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Tema 3. Química descriptiva: Hidrógeno

Descubrimiento:Descubrimiento:

Paracelso (XVI): los obtuvomesclando ácidos fuertes con

metales

Robert Boyle (1671): redescubreel gas al hacer reaccionar

limaduras de hierro con ácidosdiluidos.

Cavendish (1766): reacción de Hg ácidos. Descubre la reacción decombustión del gas generado.

Antoine Lavosier (1783): reconoce al gas como un elemento y le

coloca el nombre de “hidrógeno”.


Propiedades generales:Propiedades generales:

Configuración electrónica

Radio atómico

Estados de oxidación

Electronegatividad 1re EI (kJ/mol) Masa atómica

1S1 53 pm 1, -1 2,2 1312 (13,6 eV) 1,008 u

Estado de agregación (C.N.)

Punto de fusión

Punto de ebullición

H+ + 1e- �� ½ H2

Potencial normalDensidad

(g/ml)

Gas diatómico 14,03 K 20,27 K 0,00 (volt) 0,089


Abundancia:

92%

7% 1%Hidrógeno

He

Resto

Universo

92%

Espacio interestelar H

Estrellas H2 y H

Tierra

15vo elemento más abundante en la superficie terrestre, encontrándose combinado en forma de

HC’s y agua. El H 2 se presenta en ppm en la atmósfera terrestre .

H20

CH4

Tema 3. Química descriptiva: HidrógenoIsótoposIsótopos :

PROTIO HPROTIO H11HH

DEUTERIO DDEUTERIO D22HH

TRITIO TTRITIO T33HH

PESOATÓMICO

1.0078 2.0141 3.0160

ABUNDANCIA RELATIVA (%)

99.98 0.015 10-17

11 1111

DEUTERIO:• O-H SE ELECTROLIZA ANTES QUE O-D:DEUTERIO:• O-H SE ELECTROLIZA ANTES QUE O-D:• O-H SE ELECTROLIZA ANTES QUE O-D:

SEPARACIÓN D2O/H2O• SE UTILIZA PARA:

• ESTUDIOS MECANÍSTICOS• CONTROL DE REACCIONES NUCLEARES• RMN

• O-H SE ELECTROLIZA ANTES QUE O-D:SEPARACIÓN D2O/H2O

• SE UTILIZA PARA:• ESTUDIOS MECANÍSTICOS• CONTROL DE REACCIONES NUCLEARES• RMN

HH22O (s)O (s)

HH22O (l)O (l)

HH22O (l)O (l)

DD22O (s)O (s)


Isótopos:Isótopos:

Tritio:

N + n C + T T1/2=12,26 años147

10

146

31

He + e (β)

Li + n He + T (Reactor nuclear)

32

0-1

63

10

42

31

Sus principales usos se encuentran en la Sus principales usos se encuentran en la medicina nuclearmedicina nuclear

SPINES NUCLEARES

ORTO Y PARA HIDRÓGENO


Isótopos:Isótopos:

ORTO Y PARA HIDRÓGENO

ORTO PARA


Fusión nuclear:Fusión nuclear:

Se emiten un electrón y un neutrino

5. Se forma una partículaalfa y se liberan dos protonesy mucha energía

4. Se producen núcleos de helio que se fusionan

3. El deuterio fusionacon otro protón

1. Se fusionandos protones

2. Un protón setransmutaen un neutrón,formando deuterio

Estrellas



En la Tierra, parece quees más interesanterealizar otro tipo de fusiónpara poder obtener unafuente de energía casifuente de energía casiinagotable. Se trata de lafusión del Deuterio o,incluso mejor, de la fusiónde Deuterio con Tritio.

FUSIÓN DE DEUTERIO

FUSIÓN DEUTERIO-TRITIO



ITER TOKAMAKITER TOKAMAK

REACTORREACTORREACTORREACTOREXPERIMENTALEXPERIMENTALDE FUSIÓNDE FUSIÓNPOR CONFINAMIENTOPOR CONFINAMIENTOMAGNÉTICOMAGNÉTICO

Cadarache (FR) 2015Cadarache (FR) 2015


Comportamiento químico:Comportamiento químico:

LA REACCIÓN CON EL OXÍGENO:

H2 + ½ O2 H2O(g) ∆H= -242 kJ.mol-1

El H se quema, al aire, en concentraciones entreEl H2 se quema, al aire, en concentraciones entre4 y 75% (frente a 5.4-15% de G.N.)

La temperatura de combustión espontánea es de585ºC (frente a 540º de G.N.)

Es menos explosivo (conc. 13-64%)que el G.N. (conc. 6.3-14%)

G.N. Gas natural


Comportamiento químico:Comportamiento químico:

Perder el electrón HH++

Ganar un electrón

Compartir el electrón

HH--

EE--HH


Hidruros binariosHidruros binarios

Hδδδδ+−−−−Aδδδδ-

HnAm A++++H-

Aδ+δ+δ+δ+−−−−Hδδδδ-



CLASIFICACIÓN DE PANETH



Hδδδδ-

H- Hδδδδ+

Xe


Hidruros binarios (iónicos)Hidruros binarios (iónicos)

Electronegatividad H-M < H

Redes iónicas tridimensionales

Puntos de fusión > 600ºC

Método de obtención

M + n/2 H2MHn

∆∆∆∆

Conducen la electricidad en fundido

La electrolisis produce H2 en el ánodo


Hidruros binarios (iónicos)Hidruros binarios (iónicos)

Afinidad protónica

Li+H- + H2O H2 + LiOHδδδδ-δδδδ+

H-½ H2 + e-

Carácter reductor

2NaH + O2 H2O + Na2O

Eº = - 2.25 V


Hidruros metálicosHidruros metálicos



METÁLICOS:

• INTERSTICIALES

• ESTEQUIOMÉTRICOSCrH VH2

� Duros

� Brillo metálico

� Conducen la electricidado son semiconductores

• NO ESTEQUIOMÉTRICOSTiH1.9 HfH2.1

o son semiconductores

� Propiedades magnéticas

� Quebradizos



BATERÍAS DE NIQUEL-HIDRURO

� Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son:

descarga

BATERÍAS DE NIQUEL-HIDRURO

� Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son:

descargadescarga

2 Ni(O)(OH) + MHn n Ni(OH)2 + M

carga

� Como electrodo negativo se utilizan aleaciones de níquel (MHn) muy complejas, distinguiéndose principalmente dos tipos: AB5 y AB2:

donde A = La, Ce, Pr, Nd

B = Ni, Co, Mn, Al

descarga

2 Ni(O)(OH) + MHn n Ni(OH)2 + M

carga

� Como electrodo negativo se utilizan aleaciones de níquel (MHn) muy complejas, distinguiéndose principalmente dos tipos: AB5 y AB2:

donde A = La, Ce, Pr, Nd

B = Ni, Co, Mn, Al


Hidruros covalentesHidruros covalentes

Moleculares

CH4 NH3

H2O HF

BeH2 B2H6Poliméricos


Hidruros covalentesHidruros covalentes

ENLACES DE HIDRÓGENO

XX HH YY

XX HH XX HH

X X muy electronegativomuy electronegativo

F > O > Cl > N > Br > I = S = CF > O > Cl > N > Br > I = S = C


ObtenciónObtención

Practica de Laboratorio # 2Practica de Laboratorio # 2



OBTENCIÓN A ESCALA DE LABORATORIO

•M + H+ Mn+ + H2

Zn + HCl ZnCl2 + H2

•M + OH- M(OH) + H

Fe en HCl

•M + OH- M(OH)n + H2

Al + NaOH Na[Al(OH)4] + H2

•M + H2O M(OH)n + H2

Na + H2O NaOH + H2

•H- + H2O OH- + H2

LiH + H2O LiOH + H2



ELECTROLISIS DEL AGUA

Electrolito: NaOH 25% 2-2.5V electrodos de Ni ó Fe0.2% producción mundial de H2

CAT(CAT(--) 2 H) 2 H++ + 2e+ 2e-- HH22

ANOD(+) 2 OHANOD(+) 2 OH-- -- 2e2e-- 1/2O1/2O22 + H+ H22OO

Desventaja: consumo alto de energía eléctricaDesventaja: consumo alto de energía eléctrica

OBTENCIÓN A ESCALA INDUSTRIAL

•REDUCCIÓN DE AGUA CON COQUE

H O(g) + C H + CO (+ N gas de síntesis)1200ºC



H2O(g) + C H2 + CO (+ N2 gas de síntesis)2C + O2 2CO

H2O + CO CO2 + H2

CO2 + K2CO3(aq) 2KHCO3(aq)

Problemas: presencia de S escasez de C

Fe2O3

1200ºC




•REDUCCIÓN DE AGUA CON HIDROCARBUROS

NiCH4 (GAS NATURAL) + H2O CO + H2

Ni

P T




•REFINO: CRAQUEO DE HIDROCARBUROSR-CH2-CH2-CH2-CH2-R 2 R-CH=CH2 + H2



Hidrógeno

Otro gas


Uso y aplicacionesUso y aplicaciones

Usos actuales: Naves espaciales, submarinos, autobuses, industria militar, Ordenadores portátiles, móviles, PDA, cámaras digitales, generadores portátiles, motos, vehículos híbridos, pequeñas fuentes de energía fijas.híbridos, pequeñas fuentes de energía fijas.

Usos futuros: Coches eléctricos, fuentes de energía fijas de gran potencia.


Ubicación precisa del H en la tabla periódica? Ubicación precisa del H en la tabla periódica?

Discusión artículo “The proper place for hydrogen in the periodic table” de M. Cronyn

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 1 (IA) Metales alcalinos

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 1 (IA) Metales alcalinosPropiedades generales:Propiedades generales:

Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio

Símbolo Li Na K Rb Cs Fr

Número atómico 3 11 19 37 55 87

Peso atómico 6,94 22,99 39,10 85,47 132,90 (223)

e- de valencia 2S 1 3S1 4S1 5S1 6S1 7S1

Pto. de fusión (ºC) 186,00 97,50 63,65 38,89 28,50 27,00

Pto. de ebullición (ºC) 1326 889 774 688 690 677

Radio atómico (Å) 1,52 1,86 2,31 2,44 2,62 -

Radio iónico (Å) 0,60 0,95 1,33 1,48 1,69 -

Electronegatividad 1,0 0,9 0,8 0,8 0,7 0,7

Potencial estándar (V) 3,05 2,71 2,92 2,93 2,92 -

Estados de oxidación +1 +1 +1 +1 +1 -

Energía de ionización 124 119 100 96 90 -

Descubrimiento Arvedson(1817)

Davy(1807)

Davy(1807)

Bunsen y K.(1861)

Bunsen y K.(1860)

Perey(1939)


• Son blandos, poseen color plateado, brillo metálico y presentan estructuras cristalinas cúbicas centrada en el cuerpo.

