Download propiedades quimicas de los elemento del mismo grupo

PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS ELEMENTO DE UN MISMO
GRUPO
Semejanzas y diferencias de los elementos del mismo grupo:
GRUPO DE LOS ALCALINOS
-Reacciones con el agua:
Los alcalinos tienen aspecto metálico, reaccionan violentamente con el agua y el aire.
De hecho el sodio y litio se almacenan en líquidos orgánicos para evitar que reaccionen
con el aire.
Los metales son blandos y se cortan con facilidad con un cuchillo, pero una vez
cortados se oxidan fácilmente porque reaccionan con el aire.
Todos los alcalinos tienen un electrón en su última capa y cuando reaccionan lo pierden
y se transforman en iones monopositivos.
La reactividad aumenta según bajamos en el grupo porque el electrón externo es más
fácil de ser arrancado ya que está en una capa más externa.
Rb y Cs son tan reactivos que se almacenan en un tubo de cristal cerrado en atmósfera
de argón. En su reacción con el agua son muy exotérmicos:
2 M (s) + 2 H2O (l)
→
2 M + ( aq) + 2 OH- (aq) + H2 (g)
El Li reacciona más lento y conserva su forma. El Na desprende tanto calor que se
funde y adquiere forma de bola y el H2 que se desprende puede inflamarse y hacer una
pequeña explosión, proporciona una llama amarilla debido a los iones sodio.
El K es mucho más reactivo y el hidrógeno se quema con una llama color lila.
El Rb es aun más reactivo y al igual que el Cs su reacción es tan violenta que el
recipiente explota.
-Reacciones con los halógenos:
La reactividad también aumenta según bajamos en el grupo. Si un trozo de sodio
calentado se hace pasar una corriente de cloro, arde y se producen vapores blancos
debido a la formación de cloruro de sodio
2Na (s) + Cl2 (g)
→
2 NaCl (s)
Lo mismo ocurre con el bromo y el yodo.
2Na (s) + Br2(g) →
2 NaBr(s)
2Na(s) + I2(s)
→
2 NaI(s)
GRUPO DE LOS HALÓGENOS
Todos los halógenos existen como moléculas diatómicas, cuando reaccionan el enlace
simple se rompe y los dos átomos ganan cada uno un electrón formando iones haluro.
El F es el más oxidante, la reactividad disminuye al bajar en el grupo, aun así cloro,
bromo y yodo son muy reactivos y hay que manipularlos con cuidado porque además
son venenosos. ( El Cloro fue utilizado en la primera Guerra Mundial)
Cl2(g) + 2 Br→
2 Cl- + Br2
Cl2 + 2I
→
2 Cl- + I2
Br2 + 2 I→
2 Br- + I2
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS DEL TERCER PERIODO
Vamos a estudiar a los elementos del tercer periodo Na Mg
Al Si P S Cl Ar
El Na y el Mg son metales, brillantes muy buenos conductores del calor y la
electricidad. El Si es semiconductor ( llamado también metaloide). P,S,Cl,Ar, son no
metales y no conducen la electricidad.
Los metales se pueden distinguir por sus propiedades químicas.
OXIDOS DE ESTOS ELEMENTOS:
Los óxidos de los metales son compuestos iónicos Na2O, MgO, Al2O3 y son sólidos
blancos a temperatura ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición.
Cuando están fundidos son buenos conductores de la electricidad.
El SiO2 tiene una estructura covalente gigante y también tiene altos puntos de fusión y
ebullición, pero no conduce la electricidad cuando está fundido.
Los óxidos de P,S,Cl son covalentes con bajos puntos de fusión y ebullición. El Ar no
forma óxidos. No conducen la corriente cuando están líquidos.
Los óxidos de los metales tienden a ser básicos, mientras que los de los no metales son
ácidos
Na2O (s) + H2O(l)
→
2 NaOH (dis)
MgO (s) + H2O (l)
→
Mg(OH)2 (s)
El óxido de aluminio es anfótero:
Al2O3 + HCl →
AlCl3 + 3 H2O
Al2O3 + NaOH →
Na Al (OH)4 (aq)
El SiO2 es insoluble en agua, no reacciona para dar ácidos sin embargo se clasifica
como ácido porque reacciona con el NaOH para formar silicato
SiO2(s) + NaOH(aq)
→
Na2SiO3(aq) + H2O (l)
El resto de los elementos del tercer periodo tienen carácter ácido:
El P puede formar dos dímeros P4O10 y P4O6
P4O6 + H2O →
H3PO3
P4O10 + H2O →
H3PO4
El S forma SO2 y SO3
SO3 + H2O →
SO2 + H2O →
H2SO4
H2SO2
El Cl forma varios óxidos desde Cl2O a Cl2O7
Cl2O + H2O → HClO
Cl2O7 + H2O → HClO4
El NaOH es muy soluble en agua y el Mg(OH)2 es insoluble.
