, Sb2O3. El elemento se combina directamente con los halógenos
y con el azufre. Arde en cloro seco dando el el pentacloruro de antimonio, SbCl5.
Se combina con el azufre dando el sulfuro de antimonio Sb2S3. El H2SO4 concentrado y caliente
disuelve el antimonio dando el sulfato de antimonio, Sb2(SO4)3. El HNO3 oxida al antimonio,
dando trióxido de antimonio, Sb2O3.
Al aumentar su estado de oxidación, el antimonio muestra su carácter no metálico; como
antimonio trivalente actúa como metal en compuestos como tricloruro de antimonio SbCl3 y
como no metal en el antimonito sódico, NaSbO2; el antimonio pentavalente muestra solamente
propiedades no metálicas. Los compuestos solubles de antimonio son tóxicos.
Entre los compuestos de antimonio se tienen: la estibina SbH3, puede preparase por la acción del
HCl sobre un antimoniuro:
Zn3Sb2 + 6 HCl → 3 ZnCl2 + 2 SbH3↑
El SbH3 es un gas incoloro, venenoso y más inestable que la arsenamina, AsH3. Se conocen tres
óxidos de antimonio: Sb2O3, Sb2O4 y Sb2O5, el trióxido de antimonio, es un polvo blanco que
sublima a más de 1500oC. La densidad de su vapor corresponde a la fórmula Sb4O6, se obtiene
por la acción del ácido nítrico concentrado sobre el metal antimonio o quemando el antimonio en
el aire. Aunque en él predomina el carácter básico, se disuelve también en los álcalis para formar
antimonitos, tal como el antimonito sódico, NaSbO2.
El pentóxido de antimonio, Sb2O5, es un polvo amarillo, obtenido calentando ácido antimónico,
H3SbO4. Es sumamente insoluble; sin embargo, humedecido con agua la masa enrojece el papel
tornasol azul, lo que demuestra el carácter ácido de este óxido.
Los haluros de antimonio, se obtienen por unión directa de los elementos. Son el tricloruro de
antimonio, SbCl3; el pentacloruro de antimonio, SbCl5; el tribromuro, SbBr3; el triyoduro SbI3; el
trifloruro SbF3 y el pentafloruro SbF5.
El Bismuto se altera fácilmente al aire. Arde a temperatura elevada dando Bi 2O3; se combina con
el cloro, el bromo y el yodo. El ácido sulfúrico lo disuelve en caliente. El ácido nítrico reacciona
con energía dando el nitrato de bismuto, Bi(NO3)3.
Existe un hidruro de bismuto, la bismutina BiH3, inestable. El trióxido de bismuto, Sb2O3, que
es el más conocido, se obtiene por unión directa del metal con el oxígeno o calcinando el nitrato;
es un polvo amarillo, de carácter débilmente básico, que se disuelve en los ácidos para formar las
sales correspondientes; como el cloruro de bismuto BiCl3·2H2O; el nitrato de bismuto
Bi(NO3)3·5H2O y el sulfato de bismuto Bi2(SO4)3.
El sulfuro de bismuto, Bi2S3, se obtiene como precipitado negro parduzco, haciendo actuar
sulfuro de hidrógeno sobre disoluciones de bismuto. Es insoluble en sulfuro sódico o sulfuro
amónico.
32
Ing. Luis Valencia Ch.
6.- PREPARACIÓN
El Nitrógeno se obtiene separando el oxígeno del aire por medio del fósforo o el cobre:
Por el fósforo.- Debajo de una campana que descansa sobre una cubeta de agua, se coloca sobre
un tapón de corcho, una capsulita que contenga un trocito de fósforo. Este se enciende; se
producen vapores blancos de anhídrido fosfórico que se disuelven en el agua y queda el
nitrógeno.
+ 5 O2 + P4 → 2 P2O5
N2
+ N2↑
aire
P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4
Por el cobre.- Se hace pasar una corriente de aire sobre un tubo que contenga limaduras de cobre
calentadas al rojo; el cobre se oxida y el nitrógeno se recoge en una probeta:
N2
+
+ O2
2 Cu
→
2 CuO
+ N2 ↑
aire
A partir del nitrito de amonio.- Se obtiene nitrógeno puro calentando en una retorta una
solución de nitrito de amonio, el gas se recoge por desplazamiento del agua en una probeta
invertida.


NH4NO2 
2 H2O
+ N2↑
En caso de no contarse con NH4NO2 se reemplaza por las soluciones de NaNO2 y NH4Cl para
previamente obtener el NH4NO2 y luego descomponerlo éste por el calor para obtener nitrógeno:
NaNO2
+
NH4Cl → NaCl + NH4NO2