•Son excelentes agentes reductores (elementos electropositivos).

• En la naturaleza, se presentan como sales, donde sus iones M+ se unen con haluros, sulfatos, carbonatos o iones de silicatos complejos. Nunca se presentanen la naturaleza como metales libres, óxidos o sulfuros.

Características generales:Características generales:

en la naturaleza como metales libres, óxidos o sulfuros.

•Reaccionan con el hidrógeno al calor, formando hidruros.

•Reaccionan con el agua para producir hidrógeno e hidróxidos. Éstas reacciones varían desde efervescencia con Li hasta explosividad con los elementos inferiores en la tabla, donde el liberado se enciende.

•Reaccionan con oxígeno: óxido, Li2O, peróxido, Na2O2, y superóxidos KO2.

•Solo el litio reacciona con nitrógeno formando nitruro de litio.


Principales reacciones:Principales reacciones:

• Con el agua (de manera violenta):

– 2 M(s) + H2O → 2 MOH(aq) + H2(g).

• Con el hidrógeno (a temperatura alta) formando hidruros:

– 2 M + H2 → 2 MH

• Con azufre y halógeno formando sulfuros y haluros:

– 2 M + X2 → 2 MX; – 2 M + X2 → 2 MX;

– 2 M + S → M2S.

• Con oxígeno formando peróxidos, excepto el litio que forma óxidos:

– 2 M + O2 → M2O2; 4 Li + O2 → 2 Li2O

• Sólo el litio reacciona con el nitrógeno formando nitruros:

– 6 Li + N2 → 2 Li3N


Métodos de obtención:Métodos de obtención:

• Como suelen formar compuestos iónicos en los que se encuentran conestado de oxidación +1, hay que reducirlos para obtenerlos en estadopuro.

• Dado que son muy reductores hay que acudir a la electrólisis o a otrosmetales alcalinos:– 2 NaCl(l) → Na(l) (cátodo) + Cl2(g) (ánodo).– 2 NaCl(l) → Na(l) (cátodo) + Cl2(g) (ánodo).– 2 KOH(l) → [2 K(l) + H2(g) ] (cátodo) + O2(g) (ánodo).

• El potasio y elementos siguientes también puede obtenerse a partir desu cloruro fundido con vapor de sodio en ausencia de aire:– RbCl(l) + Na(g)→ Rb(g) + RbCl(l).

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 1 (IA)

Litio (Li)Litio (Li)

Es un elemento metálico, blanco plateado, químicamente reactivo, y el más ligero en peso de todos los metales. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 3.

•El descubrimiento del elemento se le adjudica por lo general a Johann A. Arvedson en 1817.

•Químicamente, el litio se asemeja al magnesio en su comportamiento.

•Se obtiene por la electrólisis de una mezcla de cloruro de litio y potasio fundidos.

•Se oxida al instante y se corroe rápidamente al contacto con el aire; para almacenarlo, debe sumergirse en un líquido tal como la nafta.



El litio ocupa el lugar 35 en abundancia entre los elementos de la cortezaterrestre. No existe en la naturaleza en estado libre, sino sólo en compuestos,que están ampliamente distribuidos.

Minerales:Minerales:

Silicatos:Lepidolita (Mica)Lepidolita (Mica)Espodumena (Piroxeno)Petalita (feldespatoide)

Fosfatos:Amblygonita Salinas?



Entre los compuestos importantes del litio están el hidróxido, utilizado paraeliminar el dióxido de carbono en los sistemas de ventilación de navesespaciales y submarinos, y el hidruro, utilizado para inflar salvavidas; suequivalente de hidrógeno pesado (deuterio), se utiliza para fabricar la bomba dehidrógeno. El carbonato de litio, un mineral común, se usa en el tratamiento delas psicosis maníaco-depresivas.


Sodio (Sodio (NaNa))

Es un elemento metálico blanco plateado, extremamente blando y muy reactivo.Su número atómico es 11. Fue descubierto en 1807 por el químico británicoHumphry Davy.

Propiedades y estado naturalEl sodio elemental es un metal tan blando que puede cortarse con un cuchillo.Tiene una dureza de 0,4. Se oxida con rapidez al exponerlo al aire y reaccionaviolentamente con agua formando hidróxido de sodio e hidrógeno. Tiene unpunto de fusión de 98 °C, un punto de ebullición de 883 °C y una de nsidadrelativa de 0,97. Su masa atómica es 22,9898.



Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mary en los lagos salinos como cloruro de sodio, NaCl, y con menor frecuencia comocarbonato de sodio, Na2CO3, y sulfato de sodio, Na2SO4. El sodio comercial seprepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sod io fundido . Elsodio ocupa el séptimo lugar en abundancia entre los elementos de la cortezaterrestre. Es un componente esencial del tejido vegetal y animal.


Haluros:Haluros:Halita

Boratos:Borax

Silicatos:Albita (plagioclasa)Sodalita (feldespatoide)Lazurita (feldespatoide)Natrolita (zeolita)Jadeita (piroxeno)



AplicacionesEl elemento se utiliza para fabricar tetraetilplomo y como agenterefrigerante en los reactores nucleares. El compuesto de sodio másimportante es el cloruro de sodio, conocido como sal común osimplemente sal. Otros compuestos importantes son el carbonatode sodio, conocido como sosa comercial, y el bicarbonato de sodio,conocido también como bicarbonato de sosa. El hidróxido de sodio,conocido también como bicarbonato de sosa. El hidróxido de sodio,conocido como sosa cáustica se usa para fabricar jabón, rayón ypapel, en las refinerías de petróleo y en la industria textil y delcaucho o hule. El tetraborato de sodio se conoce comúnmentecomo bórax. El fluoruro de sodio, NaF, se utiliza como antiséptico,como veneno para ratas y cucarachas, y en cerámica. El nitrato desodio, conocido como nitrato de Chile, se usa como fertilizante. Elperóxido de sodio, Na2O2, es un importante agente blanqueador yoxidante. El tiosulfato de sodio, Na2S2O3·5H2O, se usa en fotografíacomo agente fijador.


Potasio (K)Potasio (K)

Es un elemento metálico, extremamente blando y químicamente reactivo. Elnúmero atómico del potasio es 19.

Propiedades y estado naturalFue descubierto y nombrado en 1807 por el químico británico sir HumphryDavy. El metal es blanco plateado y puede cortarse con un cuchillo. Tiene unadureza de 0,5. Se da en tres formas isotópicas naturales, de números másicos39, 40 y 41. El potasio 40 es radiactivo y tiene una vida media de 1.280millones de años. El isótopo más abundante es el potasio 39. Se han preparadoartificialmente varios isótopos radiactivos.



El potasio tiene un punto de fusión de 63 °C, un punto de ebullició n de 760 °C yuna densidad de 0,86 g/cm3; la masa atómica del potasio es 39,098. El potasiometal se prepara por la electrólisis del hidróxido de potasio fundido o de unamezcla de cloruro de potasio y fluoruro de potasio. El metal se oxida en cuantose le expone al aire y reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxidode potasio e hidrógeno gas.



El potasio ocupa el 8vo lugar en abundancia entre los elementos de la cortezaterrestre. El potasio está presente en todo el tejido vegetal y animal, y es uncomponente vital de los suelos fértiles. El cromato de potasio (K2CrO4), un sólidocristalino amarillo, y el dicromato de potasio (K2Cr2O7), un sólido cristalino rojo, sonpoderosos agentes oxidantes utilizados en cerillas o fósforos y fuegos artificiales, enel tinte textil y en el curtido de cuero.


Haluros:Haluros:Silvita

Silicatos:Microclino-Ortosa (feldespatos)Leucita (feldespatoide)

Nitratos:Nitro (salitre)



Aplicaciones (1)

El potasio metal se usa en las células fotoeléctricas. El potasio forma varioscompuestos semejantes a los compuestos de sodio correspondientes, basadosen la valencia 1. El bromuro de potasio (KBr), un sólido blanco formado por lareacción de hidróxido de potasio con bromo, se utiliza en fotografía, grabado ylitografía, y en medicina como sedante. El permanganato de potasio (KMnO4) esun sólido púrpura cristalino, que se usa como desinfectante y germicida y comoagente oxidante en muchas reacciones químicas importantes.agente oxidante en muchas reacciones químicas importantes.

El sulfato de potasio (K2SO4) es un sólido cristalino blanco, importante fertilizante de potasio que se usa también para la preparación del sulfato de aluminio y potasio o alumbre. El hidrogentartrato de potasio, que suele llamarse crémor tártaro, es un sólido blanco utilizado como levadura en polvo y en medicina.



Aplicaciones (2)

El término potasa designaba originalmente al carbonato de potasio obtenidolixiviando cenizas de madera, pero ahora se aplica a diversos compuestos depotasio. El carbonato de potasio, (K2CO3), un sólido blanco, llamado tambiénpotasa, se obtiene de la ceniza de la madera u otros vegetales quemados, ytambién por reacción del hidróxido de potasio con dióxido de carbono. Se usapara fabricar jabón blando y vidrio.

El clorato de potasio (KClO3), llamado clorato de potasa, es un compuestoblanco cristalino, que se obtiene por la electrólisis de una disolución de clorurode potasio. Es un agente oxidante poderoso y se utiliza en cerillas (cerillos),fuegos artificiales y explosivos, así como desinfectante y para obtener oxígeno.El cloruro de potasio (KCl) es un compuesto blanco cristalino llamadocomúnmente cloruro de potasa o muriato de potasa, y es un componente comúnde las sales minerales de potasio, de las que se obtiene por volatilización.


Rubidio (Rb)Rubidio (Rb)

Fue descubierto mediante espectroscopia en 1860 por el químico alemán RobertWilhelm Bunsen y el físico alemán Gustav Robert Kirchhoff, quienes nombraronel elemento por las destacadas líneas rojas de su espectro. El rubidio metálicoes blanco-plateado y muy blando. Es el tercero en actividad de los metalesalcalinos. Se oxida inmediatamente cuando se le expone al aire y ardeespontáneamente para formar óxido de rubidio. Reacciona violentamente con elagua.

En su comportamiento químico, el rubidio se parece al sodio y al potasio. Tieneun punto de fusión de 39 °C, un punto de ebullición de 686 °C, y una dedensidad 1,53 g/cm3; su masa atómica es 85,468. Es un elemento ampliamentedistribuido, y ocupa el lugar 23 en abundancia entre los elementos de la cortezaterrestre. No se encuentra en grandes sedimentos sino en pequeñas cantidadesen aguas minerales y en varios minerales asociados generalmente con otrosmetales alcalinos.