CLORUROS DE ESTOS ELEMENTOS:
Las propiedades físicas de los cloruros están relacionadas con la estructura de la misma
manera que los óxidos NaCl y MgCl2 son iónicos, ambos conducen la electricidad y
tienen altos puntos de fusión y ebullición.
En comparación con su óxido el cloruro de aluminio tiene un carácter más covalente.
Hay evidencia de que en estado sólido existen como tales iones Al3+ y Cl- pero cuando
funde cambia radicalmente el enlace y se forman dímeros Al2Cl6.
El AlCl3 fundido no es buen conductor. En estado gaseoso existe un equilibrio entre el
compuesto y su dímero.
AlCl3(g) ↔ Al2Cl6 (g)
El resto de los cloruros tienen estructuras moleculares ( enlace covalente) , las
moléculas permanecen juntas unidas por débiles fuerzas de Van der Waals que hacen
que tengan bajos puntos de fusión y ebullición.
El cloruro de sodio es el único con carácter neutro pH=7.
El MgCl2 tiene carácter ligeramente ácido porque el ion Mg 2+ es pequeño y tiene carga
+2, es decir tiene gran densidad de carga, atrae moléculas de agua y provoca la
disociación de iones del agua produciendo H+.
El AlCl3, el ion Al 3+ es aun más pequeño con carga más elevada, Lugo posee mayor
densidad de carga, cuando se pone en agua tiene lugar una reacción exotérmica:
2AlCl3(s) + 3 H2O (l) → Al2O3 + 6 HCl
Lo que ocurre en realidad es que se forma un ion hidratado:
[Al (H2O)6]3+ (aq) ↔ Al( H2O)3 (OH)3(s) + 3H+
Todos los demás cloruros reaccionan también vigorosamente con agua para dar
disoluciones ácidas de ácidos oxoácidos y vapores de cloruros de hidrógeno:
SiCl4 (l) + 4 H2O(l)
→ Si (OH)4 (aq) + 4HCl(aq)
PCl3 (l) + 3 H2O (l) →
H3PO3(aq) + 3 HCl (aq)
PCl5 (s) + 4 H2O (l) →
H3PO4(aq) + 5 HCl (aq)
El cloro también reacciona:
Cl2 ( aq) + H2O (l) ↔ HCl (aq) + HClO (aq)
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS DE LA PRIMERA FILA DE
TRANSICIÓN, 3d
Definición de elemento de transición:
Son elementos que tienen sus orbitales d incompletos cuando están es alguno de sus
estados de oxidación.
El Zn ( de configuración [Ar] 4s2 3d10 ), no es un elemento de transición ni el metal ni
su ion contienen el subnivel d incompleto.
El Sc no es de transición porque su estado de oxidación más común +3 tiene
configuración de gas noble [Ar], sin embargo cuando está neutro su configuración es
4s2 3d1. Como metal es de transición pero cuando forma sus compuestos no lo es.
Según aumenta el número atómico el subnivel 3d se va llenando regularmente excepto
el Cr y el Cu que sus configuraciones son [Ar] 4s1 3d5 y [Ar] 4s1 3 d10 respectivamente
porque es energéticamente más favorable semillenar y completar el subnivel d
respectivamente más que llenar el orbital 4s.
Los elementos de transición muestran propiedades características aunque no son
exclusivas de los elementos de transición:
-Tienen varios estados de oxidación
-Forman iones complejos
-Dan lugar a compuestos coloreados
-Buenas propiedades catalíticas.
1-Estados de oxidación
Según el principio de Aufbau, cuando se rellenan subniveles de los átomos neutros, el
4s tiene menor energía que los 3d, se rellenan antes. Sin embargo cuando se forman los
cationes los primeros electrones que se pierden son los 4s, de ahí que la configuración
del ion Mn 2+ es [Ar] 3d5.
En el ion todos los niveles de energía estarán más próximos al núcleo porque el átomo
tiene más protones que electrones y según bajamos en energía el orden de 4s y 3d se
invierte.
Todos los elementos de transición de la primera fila contienen electrones 4s ( excepto
Cr y Cu), todos muestran estado de oxidación +2, también Cr y Cu porque pierden un
electrón 3d y uno 4s.
Algunos forman iones +3 o +4 porque sus energías de ionización son tales que pueden
perder hasta dos electrones 3d.
Los iones M 4+ son raros porque es mucha carga para lo pequeños que son los iones y
polarizan a las moléculas de alrededor conduciendo a enlaces covalentes.
