Ing. Luis Valencia Ch.Tema No 1

CLASIFICACION PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

1.- INTRODUCCION.- La Tabla Periódica es la herramienta más importante que los químicos

usan para organizar y recordar datos químicos, surge de los patrones periódicos de las

configuraciones electrónicas de los elementos. Los elementos de la misma columna contienen el

mismo número de electrones en sus orbitales de capa externa, u orbitales de valencia. Por

ejemplo, O (He 2s2p4) y S (Ne 2s2p4) son miembros del grupo 6 A; la similitud en la ocupación de

sus orbitales s y p de valencia da lugar a similitudes en sus propiedades.

Si se compara O y S, es evidente que también exhiben diferencias, siendo una de las principales

sus configuraciones electrónicas: los electrones más exteriores de O están en la segunda capa,

mientras que los de S están en la tercera capa. Las configuraciones electrónicas nos pueden

ayudar a explicar tanto las diferencias como las semejanzas en las propiedades de los elementos,

y cómo cambian éstos conforme uno se va moviendo en la tabla periódica, hacia la derecha en

una fila o hacia abajo en una columna. En el caso de muchas propiedades, las tendencias dentro

de una fila o columna forman patrones que nos permiten predecir las propiedades químicas y la

reactividad de los elementos.

2.- PRIMERAS CLASIFICACIONES.- El descubrimiento de nuevos elementos químicos ha

sido un proceso contínuo desde tiempos antiguos. Ciertos elementos, como el oro, aparecen en la

naturaleza en forma elemental y por ello se descubrieron hace miles de años. En cambio, algunos

elementos son radioactivos y por tanto inestables. Sólo se sabe de ellos gracias a los avances

tecnológicos del siglo XX.

La mayor parte de los elementos, aunque estables, se encuentran dispersos ampliamente en la

naturaleza y forman numerosos compuestos. Por ello, durante siglos, los científicos no se dieron

cuenta de su existencia. A principios del siglo XIX, los avances en la química hicieron más fácil

aislar los elementos de sus compuestos. En consecuencia, el número de elementos conocidos se

duplicó de 31 en el año 1800, a 63 elementos hacia el año de 1865. Al aumentar el número de

elementos conocidos, los científicos comenzaron a investigar la posibilidad de clasificarlos.

Después del concepto Daltoniano, los elementos son sustancias que están constituidas por

agregados de unidades fundamentales idénticas, los átomos, partículas inmutables cuyas

estructuras internas no pueden examinarse. Sin embargo, los elementos pueden agruparse en

cuanto a sus propiedades, en diversas clases o familias. Por ejemplo, los metales hierro, cobre y

plomo difieren como clase de los no metales azufre, fósforo y carbono. Dentro del grupo

metálico, el cobre, la plata y el oro (metales acuñables) difieren en su conjunto del grupo del

calcio, estroncio y bario (metales alcalinotérreos). Estas observaciones sugieren que los átomos

no son partículas indivisibles sino que también consisten de agregados de otras unidades

fundamentales, y que algunas de las similitudes de propiedades en diferentes elementos son

manifestaciones de que existe un conjunto común de partículas subatómicas.

Es por esto, que el esfuerzo de los químicos en el establecimiento de sistemas racionales para

clasificar a los elementos, fue una de las primeras etapas necesarias para progresar en la

comprensión de las complejidades de la estructura atómica. Al igual que otros conceptos

científicos fundamentales, la idea de la periodicidad química se desarrolló a velocidades

1

Ing. Luis Valencia Ch.increíbles a partir de bases muy simples, hasta su estado actual en que es un sistema muy

complejo.

Los hombres de ciencia desarrollaron la idea de que los átomos de un elemento pudieran tener

ciertas propiedades en parte análogas a las de otro distinto, y se hicieron muchas tentativas para

clasificar a los elementos. Así, cuando los óxidos de algunos elementos se disuelven en agua

forman disoluciones alcalinas; por ejmplo, el óxido de sodio se combina con el agua para dar el

hidróxido de sodio:

Na2O + H2O → 2 NaOH

La disolución contiene iones Na+ y OH-.

El carácter alcalino de la disolución se atribuye al radical OH-. Los óxidos que tienen esta

tendencia o cualidad se llaman óxidos básicos. Ejemplos: K2O, CaO, etc.

Los óxidos de algunos otros elementos disueltos en agua producen disoluciones ácidas. Por

ejemplo: el anhídrido sulfuroso al disolverse en agua produce ácido sulfuroso:

SO2 + H2O → H2SO3

La acidez de la disolución se atribuye al ión H+ (H3O+).