Rubidio (Rb)Rubidio (Rb)

Aplicaciones:

También se encuentra en pequeñas cantidades en el té, el café, el tabaco y enotras plantas, y los organismos vivos pueden requerir cantidades diminutas delelemento. El rubidio se utiliza en catalizadores y en células fotoeléctricas. Ladesintegración radiactiva del isótopo rubidio 87 puede utilizarse para determinarla edad geológica.


Cesio (Cs)Cesio (Cs)

Es un elemento metálico químicamente reactivo, blanco y blando. Su númeroatómico es 55. El cesio fue descubierto en 1860 por el químico alemán RobertWilhelm Bunsen y el físico alemán Gustav Robert Kirchhoff mediante el uso delespectroscopio.

El cesio ocupa el lugar 64 en abundancia natural entre los elementos de lacorteza terrestre. Tiene un punto de fusión de 28 °C, un punto de ebullición decorteza terrestre. Tiene un punto de fusión de 28 °C, un punto de ebullición de669 °C, y una densidad relativa de 1,88; su masa atómica es 132,91. L a fuentenatural que produce la mayor cantidad de cesio es un mineral poco frecuentellamado pólux (o polucita).

Mineral:Mineral:

Aplicaciones:

El cesio comercial contiene normalmente rubidio, con el que coexistehabitualmente en los minerales y al que se asemeja tanto que no se realizaningún esfuerzo para separarlos.

Al igual que el potasio, el cesio se oxida fácilmente cuando se le expone al aire,y se usa para extraer el oxígeno residual de los tubos de vacío. Debido a supropiedad de emitir electrones cuando se le expone a la luz, se utiliza en la


Cesio (Cs)Cesio (Cs)

propiedad de emitir electrones cuando se le expone a la luz, se utiliza en lasuperficie fotosensible del cátodo de la célula fotoeléctrica. El isótopo radiactivocesio 137, que se produce por fisión nuclear, es un derivado útil de las plantasde energía atómica. El cesio 137 emite más energía que el radio y se usa eninvestigaciones medicinales e industriales, por ejemplo como isótopo trazador .


Francio (Fr)Francio (Fr)

Es un elemento metálico radiactivo que se asemeja mucho al cesio en suspropiedades químicas. Su número atómico es 87. Marguerite Perey delLaboratorio Curie del Instituto del Radio de París descubrió el elemento en 1939.

Se produce cuando se desintegra el elemento radiactivo actinio. El francionatural es radiactivo; su isótopo con vida más larga, el francio 223, o actinio-K,natural es radiactivo; su isótopo con vida más larga, el francio 223, o actinio-K,tiene una vida media de 22 minutos. Emite una partícula beta con una energíade 1.100.000 electronvoltios (eV). Se conocen isótopos con números másicosde 204 a 224.El francio es el más pesado de los metales alcalinos, y es elelemento más electropositivo. Todos sus isótopos son radiactivos y tienen unavida corta.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA) Met. alcalino-térreos

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA) Met. alcalino-térreosPropiedades generales:Propiedades generales:

Berilio Magnesio Calcio Estroncio Bario Radio

Símbolo Be Mg Ca Sr Ba Ra

Número atómico 4 12 20 38 56 88

Peso atómico 9,01 24,31 40,08 87,62 137,34 226,05

e- de valencia 2S 2 3S2 4S2 5S2 6S2 7S2

Pto. de fusión (ºC) 1283 650 845 770 725 770

Pto. de ebullición (ºC) 2970 1120 1420 1380 1640 1140

Radio atómico (Å) 1,11 1,60 1,97 2,15 2,17 2,20

Radio iónico (Å) 0,31 0,65 0,99 1,13 1,35 -

Electronegatividad 1,5 1,2 1,0 1,0 0,9 0,9

Potencial estándar (V) 1,85 2,37 2,87 2,89 2,90 2,92

Estados de oxidación +2 +2 +2 +2 +2 +2

Energía de ionización 215 176 141 131 120 -

Descubrimiento Vauquelin(1798)

Bussy(1831)

Berzelius(1808)

Davy(1808)

Davy(1808)

Curie(1911)



• Son los elementos metálicos del grupo 2 de la Tabla.• Son berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.

– Berilio y magnesio, tienen unas propiedades ligeramente distintas.

• Su nombre se debe a su situación entre los metales alcalinos y loselementos térreos y a que muchos de sus compuestos (tierras) sonbásicos.básicos.

• Constituyen más del 4% de la corteza terrestre (especialmentecalcio y magnesio).

• Al igual que los metales alcalinos no existen en estado libre debidoa su actividad química.

• Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los quese encuentran.



• Configuración electrónica: ns2.

• Baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinosdel mismo periodo, tanto menor según se avanza en elgrupo hacia abajo.

• Afinidad electrónica positiva.• Afinidad electrónica positiva.

• Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en elgrupo hacia abajo.

• Estado de oxidación habitual: +2.

• A excepción del berilio forman compuestos claramenteiónicos.



• La solubilidad en agua de sus compuestos es bastante menorque la de los alcalinos.

• Son metales poco densos aunque algo mayor que suscorrespondientes alcalinos.

• Sus colores van desde el gris al blanco.• Son más duros que los alcalinos, aunque su dureza es• Son más duros que los alcalinos, aunque su dureza es

variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncioes muy maleable).

• Son muy reactivos, aunque menos que los alcalinos delmismo periodo, aumentando su reactividad al descender enel grupo.



• Se oxidan con facilidad por lo que son buenos reductores aunque menos que los alcalinos del mismo periodo.

• Sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad segúnaumenta el número atómico) y sus hidróxidos (exceptoaumenta el número atómico) y sus hidróxidos (exceptoel de berilio que es anfótero) son bases fuertes como losde los alcalinos.


Reacciones principales:Reacciones principales:

• Con agua forman el correspondiente hidróxido, en muchoscasos insoluble que protege el metal afrente a otrasreacciones, desprendiéndose hidrógeno:– M(s) + 2 H2O → M(OH)2 (s) + H2(g).

• Con no-metales forman compuestos iónicos, a excepcióndel berilio y magnesio,del berilio y magnesio,

• Reducen los H+ a hidrógeno:– M(s) + 2 H+(aq) → M2

+(aq) + H2(g).

• Sin embargo, ni berilio ni magnesio reaccionan con ácidonítrico debido a la formación de una capa de óxido.


Métodos de obtención:Métodos de obtención:

• Existen dos métodos fundamentales de obtención:

• Electrólisis de sus haluros fundidos:• Electrólisis de sus haluros fundidos:

– MX2(l) → M(l) + X2(g).

• Por reducción de sus óxidos con carbono:

– MO(s) + C(s) → M(s) + CO(g).

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA)

Berilio (Be)Berilio (Be)

Es un elemento metálico,gris, frágil, con número atómico 4. Se le llama beriliopor su mineral principal, el berilo, un silicato de berilio y aluminio. Fuedescubierto como óxido en 1797 por el químico francés Louis Nicolas Vauquelin;el elemento libre fue aislado por primera vez en 1828 por Friedrick Wöhler yAntonine Alexandre Brutus Bussy, independientemente. Puesto que suscompuestos solubles tienen sabor dulce, al principio se le llamó glucinio, comoreferencia al azúcar glucosa.

Propiedades y estado naturalEl berilio ocupa el lugar 51 en abundancia entre los elementos naturales de lacorteza terrestre. Su masa atómica es 9,012. Tiene un punto de fusión de unos1.287 °C, un punto de ebullición de unos 3.000 °C, y una densida d de 1,85g/cm3. La mayoría del metal se obtiene mediante reducción de fluoruro deberilio con magnesio



El berilio tiene una alta resistencia por unidad de masa. Se oxida ligeramente alcontacto con el aire, cubriéndose con una fina capa de óxido. Los compuestosdel berilio son generalmente blancos (o incoloros en solución) y bastantesimilares en sus propiedades químicas a los compuestos correspondientesde aluminio . Esta similitud hace difícil separar el berilio del aluminio, que casisiempre está presente en los minerales de berilio.Minerales:Minerales:

Silicatos:BeriloFenaquitaBertrandita

Óxidos:Crisoberilo

AplicacionesEl principal uso del berilio metálico se encuentra en la manufactura dealeaciones berilio-cobre y en el desarrollo de materiales moderadores yreflejantes para reactores nucleares. La adición de un 2% de berilio al cobreforma una aleación no magnética seis veces más fuerte que el cobre.Muchas piezas de los aviones supersónicos están hechas de aleaciones deberilio, por su ligereza, rigidez y poca dilatación. Otras aplicaciones utilizansu resistencia a los campos magnéticos, y su capacidad para no producir



su resistencia a los campos magnéticos, y su capacidad para no producirchispas y conducir la electricidad. El elemento se utiliza en las ventanas delos tubos de rayos X. El berilio y su óxido se usan también en la generaciónde energía nuclear como moderadores en el núcleo de reactores nucleares,debido a la tendencia del berilio a retardar o capturar neutrones.


Magnesio (Mg)Magnesio (Mg)

Es un elemento metálico blanco plateado, relativamente no reactivo.

Propiedades y estado naturalEl metal, aislado por vez primera por el químico británico Humphry Davy en1808, se obtiene hoy en día principalmente por la electrólisis del cloruro demagnesio fundido . El magnesio es maleable y dúctil cuando se calienta.Exceptuando el berilio, es el metal más ligero que permanece estable encondiciones normales.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA)Magnesio (Mg)Magnesio (Mg)

Existe en la naturaleza sólo en combinación química con otros elementos, enparticular, en los minerales carnalita, dolomita, magnesita y epsomita , enmuchos silicatos constituyentes de rocas y como sales, por ejemplo el clorurode magnesio, que se encuentra en el mar y en los lagos salinos. Es uncomponente esencial del tejido animal y vegetal. 7mo elemento enabundancia en la corteza terrestre.

AplicacionesEl magnesio forma compuestos bivalentes, siendo el más importante elcarbonato de magnesio (MgCO3), que se forma por la reacción de una sal demagnesio con carbonato de sodio y se utiliza como material refractario yaislante. El cloruro de magnesio (MgCl2·6H2O), que se forma por la reacciónde carbonato u óxido de magnesio con ácido clorhídrico, se usa como materialde relleno en los tejidos de algodón y lana, en la fabricación de papel y decementos y cerámicas.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA)Magnesio (Mg)Magnesio (Mg)

Aplicaciones

Otros compuestos son el citrato de magnesio (Mg3(C6H5O7)2·4H2O), que seforma por la reacción de carbonato de magnesio con ácido cítrico y se usa enmedicina y en bebidas efervescentes; el hidróxido de magnesio, (Mg(OH)2),formado por la reacción de una sal de magnesio con hidróxido de sodio, yutilizado en medicina como laxante, "leche de magnesia", y en el refinado deazúcar; sulfato de magnesio (MgSO4·7H2O), llamado sal de Epson y el óxido demagnesio (MgO), llamado magnesia o magnesia calcinada.