NH4NO2
2 H2O + N2↑
El Fósforo se obtiene comercialmente calentando una mezcla de fosforita, Ca3(PO4)2; arena, SiO2,
y Coque C, en un horno eléctrico. La reacción ocurre en dos etapas, reaccionando primero la
fosforita y la arena para formar pentóxido de fósforo, P4O10.
2 Ca3(PO4)2
+
→ 6 CaSiO3
6 SiO2
+ P4O10
El pentóxido de fósforo es reducido a fósforo por el coque:
+ 10 C
P4O10
→ 10 CO↑
+ P 4↑
A la alta temperatura que se puede alcanzar en un horno eléctrico, el fósforo es liberado en forma
de vapor que se condensa a sólido.
El Arsénico se obtiene de la metalurgia del cobre y de otros metales. Muchos sulfuros minerales
se someten a tostación para quitarles el azufre como SO2 y forman el óxido del metal respectivo.
Cuando hay sulfuros de arsénico, se forma óxido el arsenioso As2O3, que se separa de los gases
que escapan en forma de polvo blanco.
Para obtener el elemento se calienta una mezcla de As2O3 y carbón vegetal pulverizado en una
retorta provista de una tapa cónica de hierro, en la que se condensan los vapores de arsénico.
4CoAsS
+
9O2
→
4CoO +
4SO2↑
+ As4O6
33
Ing. Luis Valencia Ch.
As4S6
As4O6
As2O3
+
+
+
→
→
→
9O2
6C
3C
As4O6 +
6CO↑ +
2As↑ +
6SO2↑
As4↑
3CO↑
ó
El metal Antimonio puede obtenerse directamente calentando el sulfuro de antimonio con hierro:
Sb2S3
+ 3 Fe → 2 Sb + 3 FeS
El sulfuro ferroso fundido flota en el antimonio líquido, y los productos se separan fácilmente.
Otra forma de obtener, es tostando la estibina, Sb2S3, en el aire para quitarle el azufre, y el óxido
blanco se reduce después con carbón:
Sb2S3 +
5O2
→
Sb2O4 +
4C
→
Sb2O4 + 3SO2↑
2Sb
+ 4CO↑
Durante el proceso de tostación, algo de Sb2O3 se recoge en la chimenea, pero el producto más
importante es el Sb2O4.
El metal crudo se refina fundiéndolo con un poco de nitrato potásico para oxidar el arsénico, el
plomo, el azufre, etc. que pueden acompañarlo.
La obtención del Bismuto depende de su origen. Si se trata de metal libre, la mena se calienta en
un horno inclinado, el bismuto funde a 217oC y fluye a la base del horno (proceso de
segregación)
Las menas que contienen óxido, sulfuro y telururo, asociados a impurezas como compuestos de
otros metales, primero se tuestan y luego se reducen con carbón en un horno.
La refinación del metal bismuto, se realiza en una serie de etapas hasta obtener bismuto puro.
GRUPO DEL CARBONO
1.- CARACTERISTICAS
Los elementos de este grupo son: Carbono, Silicio, Germanio, Estaño y Plomo. Cada uno de los
cuales tiene 4 electrones en el último nivel de energía. Es decir, estos elementos se encuentran en
medio de los elementos fuertemente electropositivos
de los grupos IA, IIA y IIIA; y los
elementos fuertemente electronegativos de los grupos VA, VIA y VIIA. Por tanto, se espera que
estos elementos ganen o pierdan 4 electrones cuando entran en combinación química con otros
elementos.
En realidad los elementos del grupo IVA muestran poca tendencia a formar iones del tipo X-4 y
X+4. Los elementos del grupo de comportamiento más ácido, Carbono y Silicio, forman
compuestos covalentes en todos sus estados de oxidación, mientras que los elementos de
comportamiento más básico, Germanio, Estaño y Plomo, forman compuestos covalentes en el
estado de oxidación +4. El enlace iónico predomina en el estado de oxidación de +2 para
Germanio, Estaño y Plomo.
La distribución electrónica en la penúltima capa en el Germanio, Estaño y Plomo contiene 18
electrones, mientras que en el Silicio contiene 8 electrones y 2 electrones en el Carbono. Esta
distribución influye en los 4 electrones de la última capa de los tres primeros elementos.
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Ing. Luis Valencia Ch.
Como en otros grupos de elementos, el radio del enlace covalente aumenta sucesivamente del
elementos más ligero al más pesado. El Carbono muestra claramente propiedades no-metálicas,
mientras que los restantes: Silicio, Germanio, Estaño y Plomo, van incrementando las
propiedades metálicas.
2.- HISTORIA
El Carbono se conoció desde la prehistoria en sus formas de carbón vegetal y negro de humo. La
variedad más preciosa de todas las formas de carbono, el diamante, se menciona en el Viejo
Testamento. el grafito se usó para escribir.
En 1.704 Newton predijo que el diamante debía ser combustible y en 1.772 Lavoisier quemó un
diamante en oxígeno y demostró que se había formado anhídrido carbónico. En 1.797 Tenant
demostró que el diamante era carbono puro.
El Silicio deriva de la palabra latina silex, que significa pedernal, es una de las variedades de
dióxido de silicio, que fue de gran importancia en la fabricación de herramientas y armas. Davy
tenía la certidumbre de que la sílice no era un elemento, no consiguió descomponerla. En 1.823
Berzelius produjo silicio amorfo haciendo actuar tetrafloruro de silicio sobre potasio caliente. Al
lavar el producto con agua, obtuvo un polvo pardo, que era silicio amorfo. En 1.854 Henri
Sainte-Claire Deville preparó silicio cristalino por electrólisis de un cloruro impuro de sodio y
aluminio.
El Estaño era conocido desde épocas muy remotas de la historia, aunque durante mucho tiempo
se le consideró idéntico al plomo. Los romanos distinguieron el plomo del estaño, llamando al
primero plumbum nigrum y al segundo plumbum candidum.
El Plomo es uno de los metales más conocidos de la antigüedad. Se usaba para conducciones de
agua, y en la Edad Media como material de techado en las grandes catedrales. El símbolo, Pb,
deriva de la palabra plumbum.
3.- ESTADO NATURAL
El Carbono al estado libre se presenta en forma de carbón, diamante y grafito. Al estado
combinado, el carbono se encuentra en los gases naturales, aceites minerales, caliza, magnesita y
dolomita; y también en los animales y en las plantas.
El Silicio es el elemento más abundante en la corteza terrestre, después del oxígeno,
constituyendo más de la cuarta parte en peso de la misma. El silicio no existe libre en la
naturaleza; al estado combinado se encuentra como dióxido de silicio en varias formas de cuarzo:
cristal de roca, amatista, cuarzo ahumado, cuarzo rosa y cuarzo lechoso. La arena es en gran
parte dióxido de silicio (sílice). El ópalo es una variedad hidratada de cuarzo. La mayoría de las
rocas corrientes contienen silicio: el feldespato, KAlSi3O8; el asbesto, Mg3Ca(SiO3)4; la mica
KH2Al3(SiO4)3.
El Estaño y el Plomo no existen al estado libre en la naturaleza. Al estado combinado forman los
minerales: casiterita o piedra de estaño, SnO2, la cerusita PbCO3; la anglesita PbSO4; casi todo
el plomo que se comercializa se obtiene de la galena PbS. Junto con los minerales de plomo,
suelen estar presentes cantidades apreciables de Cu, Sb, As, Bi, Au y Ag, lo mismo que una
ganga formada por material silíceo.
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Ing. Luis Valencia Ch.
4.- PROPIEDADES FÍSICAS
El Carbono existe en muchas modificaciones alotrópicas. Estas difieren considerablemente en
sus propiedades físicas. Así, hay dos formas cristalinas diferentes, el diamante y el grafito; ambas
se encuentran en la naturaleza y también son producidas artificialmente en cantidades
comerciales.
Muchas variedades de carbono tales como el carbón de leña, coque y carbón de piedra, se
describen a veces como carbono amorfo.
Diamante.- Es la variedad natural más pura de carbono. Su densidad es aproximadamente 3,5
gr/cm3. Las mejores muestras son incoloras, pero también existen diamantes rojos, azules,
amarillos y negros. Siendo la estructura cristalina del diamante rígida, porque cada átomo queda
restringido para moverse por los cuatro enlaces simétricos de igual intensidad. Se debe destruir
muchos enlaces covalentes para romper un diamante, por eso es una de las sustancias más duras
que se conocen, no es un buen conductor de la electricidad.
Grafito.- Es un sólido negro, blando, suave y untuoso al tacto. Su densidad es 2,25 gr/cm3. Su
cristal es muy diferente al del diamante. En el grafito los átomos de carbono forman cristales
gigantescos laminares. Las láminas se colocan unas sobre otras formando capas. En cada capa,
los átomos de carbono se mantienen firmemente unidos formando estructuras hexagonales. Pero
no existen enlaces de covalencia entre los átomos de carbono de una capa y las de las capas de
encima o debajo, es decir, las capas pueden deslizarse unas sobre otras; mientras que grandes
fuerzas de covalencia mantienen unidos a los átomos en cada una de las capas. Así se explica que
sea untuoso al tacto y lubricante, siendo este último un uso muy importante; es un excelente
conductor de la electricidad, propiedad de la cual dependen muchos de sus empleos.
Se conocen otras muchas variedades de carbono, a parte del diamante y grafito, muchas de las
cuales existen en estado microcristalino y probablemente en alguna extensión como verdaderas
variedades de carbón amorfo. El carbón de madera se obtiene calentando madera dura con una
cantidad limitada de aire; el negro de humo se obtiene por combustión incompleta de productos
petrolíferos; el coque es un producto de la destilación del carbón de piedra; el carbón de huesos
se hace de huesos de animales y contiene un alto porcentaje de fosfato de calcio; el hollín se
obtiene quemando gas natural con una cantidad insuficiente de aire. Cuando ciertas variedades de
carbón vegetal en estado microcristalino son tratadas con vapor sobrecalentado, el producto
resultante es capaz de adsorber grandes volúmenes de gases. El carbón que posee la propiedad de
adsorción se llama carbón activado, que tiene bastante porosidad y por tanto, una mayor
superficie de adsorción.
El Silicio se encuentra en las siguientes variedades: el silicio amorfo es un polvo pardo, más
activo químicamente que el silicio cristalino. Se une con el flúor a temperaturas ordinarias, y con
el oxígeno, cloro, bromo, azufre, nitrógeno, carbono y boro a temperaturas progresivamente más
altas. Con ciertos metales, el silicio se combina formando siliciuros, por ejemplo, Mg2Si. El
silicio cristalino puede obtenerse en masas aciculares cristalizando el elemento de su disolución
en aluminio fundido. Los cristales son bastante duros para rayar el vidrio. Ambas clases de silicio
funden a unos 1.500oC.
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Ing. Luis Valencia Ch.
El Estaño es un metal blanco argentífero, más blando que el zinc, pero más duro que el plomo. A
100oC es muy dúctil y maleable y puede ser transformado a hojas delgadas (papel de estaño). A
200oC se vuelve muy quebradizo y puede pulverizarse. Funde a 231,9oC y hierve a 2.270oC.
El estaño existe en tres variedades alotrópicas: el estaño rómbico, el estaño tetragonal que son
variedades cristalinas, y el estaño gris que es un polvo deleznable.
El Plomo es un metal de color blanco azulado y muy pesado (densidad 11,35 gr/cm3), muy poco
resistente a la tracción. Tiene un punto de fusión bajo 327,5oC y hierve a 1.620oC. El plomo es
blando, maleable y dúctil. A 300oC es especialmente plástico y se puede laminar o estirar para
hacer tubos, barras, varillas, conductos y otras formas. Recién cortado, el metal presenta una
superficie brillante que se empaña enseguida al aire por oxidación superficial, la capa de óxido
que se forma se convierte por acción del anhídrido carbónico y la humedad del aire en una capa
protectora de carbonato básico y lo protege de ulterior corrosión.
5.- PROPIEDADES QUÍMICAS
El Carbono es químicamente inerte a temperatura ambiente. No obstante, a altas temperaturas se
vuelve muy activo y se combina directamente con muchos elementos, tales como el oxígeno,
azufre, cloro, y muchos metales.
El carbono forma dos óxidos pricipalmente: monóxido de carbono, CO y el dióxido de
carbono, CO2. El producto que se forma cuando se combina carbono y oxígeno depende de las
condiciones bajo las que transcurre la reacción, particularmente la temperatura y concentración
de las sustancias reaccionantes. La reacción del carbón con el oxígeno es exotérmica.
Cuando carbón y oxígeno reaccionan a temperatura aproximadamente a 500oC, el producto que
se forma es principalmente dióxido de carbono. Por encima de 500oC se forman cantidades de
monóxido de carbono, y por encima de 1000oC el producto es casi enteramente monóxido de
carbono.
Monóxido de carbono.- El monóxido de carbono es un gas incoloro e inodoro sólo ligeramente
en agua. La ligera solubilidad indica que no hay reacción química entre las dos sustancias. Es
extremadamente venenoso, se acumula en la sangre debido a su fuerte afinidad por la
hemoglobina, con la que se combina formando la carboxihemoglobina.
Es un buen agente reductor, ya que se convierte fácilmente en CO2. Por esta razón se usa para
reducir minerales como el de hierro, zinc, etc; particularmente óxidos a metal libre.
Fe2O3 + 3CO
→
2Fe + 3CO2↑
Dióxido de carbono.- Es un gas incoloro, inodoro en condiciones ordinarias, con una densidad
de 1,977 gr/lt en condiciones normales. No es venenoso en concentraciones moderadas. Se
elimina fácilmente de la sangre por los alvéolos pulmonares, de los que separa en el proceso de
respiración. Al contrario del monóxido de carbono, el dióxido es plenamente soluble en agua,
incrementándose rápidamente la solubilidad con la presión. Esta solubilidad relativamente alta
indica que hay una reacción química entre el gas y el agua.
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Ing. Luis Valencia Ch.
H2O + CO2
⇄ H2CO3
El dióxido de carbono se obtiene comercialmente por varios procedimientos. Algunos
manantiales de gas natural contienen grandes cantidades de CO2, y cantidades adicionales se
derivan de la fermentación alcohólica:
C6H12O6
→ 2 C2H5OH
+ 2 CO2↑
También se libera o desprende dióxido de carbono cuando caliza o mármol se calientan para
producir cal:
CaCO3
→ CaO
+ CO2↑
El dióxido de carbono se ofrece en el mercado en tubos a presión. Se usa para la fabricación
comercial de bebidas carbónicas y para inflar salvavidas y balsas. En forma sólida se llama
“hielo seco” que tiene la propiedad de sublimar antes que fundir en condiciones ordinarias,
empleándose como refrigerante en la industria. También se emplean grandes cantidades en la
preparación de bicarbonato sódico, NaHCO3.
Sulfuro de carbono.- El sulfuro de carbono, CS2, es un líquido incoloro, altamente inflamable, y
con un olor desagradable. El líquido tiene una densidad de 1,26 gr/cm3, hierve a 46,3oC y congela
a –109oC. Se usa extensamente en la industria como disolvente para sustancias no polares, y el
azufre y el fósforo son también bastante solubles en él.
Tetracloruro de carbono.- El tetracloruro de carbono, CCl4, líquido incoloro de densidad 1,60
gr/cm3, tiene un punto de ebullición de 76,8oC y congela a 23oC. Se usa industrialmente como
disolvente para muchas sustancias, particularmente grasas, aceites y ceras. Al contrario que el
CS2, el tetracloruro de carbono no es combustible.
Acido cianhídrico.- El ácido cianhídrico, HCN, es bastante soluble en agua, es un ácido muy
débil, hierve a 26oC y tiene un punto de congelación de – 14oC. Es un líquido incoloro que
produce un vapor con olor de almendras y es extremadamente venenoso. La acción de ácidos
fuertes sobre los cianuros metálicos produce la liberación de HCN:
2 KCN + H2SO4 → K2SO4 + 2 HCN↑
En la industria se usan grandes cantidades de cianuro sódico y potásico, y se indican una serie de
métodos industriales para prepararlos:
Carburos.- A altas temperaturas, muchos metales se combinan con carbón para formar
compuestos binarios tales como Na2C2, CaC2, Al4C3, Fe3C y B4C. Estos compuestos binarios se
llaman carburos. El carburo cálcico, probablemente el más importante de los carburos metálicos,
se prepara calentando CaO y carbón en un horno eléctrico a unos 3000oC:
CaO + 3 C →
CaC2 + CO↑
Algunos no metales se combinan con carbono para formar carburos, el más importante de los
cuales es el carburo de silicio, SiC, comúnmente llamado carborundo.
El Silicio muestra propiedades básicas más pronunciadas que el carbono. No obstante, el óxido
forma un compuesto débilmente ácido con el agua, de modo que el elemento se clasifica
comúnmente como no metal. El silicio reacciona con muchos metales y no metales a altas
38
Ing. Luis Valencia Ch.
temperaturas para formar compuestos binarios llamados siliciuros, tales como Na3Si, Ca2Si,
Fe2Si y PbSi. Reacciona también con bases fuertes, dando hidrógeno:
Si + 2 NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2 H2↑
El silicio forma numerosos compuestos con el hidrógeno, como el silano, SiH4, pero pocos de
estos compuestos son comercialmente importantes.
El silicio reacciona con los halógenos para formar compuestos que llevan la fórmula general
SiX4, que sucesivamente decrecen en estabilidad del SiF4 al SiI4.
El silicio se parece al carbono en que forma los óxidos SiO y SiO2. No obstante los óxidos de
silicio son sólidos, mientras que los de carbono son gaseosos a temperatura ordinaria.
El dióxido de silicio, SiO2, comúnmente llamado sílice, constituye alrededor de una octava parte
de la corteza terrestre. El cuarzo es sílice prácticamente pura; muchas piedras semipreciosas tales
como el jaspe y el ónice son formas impuras de sílice.
El carburo de silicio, SiC, se prepara calentado arena, SiO2, con coque en un horno eléctrico a
1.800oC:
SiO2 + 3 C → SiC + 2 CO↑