Los óxidos que producen ácidos, se denominan óxidos ácidos.

Sin embargo, los intentos de clasificar a los elementos basada en esta característica no tuvieron

éxito, porque algunos elementos tienen un óxido básico y un óxido ácido, y además los óxidos de

cierto número de elementos no se combinan con el agua.

3.- TRIADAS DE DOBEREINER.- Dobereiner en 1.829, señaló por primera vez la existencia

de una relación significativa entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos.

Sus estudios le hicieron ver que hay varios grupos de elementos, llamados Triadas, en los que el

peso atómico del elemento central se aproxima a la media aritmética de los pesos atómicos de los

elementos extremos, y que los tres elementos tienen propiedades análogas; también mostraban

incrementos de peso atómico aproximadamente constantes. Estos grupos recibieron el nombre de

Triadas.

Triadas Peso atómico Incremento de peso atómico

Cloro 35  Bromo 80 45Yodo 127 47

Azufre 32  Selenio 79 47Telurio 128 49

4.- OCTAVAS DE NEWLANDS.- En 1.863, Jhon Newlands descubrió una sorprendente

regularidad, al colocar los elementos entonces conocidos según el orden creciente de sus

respectivos pesos atómicos, sin tomar en cuenta al hidrógeno. Determinó que en dicha lista, los

elementos con propiedades similares se repetían a intervalos de siete. A esta serie la llamó Ley de

las Octavas.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

2

Ing. Luis Valencia Ch.Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K

6,2 9 10,8 12 14 16 19 23 24 27 28 31 32 35,5 39

Es decir, cada octavo elemento subsiguiente a uno cualquiera tiene propiedades análogas a éste.

Por ejemplo Na y K tienen propiedades similares a las del Li; el Mg al Be; el Si al C; etc.

Obteniéndose la tabla siguiente:

Li Be B C N O F

Na Mg Al Si P S Cl

K

Pero este sistema no dio resultado al intentar aplicarlo a los elementos que siguen al K.

5.- SISTEMA PERIODICO DE MENDELEEV.- En 1.869, Mendeleev en Rusia y Lothar

Meyer en Alemania, publicaron esquemas de clasificación casi idénticos. Ambos científicos

señalaron que propiedades químicas y físicas similares ocurren periódicamente si los elementos

se acomodan en orden del peso atómico creciente. Los científicos de la época no tenían

conocimiento de los números atómicos, pero por lo general, los pesos atómicos aumentan al

aumentar eel número atómico, así que tanto Mendeleev como Meyer acomodaron fortuitamente

los elementos en la secuencia correcta. Las tablas de los elementos propuestas por Mendeleev y

Meyer fueron los precursores de la moderna tabla periódica.

Aunque en lo esencial Mendeleev y Meyer llegaron a la misma conclusión acerca de la

periodicidad de las propiedades de los elementos, se le dá el crédito de dicha Ley a Mendeleeev

porque promovió sus ideas de forma mucho más vigorosa y estimuló gran cantidad de trabajos

nuevos en química. Su insistencia en que los elementos con características similares se coloquen

en las mismas familias, tuvo crédito dicha Ley, por las siguientes razones:

a) Importancia de la periodicidad, el sistema de clasificación era más elaborado y se consideraba

un número mayor de propiedades físicas y químicas, que en cualquiera de las investigaciones

anteriores.

b) Mendeleev reconoció que cuando el orden de pesos atómicos exigía una posición

incongruente en la tabla, se debía sacrificar el orden de pesos atómicos. Así por ejemplo: si el

Yodo con peso atómico 127, se sitúa antes que el Telurio con peso atómico 128, el Yodo

aparecerá en el grupo del Azufre y del Selenio; en cambio el Telurio se encontrará junto al

Cloro y Bromo. Obviamente esta colocación sería químicamente errónea. Cuya base

fundamental de esta clasificación es la sucesión de pesos atómicos.

c) También evitó otras inconsistencias químicas, dejando espacios vacíos en la tabla,

pronosticando el descubrimiento de elementos que llenarían dichos vacíos y describió las

propiedades que dichos elementos tendrían.

6.- TABLA PERIÓDICA MODERNA.- Es una tabla en que los elementos químicos han sido

ordenados sucesivamente de acuerdo al orden creciente de sus números atómicos en filas

horizontales. En consecuencia, también están ordenados en columnas en las que se encuentran

elementos que tienen propiedades físicas y químicas semejantes.

Para su mejor comprensión la tabla periódica ha sido dividida en periodos y grupos.