Las aleaciones de magnesio presentan una gran resistencia a la tracción.Cuando el peso es un factor a considerar, el metal se utiliza aleado conaluminio o cobre en fundiciones para piezas de aviones; en miembrosartificiales, aspiradoras e instrumentos ópticos, y en productos como esquíes,carretillas, cortadoras de césped y muebles para exterior. El metal sin alear seutiliza en flashes fotográficos, bombas incendiarias y señales luminosas, comodesoxidante en la fundición de metales y como afinador de vacío, una sustanciaque consigue la evacuación final en los tubos de vacío. La producción mundialestimada de magnesio en 1989 fue de 350.000 toneladas.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA)Calcio (Ca)Calcio (Ca)

Es un elemento metálico, reactivo y blanco plateado. Su número atómicoes 20. El químico británico sir Humphry Davy aisló el calcio en 1808mediante electrólisis.

Propiedades y estado naturalEl calcio tiene seis isótopos estables y varios radiactivos. Metal maleable ydúctil, amarillea rápidamente al contacto con el aire. Tiene un punto defusión de 839 °C, un punto de ebullición de 1.484 °C y una densida d de1,54 g/cm3; su masa atómica es 40,08. El calcio reaccionaviolentamente con el agua , formando el hidróxido Ca(OH)2 y liberandohidrógeno.


Ocupa el quinto lugar en abundancia entre los elementos de la cortezaterrestre, pero no se encuentra en estado puro en la naturaleza. Se da en varioscompuestos muy útiles, tales como el carbonato de calcio (CaCO3), del queestán formados la calcita, el mármol, la piedra caliza y la marga; el sulfato decalcio (CaSO4), presente en el alabastro o el yeso; el fluoruro de calcio(CaF2), en la fluorita; el fosfato de calcio o roca de fosfato (Ca3(PO4)2) y variossilicatos como las plagioclasas .


Aplicaciones (1)

El metal se obtiene sobre todo por la electrólisis del cloruro de calc iofundido , un proceso caro. Hasta hace poco, el metal puro se utilizabaescasamente en la industria. Se está utilizando en mayor proporción comodesoxidante para cobre, níquel y acero inoxidable. Puesto que el calcioendurece el plomo cuando está aleado con él, las aleaciones de calcio sonexcelentes para cojinetes, superiores a la aleación antimonio-plomo utilizada enla rejillas de los acumuladores, y más duraderas como revestimiento en el cablela rejillas de los acumuladores, y más duraderas como revestimiento en el cablecubierto con plomo. El calcio, combinado químicamente, está presente en la cal(hidróxido de calcio), el cemento y el mortero, en los dientes y los huesos (comohidroxifosfato de calcio), y en numerosos fluidos corporales (como componentede complejos proteínicos) esenciales para la contracción muscular, latransmisión de los impulsos nerviosos y la coagulación de la sangre.


Aplicaciones (2)

Es un agente reductor en la obtención de metales como el cromo, torio y uranio.El óxido de calcio (CaO ), cal viva, se produce por descomposición térmica delos minerales de carbonato. El hidróxido de calcio, Ca(OH) 2, cal apagada, esmuy buen absorbente del CO2. El carburo de calcio, CaC2 produce acetileno degran uso industrial por hidrólisis. Los minerales de calcio más abundantes sonlos carbonatos, entre ellos puede mencionarse la calcita, el espato de Islandia yel mármol. Tienen un gran uso en construcción .el mármol. Tienen un gran uso en construcción .

El sulfato de calcio di-hidratado se utiliza para disminuir la alcalinidad de lossuelos y es un constituyente importante del cemento.El calcio se halla en todas las plantas, es esencial para su crecimiento, seencuentra también en el esqueleto de todos los animales y en los dientes comoprincipalmente como fosfato, carbonato y fluoruro. Cumple también funciones deregulación en el sistema nervioso y músculos.Se encuentra principalmente en los lácteos, algunos vegetales como la espinacay en los frutos secos.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA)Estroncio (Sr)Estroncio (Sr)

Es un elemento metálico, dúctil, maleable y químicamente reactivo. Su númeroatómico es 38.

El estroncio metálico fue aislado por vez primera por el químico británico sirHumphry Davy en 1808; el óxido se conocía desde 1790. El estroncio tiene colorplateado cuando está recién cortado. Se oxida fácilmente al aire y reacciona conel agua para producir hidróxido de estroncio e hidrógeno gas. Como los demásmetales alcalino-térreos, se prepara transformando el carbonato o el sulfatoen cloruro, el cual, por hidrólisis, produce el metal . Tiene un punto de fusiónde 769 °C, un punto de ebullición de 1.384 °C y una densidad de 2,6 g/cm3. Sumasa atómica es 87,62.


El estroncio nunca se encuentra en estado elemental, y existe principalmentecomo estroncianita, SrCO3, y celestina , SrSO4. Ocupa el lugar 15 enabundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre y estáampliamente distribuido en pequeñas cantidades. Debido a que emite un colorrojo brillante cuando arde en el aire, se utiliza en la fabricación de fuegosartificiales y en señales de ferrocarril.


Aplicaciones:

Hoy en día el principal uso del estroncio es en cristales para tubos de rayoscatódicos de televisores en color debido a la existencia de regulaciones legales queobligan a utilizar este metal para filtrar los rayos X evitando que incidan sobre elespectador. Otros usos son:

•Pirotecnia (nitrato).•Producción de imanes de ferrita•Producción de imanes de ferrita•El carbonato se usa en el refino del cinc (remoción del plomo durante la electrólisis),y el metal en la desulfurización del acero y como componente de diversasaleaciones.•El titanato de estroncio tiene un índice de refracción extremadamente alto y unadispersión óptica mayor que la del diamante, propiedades de interés en diversasaplicaciones ópticas.•Otros compuestos de estroncio se utilizan en la fabricación de cerámicas, productosde vidrio, pigmentos para pinturas (cromato), lámparas fluorescentes (fosfato) ymedicamentos (cloruro y peróxido).•El isótopo radiactivo Sr-89 se usa en la terapia del cáncer, el Sr-85 se ha utilizadoen radiología y el Sr-90 en generadores de energía autónomos.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA)Bario (Ba)Bario (Ba)

Es un elemento blando, plateado y altamente reactivo. Su número atómicoes 56. El bario fue aislado por primera vez en 1808 por el científico británicosir Humphry Davy. El elemento reacciona intensamente con el agua, y secorroe rápidamente en aire húmedo. De hecho, el elemento es tan reactivoque sólo existe en la naturaleza como compuesto.

Metal alcalinotérreo, el bario es el 14º elemento más común , ocupando unaparte de 2.000 de la corteza terrestre. Su masa atómica es 137,34. Su puntode fusión está a 725 °C, su punto de ebullición a 1.640 °C, y su densid adrelativa es 3,5.

Los compuestos más importantes de Bario presentes en la naturaleza son la Barita (sulfato de bario) y la witherita (carbonato de bario).


Aplicaciones:

El bario metálico tiene pocas aplicaciones prácticas, aunque a veces se usapara recubrir conductores eléctricos en aparatos electrónicos y en sistemas deencendido de automóviles. El sulfato de bario (BaSO4) se utiliza también comomaterial de relleno para los productos de caucho, en pintura y en el linóleo; estecompuesto se utiliza ampliamente en la industria petrolera, como densificante de


compuesto se utiliza ampliamente en la industria petrolera, como densificante delos lodos de perforación . El nitrato de bario se utiliza en fuegos artificiales, y elcarbonato de bario en venenos para ratas.

Una forma de sulfato de bario, opaca a los rayos X, se usa para examinar porrayos X el sistema gastrointestinal.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 2 (IIA)Radio (Ra)Radio (Ra)

Es un elemento metálico radiactivo, blanco-plateado y químicamentereactivo. Su número atómico es 88.El radio fue descubierto en el mineral pechblenda por los químicos francesesMarie y Pierre Curie en 1898. Estos descubrieron que el mineral era másradiactivo que su componente principal, el uranio, y separaron el mineral envarias fracciones con el fin de aislar las fuentes desconocidas deradiactividad. Una fracción, aislada utilizando sulfuro de bismuto, conteníauna sustancia fuertemente radiactiva, el polonio, que los Curie conceptuaronuna sustancia fuertemente radiactiva, el polonio, que los Curie conceptuaroncomo nuevo elemento. Más tarde se trató otra fracción altamente radiactivade cloruro de bario para obtener la sustancia radiactiva, que resultó ser unnuevo elemento, el radio.


Propiedades y estado natural

El radio 226, metal, funde a 700 °C, y tiene una densidad relati va de 5,5. Seoxida rápidamente en el aire. El elemento se usa y se maneja en forma decloruro o bromuro de radio, y prácticamente nunca en estado metálico.

El radio se forma por la desintegración radiactiva del uranio y, por tanto, seEl radio se forma por la desintegración radiactiva del uranio y, por tanto, seencuentra en todos los minerales de uranio . Está presente en la mena deuranio en la proporción de una parte de radio por tres millones de uranio. Seextrae del mineral añadiéndole un compuesto de bario que actúa como‘portador’. Las propiedades químicas del radio son similares a las del bario, yambas sustancias se separan de los otros componentes del mineral medianteprecipitación del sulfato de bario y de radio. Los sulfatos se convierten encarbonatos o sulfuros, que luego se disuelven en ácido clorhídrico. Laseparación del radio y del bario es el resultado final de las sucesivascristalizaciones de las soluciones de cloruro.


De los isótopos del radio, de números másicos entre 206 y 232, el másabundante y estable es el isótopo con número másico 226. El radio 226 seforma por la desintegración radiactiva del isótopo del torio de masa 230, que esel cuarto isótopo en la serie de desintegración que empieza con el uranio 238.La vida media del radio 226 es de 1.620 años. Emite partículas alfa,transformándose en radón gas.