El carburo de silicio es un material cristalino, iridiscente, casi tan duro como el diamante.
Normalmente, se llama carborundo, y desde el punto de vista comercial es uno de los carburos
más importantes.
El Estaño desplaza el hidrógeno de los ácidos diluidos, el aire húmedo no lo altera. Con el ácido
clorhídrico caliente da cloruro estannoso, SnCl2, e hidrógeno:
Sn + 2 HCl → SnCl2 + H2↑
El ácido nítrico muy diluido y frio disuelve el estaño, formando nitrato estannoso y nitrato
amónico:
4 Sn + 10 HNO3 → 4 Sn(NO3)2 + 3 H2O + NH4NO3
Con ácido nítrico concentrado forma ácido metaestánnico, H2SnO3, insoluble:
Sn + 4 HNO3 → H2SnO3 + 4 NO2 + H2O
El estaño forma los óxidos: óxido estannoso, SnO y el óxido estánnico, SnO2. Se obtiene SnO2
en forma pura calentando el hidróxido estánnico:
Sn(OH)4 → SnO2
+ 2 H2O
El cloruro estannoso, SnCl2, se obtiene por reacción del estaño con ácido clorhídrico, es un
agente reductor: reduce el cloruro férrico a ferroso, puesto que el ión Sn+2 pasa por oxidación a
Sn+4:
SnCl2 + 2 Fe2Cl3 → 2 FeCl2 + SnCl4
El Plomo reacciona muy lentamente con el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico concentrado y
frío apenas lo ataca para formar sulfato de plomo insoluble que lo preserva de una acción ulterior.
El ácido nítrico actúa sobre el plomo con rapidez dando nitrato de plomo y óxido de nitrógeno.
Los compuestos de plomo pueden relacionarse con dos óxidos, que son el monóxido de plomo,
PbO y el dióxido de plomo, PbO2. Hay otros tres compuestos que se llaman a veces óxidos de
39
Ing. Luis Valencia Ch.
plomo. Uno de ellos llamado subóxido, y que durante algún tiempo se pensó tenía la fórmula
Pb2O, se ha demostrado que no es un compuesto puro sencillo, sino una mezcla de plomo y su
monóxido. Los otros dos compuestos definidos son el sesquióxido (Pb2O3) y el minio (Pb3O4)
que se consideran a veces como óxidos de plomo, y en ocasiones como sales de ácidos de
plomo.
El monóxido de plomo o litargirio (PbO), se prepara calentando el metal en una corriente de
aire a unos 500oC ó 600oC:
2 Pb + O2 → 2 PbO
Las fuentes comunes de iones Pb++ son el nitrato plumboso y el acetato plumboso solubles. El
primero se prepara disolviendo el metal en ácido nítrico, que es una sal típica que se comporta
como un electrolito fuerte, son especialmente peligrosos a causa de su alta solubilidad (son
venenosos).
El dióxido de plomo, PbO2, llamado óxido plúmbico es un polvo pardo que se prepara por
acción del ión hipoclorito sobre el monóxido de plomo, o la del ácido nítrico sobre el minio.
El mayor uso del óxido plúmbico es para electrodos de baterías, también se emplea como agente
oxidante.
El tetraetilo de plomo, Pb(C2H5)4 es probablemente el compuesto plúmbico mejor conocido,
después de los óxidos. Existen varios métodos de preparación; un procedimiento todavía muy
usado consiste en tratar la aleación sodio-plomo con cloruro de etilo:
4 PbNa + 4 C2H5Cl → Pb(C2H5)4 + 4 NaCl + 3 Pb
El tetraetilo de plomo es un líquido a temperatura ordinaria. Se emplea en las gasolinas para
aumentar sus propiedades antidetonantes.
6.- OBTENCIÓN
El Silicio se prepara comercialmente reduciendo dióxido de silicio en un horno eléctrico con una
cantidad limitada de carbón. En presencia de un exceso de carbón, el silicio se convierte en
carburo de silicio:
SiO2 + 2 C → Si + 2 CO↑
Pequeñas cantidades de silicio pueden también ser obtenidas fundiendo dióxido de silicio con
magnesio o aluminio:
SiO2
+
3SiO2 +
2Mg → Si
4Al
+ 2MgO
→ 3Si + 2Al2O3
Para obtener Estaño, la mena se pulveriza y se lava con el objeto de eliminar la materia terrosa, y
luego se somete a tostación si se trata de sulfuro de estaño para convertirlo a óxido. Pero, también
se realiza la tostación para eliminar otros elementos como el azufre, arsénico y antimonio.
Posteriormente se reduce con carbón en un horno de reverbero:
SnO2 + 2 C → Sn + 2 CO↑
El estaño impuro (crudo) que sale del horno de reverbero, se refina para eliminar las impurezas
en una serie de etapas hasta obtener estaño puro (99,96%) para luego ser comercializado.
40
Ing. Luis Valencia Ch.
La obtención del Plomo es algo compleja, generalmente se tritura el mineral y luego se
concentra por flotación, hasta que el concentrado de plomo alcanza a 60 ó 70%.
El concentrado de plomo se calienta fuertemente en el alto horno, mientras se insufla bastante
corriente de aire a través y encima del material. El oxígeno del aire oxida el sulfuro de plomo a
monóxido de plomo, sulfato de plomo y dióxido de azufre:
2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2↑
PbS + O2 → PbSO4
El proceso se deja continuar hasta que la mitad del sulfuro de plomo se convierte en óxido y
sulfato. Se agrega una mezcla de caliza, coque y chatarra u óxido de hierro al mineral
parcialmente tostado; en el calentamiento que sigue ocurren ciertas reacciones. El sulfuro de
plomo que permanece en el mineral parcialmente tostado reduce al óxido y sulfato (producidos
en la primera tostación) a plomo impuro:
2 PbO + PbS → 3 Pb + SO2↑
PbSO4 + PbS → 2 Pb + 2 SO2↑
El carbón o el monóxido de carbono sirven también como agentes reductores:
PbO + C → Pb + CO↑
2 PbO + C → 2 Pb + CO2↑
PbO + CO → Pb + CO2↑
El hierro presente en la chatarra también desplaza el plomo del sulfuro:
PbS + Fe → Pb + FeS
La caliza, CaCO3 y el óxido ferroso, FeO, del mineral de hierro sirven como fundentes, que al
combinarse con la ganga silícea producen una escoria de silicatos de hierro y calcio:
CaCO3 → CaO + CO2↑
CaO + SiO2 → CaSiO3
FeO + SiO2 → FeSiO3
El plomo fundido contiene, impurezas disueltas, como ser cobre, antimonio, arsénico, bismuto,
oro y plata. El refinado posterior es usualmente necesario para luego comercializarlo.
GRUPO DE BORO
1.- CARACTERÍSTICAS
Los elementos de este grupo son: el Boro, Aluminio, Galio, Indio y Talio. Cada elemento del
grupo III A, tiene tres electrones en el último nivel de energía, lo que significa que los átomos
tenderán a perder electrones cuando entren en combinación química y asumirán un estado de
oxidación de + 3. El Galio, Indio y Talio tienen también un estado de oxidación de + 1. El Boro
es el único miembro del grupo que muestra propiedades no metálicas claras.
41
Ing. Luis Valencia Ch.
El Boro se parece al Silicio más que a otro miembro del grupo III A. En efecto, los primeros
elementos de los grupos I A, II A y III A se parecen más a los elementos del grupo siguiente, que
a los del suyo, como indica la siguiente relación diagonal:
IA
II A
III A
IV A
Li
Be
B
C
Na
Mg
Al
Si
2.- HISTORIA
La palabra “bórax” se menciona en los primitivos escritos latinos de química. Se usó primero
como fundente en metalurgia, y luego en extensión limitada en medicina. En 1.702, W.
Homberg obtuvo un ácido de bórax, y lo llamó sal sedativum. Posteriormente, este nombre se
cambio por el de ácido borácico, y finalmente se abrevió en ácido bórico. En 1.808, Gay-Lussac
y Thenard en Francia, y Davy en Inglaterra, prepararon una forma impura de Boro reduciendo
el ácido con potasio. En 1.909, Weintraub obtuvo Boro puro fundido calentando una mezcla de
BCl3 e hidrógeno en un arco de corriente alterna de elevado potencial. El nombre de Boro deriva
del persa bürah.
Numerosos investigadores intentaron aislarlo al Aluminio. En 1.825 Oersted preparó una
amalgama de aluminio haciendo reaccionar amalgama de potasio con cloruro de aluminio.
Destilando el mercurio fuera del contacto del aire, obtuvo el metal aluminio de aspecto parecido
al del estaño.
3.- ESTADO NATURAL
El Boro no se encuentra libre en la Naturaleza. Al estado combinado se encuentra formando el
ácido bórico, H3BO3, el bórax, Na2B4O7. También se encuentra formando el borato cálcico o
colemanita, Ca2B6O11. 5 H2O y el borato magnésico o boracita, 2 Mg3B8O15. MgCl2.
El Aluminio no se encuentra libre en la naturaleza. Al estado combinado forma el feldespato,
KAlSi3O8; la mica, KAlSiO4, y el caolín (arcilla), H2Al2(SiO4)2· H2O; y en varias formas de su
óxido, Al2O3 como corindón o esmeril. El aluminio también forma parte de muchas piedras
preciosas: el zafiro, el rubí, la esmeralda oriental, el aguamarina, el granate, la turquesa. El más
importante de los minerales de los que se extrae el aluminio, es la bauxita, Al2O3· 2 H2O. Otro
mineral es el fluoruro complejo o caolinita, Na3AlF6.
4.- PROPIEDADES FÍSICAS
Las propiedades físicas del Boro no han sido determinadas exactamente porque es bastante difícil
separarlo de sus impurezas. Existe en dos formas alotrópicas: un polvo marrón que en realidad es
un estado microcristalino, y otra, una forma cristalina incolora que a veces parece diamante,
teniendo casi su dureza.
El Aluminio es un metal ligero porque tiene una densidad relativamente baja, es blando, de color
blanco argentífero y es un excelente conductor de la electricidad, a igualdad de peso, es dos veces
mejor conductor que el cobre.
42
Ing. Luis Valencia Ch.
5.- PROPIEDADES QUÍMICAS
El Boro tiene principalmente las propiedades de un no metal. A temperatura ambiente, el
elemento es estable frente al oxígeno, mientras que a temperaturas altas arde con llama verde,
característica del boro y sus compuestos.
El boro se combina espontáneamente con Flúor, Cloro y Bromo para formar los correspondientes
haluros, BX3, y con muchos no metales, formando compuestos como B2S3, B4C y BN. El
carburo de boro B4C es un compuesto cristalino más duro que cualquier otra sustancia, excepto
el diamante. A altas temperaturas, el boro se combina con muchos metales, dando boruros. Los
agentes oxidantes fuertes lo convierten en ácido bórico, H3BO3, mientras que las bases fuertes
reaccionan con él dando boratos:
6 NaOH + 2 B → 2 Na3BO3 + 3 H2↑
El boro forma una serie de óxidos, de los que el más importante es el B2O3. Se prepara
comúnmente por descomposición del ácido bórico por el calor:
2 H3BO3
→ B2O3 + 3 H2O
El B2O3 es un sólido incoloro, de aspecto vítreo, que se une con el agua dando una serie de
ácidos, muchas de cuyas sales tienen importancia industrial.
El ácido más común del boro es el que se usa en medicina para el lavado de ojos, H3BO3, más
conocido por su nombre de ácido bórico o borácico. El ácido puede prepararse tratando
tetraborato sódico (bórax) con ácido sulfúrico.
Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O → 4 H3BO3 + Na2SO4
Muchos de los minerales de boro son sales. El bórax, Na2B4O7. 10 H2O, es la sal sódica
hidratada del ácido tetrabórico, H2B4O7.
Se combina directamente con el flúor, cloro y bromo, pero se requieren métodos indirectos para
preparar el yoduro. El trifluoruro de boro, BF3, y el triclouro, BCl3, son gases; el tribromuro,
BBr3, es líquido, y el triyoduro, BI3, es sólido.
El Aluminio es un metal activo que se combina con muchos no metales, como los halógenos,
formando compuestos que tienen la fórmula general AlX3; con el carbono da el carburo de
alumnio, Al4C3; con el azufre el sulfuro de alumnio, Al2S3, y con el fósforo el fosfuro de
aluminio, AlP. Muchos de los compuestos binarios de aluminio se hidrolizan fácilmente:
Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3 + 3 H2S↑
El aluminio tiene una fuerte afinidad por el oxígeno, como demuestra el intenso calor que se
desprende cuando reaccionan los dos elementos:
Al + 3 O2 → 2 Al2O3
+ 779.000 cal
Su afinidad es tan grande por el oxígeno, que el aluminio reduce los óxidos de muchos metales:
Fe2O3
+ 2 Al → 2 Fe + Al2O3 + 184.400 cal
Cuando se añade una pequeña cantidad de una base a una solución de una sal de aluminio, se
forma un precipitado blanco gelatinoso de hidróxido de aluminio:
3 NaOH + AlCl3 → Al(OH)3↓ + 3 NaCl
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Ing. Luis Valencia Ch.
El sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, se prepara comercialmente calentando óxido de aluminio
natural con ácido sulfúrico. La sal se obtiene en forma hidratada, Al2(SO4)3. 18 H2O:
Al2O3 + 3 H2SO4 → 3 H2O + Al2(SO4)3
6.- OBTENCIÓN
El Boro puede obtenerse reduciendo el óxido B2O3 con exceso de magnesio, en el que se disuelve
el Boro libre. El exceso de metal se separa con un ácido.
B2O3 + 3 Mg → 3 MgO + 2 B
El boro preparado por este método siempre contiene impurezas. Una forma de boro
extremadamente puro puede obtenerse por reducción del tricloruro BCl3, con hidrógeno:
2 BCl3 + 3 H2 → 2 B + 6 HCl
La obtención del Aluminio se realiza por el Proceso Hall, a partir de la bauxita, que es el
principal mineral. Una célula electrolítica formada de carbón sirve como cátodo; los ánodos son
varillas de carbón que se colocan en una mezcla fundida de Al2O3 y criolita Na3AlF6. La criolita
fundida disuelve el óxido de aluminio. El aluminio fundido se retira, recogiéndolo en el
compartimiento catódico de la célula.
Ciertas impurezas, como hierro, que normalmente está presente en los minerales, interfieren en el
proceso electrolítico, deben separase previamente. El mineral finamente molido, se disuelve en
una solución de hidróxido sódico bajo presión, y el óxido de aluminio se convierte en aluminato
sódico soluble. Las impurezas quedan insolubles y pueden separarse por filtración.
Al2O3 + 3 H2O + 2 OH- → 2 Al(OH)4La solución de aluminato sódico se trata entonces con CO2, que invierte la reacción y provoca la
precipitación de Al(OH)3:
Al(OH)4- + CO2 → HCO3- + Al(OH)3↓
Finalmente, el Al(OH)3 se filtra, se lava y se convierte en óxido calentándolo:
2 Al(OH)3 → 3 H2O
+ Al2O3
METALES ALCALINOS
1.- CARACTERÍSTICAS
Los elementos del grupo I A son: el Litio, Sodio, Potasio, Rubidio, Cesio y Francio. Los átomos
de cada elemento tienen un electrón en el último nivel de energía. Presentan un estado de
oxidación de + 1 y forman compuestos electrovalentes.
Los potenciales de ionización son bajos comparados con los elementos de otros grupos. Esto
indica que pierden fácilmente el único electrón. Son los elementos más electropositivos y son
difíciles de obtener de sus compuestos. No tienen la tendencia de formar iones complejos ni
enlaces coordinados porque sus iones son grandes y llevan una carga muy pequeña.
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Ing. Luis Valencia Ch.
2.- HISTORIA
El Litio fue descubierto en 1.817 por Arfwedson. El que lo aisló fue Bunsen en 1.855. La
palabra “litio” deriva del griego litheos (pétreo), se le asignó por creerse que sólo se hallaba
presente en el reino mineral.
El sodio se conoce desde los tiempos remotos bajo la forma de sal común o cloruro de sodio. El
carbonato sódico, Na2CO3, procedente de la ceniza de plantas marinas, se confundió durante
largo tiempo con el carbonato potásico, K2CO3, procedente de la ceniza de plantas terrestres. Más
tarde se denominó potash (en castellano, potasa); los alemanes llaman kali a la potasa, y natron a
la sosa. Las dos sustancias llamadas ahora hidróxido de sodio e hidróxido potásico se
consideraron durante mucho tiempo como elementos, por haber resistido a todas las tentativas
encaminadas a descomponerlos por el calor o mediante reactivos químicos. En 1.807, Davy aisló
los metales sodio y potasio por electrólisis de los hidróxidos sólidos fundidos.
3.- ESTADO NATURAL
Los metales alcalinos son químicamente muy reactivos, y por eso no se encuentra nunca libres en
la naturaleza. Al estado combinado se encuentran formando varios compuestos:
Ambligonita
LiAlFO4
Espodumena
LiAl(SiO3)2
Albita
NaAlSi3O8
Halita
NaCl
Carnalita
KCl.MgCl2. 6 H2O
Silvina
KCl
Sus compuestos son altamente solubles en agua, y el efecto disolvente del agua de lluvia en la
tierra ha determinado su acumulación en los océanos. Las sales de Litio se obtienen
principalmente de las salmueras de lagos. Grandes depósitos de NaCl se encuentran en muchos
países.
Las sales de Potasio más frecuentes son el cloruro de potasio y el sulfato de potasio. Las sales de
Rubidio y Cesio se encuentran asociadas en pequeñas cantidades con las de otros metales
alcalinos.
4.- PROPIEDADES FÍSICAS
Los metales alcalinos son buenos conductores de calor y la electricidad porque sus electrones de
valencia se desplazan fácilmente entre los átomos. Son todos de apariencia plateada, y su dureza
decrece del litio al cesio, aunque todos son blandos.
Las densidades de Litio, Sodio y Potasio son menores que la del agua; el litio es el metal más
ligero. El punto de fusión del cesio es sólo ligeramente superior a la temperatura ambiente.
Los metales alcalinos se disuelven fácilmente en mercurio, formando amalgamas. La amalgama
de sodio se usa ampliamente en laboratorio, donde el sodio puro sería difícil de manejar. Las
propiedades físicas y químicas del francio no han sido determinadas aún, porque es difícil obtener
cantidades apreciables del elemento.
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Ing. Luis Valencia Ch.
5.- PROPIEDADES QUÍMICAS
Los metales alcalinos son los más típicos en los que respecta a sus propiedades físicas y
químicas. Todos reaccionan con agua liberando hidrógeno, y se combinan con muchos no
metales, formando compuestos binarios. Forman sales típicas, cloruros, nitratos, sulfatos, fosfatos
y carbonatos.
Reaccionan con el hidrógeno para formar los hidruros respectivos. Los nitruros se hidrolizan
fácilmente con agua dando una base y amoníaco:
Li3N
+ 3 NaOH
→ 3 LiOH
+ NH3↑
Los metales alcalinos reaccionan con amoníaco líquido, en forma similar como reaccionan con el
agua, liberando hidrógeno:
2 Na + 2 NH3
→ 2 NaNH2
+ H2↑
2 Na + 2 H2O
→
+ H2 ↑
2 NaOH