En su más alto estado de oxidación el elemento se encuentra normalmente enlazado
covalentemente formando un oxianión, ej MnO4- o Cr2O7 2Ejemplos comunes de diferentes estados de oxidación a +2:
Cr(+3) CrCl3
Cr(+6) Cr2O7 2Mn(+4) MnO2
Mn(+7) MnO4Fe(+3) Fe2O3
Cu(+1) Cu2O
2.Formación de iones complejos
Debido a su pequeño tamaño los iones atraen a especies ricas en electrones, estas
especies se conocen como ligandos.
Los ligandos son moléculas neutras o iones negativos que contienen pares de electrones
no enlazantes.
Estos pares de electrones pueden formar enlaces covalentes coordinados con el ion del
metal para formar iones complejos.
El agua es un buen ligando y muchos, aunque no todos los metales de transición existen
como iones complejos hexahidratados en disolución acuosa, ej: [Fe(H2O)6]3+
Otro ejemplo de ligando es el amoniaco NH3 o los iones Cl- y CNLos ligandos pueden ser sustituidos por otros ligandos, ej:
La adición de amoniaco a una disolución de sulfato de cobre (II).
Al principio según se añade el amoniaco se forma un precipitado de Cu(OH)2 pero si
añadimos mas NH3, este se disuelve para dar el color azul intenso del ion [Cu(NH3)4]2+
De modo similar si añadimos HCl al CuSO4 aparece una disolución amarilla del
complejo CuCl42- (la carga de cada ligando Cl es -1)
En la realidad la disolución puede aparecer verde debido a que aun puede haber iones
[Cu(H2O)4]2+ (azules)
NH3
Cl-
(CuCl4)2-(aq)
Amarillo
↔
[Cu (H2O)4]2+
↔
H2O
Azul palido
H2O
[Cu(NH3)4]2+ (aq)
Azul intenso
verde
El número de ligandos enlazados al ion del metal se llama índice de coordinación.
Los de IC 6 son octaédricos
Los de IC 4 son tetraédricos
Los de IC 2 son lineales
3. Compuestos coloreados
Si hacemos incidir luz blanca en una disolución de un ion complejo de un metal de
transición, se absorbe radicación de un longitud de onda determinada la disolución
transmite el resto de la radiación y se ve el color complementario a la radiación
absorbida.
El CuSO4 es azul porque el ion [Cu (H2O)4]2+absorbe luz roja y transmite luz azul.
La  de la radiación absorbida depende de varios factores pero todos se deben a que
cuando un ion posee 6 ligandos (complejo octaédrico) el subnivel 3d se desdobla en
dos. La luz que se absorbe corresponde a la energía requerida para promocionar un
electrón d desde el nivel inferior al superior.
Hay 4 factores que influyen en el tamaño del desdoblamiento d-d y en consecuencia del
color:
-La naturaleza del elemento de transición
-El estado de oxidación
-El tipo de ligando
-La forma del ion complejo.
4-Propiedades catalíticas.
Los catalizadores son sustancias que aumentan el rendimiento de la reacción química
sin sufrir ningún cambio.( Permiten seguir una ruta de reacción con menor energía de
activación). Esto se consigue porque el catalizador permite poner en contacto a las dos
especies reaccionantes con más eficacia.
Si es en fase heterogénea permite que los reaccionantes se adsorban en la superficie del
metal catalizador ej.: Ni, Pd, en reacciones de hidrogenación.
Los metales de transición son buenos en adsorber pequeñas moléculas.
Ej.: Fe en el proceso Haber de síntesis del amoniaco. El Rh, Pt, Pd en convertidores de
coches, convierten el CO en gases menos contaminantes como CO2, N2 y H2O.
En la catálisis homogénea en que todos están en la misma fase de los reactantes se
enlazan químicamente con el metal para dar un intermedio de reacción, reaccionan y
después liberan al metal. En este proceso el estado de oxidación del metal aumenta y
luego vuelve a disminuir.
Esa es una razón por la que son buenos catalizadores porque tienen varios estados de
oxidación, pueden fácilmente oxidarse y reducirse.
Ejs.:
MnO2
2H2O2 (aq)
→
2H2O (l) + O2(g)
V2O5
2SO2 (g) +O2(g)
→
2 SO3
Fe y Co en catálisis biológicas.
Los catalizadores juegan un papel importante en la economía. Un catalizador apropiado
hará una reacción más eficiente. Se obtiene el producto más rápido y se necesita menos
energía para producirlo más barato y con menor daño medioambiental.
Hay una rama de la química llamada química verde que se ocupa de favorecer procesos
no dañinos par el medio ambiente. Esto lógicamente tiene un coste.