Aplicaciones

La radiación emitida por el radio tiene efectos nocivos sobre las células vivas, y laexposición excesiva produce quemaduras. El radio sólo se utiliza actualmente enel tratamiento de unos pocos tipos de cáncer ; se introduce cloruro de radio obromuro de radio en un tubo sellado y se inserta en el tejido afectado. Cuando semezcla una sal de radio con una sustancia como el sulfuro de cinc, la sustanciaproduce luminiscencia debido al bombardeo de los rayos alfa emitidos por el


produce luminiscencia debido al bombardeo de los rayos alfa emitidos por elradio. Antes se usaban pequeñas cantidades de radio en la producción de pinturaluminosa, que se aplicaba a las esferas de los relojes, a los picaportes y a otrosobjetos para que brillaran en la oscuridad.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA)

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA) Familia del AluminioPropiedades generales:Propiedades generales:

Boro Aluminio Galio Indio Talio

Símbolo B Al Ga In Tl

Número atómico 5 13 31 49 81

Peso atómico 10,81 26,98 69,72 114,82 204,37

e- de valencia 2S 22P1 3S23P1 4S24P1 5S25P1 6S26P1

Pto. de fusión (ºC) 2300 660 29,78 156,60 303,50

Pto. de ebullición (ºC) 2550 2327 2403 2000 1457

Radio atómico (Å) 0,88 1,43 1,22 1,62 1,71

Radio iónico (Å) 0,50 0,62 0,81 0,95

Electronegatividad 2,0 1,5 1,6 1,7 1,8

Potencial estándar (V) 0,90 1,66 0,56 0,34 0,33

Estados de oxidación Covalente 3 +3 +1, +3 +1, +2, +3 +1, +3

Energía de ionización 191 138 138 133 141

Separado por… Gay-Lussac(1808)

Wohler(1827)

Boisbaudran(1875)

Reich(1863)

Crookes(1861)


• Es una familia que va desde metaloides inertes (Boro), hastametales reactivos (Tl).

• Son Boro, Aluminio, Galio, Indio y Talio

• La electronegatividad no varía monótonamente (Aluminio esmucho más electropositivo que Boro e Indio).

• El boro solo forma enlaces de tipo covalente.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA) Familia del Aluminio

• El boro solo forma enlaces de tipo covalente.

• Aunque presentan estados de oxidación +3, los últimos treselementos pueden formar compuestos con +1 en presencia dehalógenos, sulfuros y oxigeno. Para Ga e In el estado +1 esinestable, mientras que para Tl es el más estable.

• No reaccionan frente al aire o al agua en condiciones normales.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA)Boro (B)Boro (B)

Es un elemento semimetálico, frágil y duro con número atómico 5. Loscompuestos del boro, el bórax en concreto, se conocen desde la antigüedad,pero el elemento puro fue preparado por primera vez en 1808 por los químicosfranceses Joseph Gay-Lussac y Baron Louis Thénard, e independientementepor el químico británico sir Humphry Davy. En bajas concentraciones es unelemento necesario para el crecimiento de las plantas, pero en exceso estóxico. Las investigaciones sugieren que además es importantetóxico. Las investigaciones sugieren que además es importantenutricionalmente para los huesos en humanos y otros vertebrados.


Propiedades:

El boro puro, tal como se prepara normalmente, es un polvo, aunque se puedepreparar la forma cristalina disolviendo boro en aluminio fundido y enfriándololentamente. La masa atómica del boro es 10,81; tiene un punto de fusión deunos 2.180 °C, un punto de ebullición de unos 3.650 °C, y una den sidad de 2,35g/cm3.

El boro no reacciona con agua ni con ácido clorhídrico y el aire no le afecta atemperatura ambiente. Al rojo vivo, se combina directamente con el nitrógenopara formar el nitruro de boro (BN), y con el oxígeno para formar el óxido deboro (B2 O3).

Con los metales forma boruros, tales como el boruro de magnesio (Mg3B2). Lasprimeras fuentes de compuestos de boro fueron el bórax y el ácido bórico.Recientemente, se trabaja a partir de estos otros minerales la ulexita (NaCaB5O9· 8H2O), la colemanita (Ca2B6O11 · 5H2O), la kernita (Na2B4O7 · 4H2O), y laboracita (Mg7Cl2B16O30). El boro ocupa el lugar 38º en abundancia entre loselementos naturales de la corteza terrestre.

Aunque el boro tiene valencia 3 y su posición en el sistema periódico indicaría


Aunque el boro tiene valencia 3 y su posición en el sistema periódico indicaríauna relación cercana con el aluminio, en realidad es mucho más parecido alcarbono y al silicio en sus propiedades químicas . En sus compuestos, elboro actúa como un no metal, pero a diferencia de casi todos los no metales, elboro puro es un conductor eléctrico, como los metales y el carbono (grafito). Elboro cristalino es similar al diamante en apariencia y propiedades ópticas, y escasi tan duro como él.


Los hidruros de boro son todavía más parecidos a los compuestos de silicio ycarbono. Los compuestos de boro importantes en la industria incluyen el bórax(Na2B4O7 · 10H20), el ácido bórico (H3BO3), y el carburo de boro (B4C).

El boro tiene importantes aplicaciones en el campo de la energía nuclear. Seutiliza en los detectores de partículas, y debido a su alta absorción de neutronesse utiliza como absorbente de control en los reactores nucleares y comomaterial constituyente de los escudos contra neutrones.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA)Aluminio (Al)Aluminio (Al)

Es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. Su númeroatómico es 13. El químico danés Hans Christian Oersted aisló el aluminio porprimera vez en 1825, por medio de un proceso químico que utilizaba unaamalgama de potasio y cloruro de aluminio.Entre 1827 y 1845, el químico alemán Friedrich Wöhler mejoró el proceso deOersted utilizando potasio metálico y cloruro de aluminio. Wöhler fue el primero enmedir la densidad del aluminio y demostrar su ligereza. En 1854, Henri Sainte-Claire Deville obtuvo el metal en Francia reduciendo cloruro de aluminio conClaire Deville obtuvo el metal en Francia reduciendo cloruro de aluminio consodio. Con el apoyo financiero de Napoleón III, Deville estableció una plantaexperimental a gran escala, y en la exposición de París de 1855 exhibió elaluminio puro.


PropiedadesEs un metal plateado muy ligero. Su masa atómica es 26,9815; tiene un punto defusión de 660 ºC, un punto de ebullición de 2.467 ºC y una densidad relativa de2,7. Es un metal muy electropositivo y muy reactivo . Al contacto con el aire secubre rápidamente con una capa dura y transparente de óxido de aluminio queresiste la posterior acción corrosiva. Por esta razón, los materiales hechos dealuminio no se oxidan. El metal reduce muchos compuestos metálicos a susmetales básicos. Por ejemplo, al calentar termita (una mezcla de óxido de hierro ymetales básicos. Por ejemplo, al calentar termita (una mezcla de óxido de hierro yaluminio en polvo), el aluminio extrae rápidamente el oxígeno del óxido; el calor dela reacción es suficiente para fundir el hierro. Este fenómeno se usa en el procesoTermita para soldar hierro .


Estado natural

El aluminio es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre; sólo losno metales oxígeno y silicio son más abundantes.

Entre los compuestos más importantes del aluminio están el óxido , el hidróxido ,el sulfato y se encuentra como aluminosilicatos . La principal mena de Aluminio seencuentra constituida por una mezcla de oxihidróxidos denominada Bauxita . Elóxido de aluminio es anfótero, es decir, presenta a la vez propiedades ácidas yóxido de aluminio es anfótero, es decir, presenta a la vez propiedades ácidas ybásicas. El cloruro de aluminio anhidro es importante en la industria petrolífera.Muchas gemas (el rubí y el zafiro, por ejemplo) consisten principalmente en óxidode aluminio cristalino.

Obtención:

En 1886, Charles Martin Hall en Estados Unidos y Paul L. T. Héroult en Franciadescubrieron por separado y casi simultáneamente que el óxido de aluminio oalúmina se disuelve en criolita fundida (Na3AlF6), pudiendo ser descompuestaelectrolíticamente para obtener el metal fundido en bruto. El proceso Hall-Héroultsigue siendo el método principal para la producción comercial de aluminio,aunque se están estudiando nuevos métodos.



Aplicaciones (1)

Un volumen dado de aluminio pesa menos que 1/3 del mismo volumen deacero. Los únicos metales más ligeros son el litio, el berilio y el magnesio.Debido a su elevada proporción resistencia-peso es muy útil para construiraviones, vagones ferroviarios y automóviles, y para otras aplicaciones en lasque es importante la movilidad y la conservación de energía. Por su elevadaconductividad térmica , el aluminio se emplea en utensilios de cocina y enpistones de motores de combustión interna. Solamente presenta un 63% de lapistones de motores de combustión interna. Solamente presenta un 63% de laconductividad eléctrica del cobre para alambres de un tamaño dado, pero pesamenos de la mitad.


Aplicaciones (2)

Un alambre de aluminio de conductividad comparable a un alambre de cobre esmás grueso, pero sigue siendo más ligero que el de cobre. El peso tiene muchaimportancia en la transmisión de electricidad de alto voltaje a larga distancia, yactualmente se usan conductores de aluminio para transmitir electricidad a700.000 voltios o más.

El metal es cada vez más importante en arquitectura, tanto con propósit osestructurales como ornamentales . Las tablas, las contraventanas y lasláminas de aluminio constituyen excelentes aislantes. Se utiliza también enreactores nucleares a baja temperatura porque absorbe rela tivamentepocos neutrones . Con el frío, el aluminio se hace más resistente, por lo que seusa a temperaturas criogénicas. El papel de aluminio de 0,018 cm de espesor,actualmente muy utilizado en usos domésticos , protege los alimentos y otrosproductos perecederos.


Aplicaciones (3)

Debido a su poco peso, a que se moldea fácilmente y a su compatibilidad concomidas y bebidas, el aluminio se usa mucho en contenedores, envoltoriosflexibles, y botellas y latas de fácil apertura . El reciclado de dichos recipientes esuna medida de conservación de la energía cada vez más importante. La resistenciaa la corrosión al agua del mar del aluminio también lo hace útil para fabricar cascosde barco y otros mecanismos acuáticosde barco y otros mecanismos acuáticos .

Se puede preparar una amplia gama de aleaciones recubridoras y aleacionesforjadas que proporcionen al metal más fuerza y resistencia a la corrosión o a lastemperaturas elevadas. Algunas de las nuevas aleaciones pueden utilizarse comoplanchas de blindaje para tanques y otros vehículos militares.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA)Galio (Ga)Galio (Ga)

Es un elemento metálico que se mantiene en estado líquido en un rango detemperatura más amplio que cualquier otro elemento. Su número atómico es 31.