Oxidos.- La fórmula general de los óxidos de metales alcalinos es M2O. Además de los óxidos, el
litio, sodio y potasio forman peróxidos.
Cuando arden en el aire, se combinan vigorosamente con oxígeno en una reacción altamente
exotérmica. Si la reacción progresa a temperaturas altas, se forman los óxidos más altos, M 2O2 y
MO2.
Los óxidos normales pueden prepararse por distintos métodos. El calentamiento de óxidos más
altos con metal libre da M2O:
KO2 + 3 K →
2 K2O
Excepto para el litio, los óxidos normales, pueden prepararse calentando el correspondiente
nitrato con metal libre:
2 KNO3 + 10 K
→ 6 K2 O
+ N2↑
El peróxido de sodio, Na2O2, es el óxido más importante de los metales alcalinos. Se prepara
comercialmente pasando lentamente trozos de sodio en bandejas a través de un horno a unos
400oC, lanzando sobre los trozos de sodio aire a contracorriente. El peróxido de sodio es un
poderoso agente oxidante.
Hidróxidos.- El hidróxido sódico, NaOH, comúnmente llamado sosa caústica, y el hidróxido
potásico, KOH, llamado lejía potásica, son los únicos álcalis que se producen en gran cantidad.
Como el NaOH es más barato, se usa casi exclusivamente en la industria. En la preparación
comercial del NaOH se emplean dos métodos: 1) el de la cal sodada y 2) el electrolítico. El
primero es un proceso simple, que consiste en calentar cal, Ca(OH)2, con una solución al 20% de
Na2CO3. El carbonato cálcico precipita y puede separase por filtración, o simplemente retirándolo
del líquido del que se recupera el NaOH evaporando el agua:
Na2CO3 + Ca(OH)2 →
2 NaOH + CaCO3↓
El desarrollo de sistemas baratos de producción eléctrica ha hecho posible una serie de métodos
electrolíticos para preparar NaOH. Uno de los más comunes utiliza la célula Nelson, en ella una
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Ing. Luis Valencia Ch.
gran barra de carbón sirve de ánodo y un recipiente de hierro perforado actúa como cátodo. Los
dos electrodos se separan mediante una lámina de asbesto, con una solución de NaCl rodeando el
ánodo. El hidrógeno sale del compartimiento catódico, y el cloro del anódico, mientras que el
NaOH se recoge en el fondo del colector de acero.
Hidróxido sódico de alta pureza puede prepararse disolviendo NaOH electrolítico en alcohol. El
NaOH es bastante soluble en alcohol, pero las impurezas no lo son. El líquido se decanta y el
NaOH se recupera evaporando el alcohol.
En laboratorio, se obtienen hidróxidos de metales alcalinos en cantidades relativamente pequeñas.
El metal se hace reaccionar con agua para producir hidróxido e hidrógeno, y los óxidos y
peróxidos reaccionan con agua, dando los correspondientes hidróxidos:
K2O + H2O → 2 KOH
2 K2O2 + 2 H2O → 4 KOH + O2↑
Los hidróxidos son muy higroscópicos, así las píldoras de NaOH absorben bastante agua del aire
como para formar una solución. Todos los hidróxidos son sólidos blancos.
Hidruros.- Todos los metales alcalinos se combinan directamente con hidrógeno, formando
hidruros, que se hidrolizan violentamente con agua, liberando hidrógeno:
2 NaH + H2O → 2 NaOH + 2 H2↑
Haluros.- Los metales alcalinos reaccionan violentamente con los halógenos, formando
compuestos iónicos estables. Sus haluros fundidos son, por consiguiente, buenos conductores de
la electricidad, sus cloruros se encuentran en la naturaleza.
Carbonato de sodio.- El carbonato de sodio es una sales más importantes de sodio, se produce
por dos procesos principales: el proceso Solvay y el proceso electrolítico.
PROCESO SOLVAY.- Gran parte del Na2CO3 que se prepara se obtiene del NaCl que produce
la sal anhidra. Cuando se recristaliza de la solución, da el hidrato, Na2CO3. 10 H2O, que se
denomina sosa de lavar.
El proceso Solvay, usa NH3, CaCO3 y NaCl como materias primas. El NH3 y el CO2 se pasan
simultáneamente a través de agua fría, que da bicarbonato amónico, NH4HCO3:
NH4OH + H2CO3 → H2O + NH4HCO3
El NH4HCO3 se añade a una solución de NaCl, lo que provoca la precipitación del bicarbonato
sódico NaHCO3:
NH4HCO3
+ NaCl
→
NH4Cl + NaHCO3↓
El CO2 usado en el proceso se obtiene calentando caliza, CaCO3:
CaCO3 → CaO + CO2↑
La utilización de subproductos es importante en la industria. En el proceso Solvay, los
subproductos CaO y NH4Cl se hacen reaccionar y dan NH3, que se recicla en la producción de
NH4HCO3:
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Ing. Luis Valencia Ch.
2 NH4Cl + CaO →
CaCl2 + H2O + 2 NH3↑
El NaHCO3, se seca y se convierte en Na2CO3, calentándolo:
2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2↑
El CO2 se recicla para producir más NH4HCO3. La reacción total del proceso Solvay es:
CaCO3 + 2 NaCl →
CaCl2 + Na2CO3
El único subproducto del proceso total es cloruro cálcico, del que hay una considerable demanda
industrial.
Carbonato potásico.- El carbonato potásico, K2CO3, es un sólido blanco llamado comúnmente
potasa. Se preparan grandes cantidades pasando CO2 a través de una solución que contiene
MgCO3 y KCl:
3 MgCO3 + 2 KCl + 9 H2O + CO2 → MgCl2 + 2(MgCO3·KHCO3·4 H2O)↓
El carbonato doble se calienta en solución, dando MgCO3 por precipitación y CO2:
2(MgCO3·KHCO3) → 2 MgCO3↓ + H2O + K2CO3 + CO2↑
El K2CO3 se obtiene por evaporación y cristalización, mientras que el MgCO3 y el CO2 se
vuelven a usar en el proceso. La reacción total del mismo es:
MgCO3 + 2 KCl → MgCl2 + K2CO3
Nitratos y nitritos.- Los nitratos naturales se encuentran en Chile, principalmente como nitrato
de sodio, NaNO3. El nitrato potásico, KNO3, puede prepararse a partir de KCl, que se encuentra
en el mineral Silvina, y de NaNO3. Soluciones calientes y saturadas de los dos reaccionantes se
mezclan y precipitan el NaCl menos soluble:
KCl + NaNO3 →
NaCl↓ + KNO3
Cuando el líquido se enfría, precipita el KNO3 de la solución, que se recoge y se purifica por
recristalización. El nombre común del KNO3 es salitre, y el del NaNO3, salitre de Chile.
El nitrito sódico puede prepararse en el laboratorio calentando una mezcla de NaNO3 y plomo
pulverizado:
Pb
+ NaNO3
→
PbO
+ NaNO2
Los sulfatos ácidos, NaHSO4 y KHSO4, se forman calentando los correspondientes sulfatos con
H2SO4 en las cantidades calculadas:
H2SO4 + K2SO4 → 2 KHSO4
La purificación se efectúa usualmente por recristalización de la solución. El sulfato potásico
cristaliza de la solución como sal anhidra, mientras que el sulfato sódico lo hace como
decahidrato, Na2SO4. 10 H2O, comúnmente llamado sal de Glauber.
Fosfatos.- Los fosfatos son fertilizantes importantes. El fosfato sódico, Na3PO3, se prepara por
una serie de reacciones, la primera de las cuales produce Na2HPO4 por reacción entre H3PO4 y
Na2CO3:
Na2CO3 + H3PO4 → Na2HPO4 + H2O + CO2↑
El fosfato normal se obtiene usando NaOH:
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Ing. Luis Valencia Ch.
Na2HPO4 + NaOH → Na3PO4 + H2O
Los cianuros de sodio y potasio tienen gran demanda en la industria. El cianuro sódico se
prepara tratando NH3 con sodio, lo que forma sodamida, NaNH2:
2 Na + 2 NH3 →
2 NaNH2
+ H2↑
La sodamida se calienta entonces con carbón para formar el cianuro:
NaNH2 + C → NaCN + H2↑
Muchos compuestos de sodio y potasio son bastantes solubles en agua.
6.- PREPARACIÓN
Los metales alcalinos pueden obtenerse por electrólisis de sus cloruros o hidróxidos fundidos. El
proceso debe efectuarse en atmósfera inerte porque los elementos se combinan fácilmente con
oxígeno y nitrógeno, formando óxidos y nitruros.
Sodio y potasio son los únicos metales alcalinos que se preparan en grandes cantidades para uso
comercial, particularmente el sodio, porque sus sales son mucho más baratas que las de potasio.
La mayor parte del sodio usado comercialmente se prepara por electrólisis de cloruro de sodio
fundido por el Proceso Downs, el NaCl funde a 804oC. De los muchos tipos de células
electrolíticas que se han desarrollado para la preparación de sodio, la Célula de Downs, es una de
las más comunes. Contiene un ánodo de grafito y cátodos de hierro rodeados por un
comportamiento anular. Primero se pasa NaCl fundido a la célula. Entonces, durante la
electrólisis, el sodio, de baja densidad, sube a la superficie en el cátodo, de donde se retira por
medio de un tubo. El cloro, subproducto de la electrólisis, tiene una gran demanda en la industria,
se libera en el compartimiento anódico.
El potasio se prepara usualmente por electrólisis del hidróxido o del cloruro fundidos por el
Proceso Castner. La Célula Castner es algo diferente de construcción que la Downs, pero las
reacciones en los electrodos son las mismas. Pequeñas cantidades de potasio metálico se preparan
por reducción del K2CO3 con sodio a temperaturas altas y en ausencia de aire:
K2CO3 + 2 Na →
Na2CO3 + 2 K
METALES ALCALINOTERREOS
1.- CARACTERÍSTICAS
Los metales alcalinotérreos son poderosos agentes reductores, es decir, se desprenden fácilmente
de sus electrones. Son menos reactivos que los metales Alcalinos, pero lo suficiente como para no
existir libres en la naturaleza. Aunque son bastante frágiles, son maleables y dúctiles. Conducen
la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire.
Los metales Alcalinotérreos son el Berilio, Magnesio, Calcio, Estroncio, Bario y Radio. Sus
óxidos se llaman tierras alcalinas.
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Ing. Luis Valencia Ch.
Cada elemento contiene dos electrones en el último nivel de energía, que se pierden cuando
entran en combinación química. Los elementos muestran un número de oxidación de +2,
incrementando progresivamente las propiedades metálicas desde el Berilio al Radio.
2.- HISTORIA
Los primeros químicos dieron el nombre de tierras a un grupo de sustancias naturales que no se
descomponían por el calor y eran insolubles en agua. Las más solubles de las tierras fueron
llamadas tierras alcalinas, grupo de sustancias que ahora son los óxidos de los elementos del
grupo II A.
El Berilio fue descubierto como óxido en 1797 por el químico francés Louis Nicolas Vauquelin;
el elemento libre fue aislado por primera vez en 1828 por Friedrick Wohler y Antonine
Alexandre Brutus Bussy, independientemente.
El Magnesio, fue aislado por primera vez por el químico británico Humphry Davy en 1808, se
obtiene hoy en día principalmente por la electrólisis del cloruro de magnesio fundido.
En 1.808, Davy logró descomponer las tierras alcalinas electrolíticamente, y obtuvo los metales
libres, magnesio, calcio, estroncio y bario. Desde entonces han sido los elementos, y no los
óxidos, los conocidos como alcalinotérreos.
En 1.898, Marie Sklodowska, después Madame Curie y Pierre Curie, anunciaron juntos el
descubrimiento del Radio.
3.- ESTADO NATURAL
Los metales alcalinotérreos son demasiado activos para encontrarse al estado libre en la
naturaleza. Al estado combinado se encuentran formando minerales, que entre los más comunes
son:
Berilio
Be3Al2(SiO3)6
Carnalita
KCl·MgCl2·6H2O
Dolomita
CaCO3·MgCO3
Magnesita
MgCO3
Espato de flúor
CaF2
Yeso
CaSO4·2H2O
Celestina
SrSO4
Barita
BaSO4
Del agua del mar y de manantiales intensamente salados, se obtienen grandes cantidades de
Magnesio. El Calcio está también presente en aguas del mar, principalmente como sulfato,
cloruro y bicarbonato. Las conchas de animales marinos son fundamentalmente carbonato
cálcico. Los compuestos de Radio se encuentran junto con minerales tales como la pechblenda,
que consiste principalmente en óxido de uranio, U3O8.
4.- PROPIEDADES FÍSICAS
Los metales alcalinotérreos tienen todos tienen un brillo plateado cuando sus superficies han sido
cortadas recientemente, pero excepto el berilio se deslustran rápidamente. Su dureza decrece al
incrementarse el peso atómico. El berilio, que tiene el peso atómico más bajo del grupo, es lo
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Ing. Luis Valencia Ch.
bastante duro para cortar el vidrio. Como todos los metales, los alcalinotérreos son buenos
conductores de la electricidad.
5.- PROPIEDADES QUÍMICAS
Las propiedades químicas del Mg, Ca, Sr, Ba y Ra son similares. El berilio, sin embargo, tiene
propiedades que se parecen más a las del aluminio que a las de los demás miembros del grupo.
Los elementos del grupo II A poseen propiedades metálicas definidas.Todos ellos, excepto el
berilio, reaccionan con agua, liberando hidrógeno, incrementándose progresivamente la
velocidad de la reacción del magnesio al radio:
Ca + 2 H2O
→ Ca(OH)2 + H2↑
Los átomos de estos elementos tienden a perder electrones en un proceso de formación de
compuestos electrovalentes, indicando así que son fuertes agentes reductores. Forman óxidos de
fórmula general MO, y nitruros, M3N2, que sufren fácil hidrólisis:
Mg3N2 + 6 H2O → 3 Mg(OH)2
+ 2 NH3↑
Con excepción del Berilio, se oxidan fácilmente cuando están expuestos al oxígeno atmosférico.
El Magnesio arde en el aire con llama brillante, lo que lo hace ideal para uso en fuegos artificiales
y cohetes de señalización.
Los compuestos de Radio no han sido estudiados completamente porque el elemento es muy
escaso. No obstante, las propiedades físicas y químicas conocidas del elemento lo colocan
definitivamente en el grupo II A.
Los óxidos de los metales alcalinotérreos, excepto el de berilio, pueden prepararse calentando sus
carbonatos respectivos:
MgCO3
→ MgO + CO2↑
La temperatura de descomposición se incrementa progresivamente con el número atómico. El
CaCO3 se descompone a unos 900oC. El carbonato de bario tiene una temperatura de
descomposición tan alta, que calentándolo es difícil preparar el BaO.
El óxido de calcio comúnmente conocido por cal viva, se prepara en grandes cantidades para
uso industrial, a partir de la caliza.
CaCO3
→
CaO + CO2↑
Los óxidos de este grupo se disuelven en agua, dando bases que incrementan progresivamente su
fuerza del berilio al radio. Las reacciones son exotérmicas, incrementándose el calor de reacción
desde 5.400 cal/mol para el MgO hasta 22.300 cal/mol para el BaO. La solubilidad en agua se
incrementa desde el Mg(OH)2 hasta el Ba(OH)2, siendo el Mg(OH)2 sólo ligeramente soluble.
Los hidróxidos son solubles aun en los ácidos más débiles produciendo sales.
Los hidróxidos que reaccionan con el CO2 atmosférico forman carbonatos. La cal apagada al aire
se forma cuando Ca(OH)2, se expone al aire durante un periodo largo de tiempo:
Ca(OH)2 + CO2 →
CaCO3↓
+ H2O
51
Ing. Luis Valencia Ch.
Las principales formas naturales de carbonato, se tiene el carbonato cálcico como caliza,
mármol, calcita, etc. Todas derivan de las conchas de animales marinos. Grandes depósitos de
caliza se encuentran por todo el mundo.
Los bicarbonatos de magnesio y calcio se forman pasando dióxido de carbono a través de
soluciones de sus hidróxidos:
Mg(OH)2 + 2 H2CO3
→
Mg(HCO3)2
+ 2 H2O
Todos los metales alcalinotérreos forman peróxidos. El peróxido de bario, BaO2, es el más
conocido.
El mineral baritina, BaSO4, se usa en la preparación de muchos compuestos de bario. Se le
convierte primero en carbonato, tratándolo con carbonato sódico:
BaSO4 + Na2CO3
→
Na2SO4
+ BaCO3
El sulfato puede reducirse con carbón a temperatura alta produciendo BaS:
BaSO4
+ 4C →
BaS + 4 CO↑
6.- OBTENCIÓN
Las cantidades relativamente pequeñas que se usan de Berilio, principalmente como agente
endurecedor en aleaciones como con el cobre, se preparan por electrólisis de sales de berilio
fundidas; por ejemplo, BeCl2. El Magnesio se produce en cantidades a cualquiera de los otros
metales alcalinotérreos. Las cifras de producción de una sustancia usualmente son un índice de su
importancia industrial. Por su carácter altamente electropositivo, el magnesio es difícil de obtener
por reducción de sus compuestos. Uno de los sistemas antiguos, es la electrólisis del MgCl2· H2O
fundido, extraído de manantiales salinos o del agua del mar. En este proceso se trata primero con
hidróxido cálcico, que precipita al hidróxido magnésico, menos soluble:
Mg+2 + 2 OH- →
Mg(OH)2↓
Después, el Mg(OH)2 precipitado se separa por filtración y se disuelve con HCl:
Mg(OH)2 + 2 HCl →
MgCl2 + 2 H2O
El MgCl2 se purifica por evaporación parcial del agua, dejando cristalizar la sal de la solución.
Finalmente se funde la sal y se obtiene el magnesio por un método electrolítico. Un proceso más
reciente, consiste en el tostado de magnesita, MgCO3, para formar el óxido:
MgCO3
→ MgO + CO2↑
El óxido se convierte en MgCl2, tratándolo con monóxido de carbono y cloro:
MgO + CO + Cl2 →
MgCl2 + CO2↑
El Magnesio es obtenido por electrólisis del MgCl2 fundido.
El Calcio se prepara por electrólisis de una mezcla fundida de CaCl2 y CaF2; El CaF2 baja el
punto de fusión del CaCl2, el proceso se efectúa en un crisol de grafito, que sirve de ánodo,
haciendo de cátodo una barra de hierro.
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Ing. Luis Valencia Ch.
El Bario se obtiene calentando óxido bárico con aluminio hasta que el Bario se vaporiza. Los
vapores son enfriados, lo que provoca la condensación del metal:
3 BaO + 2 Al → Al2O3
+ 3 Ba↑
El Radio es el más electropositivo de los metales alcalinotérreos y, en consecuencia, de más
difícil obtención a partir de sus compuestos. Madame Curie pudo obtenerlo por electrólisis de una
solución de cloruro de radio en 1.910; usando un cátodo de mercurio, fue capaz de obtener una
amalgama radio-mercurio de la que separó el mercurio por destilación.
METALES DEL GRUPO I B
1.- CARACTERÍSTICAS
Los metales del Grupo I B son: el Cobre, la Plata y el Oro, fueron los primeros metales conocidos
