Download 1 - FÍSICA Y QUÍMICA

IES MARQUÉS DE SANTILLANA
CURSO 2008-2009
1º BACHILLERATO INTERNACIONAL
APUNTES PERIODICIDAD, QUIMICA DESCRIPTIVA
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1
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 se quema con el hidrógeno dando 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
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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.
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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 de modo que posee mayor densidad
de carga, en presencia de agua da 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.
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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+
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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
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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.