Fue descubierto espectroscópicamente por el químico francés Paul Émile Lecoqde Boisbaudran en 1875, que aisló al año siguiente el elemento en su estadometálico. El galio presenta un color gris azulado en estado sólido y un colorplateado en estado líquido. Es uno de los pocos metales que se mantienen enestado líquido a temperatura ambiente. Como el agua, puede ser enfriado a bajatemperatura y se expande al congelarse. Ocupa el lugar 34 en abundancia en lacorteza terrestre. Su punto de fusión es de 30 °C, y su punto de ebull ición es de2.403 °C. Tiene una densidad de 5,9 g/cm 3, y su masa atómica es 69,72.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA)Galio (Ga)Galio (Ga)

Aplicaciones:

El galio aparece en pequeñas cantidades en algunas variedades de blendas decinc, bauxita, pirita, magnetita y caolín. Se asemeja al aluminio en la formaciónde sales y óxidos trivalentes. También forma algunos compuestos monovalentesy divalentes. Su bajo punto de fusión y su alto punto de ebullición lo hacenidóneo para fabricar termómetros de alta temperatura.idóneo para fabricar termómetros de alta temperatura.

Algunos compuestos del galio son excelentes semiconductores y se hanutilizado ampliamente en rectificadores, transistores, fotoconductores y diodosde láser.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA)Indio (In)Indio (In)

Es un elemento metálico, blando y maleable, de color blanco plateado. Sunúmero atómico es 49 y pertenece al grupo 13 (o IIIA) del sistema periódico. Elindio fue descubierto espectroscópicamente en 1863 por los químicos alemanesHieronymus Theodor Richter y Ferdinand Reich. Ocupa el lugar 63 enabundancia entre los elementos de la corteza terrestre. El indio tiene un puntode fusión a 157 °C, un punto de ebullición a 2.080 °C, y una densid ad de 7,3g/cm3. Su masa atómica es 114,82.

El indio no se da en la naturaleza como tal sino que, como sulfuro In2S3, seEl indio no se da en la naturaleza como tal sino que, como sulfuro In2S3, seencuentra en algunas blendas de cinc, y en menas de wolframio, estaño yhierro. También se utiliza para aleaciones con metales no ferrosos y en lasvarillas de control de los reactores nucleares. Algunos compuestos del indiotienen importantes propiedades semiconductoras.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 13 (IIIA)Talio (Tl)Talio (Tl)

Es un elemento blando y maleable que adquiere un color gris-azulado cuandose le expone a la acción de la atmósfera. El número atómico del talio es 81.

El talio fue descubierto espectroscópicamente en 1861 por el químico británicosir William Crookes. Fue aislado por Crookes e independientemente por elquímico francés Claude August Lamy en 1862.

Propiedades y estado naturalPropiedades y estado natural

El talio forma un hidróxido en agua; no es soluble en ácido sulfúrico ni en ácidoclorhídrico, pero sí en ácido nítrico y diluido. Forma dos series de sales,representadas por el cloruro de talio (I), TlCl, y el cloruro de talio, TlCl3. El óxidode talio (I), Tl2O, un sólido negro que, fundido, ataca al vidrio y a la porcelana, seconsigue calentando talio en aire a temperatura muy alta.

Propiedades y estado natural

El talio tiene un índice de refracción alto y, por tanto, es importante en lafabricación de varios tipos de vidrio óptico.

El talio ocupa el lugar 60 en abundancia entre los elementos de la cortezaterrestre y es un miembro de la familia de metales del aluminio.

El talio tiene un punto de fusión de 304 °C, un punto de ebullición de unos 1.457


El talio tiene un punto de fusión de 304 °C, un punto de ebullición de unos 1.457°C, y una densidad relativa de 11,85.

La masa atómica del talio es 204,38. El talio existe combinado en las piritas,la blenda de zinc y la hematitas , y a menudo se obtiene del polvo de chimeneaproducido en los hornos de piritas en los que se separan el azufre y el hierro.Ocasionalmente se le extrae del lodo producido en las cámaras de plomoutilizadas para fabricar ácido sulfúrico. En Suecia y en la antigua repúblicayugoslava de Macedonia existen algunos sedimentos de piritas ricas en talio.


Aplicaciones

El sulfato de talio que es inodoro, insípido y muy venenoso, se usa paraexterminar roedores y hormigas . Los cristales de ioduro de sodio activado contalio, instalados en tubos fotomultiplicadores, se usan en algunos contadoresde centelleo portátiles para detectar la radiación gamma. La capacidad de loscristales de bromoyoduro de talio para transmitir radiación infrarroja, y de loscristales de oxisulfuro de talio para detectar la misma radiación, ha sido usadacristales de oxisulfuro de talio para detectar la misma radiación, ha sido usadafrecuentemente en los sistemas militares de comunicación . El talio aleadocon mercurio forma un metal fluido que se congela a -60 °C se usa entermómetros de baja temperatura , en relés, y en interruptores. Las sales detalio, que arden con una llama verde brillante, se utilizan en cohetes y señalesluminosas.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 14 (IVA)

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 14 (IVA) Familia del CarbonoPropiedades generales:Propiedades generales:

Carbono Silicio Germanio Estaño Plomo

Símbolo C Si Ge Sn Pb


Peso atómico 12,01 28,09 72,59 118,69 207,19


Pto. de fusión (ºC) 3570 1414 937 232 (blanco) 328

Pto. de ebullición (ºC) sublima 2355 2830 2270 1750

Radio atómico (Å) 0,77 1,17 1,22 1,40 1,75

Radio iónico +2 (Å) 0,73 0,93 1,21


Potencial estándar (V) -0,39 -0,10 -0,30 -0,15 -0,13

Estados de oxidación -4 a +4 -4, +2, +4 -4, +2, +4 -4, +2, +4 +2, +4

Energía de ionización 260 188 187 169 171

Separado por… Berzelius(1824)

Winkler(1886)


• Se evidencia de manera notable la tendencia a la disminución de laelectronegatividad a medina que aumenta el peso atómico.

• El C es no metálico; el Si y Ge son metaloides ; el Sn y Pb sonmetales.

• Aunque presentan estados de oxidación +2 y +4, los tres primerosforman compuestos más estables con el estado +4, mientras Sn yPb forman compuestos estables con estado +2. Para Pb el estado

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 14 (IVA) Familia del Carbono

Pb forman compuestos estables con estado +2. Para Pb el estado+2 es el más estable (efecto del par inerte).

• C, Si y Ge no forman uniones iónicas.

• Los elementos metálicos (S y Pb) no reaccionan con agua, pero sicon HCl para producir H2

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 14 (IVA)Carbono (C)Carbono (C)

La masa atómica del carbono es 12,01115. Las dos formas de carbonoelemental existentes en la naturaleza (diamante, grafito) son sólidos con puntosde fusión extremadamente altos, e insolubles en todos los disolventes atemperaturas ordinarias. Las propiedades físicas de las dos formas difierenconsiderablemente a causa de las diferencias en su estructura cristalina. En eldiamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está unido a otroscuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito consiste enláminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos. Los últimosláminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos. Los últimosalótropos conocidos, los fullerenos (C60), fueron descubiertos como subproductoen experimentos realizados con gases moleculares en la década de los 80.

El carbono tiene la capacidad única de enlazarse con otros átomos de carbonopara formar compuestos en cadena y cíclicos muy complejos. Esta propiedadconduce a un número casi infinito de compuestos de carbono, siendo los máscomunes los que contienen carbono e hidrógeno. Sus primeros compuestosfueron identificados a principios del siglo XIX en la materia viva, y debido a eso,el estudio de los compuestos de carbono se denominó química 'orgánica'.


A temperaturas normales, el carbono se caracteriza por su baja reactividad. Aaltas temperaturas, reacciona directamente con la mayoría de los metalesformando carburos, y con el oxígeno formando monóxido de carbono (CO) ydióxido de carbono (CO2). El carbono en forma de coque se utiliza para eliminarel oxígeno de las menas que contienen óxidos de metales, obteniendo así elmetal puro. El carbono forma también compuestos con la mayoría de loselementos no metálicos, aunque algunos de esos compuestos, como eltetracloruro de carbono (CCl4), han de ser obtenidos indirectamente.

Estado natural

El carbono es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, aunquesólo constituye un 0,025% de la corteza terrestre, donde existe principalmenteen forma de carbonatos.


El dióxido de carbono es un componente importante de la atmósfera y laprincipal fuente de carbono que se incorpora a la materia viva. Por medio de lafotosíntesis, los vegetales convierten el dióxido de carbono en compuestosorgánicos de carbono, que posteriormente son consumidos por otrosorgánicos de carbono, que posteriormente son consumidos por otrosorganismos.

Efecto invernadero

Formas isotópicasEl isótopo del carbono más común es el carbono 12; en 1961 se eligió esteisótopo para sustituir al isótopo oxígeno 16 como medida patrón para las masasatómicas, y se le asignó la masa atómica 12.Los isótopos carbono 13 y carbono14 se usan como trazadores en la investigación bioquímica. El carbono 14 seutiliza también en la técnica llamada método del carbono 14, que permiteestimar la edad de los fósiles y otras materias orgánicas. Este isótopo esproducido continuamente en la atmósfera por los rayos cósmicos, y se incorpora


producido continuamente en la atmósfera por los rayos cósmicos, y se incorporaa toda la materia viva. Como el carbono 14 se desintegra con un periodo desemidesintegración de 5.760 años, la proporción entre el carbono 14 y elcarbono 12 en un espécimen dado, proporciona una medida de su edadaproximada.

Aplicaciones y usos:

El principal uso industrial del carbono es como componente de hidrocarburos,especialmente los combustibles fósiles (petróleo y gas natural). Del primerose obtienen, por destilación en las refinerías, gasolinas, keroseno y aceites,siendo además la materia prima empleada en la obtención de plásticos. Elsegundo se está imponiendo como fuente de energía por su combustión máslimpia. Otros usos son:


•El isótopo radiactivo carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940, se usaen la datación radiométrica.

•El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices. Ademásse utiliza como aditivo en lubricantes. Las pinturas anti-radar utilizadas en elcamuflaje de vehículos y aviones militares están basadas igualmente en elgrafito, intercalando otros compuestos químicos entre sus capas. Es negro yblando. Sus átomos están distribuidos en capas paralelas muy separadas entresí. Se forma a menos presión que el diamante. Aunque parezca difícil de creer,un diamante y la mina de un lapicero tienen la misma composición química:carbono.


Aplicaciones y usos:

•El diamante es transparente y muy duro. En su formación, cada átomo de carbonoestá unido de forma compacta a otros cuatro átomos. Se originan contemperaturas y presiones altas en el interior de la tierra. Se emplea para laconstrucción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza.•Como elemento de aleación principal de los aceros.•En varillas de protección de reactores nucleares.•El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de agua.•El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de agua.•El carbón amorfo ("hollín") se añade a la goma para mejorar sus propiedadesmecánicas. Además se emplea en la formación de electrodos (p. ej. de lasbaterías). Obtenido por sublimación del grafito, es fuente de los fulerenos quepueden ser extraídos con disolventes orgánicos.•La fibra de carbono (obtenido generalmente por termólisis de fibras de poliacrilato)se añade a resinas de poliéster, donde mejoran mucho la resistencia mecánica sinaumentar el peso, obteniéndose los materiales denominados fibras de carbono.•Las propiedades químicas y estructurales de los fulerenos, en la forma denanotubos, prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnología.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 14 (IVA)Silicio (Si)Silicio (Si)

Silicio , es un elemento semimetálico, el segundo elemento más comúnen la Tierra después del oxígeno. Su número atómico es 14. Fue aislado porprimera vez de sus compuestos en 1823 por el químico sueco Jöns JakobBerzelius.