por el hombre. El oro y la plata son relativamente inertes, lo que explica que se encuentren en
estado libre.
Las propiedades físicas y químicas de los elementos del grupo I B son bastante diferentes de las
de los elementos del grupo I A. Muchas de las diferencias proceden de los contrastes en tamaño y
estructura de los átomos de los elementos.
Cuando se compara los elementos cualesquiera de los grupos A y B, se encuentra en general que
el radio de enlace de los elementos del grupo B es más pequeño que en el grupo A. Por ejemplo:
el radio de enlace del litio es 1,56 Aº y el del oro es 1,40 Aº.
Los átomos de cobre, plata y oro son todos más pequeños que el de litio, que es el más pequeño
de los metales alcalinos. Sin embargo, el átomo de oro tiene 79 electrones en 6 niveles de
energía, mientras que el de litio tiene 3 electrones en 2 niveles de energía. Esta diferencia puede
significar que los electrones del cobre, plata y oro están más comprimidos que los electrones de
los átomos de los metales alcalinos.
Los óxidos de cobre, plata y oro en el estado de oxidación + 1 son ligeramente básicos, mientras
que en los más altos estados de oxidación exhiben algunas propiedades ácidas débiles.
2.- ESTADO NATURAL
La Plata y el Oro se llaman metales nobles porque muestran sólo una ligera tendencia a entrar en
combinación química con otros elementos. El Cobre es más reactivo. Como resultado, la plata, el
oro y, en extensión limitada el cobre, se encuentran en estado libre. Al estado combinado se
encuentran formando minerales como:
Calcosina
Cu2S
Calcopirita
CuFeS2
Cuprita
Cu2O
Malaquita
Cu(OH)2·CuCO3
Argentita (plata negra)
Ag2S
Querargirita (plata córnea)
AgCl
Proustita
Ag3SbS3
Silvanita
AgAuTe4
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Ing. Luis Valencia Ch.
La Plata nativa se encuentra usualmente asociada con minerales de Cobre y Plomo y con Oro
nativo. El Oro nativo se encuentra en vetas en formaciones cuarcíferas, especialmente en los
depósitos aluviales formados por erosión de rocas de cuarzo.
3.- PROPIEDADES FÍSICAS
El Cobre, Plata y Oro son bastante dúctiles y maleables, y tienen altas densidades y puntos de
fusión. El cobre y el oro tienen color amarillo característico mientras la plata es casi blanca. La
plata es el mejor conductor conocido del calor y de la electricidad y es tan dúctil, que 1 gramo de
plata puede estirarse en un hilo de más de 1 milla de longitud.
4.- PROPIEDADES QUÍMICAS
El Cobre forma dos series de compuestos con los estados de oxidación de +1 y +2; los
compuestos cúpricos son en general más estables que los cuprosos en condiciones ordinarias. Sin
embargo, a altas temperaturas son más estables los compuestos cuprosos. Por la estabilidad de los
compuestos cúpricos, principalmente de las sales de ácidos oxigenados, son más familiares que
los cuprosos.
El Cobre no es atacado por ácidos reductores como HCl y H2SO4 diluido en ausencia de oxígeno.
Sin embargo, reacciona con ácidos oxidantes como HNO3 y H2SO4 concentrado. Muchos ácidos
reaccionan con el cobre en presencia de aire: aun el extremadamente débil ácido carbónico
convierte gradualmente el cobre en un carbonato básico de cobre, Cu(OH)2· CuCO3; muchas de
las sales básicas son ligeramente solubles en agua. El cobre reacciona fácilmente con el azufre y
los halógenos, dando compuestos binarios. Todas las sales solubles de cobre son venenosas.
Los iones cúpricos son azules en forma hidratada, Cu(H2O)4+2 e incoloros en forma anhidra
Cu+2. Los iones cuprosos, Cu+, son incoloros y sólo pueden existir en forma anhidra, ya que
sufren oxidación-reducción en solución:
2 Cu+ → Cu+2 + Cu
El óxido cuproso rojo, Cu2O, puede prepararse calentando cobre en oxígeno a 1.000oC o por
disociación de óxido cúprico a alta temperatura:
4Cu +
O2
→
4CuO →
2Cu2O
2Cu2O + O2↑
El óxido cuproso es un buen agente reductor, ya que tiende a convertirse e la forma cúprica.
El óxido cúprico negro, CuO, puede prepararse calentando cobre finamente pulverizado en
exceso de oxígeno:
2 Cu + O2 → 2 CuO
También puede prepararse calentado hidróxido cúprico:
Cu(OH)2 →
CuO + H2O
El hidróxido cuproso, CuOH, es un compuesto amarillo, inestable; mientras que el hidróxido
cúprico, Cu(OH)2, es compuesto claramente estable, azul pálido, que puede prepararse añadiendo
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Ing. Luis Valencia Ch.
una base a una solución de sal cúprica. Ambos compuestos son sólo ligeramente solubles en
agua:
Cu+2 + 2 OH- → Cu(OH)2↓
Los hidróxidos cuproso y cúprico son bases débiles. La hidrólisis de sus sales da, por
consiguiente, soluciones ligeramente ácidas.
Cuando el óxido cuproso, Cu2O, se disuelve en H2SO4, se obtienen iones cúpricos, Cu+2 debido a
la autooxidación-reducción de los iones cuprosos:
Cu2O(s) + H2SO4 → Cu(s) + CuSO4 + H2O
El sulfato cuproso, Cu2SO4, es un compuesto muy inestable. El sulfato cúprico, CuSO4, forma
una serie de hidratos según la temperatura. La sal anhidra es blanca. El pentahidrato CuSO4. 5
H2O se llama comúnmente vitriolo azul, y es uno de los sulfatos más conocidos. El sulfato
cúprico se prepara normalmente de dos maneras para usos comerciales:
1.- El cobre se oxida en presencia de ácido sulfúrico:
2 Cu + 2 H2SO4 + O2 → 2 CuSO4
+ 2 H2O
2.- El sulfuro cúprico se oxida a sulfato por el aire:
CuS
+ 2 O2 → CuSO4
Los compuestos cuprosos forman iones complejos negativos como Cu(CN)2-.
La Plata existe en el estado de oxidación + 1 en muchos compuestos. La acción de agentes
oxidantes fuertes sobre la plata produce un compuesto al que se supone la fórmula AgO. Sin
embargo, se descompone fácilmente en plata y oxígeno.
La plata no es muy activa químicamente. Se oxida por el ozono, pero no por el oxígeno
molecular. Los halógenos reaccionan lentamente con ella, mientras el azufre y muchos de sus
compuestos reaccionan formando el sulfuro de plata, Ag2S.
4 Ag + 2 H2S + O2 → 2 Ag2S + 2 H2O
La plata no desplaza al hidrógeno de los ácidos, pero reacciona con agentes oxidantes como
HNO3 y H2SO4 concentrado, liberando óxidos de nitrógeno y azufre, respectivamente. Con
HNO3 concentrado, la plata forma NO2 gaseoso:
Ag(s) + 2 H+ + NO3- → Ag+ + H2O + NO2(g)
El óxido de plata se descompone fácilmente por el calor:
2 Ag2O
→ 4 Ag + O2↑
El sulfato de plata, Ag2SO4, precipita de la solución cuando reacciona plata y H2SO4
concentrado:
2 Ag + 2 H2SO4 → Ag2SO4↓ + 2 H2O + SO2↑
El sulfuro de plata, Ag2S, se forma como precipitado negro cuando se pasa H2S a través de una
solución de sal de plata:
2 AgNO3 + H2S → Ag2S↓ + 2 HNO3
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Ing. Luis Valencia Ch.
Igual que otros elementos de transición, la plata forma una serie de iones complejos. Cuando se
añade un exceso de NH4OH a AgCl, la plata pasa a la solución como iones complejos
amoniacales, Ag(NH3)2+:
AgCl + 2 NH3 → Ag(NH3)2Cl
Ag(NH3)2Cl ⇄ Ag(NH3)2+ + ClSales de plata ligeramente solubles reaccionan con cianuros, formando iones complejos
cianurados solubles, Ag(CN)2- y con tiosulfatos dando los iones complejos Ag(S2O3)2-3.
El Oro forma dos series de compuestos, aurosos y aúricos, con números de oxidación +1 y +3
respectivamente. Cuando los iones aurosos y aúricos están en solución, se establece el siguiente
equilibrio:
3 Au+
⇄ Au +3 + 2 Au
Cuando la concentración de Au+3 es suficientemente grande, ocurre una hidrólisis dando Au2O3.
2 Au+3 + 3 H2O → Au2O3↓ + 6 H+
Ya que el oro es el último metal de la serie electromotriz, todos los otros metales reducirán a los
iones del oro en solución.
Al contrario que el cobre y la plata, el oro no es atacado por el aire atmosférico. Ni reacciona con
ninguno de los ácidos comunes, pero se disuelve en agua regia por la formación de un cloruro de
oro complejo y estable AuCl4-. Los halógenos atacan al oro fácilmente cuando están calientes. La
energía de formación de los compuestos de oro es relativamente baja, lo que significa que se
descompondrán fácilmente por el calor.
El oro forma dos óxidos estables, el óxido auroso, Au2O, de color violeta, y el óxido aúrico,
Au2O3, de color marrón y un óxido inestable, AuO. El óxido auroso es básico y se descompone
fácilmente en agua, dando Au y Au2O3; el óxido aúrico muestra propiedades ácidas.
El hidróxido aúrico, Au(OH)3, puede precipitarse por la acción de bases fuertes sobre el ácido
cloroaúrico o sus sales:
HAuCl4 + 4 NaOH
→ 4 NaCl + H2O + Au(OH)3↓
El oro forma los cianuros complejos, el aurocianuro sódico, NaAu(CN)2, y auricianuro sódico,
NaAu(CN)4, por reacción entre NaCN y las sales aurosas y aúricas respectivamente. Los dos se
usan en electrodeposición.
5.- OBTENCIÓN
Metalurgia del cobre.- Muchos procesos metalúrgicos suponen el uso de minerales sulfurados
de cobre y cada tipo de mineral requiere tratamiento metalúrgico especial. Describiremos primero
el proceso efectuado tratando menas sulfuradas. La presencia de sulfuro de hierro complica
grandemente la metalurgia de los sulfuros de cobre. El mineral triturado contiene del orden del
5% en cobre. Se trata usualmente por el proceso de flotación, que da un concentrado
aproximadamente de un 30% en cobre. El concentrado se tuesta entonces para convertir el hierro
56
Ing. Luis Valencia Ch.
en FeS y FeO. En este proceso se desprende SO2, que en algunas Plantas se convierte en H2SO4.
El producto existe ahora en forma de Cu2S, FeS y FeO.
La siguiente etapa es la fusión. Los Cu2S, FeS y FeO se mezclan con sílice y caliza y se pasan a
un horno de chimenea abierta donde los sulfuros y el óxido funden juntos en una masa llamada
mata. La escoria se separa en la superficie. La mata se trata después en un convertidor Bessemer,
donde se añade sílice y se insufla aire caliente a través dc la masa fundida. En esta etapa, el FeS
se convierte en FeO y se forma una escoria de silicato:
2FeS + 3O2 → 2FeO + 2SO2↑
FeO + SiO2 → FeSiO3
La escoria se separa y se insufla otra vez aire caliente en la masa fundida, lo que produce una
serie de reacciones de las que el cobre es el producto final:
2Cu2S + 3O3
→
2Cu2O + Cu2
→
2Cu2O + 2SO2↑
6Cu
+
SO2↑
El cobre producido por este sistema se llama cobre de burbuja porque las burbujas de los gases
que escapan quedan en la superficie del metal cuando se vierte en moldes El cobre de burbuja
contiene un 3% de impurezas y no es apto para mucho usos. Un proceso de refinado preliminar
llamado poling supone el paso de una corriente de aire sobre la superficie del cobre de burbuja
fundido para oxidar las impurezas metálicas El cobre fundido se agita entonces con troncos de
madera verde para reducir el óxido cuproso que pudiera haberse formado.
El cobre de burbuja se refina usualmente por electrólisis. Se coloca en placas que pesan unas 300
libras que se usan como ánodos en células electrolíticas en las que el electrolito es solución de
sulfato de cobre acidificada con H2SO4. Los cátodos son tiras finas de cobre. Cuando la corriente
circula a través, de la solución, el cobre del ánodo pasa a la solución como iones Cu+2, mientras
que éstos se depositan como cobre libre en el cátodo. Trazas de metales en el ánodo como oro,
plata, platino, selenio, teluro, caen al fondo del recipiente como lodo anódico, del que pueden
recuperarse estos elementos. El cobre del cátodo se especifica en el comercio como de cinco
nueves o de cuatro nueves, significando 99,999 % ó 99,99 % de cobre puro. Algo de níquel
presente en el cobre de burbuja queda en el barro electrolítico en forma iónica y puede
recuperarse por electrólisis usando un voltaje diferente del utilizado para depositar el cobre.
Muchos fundientes están equipados con precipitadores Cottrell, lo que permite una recuperación
más, completa de muchos metales valiosos que de otro modo se perderían.
El cobre se recupera usualmente de las menas de óxido y carbonatos, tratándolos por un proceso
de colada. El mineral se trata primero con ácido, como H2SO4, para formar un compuesto soluble
de cobre:
 2CuSO4 + 3H2O + CO2↑
Cu(OH)2·CuCO3 + 2H2SO4 
El cobre se recupera entonces por refinado electrolítico o por precipitación con hierro:
 Fe+2 + Cu↓
Cu+2 + Fe 
Una considerable cantidad de cobre nativo se extrae de los yacimientos de cobre. Las masas de
cobre se encuentran dispersas entre las rocas, que se pulverizan, y la mena se separa de la ganga
principalmente por flotación. El concentrado se funde y se trata de forma parecida a los minerales
sulfurados.
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Ing. Luis Valencia Ch.
Metalurgia de la plata.- La plata se obtiene por el proceso de lixiviación con cianuro a partir de
sus minerales. El método se basa en la tendencia del cianuro sódico a disolver la plata y sus
compuestos en presencia de oxígeno:
4 Ag + O2 + 2 H2O + 8 CN- →
4 Ag(CN)2- + 4 OH-
Los minerales se dividen finamente, se mezclan con solución de cianuro y se dejan lixiviar
durante un tiempo mientras se disuelve lentamente el Ag2S. el ión complejo soluble, Ag(CN)2- se
forma entonces y se añade zinc para desplazar la plata del complejo:
Zn + 2 Ag(CN)2- →
Zn(CN)4-2 + 2 Ag↓
La plata se refina electrolíticamente en un baño de nitrato de plata. Las menas sulfuradas a veces
se tuestan para oxidar el sulfuro a sulfato. El sulfato se lixivia con agua y la plata se recupera por
electrólisis.
La plata que está asociada con otros minerales, normalmente en estado libre, queda con el metal
base del que se recupera durante el proceso de refinado. El lodo argentífero de los baños
electrolíticos de cobre se disuelve en ácido nítrico y se recupera por electrólisis.
El Proceso Parkes se ha desarrollado específicamente para separar la plata del plomo. Se añade
1 % de zinc al plomo fundido para formar una aleación zinc-plata con mayor punto de fusión y
menor densidad que el plomo. Si la temperatura se mantiene entre 327 y 420oC, la aleación flota
semisólida en el plomo fundido y puede ser separada. Se destila entonces el zinc y la plata queda
como residuo. La plata todavía contiene plomo que debe separarse en un proceso llamado
copelación, que supone el calentamiento del metal fundido en un soplador de aire (recipiente
poroso de poco fondo) para convertir el plomo en óxido, que puede entonces separarse. El oro
asociado a la plata se separa electrolíticamente. La plata se deposita en el cátodo, mientras que el
oro se recoge en forma de lodo cerca del ánodo.
Metalurgia del oro.- Los depósitos de oro de aluvión se trabajan usualmente por métodos de
minería de placeres, que pueden efectuarse de varias maneras. Un modo simple supone el lavado
de la arena y grava de los hechos de las corrientes en un caldero. Hay métodos hidráulicos
modernos en los que poderosos chorros de agua se dirigen contra diques de corriente o laderas,
que se desploman y se desvían entonces hacia cajas de lavado con fondos rizados. Pero,
cualquiera que sea el método, el principio básico es el mismo. Las pesadas partículas de oro descenderán al fondo de la caja de lavado mientras las arenas y gravas más ligeras serán arrastradas
fuera por el agua.
El oro que se encuentra como venas en el cuarzo se trabaja normalmente por amalgamación. En
este proceso, el mineral se pulveriza en un molino triturador y el lodo que se forma se lava
entonces, sobre placas de cobre amalgamado. El oro se disuelve en la amalgama, que
periódicamente se quita de las placas por raspado y se reemplaza por mercurio nuevo. El
mercurio se recupera por destilación, consistiendo principalmente el residuo en oro y plata.
El proceso de amalgamación separa sólo la mitad del oro del mineral. Con minerales más ricos,
los restos se trabajan después con una solución de cianuro, usualmente sódico, que disuelve al oro
y forma un complejo soluble, NaAu(CN)2. El oro se recupera por electrólisis, o por
desplazamiento con zinc. La última etapa del proceso de refinado es la copelación.
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Ing. Luis Valencia Ch.
METALES DEL GRUPO II B
1.- CARACTERÍSTICAS
El grupo IIB contiene los elementos Zinc, Cadmio y Mercurio. En los átomos de cada uno de
estos elementos, la penúltima capa ha alcanzado el máximo de 18 electrones, lo que indica que el
número de electrones de valencia continuará creciendo hasta formar un máximo de 8 en los gases
nobles. Los metales del grupo IIB no son de transición porque en el subnivel energético “d ” no
poseen electrones que sean de valencia. Estos elementos se encuentran principalmente en el
estado de oxidación +2.Aaunque el mercurio tiene un estado adicional de +1.
Los electrones están muy compactos en los átomos de zinc, cadmio y mercurio, igual que los
metales de transición, como lo demuestran sus densidades. Un átomo de mercurio es ligeramente
mayor que uno de magnesio.
En hidróxidos como Mg(OH)2, el enlace metal-oxígeno es más débil que el oxígeno-hidrógeno.
Tales compuestos tienden a disociarse sólo en iones metálicos y OH-.
2.- ESTADO NATURAL
El Mercurio es, el único elemento que existe en estado libre, pero sólo en pequeñas cantidades.
Los minerales de mercurio se encuentran en España, Italia y oeste de Estados Unidos; grandes
depósitos de minerales de Zinc se encuentran en Nueva Jersey, Oklahoma, Missouri y Kansas, en
Estados Unidos. El Cadmio en España. El cadmio se encuentra principalmente en forma de
carbonato y sulfuro asociado con minerales de zinc. Entre los minerales se tienen: Esmithsonita,