Propiedades y estado naturalSe prepara en forma de polvo amorfo amarillo pardo o de cristales negros-grisáceos. Se obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), con ungrisáceos. Se obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), con unagente reductor, como carbono o magnesio, en un horno eléctrico. El siliciocristalino tiene una dureza de 7, suficiente para rayar el vidrio, de dureza de 5 a7. El silicio tiene un punto de fusión de 1.410 °C, un punto de ebul lición de2.355 °C y una densidad relativa de 2,33. Su masa atómica es 28,086 .


Abundancia y estado natural

El silicio constituye un 28% de la corteza terrestre. No existe en estado libre,sino que se encuentra en forma de dióxido de silicio y de silicatos complejos.Los minerales que contienen silicio constituyen cerca del 40% de todos losminerales comunes, incluyendo más del 90% de los minerales que forman rocasvolcánicas. El mineral cuarzo, sus variedades (cornalina, crisoprasa, ónice,pedernal y jaspe) y los minerales cristobalita y tridimita son las formas cristalinaspedernal y jaspe) y los minerales cristobalita y tridimita son las formas cristalinasdel silicio existentes en la naturaleza. El dióxido de silicio es el componenteprincipal de la arena. Los silicatos (en concreto los de aluminio, calcio ymagnesio) son los componentes principales de las arcillas, el suelo y las rocas,en forma de feldespatos, anfíboles, piroxenos, micas y ceolitas, y de piedrassemipreciosas como el olivino, granate, zircón, topacio y turmalina.

Reactividad

Se disuelve en ácido fluorhídrico formando el gas tetrafluoruro de silicio, SiF4, yes atacado por los ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico, aunque el dióxido desilicio formado inhibe la reacción. También se disuelve en hidróxido de sodio,formando silicato de sodio y gas hidrógeno. A temperaturas ordinarias el siliciono es atacado por el aire, pero a temperaturas elevadas reacciona con el


no es atacado por el aire, pero a temperaturas elevadas reacciona con eloxígeno formando una capa de sílice que impide que continúe la reacción. Aaltas temperaturas reacciona también con nitrógeno y cloro formando nitruro desilicio y cloruro de silicio respectivamente.

Aplicaciones

Se utiliza en la industria del acero como componente de las aleaciones desilicio-acero. Para fabricar el acero, se desoxida el acero fundido añadiéndolepequeñas cantidades de silicio; el acero común contiene menos de un 0,03% desilicio.


El silicio es un semiconductor; su resistividad a la corriente eléctrica atemperatura ambiente varía entre la de los metales y la de los aislantes. Latemperatura ambiente varía entre la de los metales y la de los aislantes. Laconductividad del silicio se puede controlar añadiendo pequeñas cantidades deimpurezas llamadas dopantes. La capacidad de controlar las propiedadeseléctricas del silicio y su abundancia en la naturaleza han posibilitado eldesarrollo y aplicación de los transistores y circuitos integrados que se utilizanen la industria electrónica.


Aplicaciones

•La sílice y los silicatos se utilizan en la fabricación de vidrio, barnices, esmaltes,cemento y porcelana, y tienen importantes aplicaciones individuales. La sílicefundida, que es un vidrio que se obtiene fundiendo cuarzo o hidrolizando tetraclorurode silicio, se caracteriza por un bajo coeficiente de dilatación y una alta resistencia ala mayoría de los productos químicos.

•El silicato de sodio (Na2SiO3), también llamado vidrio, es un silicato sintéticoimportante, sólido amorfo, incoloro y soluble en agua, que funde a 1.088 °C. Seimportante, sólido amorfo, incoloro y soluble en agua, que funde a 1.088 °C. Seobtiene haciendo reaccionar sílice (arena) y carbonato de sodio a alta temperatura,o calentando arena con hidróxido de sodio concentrado a alta presión. La disoluciónacuosa de silicato de sodio se utiliza para conservar huevos; como sustituto de lacola o pegamento para hacer cajas y otros contenedores; para unir gemasartificiales; como agente incombustible, y como relleno y adherente en jabones ylimpiadores. Otro compuesto de silicio importante es el carborundo , un compuestode silicio y carbono que se utiliza como abrasivo.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 14 (IVA)Germanio (Ge)Germanio (Ge)

Germanio , de símbolo Ge, es un elemento semimetálico cristalino, duro,brillante, de color blanco grisáceo. Su número atómico es 32.

El químico ruso Dmitri Mendeléiev predijo la existencia y propiedades químicasdel germanio en 1871; debido a su posición en la tabla periódica, detrás delsilicio, lo llamó ekasilicio. El elemento fue en realidad descubierto en el año 1866en yacimientos de argirodita (mineral de sulfuro de plata) por el químico alemánClemens Alexander Winkler.Clemens Alexander Winkler.

Abundancia y estado natural

Ocupa el lugar 54 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.Tiene un punto de fusión de 937 °C, un punto de ebullición de 2.83 0 °C, y unadensidad relativa de 5,3; su masa atómica es 72,59.

Se encuentra en pequeñas cantidades en yacimientos de plata, cobre y cinc, asícomo en el mineral germanita, que contiene un 8% de germanio. Se presentafrecuentemente asociado a materiales carbonáceos. El elemento y sus


frecuentemente asociado a materiales carbonáceos. El elemento y suscompuestos tienen numerosas aplicaciones.


Reactividad

El germanio forma hidruros —germanometano o germano (GeH4),germanoetano (Ge2H6) y germanopropano (Ge3H8)— análogos a los formadospor el carbono en la serie alcanos. Sus compuestos más importantes son elóxido germánico (GeO2) y los haluros. El germanio se separa de otros metalespor destilación de su tetracloruro.

Aplicaciones

Los cristales de germanio convenientemente tratados tienen la propiedad derectificar o permitir el paso de la corriente eléctrica en un solo sentido, por lo quefueron empleados masivamente durante y después de la II Guerra Mundial comodetectores de UHF y señales de radar . Los cristales de germanio tambiéntienen otras aplicaciones electrónicas. Fue el primer metal utilizado en lostransistores, dispositivos electrónicos que requieren mucha menos corriente quelos tubos de vacío. El óxido de germanio se emplea en la fabricación de lentesópticas y en el tratamiento de la anemia.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 14 (IVA)Estaño (Sn)Estaño (Sn)

Estaño , de símbolo Sn, es un elemento metálico que fue utilizado desde laantigüedad. Su número atómico es 50. Se ha encontrado estaño en lastumbas del antiguo Egipcio, y durante el periodo romano fue exportado alcontinente europeo en grandes cantidades desde Cornwall, Inglaterra. Losantiguos egipcios consideraban que el estaño y el plomo eran distintasformas del mismo metal.

Propiedades y estado naturalPropiedades y estado naturalEl estaño es muy dúctil y maleable a 100 °C de temperatura y es ata cado por losácidos fuertes. Ordinariamente es un metal blanco plateado, pero atemperaturas por debajo de los 13 °C se transforma a menudo en un a formaalotrópica (claramente distinta) conocida como estaño gris, que es un polvoamorfo de color grisáceo con una densidad relativa de 5,75. Debido al aspectomoteado de los objetos de estaño que sufren esta descomposición, a estaacción se la denomina comúnmente enfermedad del estaño o peste del estaño.

El estaño ocupa el lugar 49 entre los elementos de la corteza terrestre. El estañoordinario tiene un punto de fusión de 232 °C, un punto de ebulli ción de 2.260 °C yuna densidad relativa de 7,28. Su masa atómica es 118,69.

El mineral principal del estaño es la casiterita (o estaño vidrioso), SnO2, queabunda en Inglaterra, Alemania, la península de Malaca, Bolivia, Brasil y Australia.En la extracción de estaño, primero se muele y se lava el mineral para quitarle lasimpurezas, y luego se calcina para oxidar los sulfuros de hierro y de cobre. Despuésde un segundo lavado, se reduce el mineral con carbono en un horno de reverbero;


de un segundo lavado, se reduce el mineral con carbono en un horno de reverbero;el estaño fundido se recoge en la parte inferior y se moldea en bloques conocidoscomo estaño en lingotes. En esta forma, el estaño se vuelve a fundir a bajastemperaturas; las impurezas forman una masa infusible. El estaño también puedepurificarse por electrólisis.

Aplicaciones

El estaño es un metal muy utilizado en centenares de procesosindustriales en todo el mundo. En forma de hojalata, se usa como capaprotectora para recipientes de cobre, de otros metales utilizados parafabricar latas, y artículos similares. El estaño es importante en lasaleaciones comunes de bronce (estaño y cobre), en la soldadura


aleaciones comunes de bronce (estaño y cobre), en la soldadura(estaño y plomo) y en el metal de imprenta (estaño, plomo y antimonio)

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 14 (IVA)Plomo (Pb)Plomo (Pb)

Plomo , (del latín plumbum, ‘plomo’), es un elemento metálico, denso, de color grisazulado. Es uno de los primeros metales conocidos. Su número atómico es 82.

Hay referencias al plomo en el Antiguo Testamento, y ya lo empleaban los romanospara tuberías, aleado con estaño.

PropiedadesEl plomo es un metal blando, maleable y dúctil. Si se calienta lentamente puedehacerse pasar a través de agujeros anulares o troqueles. Presenta una bajahacerse pasar a través de agujeros anulares o troqueles. Presenta una bajaresistencia a la tracción y es un mal conductor de la electricidad. Al hacer un corte,su superficie presenta un lustre plateado brillante, que se vuelve rápidamente decolor gris azulado y opaco, característico de este metal. Tiene un punto de fusiónde 328 °C, un punto de ebullición de 1.740 °C y una densidad rela tiva de 11,34. Sumasa atómica es 207,20.


Estado natural El plomo se encuentra ampliamente distribuido por todo elplaneta en forma de galena , que es sulfuro de plomo. Ocupa el lugar 36 enabundancia entre los elementos de la corteza terrestre. La cerusita y la anglesitason sus menas más importantes después de la galena. La extracción del plomode la galena se lleva a cabo por calcinación de la mena, convirtiéndola en óxidoy reduciendo el óxido con coque en altos hornos.