ZnCO4; Blenda, ZnS; Willemita, Zn2SiO4 ; Zinquita, ZnO; Greenockita, CdS; Cinabrio, HgS.
3.- PROPIEDADES FISICAS
Zinc, Cadmio y Mercurio se clasifican como metales pesados por sus densidades relativamente
altas.
El Zinc es un metal blanco azulado que forma una masa cristalina quebradiza cuando el metal
fundido solidifica lentamente. Entre 100 y 150ºC, los átomos de cinc se reagrupan, y el metal se
vuelve bastante maleable y fácil de trabajar. Por encima de 150º C, se vuelve bastante
quebradizo. El zinc es una excepción porque sus puntos de fusión y ebullición dependen de su
tratamiento calorífico previo.
El Cadmio es blando y mucho más maleable que el zinc a temperatura corriente. No muestra
evidencia de transición entre estados, como el cinc.
El Mercurio tiene un brillo metálico plateado y es el único metal que existe en estado líquido en
condiciones corrientes. Comúnmente se llama azogue.
4.- PROPIEDADES QUIMICAS
El vapor de Zinc arde en el aire y forma ZnO. No obstante, el zinc no se corroe cuando está
expuesto al aire porque una delgada película de carbonato básico se forma en su superficie y
actúa como recubrimiento protector. Los ácidos y bases fuertes reaccionan con zinc liberando
hidrógeno, formando el metal el ion zincato ZnO2-2, que existe en forma hidratada Zn(OH)4-2:
Zn + 2OH- + 2H2O → Zn(OH)4-2 + H2↑
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Ing. Luis Valencia Ch.
El óxido de zinc, ZnO, es sólo ligeramente soluble en agua. Grandes cantidades se preparan
comercialmente tostando los sulfuros minerales y reduciéndolos con carbón y quemando los
vapores de zinc en aire para dar ZnO. El óxido se recoge en sacos filtrantes o se deposita por
medio de precipitadores Cottrell.
El hidróxido de zinc, Zn(OH)2, que es un compuesto anfótero, puede prepararse añadiendo una
base fuerte a una solución de sal de zinc:
Zn+2 + 2 OH- →
Zn(OH)2↓
Muchos compuestos de zinc pueden preparase tratando el metal, óxido, acrbonato o sulfuro con
ácidos. El sulfato de zinc, ZnSO4. 7 H2O, llamado vitriolo blanco, se forma cuando el metal,
óxido, carbonato o sulfuro reacciona con H2SO4:
ZnCO3
+ H2SO4 → ZnSO4 + H2O + CO2↑
Los haluros de zinc están ligeramente disociados en iones en solución acuosa; ellos y algunas
otras sales se hidrolizan parcialmente y forman sales básicas de zinc:
ZnCl2
+ H2O ⇄ Zn(OH)Cl + HCl
El sulfuro de zinc, ZnS, es precipitado por el sulfuro amónico como sólido blanco, algo
gelatinoso, a partir de soluciones de zinc:
Zn+2 + (NH4)2S → 2 NH4+ + ZnS↓
Las sales de zinc forman un complejo amoniacal soluble, Zn(NH3)4+2. Añadiendo NH4OH a una
solución de sal de zinc, da un precipitado gelatinoso blanco de Zn(OH)2 que es soluble en exceso
de NH4OH:
Zn+2 + 2 NH4OH → 2 NH4+ +
Zn(OH)2 + 4 NH3 →
Zn(OH)2↓
Zn(NH3)4(OH)2
El Cadmio forma prácticamente todos los compuestos característicos de los metales, como el
óxido, CdO, y el hidróxido, Cd(OH)2, los cuales son sólidos blancos insolubles; los haluros
CdBr2 y CdI2; el sulfuro CdS, sólido amarillo usado como pigmento en pintura; el sulfato
hidratado, 3 CdSO4·8 H2O, y el nitrato, Cd(NO3)2·4H2O. Las sales de cadmio, como las de
zinc, forman complejos amoniacales solubles como Cd(NH3)4+2, y cianuros complejos como
Cd(CN)4-2. Igual que los haluros de zinc, los de cadmio, en soluciones acuosas, sólo están
ligeramente disociados en iones.
El Mercurio forma dos series bien conocidas de compuestos: los mercuriosos, con números de
oxidación +1, y los mercúricos, con número de oxidación +2. Los átomos en el estado mercurioso
poseen la propiedad peculiar de existir apareados dando iones, Hg2+2, en los que los dos átomos
están unidos aparentemente por un enlace covalente. La ionización del cloruro mercurioso,
Hg2Cl2 en agua, deberá ser, por consiguiente, representada por la ecuación:
Hg2Cl2 ⇄ Hg2+2 + 2 ClLos compuestos mercúricos existen en la forma más simple y se ionizan de forma normal:
Hg(NO3)2 ⇄ Hg+2 + 2 NO3-
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Ing. Luis Valencia Ch.
Los iones mercúricos se reducen en solución a mercuriosos, Hg2
+2
por la acción del mercurio
libre:
 Hg+2
Hg+2 + Hg 
El mercurio se combina lentamente con el oxígeno formando el óxido mercúrico rojo, HgO, y se
combina directamente con azufre y halógenos. Es fácilmente atacado por ácidos oxidantes, como
HNO3 y H2SO4 concentrado, pero no por H2SO4 diluido.
El mercurio disuelve todos los metales, excepto muchos de los de transición, dando productos
llamados amalgamas. Recuérdese que las placas de cobre amalgamado se usan para disolver oro
de los minerales.
El óxido mercúrico, HgO, es débilmente básico, mientras que el óxido mercurioso, Hg2O, se
descompone espontáneamente en HgO y Hg. Los hidróxidos son inestables y pierden fácilmente
agua para dar el óxido. El óxido mercúrico puede prepararse como un sólido rojo cristalino,
calentando nitrato mercúrico:
2 Hg(NO3)2 → 2 HgO + 4 NO2↑ + O2↑
Cuando se añade una base fuerte a una solución de sal mercúrica, precipita una forma amarilla de
HgO, procediendo el color del estado de subdivisión de las partículas.
Todos los compuestos solubles de mercurio son bastante venenosos.
El sulfuro mercúrico, HgS, cuando se precipita de una solución de sales mercúricas con H2S, es
un sólido negro, insoluble en agua y ácidos, diluidos y concentrados. No obstante, cuando se
prepara en forma cristalina, el HgS es un sólido rojo.
El nitrato mercurioso, Hg2(NO3)2·2H2O puede prepararse por la acción del HNO3, diluido y frío
sobre un exceso de mercurio. El mercurio libre mantiene los iones reducidos en estado
mercurioso:
 3 Hg2(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑
6Hg + 8HNO3 
El nitrato mercúrico, Hg(NO3)2·2H2O, puede prepararse por acción de un exceso de HNO3
concentrado sobre el mercurio:
 Hg(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑
Hg + 4HNO3 
Los iones mercúricos forman los iones complejos amoniacales Hg(NH3)2+2. Muchos compuestos
de mercurio reaccionan con amoníaco, formando compuestos más bien que iones complejos
amoniacales.
5.- OBTENCIÓN
Metalurgia del zinc.- El mineral se convierte primero en óxido, ZnO, dependiendo el proceso de
la composición del mineral. El carbonato de zinc se tuesta y forma ZnO yCO2:
ZnCO3 → ZnO + CO2↑
La esfalerita, ZnS, conocida también por blenda, se concentra por flotación y se tuesta entonces
para dar el óxido:
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2↑
61
Ing. Luis Valencia Ch.
En muchas Plantas, el subproducto SO2, se convierte en H2SO4. El ZnO se funde calentándolo
con coque finamente molido, lo que reduce al zinc a elemento libre:
ZnO + C → Zn↑ + CO↑
El proceso industrial por el que se efectúa la etapa de reducción anterior es posible porque el
zinc se vaporiza a la temperatura requerida para la reducción.
Hace pocos años, dos procesos de retorta vertical para reducir el zinc a ZnO se han desarrollado
en Estados Unidos el proceso “de los humos” y el “electrotérmico”. En el primero, las retortas
tienen, aproximadamente, uno por seis pies de sección transversal y unos 35 de alto. Se hacen de
ladrillos de carburo de silicio, que son altamente refractarios y buenos conductores del calor; la
operación es continua. Las retortas se mantienen a unos 1250º C quemando un combustible
gaseoso en un quemador que rodea toda la retorta. La carga consiste en ZnO y ladrillo bituminoso
y carbón de antracita finamente molido que se añaden por la parte superior de la retorta. La carga
baja a través de la retorta calentada, donde la reducción tiene efecto. El zinc se vaporiza y pasa a
través de la retorta junto con los gases, principalmente CO. El vapor de zinc se recoge entonces
en un condensador diseñado especialmente para operaciones de alta capacidad. El metal obtenido
se moldea en planchas (llamadas primeramente peltres), que contienen impurezas, principalmente
plomo, cadmio y hierro. La plancha de zinc puede retinarse por condensación a reflujo
(destilación) que da un producto de más del 99,99 % de pureza.
En el proceso electrotérmico, el ZnO se sintetiza y mezcla con coque molido. Entonces esta carga
se precalienta y se introduce en retortas cilíndricas de más de 12 pies de diámetro y 46 de alto. El
vapor de zinc y los gases de la reducción pasan a condensadores de alta capacidad, donde se
recoge el zinc y se moldea en planchas.
El proceso de retorta vertical es mejor que el viejo Proceso Belga, en el que la mezcla de ZnO y
coque o antracita finamente molida se coloca en retortas cilíndricas de arcilla de unos 5 pies de
largo por 1 de diámetro. Un extremo de la retorta se mantiene abierto para la carga y la
separación de residuos. Se adaptan condensadores en los finales de las retortas para recoger el
zinc, que se retira a intervalos. Las reacciones son similares a las del proceso de retorta vertical.
El CO arde en la boca de cada condensador y algo del gas se recupera para usarlo como
combustible.
Se ha desarrollado un proceso electrolítico en años recientes que da un producto comparable en
pureza con el que se obtiene por otros métodos. En este proceso, el ZnO se disuelve en H 2SO4, y
forma una solución de ZnSO4. Se añade entonces zinc pulverizado para precipitar metales menos
activos, ya que éstos se depositarían en el cátodo junto con el zinc electrolítico. Los minerales
complejos son particularmente adaptables al método electrolítico porque en el proceso de
purificación pueden recuperarse metales valiosos.
Metalurgia del Cadmio.- La metalurgia del cadmio es similar a la del zinc. Cuando el óxido de
zinc que contiene cadmio se calienta en retortas verticales, el cadmio destila antes que le zinc
porque tiene menor punto de ebullición
Metalurgia del Mercurio.- El cinabrio es la principal mena de mercurio y rara vez contiene más
del 1% de HgS. El mineral usualmente se concentra por el proceso de flotación y el concentrado
se tuesta, dando mercurio libre y SO2:
62
Ing. Luis Valencia Ch.
HgS + O2 → Hg + SO2↑
Los vapores de mercurio se condensan en largas chimeneas. Le mercurio se vende
comercialmente en grandes frascos de 76 libras.
Tema 3
COMPLEJOS O COMPUESTOS DE COORDINACION
1.- INTRODUCCION
Los complejos se llaman también compuestos de coordinación o complejos metálicos y
usualmente incluyen al menos un metal de transición. Los iones o moléculas que rodean al
metal se llaman ligandos. Un ligando enlazado a un ion central se dice que está coordinado al
ion. Los complejos tienen multiples aplicaciones en áreas como la bioquímica en las enzimas o
en la farmacología tratando intoxicaciones por EDTA. Por último cabe mencionar que para
estudiar las propiedades ópticas de los complejos los químicos utilizan la teoría del campo
cristalino. Debido a sus características los átomos de los elementos metálicos tienden a perder
electrones en las reacciones químicas en las que participan.
Sin embargo estos iones metálicos con carga positiva, o cationes rara vez existen en estado libre
en la naturaleza, poseen una relación carga/radio tan elevada que rápidamente interactúan con
otros iónes, átomos o moléculas, para adquirir una estructura que resulte temodinámicamente más
estable, ya sea interactuando con iones de carga negativa, lo que se traduce en una reducción de
la carga total del compuesto; o con moléculas neutras, lo que provoca un aumento del radio
molecular y una consiguiente disminución de la relación carga/radio.
Dentro de los compuestos de coordinación, a las moléculas o iones que rodean al catión central se
les denomina "agentes ligantes" o simplemente "ligandos".Los cationes metálicos casi siempre
se encuentran en la naturaleza formando algún tipo de complejo que los estabiliza; con mucha
frecuencia el agente acomplejante suele ser el solvente donde se encuentra disuelto.
Normalmente los ligandos son aniones, moléculas polares o fácilmente polarizables que poseen
pares de electrones de valencia no compartidos, tales como H2O, NH3, X-, RCN-, etc. La unión
entre catión y ligando es en principio de naturaleza electrostática, el par de electrones del ligando
es intensamente atraído por la alta carga del catión, forzando a la molécula o anión que lo posee a
acercarse.
La composición de dichos compuestos era más compleja que lo usual: CoCl3.6NH3,
Co(SCN)2. 2NaSCN,
KCl.MgCl2.6H2O. Atendiendo a esta característica se les llamó
“complejos” y su estudio y aplicación alcanzó tal nivel de desarrollo que en la actualidad
constituye una de las grandes ramas de la Química Inorgánica: la Química de Coordinación.
2.- DEFINICION DE COMPLEJO.
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Ing. Luis Valencia Ch.
Cuando una base de Lewis (donante de electrones), a la que se le llama ligando, se une a un
ácido de Lewis (aceptor de electrones) por medio de un par de electrones libres, se forma un
enlace coordinado o dativo tipo σ que da lugar a una nueva especie compleja o aducto, con
características propias y diferentes a las de las especies que la originaron. Un ejemplo
particular puede ser el siguiente:
BCl3(solv) + :Ö (C2H5)2 = Cl3B - O(C2H5)2 (solv)
ácido
base
complejo o aducto
Inicialmente se pensó que este tipo de complejos debía formarse mayoritariamente con
metales de transición, ya que éstos se caracterizan por la posesión de orbitales d o f vacíos,
y por lo tanto pueden ser ácidos de Lewis, pero posteriormente esta idea se ha desechado al
encontrarse numerosos ejemplos de este tipo de compuestos con metales representativos y
hasta con elementos semimetálicos.
Puede definirse un Complejo como: “una entidad de coordinación compuesta de un
átomo central, generalmente metálico, unido a otros átomos o grupos de átomos que se
denominan ligandos”. Según esta definición, la coordinación a elementos no metálicos es
Química de Coordinación en el sentido más amplio. Para distinguir una especie de este
tipo, al escribir su fórmula ésta se encierra entre corchetes, tanto si es neutra como si está
cargada, ejemplos: [Ni(CN)4]2-, [Fe(CO)5], [Cr(NH3)6]3+.
3.- CARGA Y NUMERO DE COORDINACION
La carga total del ión complejo se determina por la sumatoria de las cargas del catión central,
más las cargas de todos los ligantes que participan.
Carga neta del complejo = Σcargas de todos los ligandos + carga del átomo central
Por ejemplo en el ión ferrocianuro [Fe(CN)6], la carga del catión es +3, y cada uno de los iones
cianuro posee carga -1, luego:
Carga neta del complejo = 6(1-) +( 3+) = 3que es la carga total del ión complejo
Otro ejemplo, en el complejo [Ni(CN)4]2-, se tiene que la carga de los ligandos CN- es -1, por
lo que:
Carga neta del complejo = 4(1-) + ( 2+) = 2-
Este concepto permite determinar en algunos casos el número de oxidación del átomo
central. Por ejemplo, en el complejo [Fe(CO)5], el CO es un ligando neutro, y si la carga del
complejo es cero, necesariamente el número de oxidación del metal tiene que ser cero.
Los ligandos se unen al ión central en una región bastante próxima al mismo llamada esfera de
coordinación que es el lugar en el espacio donde es posible que los electrones del ligando
interactúen con los orbitales vacíos del catión. Cada uno de los átomos del ligando que accede a
64
Ing. Luis Valencia Ch.
la esfera de coordinación para aportar un par de electrones no compartidos se denomina átomo
donador.
El "numero de coordinación" de un complejo es directamente el número de átomos
donadores que participan en el mismo. Éste es igual al número de enlaces σ formados entre el
átomo central y los ligandos.
Este valor depende del tamaño del catión central y del tamaño de los ligantes que participan en
el complejo. Por ejemplo el hierro Fe3+ se coordina con hasta 6 aniones fluoruro para formar el
complejo [Fe(F)6]3- (número de coordinación=6), pero sólo puede coordinarse con hasta 4 iones
cloruro [Fe(Cl)4]- (número de coordinación=4) debido al tamaño mayor de éste último.
4.- LIGANDOS
Los aniones o moléculas capaces de actuar como ligandos deben poseer átomos que posean al
menos un par de electrones de valencia no compartidos. Estos átomos se encuentran en la
esquina superior derecha de la tabla periódica, de los más importantes son el oxígeno y el
nitrógeno, dando paso luego al carbono, fósforo, azufre, cloro, flúor, etc.
Los ligandos suelen clasificarse, en ligandos monodentados y polidentados.
Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan ligandos
monodentados", mientras que las que poseen más de un átomo donador reciben el nombre de
ligandos polidentados o agentes quelantes
4.1.- LIGANDOS MONODENTADOS
Los ligandos de este tipo poseen un único punto de unión al ión metálico (monodentado del
griego un único diente). Comúnmente se trata de moléculas pequeñas, que poseen un único
átomo donador de electrones tales como el NH3, el H2O, o los aniones X- (halogenuro), RO(alcóxido), o alquilo (R-) entre otros. El NH3, por ejemplo, tiene un solo átomo donante: el
nitrógeno.
Cuando se forma un complejo a partir de un ligando monodentado se alteran notoriamente las
propiedades de solubilidad del catión, en general esto debido a que el acomplejamiento provoca
un aumento en el tamaño del ion, lo que a su vez conlleva una disminución en la fuerza de
atracción entre el catión y sus contraiones. Esto por lo general provoca un aumento en la
solubilidad del ión, o, mejor expresado, una disminución de su tendencia a precipitar.
4.2.- LIGANDOS POLIDENTADOS O QUELATOS
El nombre Quelato (en inglés "Chelate") se deriva de la palabra griega "Chela", que significa
Pinza, porque el anillo que se forma entre el quelante y el metal es similar en apariencia a los
brazos de un cangrejo con el metal en sus pinzas. Son los ligandos que se pueden enlazar al
átomo central simultáneamente por dos o más átomos donadores formando Quelatos, como por
ejemplo: la etilendiamina, NH2CH2CH2NH2, tiene dos centros activos por lo que comúnmente
se enlaza al átomo central a través de ambos átomos de nitrógeno simultáneamente,formando un
complejo que se conoce como tipo Quelato.
5.-ESFERA DE COORDINACION INTERNA Y EXTERNA
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Ing. Luis Valencia Ch.
La esfera de coordinación interna.- Es el conjunto del átomo central más los ligandos
enlazados por los enlaces de coordinación. Se puede reconocer por los corchetes que la
encierran al escribir su fórmula.
La esfera de coordinación externa.- Es el conjunto de otras especies que se encuentran
vinculadas al complejo por fuerzas de unión débiles. Este concepto alcanza su verdadera
dimensión en disolución acuosa donde las moléculas de agua forman la esfera de coordinación
externa junto con otras especies aniónicas o polares presentes.
6.- REGLAS DE NOMENCLATURA Y NOTACION.
Para escribir las fórmulas de los complejos deben seguirse las siguientes reglas
aprobadas por la IUPAC:
1. Primero se escribe el átomo central. A él siguen los ligandos aniónicos en orden
alfabético del primer símbolo de su fórmula. Luego siguen los ligandos neutros en igual
orden alfabético. Si dos ligandos comienzan con el mismo símbolo, se tendrá en cuenta
el número de estos elementos que hay en la fórmula en orden creciente. Si el número es
igual en ambos ligandos, se tendrá en consideración el segundo elemento de su fórmula.
Los ligandos polidentados se incluyen dentro del tipo de ligando (anión o neutro) en el
orden alfabético del primer símbolo correspondiente a su fórmula global.
2. La entidad de coordinación se cierra con corchetes.
3. Cuando los ligandos son poliatómicos sus fórmulas se encierran entre paréntesis, al
igual que las abreviaturas de ligandos que las requieran. Algunas abreviaturas son: en etilendiamina, ox - oxalato, py – piridina, EDTA - ácido etilendiamintetraacético, acac
– acetilacetonato, dmso – dimetilsulfóxido, entre otros.
4. Se especifica como subíndice a la derecha del símbolo o paréntesis, el número de
ligandos de cada tipo.
Algunos ejemplos son:
[Al(OH)(H2O)4(NH3)]2+
Na[PtBrCl(NO2)(NH3)]
[Co(en)2(NH3)2]Cl3
Para nombrar los complejos, las reglas son las siguientes:
1. Los ligandos se nombran en orden alfabético de sus nombres sin tener en cuenta su
carga, antes de nombrar el átomo central.
2. Los ligandos neutros o catiónicos generalmente no cambian su nombre, aunque algunos
como el agua y el amoníaco cambian a acuo y ammín respectivamente.
3. Para nombrar el número de ligandos se emplean dos tipos de prefijos: los simples di-,
tri-, tetra-, etc., que son los comúnmente empleados y otros que se usan cuando se trata
de ligandos con cierta complejidad estructural o cuando pueden surgir confusiones en
relación con el verdadero ligando. Estos prefijos son bis-, tris-, tetrakis-, etc. Así, si el
66
Ing. Luis Valencia Ch.
ligando es metilamina y hay dos de estos ligandos, se debe decir bis (metilamina) y no
dimetilamina, ya que la dimetilamina es otro ligando diferente. Cuando se utilizan los
prefijos complejos se debe encerrar entre paréntesis el nombre del ligando.
4. En el caso de ligandos ambidentados, luego de escribir el nombre del ligando, se
menciona el símbolo del átomo por el que se encuentra enlazado. Así, puede ser nitrito
– N - ó nitrito – O - , en dependencia de si el ion nitrito está enlazado por el nitrógeno o
el oxígeno respectivamente.
5. Cuando el complejo es catiónico o neutro, el nombre del átomo central no cambia, pero
cuando es aniónico, al nombre del metal se le adiciona la terminación –ato. En algunos
casos, se adopta el nombre latino del metal para evitar cacofonías. Ej: Fe – ferrato, Au –
aurato, Cu - cuprato, Ag – argentato.
6. Aunque existen varias formas de nombrar un complejo como un todo, adoptaremos la
que indica el número de oxidación del átomo central con cifras romanas y entre
paréntesis.
7.- ISOMERIA EN LOS COMPLEJOS.
Cuando se presentan dos o más compuestos que tienen la misma estequiometría y peso
fórmula, pero que poseen propiedades físicas y/o químicas diferentes, se dice que presentan
la propiedad de isomería, o simplemente que son isómeros.
La isomería es un fenómeno que se presenta comúnmente en la Química Orgánica, no así
en la Química Inorgánica de los compuestos más simples, entre los cuales se encuentran
relativamente pocos ejemplos de compuestos isómeros. Sin embargo, en la Química de
Coordinación son frecuentes los casos en que se presentan amplias posibilidades, al menos
teóricas, de formar enlaces entre un átomo central y los ligandos correspondientes que
llevan al planteamiento de distintos isómeros.
Los isómeros deben tener alguna de las dos características siguientes:
a) Tener igual fórmula molecular, pero diferir en la forma en que los ligandos se
encuentran enlazados al átomo central.
b) Tener la misma forma de enlazarse al átomo central, pero que la disposición de los
ligandos en el espacio sea diferente.
Teniendo en consideración alguno o ambos de los dos criterios anteriores, se pueden
distinguir los siguientes tipos de isomería: Geométrica, Optica, de Ionización, De Enlace y
de Coordinación.
7.1.- ISOMERIA GEOMETRICA.
67
Ing. Luis Valencia Ch.
Esta es la isomería más importante en los complejos cuadrados y octaédricos. Los isómeros
geométricos se distinguen por la distinta posición de los ligandos en la esfera de
coordinación, ya que los átomos donantes iguales pueden ocupar posiciones vecinas o
posiciones opuestas uno con respecto al otro. En el caso en que sean vecinos se les
denomina isómeros cis, mientras que cuando están opuestos se llaman isómeros trans.
Los isómeros geométricos suelen diferir en una variedad de propiedades físicas que pueden
ser empleadas como diagnóstico en el reconocimiento del isómero en cuestión, entre ellas
el momento dipolo y los espectros UV – Visible.
5. 2.- ISOMERIA OPTICA.
Cuando dos moléculas de igual fórmula no se pueden superponer con su imagen especular
puede presentarse la isomería óptica. Los dos isómeros que cumplen esta condición se
llaman enantiómeros y a las moléculas que forman parte del par de enantiómeros se les
llama moléculas quirales. Los compuestos de coordinación quirales son de extraordinaria
importancia y a ellos se les dedica un estudio particular en cursos superiores de Química de
Coordinación.
Es interesante apuntar que los dos enantiómeros pueden coexistir en mezclas en cualquier
composición, pero si están en igual proporción, a la mezcla se le llama racémica.
Hay dos formas prácticas para predecir cuándo un complejo tiene isomería óptica:
 construir una imagen especular del complejo y comprobar que éste y su imagen son
diferentes
 comprobar que en el complejo no existe ningún plano de simetría.
5.3.- ISOMERIA DE IONIZACION.
Este tipo de isómero se presenta cuando un ligando aniónico actúa como tal o como contra ion
en la esfera externa de coordinación del complejo. En muchos casos, la precipitación por
adición de ion Ag+ o las bandas de los espectros IR permiten diferenciar ambos complejos. Se
presenta en innumerables casos.
Ejemplos:
[CoCl(NH3)5]SO4
y
[Co(SO4)(NH3)5]Cl
[CoCl2(en)2]NO2
y
[CoCl(NO2)(en)]Cl
Un caso particular de este tipo de isomería se da cuando los complejos presentan agua (o
moléculas del disolvente) en la esfera interna de coordinación. Si el ligando intercambiable es
el agua, se denomina isomería de hidratación (o de solvatación en general).
Ejemplo: [Cr(H2O)6]Cl3
[CrCl(H2O)5]Cl2.H2O
y
[CrCl2(H2O)4]Cl.2 H2O
68
Ing. Luis Valencia Ch.
5.4.- ISOMERIA DE ENLACE.
La presentan los complejos que tienen ligandos ambidentados: NO2-, NCS-, CN-, entre los
principales.
Por ejemplo, el SCN- puede enlazarse así:
M — SCN
ó
tiocianato – N
tiocianato - S
NO2-
M — NCS
puede enlazarse
nitrito – N
nitrito - O
5. 5.-.ISOMERIA DE COORDINACION.
Se presenta en complejos que tienen anión y catión complejo. La diferencia entre los isómeros
es que alguno o varios de los ligandos de la esfera interna están cambiados por los de la otra
esfera interna, esto es, los ligandos se acomodan de diferente manera alrededor de los átomos
centrales.
Ejemplos:
[Rh(en)3][IrCl6]
[RhCl2(en)2][Ir(Cl4)(en)]
[Ir(en)3][RhCl6]
Se debe aclarar que la predicción teórica de un isómero no significa que necesariamente éste
tenga existencia real. Es muy frecuente que un isómero sea mucho más estable que otro y por
tanto, sea ése el único que se puede obtener en la práctica.
6.- COLORACION DE LOS COMPLEJOS
Una sustancia posee color cuando absorbe determinadas longitudes de onda electromagnéticas
comprendidas dentro del rango visible.
La absorción de determinadas longitudes de onda es debida a la transición entre dos estados
energéticos de los electrones que forman los orbitales de un átomo, o los enlaces de una
molécula.
Cada tipo de electrón puede absorber sólo determinadas cantidades de energía, esto debido a la
naturaleza del orbital atómico o molecular que ocupa.
Como la diferencia de energía entre dos niveles electrónicos es igual a la energía del fotón
absorbido, es posible relacionar esta energía con la longitud de onda del fotón según:
ΔEelectrón=Efotón= hν = hc/λ
69
Ing. Luis Valencia Ch.
Donde: ΔE= Diferencia de energía,
h=constante de Planck,
ν= Frecuencia de la onda,
c=velocidad de la luz y λ=Longitud de onda
Luego cada transición electrónica absorbe determinadas longitudes de onda de luz. Si la
transición absorbe longitudes de onda dentro del rango visible (420 a 750 nm), entonces el
compuesto, al ser iluminado con luz blanca, se ve coloreado; y precisamente del color
complementario al color absorbido. Por ejemplo un compuesto que absorbe luz roja mostrará un
color compuesto por los colores azul y verde que no son absorbidos, uno que absorba el color
verde mostrará color violeta (rojo y azul), uno que absorba azul mostrará color amarillo (verde y
rojo), etc.
Los colores notablemente intensos y vistosos de los compuestos de coordinación están
determinados por la diferencia de energía (D) entre los conjuntos de orbitales eg y t2g en sus iones
complejos. Cuando el ion absorbe luz en el intervalo visible, los electrones son excitados (saltan)
del nivel de energía más bajo t2g al más alto eg.
Por ejemplo si consideramos al ion [Ti(H2O)6]3+, el cual da lugar a disoluciones púrpuras en
agua. El ión hidratado Ti3+ es un ión d1, con el electrón d en uno de los tres orbitales t2g de menor
energía. La diferencia de energía (D) entre los orbitales eg y t2g en este ión corresponde a la
energía de los fotones que abarca el intervalo verde y amarillo. Cuando la luz blanca incide sobre
la disolución, estos colores de la luz se absorben, y el electrón salta a uno de los orbitales e g. Se
transmite luz roja, azul y violeta, así que la disolución se ve púrpura.
Los espectros de absorción muestran las longitudes de onda absorbidas por un ion metálico con
diferentes ligandos, y por iones metálicos diferentes con el mismo ligando.
A partir de datos como estos, es posible inferir la estructura de los orbitales “d” que intervienen
en el complejo ya que relacionamos la energía de la luz absorbida con los valores de D
(diferencia de energía entre orbitales de alto y bajo espín) y surgen dos observaciones
importantes:
Para un ligando dado, el color depende del estado de oxidación del ion metálico. Una disolución
del ión [V(H2O)6]2+ es violeta, y una disolución del ion [V(H2O)6]3+ es amarilla. Para un ión
metálico dado, el color depende del ligando. Esta observación permite clasificar a los ligandos
en la serie espectroquímica..
PROPIEDADES MAGNETICAS DE LOS COMPLEJOS
En general las propiedades magnéticas dependen del número de electrones desapareados que
posea el complejo. Cuando haya uno o más electrones desapareados, el complejo será
paramagnético y se verá atraído por los campos magnéticos en grado proporcional al número de
electrones desapareados. Si no hay electrones desapareados, el compuesto será diamagnético y se
verá ligeramente repelidºo por los campos magnéticos. Como al estar desapareados, la energía del
sistema es menor, si el desdoblamiento energético es pequeño, es más favorable la situación en la
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Ing. Luis Valencia Ch.
cual los electrones están desapareados, ocupando los orbitales “d” superiores e inferiores
(configuración de alto espín) , mientras que si el desdoblamiento es grande, los electrones estarán
apareados en los niveles “d” inferiores (configuración de bajo espín). En el primer caso, el
complejo es fuertemente paramagnético, mientras que en el segundo sólo lo es débilmente (5 edesapareados frente a 1).
Tema No.4
APLICACIONES DE LA QUIMICA INORGANICA
1.- INTRODUCCION
en este capìtulo se consideran las aplicaciones de los procesos químicos, una vez que las materias
primas han sido transformadas en productos útiles y benéficos. Estos productos se emplean como
bienes de consumo y como productos intermedios para modificaciones químicas y físicas de
diferentes productos.
Con los conocimientos de la Química Inorgánica, la Ingeniería Química y la Química Industrial,
deben ocuparse con sentido crítico, de las utilidades que aportan dichos conocimientos. Entre las
Aplicaciones sólo se mencionarán las más importantes:
2.- APLICACIONES DEL SODIO METALICO
El sodio metálico es utilizado para preparar plomo-tetraetilo, PbEt4, sustancia utilizada como
aditivo en las gasolinas debido a su poder antidetonante.
Actualmente en desuso, pues el plomo es muy contaminante y estas gasolinas emiten plomo.
Se utiliza para la preparación de titanio metálico a partir de tetracloruro de titanio.
Utilizado en la reducción de ésteres orgánicos y en la preparación de compuestos orgánicos.
Los compuestos de sodio (sal común, carbonato sódico, bicarbonato sódico e hidróxido sódico)
son muy importantes en la industria de: papel, vidrio, jabón, textil, petróleo, metales.
La sal común, además de ser importante en nutrición, se emplea en la obtención electrolítica
industrial de cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio en celdas de diafragma.
El
tiosulfato
sódico
se
emplea
como
blanqueante
y
en
fotografía.
El bórax se utiliza en blanqueo.
El peróxido de sodio tiene importancia para detergentes y blanqueantes.
El ión Na+ es muy importante para los seres vivos, para la transmisión del impulso nervioso, el
mantenimiento del volumen celular, etc.
2.1.-APLICACIONES DEL CARBONATO DE SODIO
El Carbonato de sodio es usado para tostar (calentar bajo una ráfaga de aire) el cromo y otros
extractos y disminuye el contenido de azufre y fósforo de la fundición y del acero.
71
Ing. Luis Valencia Ch.
Reciclado:
El Carbonato de sodio es usado para el reciclado de baterías viejas.
Vidrio:
El Carbonato de sodio y sus derivados se usan para bajar el punto de fusión del silicio y poder
trabajarlo mejor, también aporta el sólido necesario para formar la red vítrea.
Detergentes:
En la fabricación de detergentes, el carbonato sódico es indispensable en las formulaciones al
objeto de asegurar el correcto funcionamiento del resto de sustancias que lo componen, enzimas,
tensioactivos, etc. durante las diferentes fases del lavado
.
Regulador de Ph:
No es de menos importancia el empleo del carbonato sódico en aquellos procesos en los que hay
que regular el pH de diferentes soluciones, nos referimos al tratamiento de aguas de la industria,
así como en los procesos de flotación.
Otros Usos:
Cerámica, Jabones, limpiadores, Ablandador de aguas duras, Refinación de petróleos, producción
de aluminio, Textiles, pulpa y papel. Procesamiento metalúrgico, Preparación de farmacéuticos,
Soda Cáustica, Bicarbonato de Sodio, Nitrato de Sodio y varios otros usos
2.2.- APLICACIONES DEL PEROXIDO DE SODIO
Debido a su potencial a oxidar prolificamente, el peróxido de sodio se emplea en blanquear la
pasta de madera en anticipación de producir papel. En varios puntos se ha usado para extruir los
minerales de diversas menas. Se vende bajo las marcas de Solozone y Flocool. En el contexto de
las investigaciones de química, el peróxido de sodio suele en tomar el papel de reactivo
oxidativo.
3.- APLICACIONES DEL AMONIACO
Fertilizantes, la agricultura moderna no habría sido posible sin el concurso del amoniaco.
Colorantes, el amoniaco se usa en la fabricación de varios tipos de tintes y se aplica al tintado y
pulido de algodón, lana y seda.
Detergentes, el amoniaco está presente o interviene en la mayoría de los productos de limpieza
del hogar o industrial.
Mundo animal, el amoniaco, como la urea sintética, también ha puesto su grano de arena en el
aumento de la productividad ganadera. Un ejemplo es el enriquecimiento proteínico de los
forrajes.
72
Ing. Luis Valencia Ch.
Nailon y rayón, el amoniaco no es un componente pero sí un facilitante, un elemento clave en el
proceso de creación de muchos productos.
4.- APLICACIONES DEL BORO