Otro método consiste en calcinar la mena en un horno de reverbero hasta queparte del sulfuro de plomo se transforma en óxido de plomo y sulfato de plomo.parte del sulfuro de plomo se transforma en óxido de plomo y sulfato de plomo.Se elimina el aporte de aire al horno y se eleva la temperatura, reaccionando elsulfuro de plomo original con el sulfato y el óxido de plomo, para formar plomometálico y dióxido de azufre.

AplicacionesEl plomo se emplea en grandes cantidades en la fabricación de baterías y en elrevestimiento de cables eléctricos. También se utiliza industrialmente en las redesde tuberías, tanques y aparatos de rayos X. Debido a su elevada densidad ypropiedades nucleares, se usa como blindaje protector de materiales radiactivos.Entre las numerosas aleaciones de plomo se encuentran las soldaduras, el metaltipográfico y diversos cojinetes metálicos. Una gran parte del plomo se emplea en


tipográfico y diversos cojinetes metálicos. Una gran parte del plomo se emplea enforma de compuestos, sobre todo en pinturas y pigmentos.

ProducciónLos principales depósitos de plomo se encuentran en la antigua URSS, Australia,Estados Unidos, Canadá, México, Perú y España, que ocupa el duodécimo lugaren cuanto a producción minera. Estados Unidos es el mayor consumidor(alrededor de la mitad de la producción de plomo) y en el pasado llegó a producirun tercio del total mundial. Desde el final de la II Guerra Mundial en 1945, lasvetas más ricas de galena se han ido agotando, y los Estados Unidos han vistoenormemente reducida su producción de plomo.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 16 (VIA) Familia del Oxígeno

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 16 (VIA) Familia del OxígenoPropiedades generales:Propiedades generales:

Oxígeno Azufre Selenio Telurio Polonio

Símbolo O S Se Te Po


Peso atómico 15,999 32,064 78,96 127,60 (210)


Pto. de fusión (ºC) -218 112 217 450 254

Pto. de ebullición (ºC) -183 444 685 990 962

Radio atómico (Å) 0,66 1,04 1,21 1,41 1,65

Radio iónico -2 (Å) 1,40 1,84 1,98 2,21 1,69


Potencial estándar (V) 1,229 0,141 -0,400 -0,720 -1,00

Estados de oxidación -1, -2 -2 a +6 -2 a +6 -2 a +6

Energía de ionización 313,9 239 225 208 171

Separado por… Priestley1774

Berzelius1817

Mueller1782

Curie1898

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 16 (VIA)Oxígeno (O)Oxígeno (O)

Oxígeno , de símbolo O, es un elemento gaseoso ligeramente magnético,incoloro, inodoro e insípido. El oxígeno es el elemento más abundante en laTierra. Fue descubierto en 1774 por el químico británico Joseph Priestley eindependientemente por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele; el químicofrancés Antoine Laurent de Lavoisier demostró que era un gas elementalrealizando sus experimentos clásicos sobre la combustión.

Propiedades y estado naturalEl oxígeno gaseoso se condensa formando un líquido azul pálidofuertemente magnético. El oxígeno sólido de color azul pálido se obtienecomprimiendo el líquido. La masa atómica del oxígeno es 15,9994; a lapresión atmosférica, el elemento tiene un punto de ebullición de -182,96 °C,un punto de fusión de -218.4 °C y una densidad de 1,429 g/l a 0 °C.


El oxígeno constituye el 21% en volumen o el 23,15% en masa de la atmósfera,el 85,8% en masa de los océanos (el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno),el 46,7% en masa de la corteza terrestre (como componente de la mayoría delas rocas y minerales). El oxígeno representa un 60% del cuerpo humano. Seencuentra en todos los tejidos vivos.

Casi todas las plantas y animales, incluyendo los seres humanos, requierenoxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida.oxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida.

La química del oxígeno se encuentra ligada a la formación de óxidos.

Se conocen tres formas estructurales del oxígeno: el oxígeno ordinario, quecontiene dos átomos por molécula y cuya fórmula es O2; el ozono, que contienetres átomos por molécula y cuya fórmula es O3, y una forma no magnética azulpálida, el O4, que contiene cuatro átomos por molécula, y se descomponefácilmente en oxígeno ordinario. Se conocen tres isótopos estables del oxígeno:el oxígeno 16 (de masa atómica 16) es el más abundante. Representa un 99,76%del oxígeno ordinario y se utilizó en la determinación de las masas atómicashasta la década de 1960.

El oxígeno se prepara en el laboratorio a partir de ciertas sales como el clorato de


El oxígeno se prepara en el laboratorio a partir de ciertas sales como el clorato depotasio, el peróxido de bario y el peróxido de sodio. Los métodos industrialesmás importantes para la obtención de oxígeno son la electrólisis del agua y ladestilación fraccionada de aire líquido. En este último método, se licúa el aire y sedeja evaporar.


Aplicaciones

Se usan grandes cantidades de oxígeno en los sopletes para soldar a altatemperatura, en los cuales, la mezcla de oxígeno y otro gas produce una llamacon una temperatura muy superior a la que se obtiene quemando gases en aire.

El oxígeno se le administra a pacientes con problemas respiratorios y también alas personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja concentración delas personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja concentración deoxígeno no permite la respiración normal. El aire enriquecido con oxígeno seutiliza para fabricar acero en los hornos de hogar abierto.

El oxígeno de gran pureza se utiliza en las industrias de fabricación de metal. Esmuy importante como líquido propulsor en los misiles teledirigidos y en loscohetes.

Tema 3. Química descriptiva: Grupo 16 (VIA)Azufre (S)Azufre (S)

Azufre , de símbolo S, es un elemento no metálico, insípido, inodoro,de color amarillo pálido. Su número atómico es 16 y su masa atómica32,064.También llamado ‘piedra inflamable’, el azufre se conoce desdetiempos prehistóricos. Debido a su inflamabilidad, los alquimistas loconsideraron como un elemento esencial de la combustión

Propiedades

Todas las formas de azufre son insolubles en agua, y las formas cristalinas sonsolubles en disulfuro de carbono. Cuando el azufre ordinario se funde, forma unlíquido de color pajizo que se oscurece si se calienta más, alcanzandofinalmente su punto de ebullición.


El azufre puede presentarse en varias formas alotrópicas , que incluyen loslíquidos Sλ y Sµ, y diversas variedades sólidas, cuyas formas más familiares sonel azufre rómbico y el azufre monoclínico . La más estable es el azufrerómbico , un sólido cristalino de color amarillo con una densidad de 2,06 g/cm3 a20 °C. Es ligeramente soluble en alcohol y éter, moderadamente soluble enaceites y muy soluble en disulfuro de carbono. A temperaturas entre 94,5 °C y120 °C esta forma rómbica se transforma en azufre monoclínico, que presentauna estructura alargada, transparente, en forma de agujas con una densidad deuna estructura alargada, transparente, en forma de agujas con una densidad de1,96 g/cm3 a 20 °C.

Estado natural

El azufre ocupa el lugar 16 en abundancia entre los elementos de la cortezaterrestre, y se encuentra ampliamente distribuido tanto en estado libre comocombinado con otros elementos. Así se halla en numerosos sulfuros metálicos,como el sulfuro de plomo o galena, PbS; la esfalerita, ZnS; la calcopirita,(Cu,Fe)S2; el cinabrio, HgS; la estibina, Sb2S3, y la pirita de hierro, FeS2.También se encuentra combinado con otros elementos formando sulfatos comola baritina, BaSO ; la celestina, SrSO , y el yeso, CaSO ·2H O. Asimismo está


la baritina, BaSO4; la celestina, SrSO4, y el yeso, CaSO4·2H2O. Asimismo estápresente en moléculas de una gran variedad de sustancias como la mostaza, elhuevo y las proteínas. En estado libre se encuentra mezclado con rocas de yesoy pumita en zonas volcánicas, principalmente en Islandia, Sicilia, México yJapón, apareciendo a menudo como sublimados en las inmediaciones deorificios volcánicos. El azufre en estado libre puede formarse por la acción delaire sobre las piritas, o también depositarse por aguas sulfurosas calientes, enlas cuales el sulfuro de hidrógeno se ha oxidado por contacto con la atmósfera.

Aplicaciones

La aplicación más importante del azufre es la fabricación de compuestos comoácido sulfúrico, sulfitos, sulfatos y dióxido de azufre . En medicina, el azufreha cobrado gran relevancia por la extensión del uso de las sulfamidas y suutilización en numerosas pomadas tópicas.

Se emplea también para fabricar fósforos, caucho vulcanizado, tintes ypólvora . En forma de polvo finamente dividido y frecuentemente mezclado con


pólvora . En forma de polvo finamente dividido y frecuentemente mezclado concal, el azufre se usa como fungicida para las plantas. La sal tiosulfato de sodio,Na2S2O3·5H2O, llamada impropiamente hiposulfito, se emplea en fotografía parael fijado de negativos y positivos. Combinado con diversas láminas de mineralesinertes, el azufre constituye un pegamento especial utilizado para sujetar objetosmetálicos a la roca, como en el caso de los rieles o vías de tren y cadenas. Elácido sulfúrico es uno de los productos químicos industriales más importantes,pues además de emplearse en la fabricación de sustancias que contienenazufre sirve también para obtener una gran cantidad de materiales que nocontienen azufre en sí mismos, como el ácido fosfórico.

Reactividad

El azufre tiene valencias dos, cuatro y seis, como presenta en los compuestossulfuro de hierro (FeS), dióxido de azufre (SO2) y sulfato de bario (BaSO4),respectivamente. Se combina con hidrógeno y con elementos metálicos porcalentamiento, formando sulfuros. El sulfuro más común es el sulfuro dehidrógeno, H2S, un gas venenoso e incoloro, con olor a huevo podrido.

El azufre también se combina con el cloro en diversas proporciones para formarmonocloruro de azufre, S Cl , y dicloruro de azufre, SCl . Al arder en presencia


monocloruro de azufre, S2Cl2, y dicloruro de azufre, SCl2. Al arder en presenciade aire, se combina con oxígeno y forma dióxido de azufre, SO2, un gas pesadoe incoloro, con un característico olor sofocante. Con aire húmedo se oxidalentamente a ácido sulfúrico, y es un componente básico de otros ácidos, comoel ácido tiosulfúrico, H2S2O3, y el ácido sulfuroso, H2SO3. Este último tiene doshidrógenos reemplazables y forma dos clases de sales: sulfitos y sulfitos ácidos.En una disolución, los sulfitos ácidos o bisulfitos de los metales alcalinos, comoel bisulfito de sodio, NaHSO3, actúan como ácidos. Las disoluciones de sulfitoscomunes, como sulfito de sodio, Na2SO3, y sulfito de potasio, K2SO3, sonligeramente alcalinas.

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