Tiene importantes aplicaciones en el campo de la energía nuclear. Se utiliza en los detectores
de partículas, y debido a su alta absorción de neutrones se utiliza como absorbente de control
en los reactores nucleares y como material constituyente de los escudos contra neutrones

Los compuestos del Boro se usan también en objetos de vidrio pyrex, fibra de vidrio,
herramientas de corte, esmaltes para porcelana y retardantes de fuego.

El boráx, parte del boro, se emplea como suavizante de agua y agentes de limpieza.

El acido bórico es el antiséptico más usado en los lavados oculares.

Tiene muchas aplicaciones en diversos campos, aunque el boro elemental se emplea
principalmente en la industria metalúrgica. El boro elemental se emplea en reactores atómicos
y en tecnologías de alta temperatura. Las propiedades físicas que lo hacen atractivo en la
construcción de misiles y tecnología de cohetes son su densidad baja, extrema dureza, alto
punto de fusión y notable fuerza tensora en forma de filamentos.

compuesto de boro más importante comercialmente es el bórax, Na2B4O7.5H2O, que se usa
en grandes cantidades en la fabricación de fibra de vidrio y de lejía de perborato de sodio. La
ulexita, otro mineral de boro, es la versión natural de las fibras ópticas.

Se usa como antiséptico suave, en detergentes, como álcali de fuerza media, en soldadura
como fundente ya que funde a temperaturas muy bajas y disuelve las películas de óxidos
metálicos.

Otros compuestos de boro parecen tener eficacia en el tratamiento de la artritis.

El nitruro de boro (BN) hexagonal es un material tan duro como el diamante. Además,
aunque es un aislante eléctrico, conduce el calor como los metales. Se usa como lubricante.
Recientemente se han obtenido nanotubos de nitruro de boro semejantes a los obtenidos con
carbono, son semiconductores y podrían tener aplicación en microelectrónica.
La ulexita

A través del proceso de refinación de la ulexita se extrae boro, sodio, calcio, potasio,
aluminio, litio, magnesio y hierro, que combinados entre sí y con otras sustancias resultan en
valiosos compuestos como el bórax, un químico sumamente apreciado por su uso.
Con la ulexita se logra fabricar diferentes tipos de detergentes, suavizantes, jabones,
desinfectantes, pesticidas, esmaltes, cristales y diferentes artículos de cerámica. Según un
73
Ing. Luis Valencia Ch.
informe de la Fundación Bolinvest, en el Salar de Uyuni y Coipasa (Potosí y Oruro) existen
reservas equivalentes a 20 millones de toneladas de óxido de boro en forma de ulexita.
Otro componente de la ulexita, el ácido bórico refinado, tiene grandes potenciales para el uso
farmacéutico en colirios y desinfectantes. El perborato sódico por otro lado sirve para
colorantes y blanqueadores, pasta dentífrica y lavado bucal.
5.- APLICACIONES DEL FLUOR

El fluoruro de hidrógeno se emplea en la obtención de criolita sintética, Na3AlF6, la cual se
usa en el proceso de obtención de aluminio..
• Hay distintas sales de flúor con variadas aplicaciones. El fluoruro de sodio, NaF, se emplea
como agente fluorante; el difluoruro de amonio, NH4HF2, se emplea en el tratamiento de
superficies, anodizado del aluminio, o en la industria del vidrio; el trifluoruro de boro, BF3, se
emplea como catalizador; etc.
• Algunos fluoruros se añaden a la pasta de dientes y al agua potable para la prevención de
caries..
• Se emplea flúor monoatómico en la fabricación de semiconductores.
• Los compuestos de flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fundido y escorias
en la industria vidriera y cerámica
•
El espato flúor, CaF2, se introduce dentro del alto horno para reducir la viscosidad de la
escoria en la metalurgia del hierro
• El hexafluoruro de azufre, SF6, es un gas dieléctrico con aplicaciones electrónicas. Este gas
contribuye al efecto invernadero y está recogido en el Protocolo de Kioto.
6.- APLICACIONES DEL LITIO
El litio empezó su carrera hace mucho tiempo atrás como una curiosidad de laboratorio,
recibiendo su primer impulso al ser utilizado en la batería de acumulación inventada por Thomas
Edison. Posteriormente tuvo gran empleo como ingrediente para dar sabor a bebidas gaseosas.
La década del 60 vio crecer al litio desde los usos militares, principalmente en grasas lubricantes,
de la cual a la fecha es su piedra angular, hasta una vasta variedad de aplicaciones industriales,
destacándose como catalizador usado en la fabricación del caucho sintético.
Los minerales de litio se usan en la fabricación del vidrio y cerámica. En las cerámicas su uso
esta generalizado en mayor escala. Se usan en la fabricación de esmaltes y enzados, loza y
porcelana, sanitarios y fabricación de vidrios y envases.
Minerales de litio
Se utilizan directamente en la fabricación de vidrios y cerámicas. En las cerámicas su uso esta
generalizado en mayor escala.
74
Ing. Luis Valencia Ch.
Compuestos de litio
Tal vez su mayor uso comercial para los compuestos de litio sea la fabricación de grasas (estrato
de litio adicionado a aceites lubricantes), las que son capaces de retener sus propiedades
lubricantes en un amplio intervalo de temperaturas extremas, son resistentes al agua y a la
oxidación, Si la grasa se licúa por el calor, vuelve a formar una grasa consistente cuando se
enfría.
Carbonato de litio

Manofactura de vidrios

Producción de esmaltes para cerámicas

Producción de aluminio metálico

Ingrediente critico en la fabricación de tubos d televisión
Bromuros y yoduros de litio

Aplicación en la fotografía.

Aleaciones, soldaduras especiales y otros fundentes.

Obtención de litio metálico
Hipoclorito de litio

Esterilización del agua de piscinas

Aleaciones
Peróxido de litio, borohidruro de litio

Fabricación de oxigeno e hidrogeno
Litio metálico

Catalizador de polímeros

Metalurgia del aluminio. Su utilización en las celdas electroliticas permite disminuir
en un 10% el alto consumo de energía eléctrica en el proceso, lo que significa elevar
en el mismo porcentaje la producción

Limpiador y desagrasador de los aceros dúctiles inoxidables y como desoxidante y
purificador en la fundición de cobre y aleaciones de hierro níquel y cobre.

Aleaciones extralivianas de litio-magnesio utilizadas principalmente en la industria
espacial.
7.- APLICACIONES DEL PLOMO
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Ing. Luis Valencia Ch.
El plomo se emplea en grandes cantidades en la fabricación de baterías y en el revestimiento de
cables eléctricos. También se utiliza industrialmente en las redes de tuberías, tanques y aparatos
de rayos X. Debido a su elevada densidad y propiedades nucleares, se usa como blindaje
protector de materiales radiactivos. Entre las numerosas aleaciones de plomo se encuentran las
soldaduras, el metal tipográfico y diversos cojinetes metálicos. Una gran parte del plomo se
emplea en forma de compuestos, sobre todo en pinturas y pigmentos.
Su utilización como cubierta para cables, ya sea la de teléfono, de televisión, de internet o de
electricidad, sigue siendo una forma de empleo adecuada. La ductilidad única del plomo lo hace
particularmente apropiado para esta aplicación, porque puede estirarse para formar un forro
continuo alrededor de los conductores internos.
El uso del plomo en pigmentos sintéticos o artificiales ha sido muy importante, pero está
decreciendo en volumen. Los pigmentos que se utilizan con más frecuencia y en los que
interviene este elemento son:
El silicatoeno de plomo (más conocido en la industria de los aceros blandos)
Se utilizan una gran variedad de compuestos de plomo, como los silicatos, los carbonatos y sales
de ácidos orgánicos, como estabilizadores contra el calor y la luz para los plásticos de cloruro de
polivinilo. Se usan silicatos de plomo para la fabricación de frituras (esmaltes) de vidrio y de
cerámica, las que resultan útiles para introducir plomo en los acabados del vidrio y de la
cerámica.
7.1.- APLICACIONES DEL PLOMO TETRAETILO
El plomo tetraetilo y el plomo tetrametilo se utilizaban como aditivo antidetonante en
combustibles para vehculos automotores.
8.- APLICACIONES DEL ACIDO SULFURICO

Reactivo y medio disolvente para los procesos de síntesis orgánica.

Disolvente de muestras tales como metales, óxidos metálicos y compuestos orgánicos.

Fabricación de fertilizantes, pinturas, pigmentos y explosivos.

En la industria textil se emplea para el proceso de blanqueo y la eliminación de impurezas
metálicas en telas.

Refinamiento del crudo de petróleo.

Desarrollo de leucotinas y neutralización de tratamientos alcalinos.

Electrólito en pilas y baterías, muy comúnmente usado en las baterías de los automóviles.

Agente desecante, principalmente de sustancias gaseosas, en los laboratorios de síntesis.

Agente desatascador de tuberías de plástico de uso doméstico e industrial, por su capacidad
para disolver impurezas de todo tipo.
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Ing. Luis Valencia Ch.
9.- APLICACIONES DEL NITROGENO
El nitrógeno elemental se obtiene en cantidades comerciales por destilazión fraccionada del aire
líquido. A causa de su baja reactividad se usan grandes cantidades de N2 para excluir el O2
durante el almacenamiento y empaque de alimentos, en la manufactura de productos químicos,
fabricación de metales, etc.
En forma liquida se lo utiliza como medio de enfriamiento para congelar alimentos con rapidez.
Aplicaciones del acido nitrico. :
El HNO3 es uno de los ácidos mas importantes desde el punto de vista de vida industrial, pues se
le consume en grandes cantidades en la industria de los abonos, colorantes, explosivos,
fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de metales.

Los explosivos modernos que han reemplazado a la antigua pólvora negra, son derivados
nitratos obtenidos por la acción del ácido nítrico sobre alguna sustancia orgánica: con el
algodón forma Algodón Pólvora o nitrocelulosa y se usa para el colodión y celuloide.

Es empleado para preparar nitrobenceno, base de la anilina.

Con la glicerina constituye la nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye la
dinamita.

Por su acción oxidante, se emplea en muchos procesos y por la acción nitrante en la
industria de los colorantes.

Forma con el ácido clorhídrico y con el ácido sulfúrico la terna de ácidos de mayor
aplicación industrial.
Aplicaciones del Nitrato de Potasio
El nitrato de potasio forma parte esencial de la pólvora negra. Se aprovecha su poder oxidante
para transformar el carbono y el azufre también presentes en la mezcla en sus óxidos. La energía
liberada en el proceso hace que se calienten los gases y se expandan de manera explosiva.
Nitratos orgánicos
Los nitratos orgánicos son ésteres del ácido nítrico con alcoholes. El nitrato orgánico más
conocido el probablemente la nitroglicerina, formada a partir de una mezcla de glicerina, ácido
nítrico y ácido sulfúrico concentrado.
10.- APLICACIONES DEL FOSFORO
•
Como ácido fosfórico se utiliza como agente desecante.
•
La mayor parte de los compuestos del fósforo se utilizan como fertilizantes.
Acido fosforico
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Ing. Luis Valencia Ch.
•
sobre todo se emplea en la industria de alimentos como acidificantes en las bebidas
refrescantes y en las colas.
Sales sódicas y potásicas del fosforo
•
se utilizan en una gran extensión como estabilizantes.
Los fosfatos sodicos
La utilización por parte de los industriales de fosfato sódico, en lugar del potásico, algo más caro,
es la causa de un cierto sabor astringente que se aprecia en los jamones.
•
En productos lácteos se utilizan los fosfatos como estabilizantes de la leche
•
esterilizada clásica, para evitar su gelificación en la evaporada, condensada, nata y en
polvo.
Acido fosforito y fosfatos
•
se utilizan como coadyuvantes tecnológicos en el refinado de aceites y, junto con
hidróxidos o carbonato sódico, como reguladores de la acidez.
Fertilizantes de fosfatos
•
Es utilizado en campos y más específicamente en los jardines y parques.
•
El fosfato es un compuesto derivado del ácido fosfórico.
•
El fosfato primero de calcio, es que se utiliza para la creación de estos fertilizantes y su
posterior utilización para las plantaciones.
•
El fósforo ayuda el crecimiento de las plantas y por exceso de los fosfatos ocurre la
erosión del suelo.
Fertilizantes de Urea y Fosfatos
•
Los fertilizantes de urea y fosfato son utilizados mundialmente por cientos de países para
lograr grandes producciones, o simplemente aumentar el nivel de las cosechas.
•
Los fertilizantes de urea y fosfatos son químicos muy utilizados y muy útiles para el
desarrollo de grandes territorios seleccionados para las cosechas.
•
pero su utilización debe ser cautelosa y aplicado en cada caso la dosis justa, para no
provocar el efecto contrario al que se quiere llegar.
El fosfato en la ganaderia
•
En la cría y alimentación del ganado se tiene la costumbre de referirse al fósforo más que
al ácido fosfórico.
•
las vacas lecheras de gran producción, que exportan cantidades importantes de fósforo.
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Ing. Luis Valencia Ch.
BIBLIOGRAFÍA
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Pedrolablog.wordpress.com
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