3

Ing. Luis Valencia Ch.A. Periodos.- Son las filas horizontales. Hay siete periodos que son los siguientes:

- Los periodos 1, 2 y 3 se llaman periodos cortos por tener pocos elementos. Así, el periodo

1, tiene sólo dos elementos que son el Hidrógeno y el Helio. Los periodos 2 y 3 tienen

ocho elementos comprendidos desde el Litio al Neón, y desde el Sodio al Argón

respectivamente.

- Los periodos 4, 5 y 6 se llaman periodos largos por tener mayor número de elementos.

Así, el periodo 4, tiene 18 elementos desde el Rubidio al Xenón. El periodo 6, tiene 32

elementos desde el Cesio al Radón, comprendiendo también a otros 14 elementos que se

llaman lantánidos o tierras raras, llamándose a este periodo extralargo. El periodo 7, es

considerado incompleto, comprendiendo desde el Francio al Laurencio; también están

otros 14 elementos llamados actínidos.

Las características de los Periodos son:

a) Todos los átomos de los elementos del mismo periodo tienen el mismo número de niveles

de energía.

b) Cada periodo empieza con un elemento alcalino y termina con un gas noble. Excepto el

Hidrógeno.

c) En el extremo izquierdo están los elementos más electropositivos (metales) y en el

extremo derecho los elementos más electronegativos (no metales).

B. Grupos.- Son las filas verticales o columnas y son en número de 9. los grupos I al VII se

subdividen en 2 subgrupos que se denominan A y B.

Las características de los grupos y subgrupos son las siguientes:

a) En el subgrupo IA se encuentran los elementos: Li, Na, K, Rb, Cs y Fr, que forman la

familia de los metales alcalinos.

b) En el subgrupo VIIA, están los elementos: F, Cl, Br, I y At, que forman la familia de los

halógenos.

c) Todos los subgrupos comprendidos entre en el Escandio y el Zinc, forman los llamados

elementos de transición.

d) En el grupo O, se encuentran los gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

7.- IMPORTANCIA DE LOS ELEMENTOS EN LA SALUD.- La mayor parte de los más de

100 elementos conocidos no tiene ingerencia directa en nuetra salud y bienestar personales. Sin

embargo, unos 26 de ellos son absolutamente indispensables para nosotros. Entre esos elementos

están 13 metales, 10 no metales y posiblemente 3 metaloides (B, Si, As), cada uno de los cuales

desempeña un papel en el nivel celular. Todos forman parte de una dieta bien balanceada.

Cuatro elementos, C, H, N y O, forman los muchos compuestos orgánicos que constituyen los

organismos vivos. Los macrominerales, Na, K, Mg, Ca, P, S y Cl, se requieren en cantidades

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Ing. Luis Valencia Ch.relativamente grandes, están presentes en cantidades de más de 0,08 g (80 mg) por kilogramo de

peso corporal, lo que equivale a unos 5 g en el caso de una persona de 60 kg.

Los macrominerales catiónicos son Na+, K+, Mg+2 y Ca+2. El cloruro (Cl-) es el macromineral

aniónico más abundante de los iones halogenuro. Tal vez cause sorpresa al enterarse de que

algunos de los elementos son indispensables, como el arsénico y el selenio, que normalmente se

consideran tóxicos. Esos elementos son tóxicos, pero sólo en concentraciones más altas. El

selenio está considerado como micromineral indispensable en cantidades traza, 55-70

microgramos al día. El arsénico ha sido considerado como indispensable para los animales, y

probablemente lo es para los seres humanos.

Los microminerales, V, Cr, Mo, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Se, F y I, se requieren en menores

cantidades. A veces en cantidades mucho menores, por ejemplo la ingestión diaria total de yodo

es de sólo 150 microgramos.

Hay varios metales de transición indispensables, como el vanadio, cromo, manganeso, cobalto,

níquel, cobre, cinc, molibdeno y cadmio, además del hierro, que es el más conocido. Cada metal

de transición desempeña un papel metabólico específico. Muchos de estos elementos apenas

fueron reconocidos como micronutrientes en años relativamente recientes como resultado de

investigaciones sobre la nutrición. La mejoría en los métodos de análisis químico ha hecho

posible la detección de cantidades más pequeñas de sustancias indispensables en la dieta.

Algunos elementos, B, Si y As, son indispensables en animales y es probable que sean

indispensables en los seres humanos.

Los cuatro no metales: oxígeno, carbono, hidrógeno y nitrógeno, contribuyen con la mayor parte

de los átomos de las sustancias biológicamente importantes, las sustancias bioquímicas, de las

que se componen todas las plantas y animales. Con pocas excepciones, las sustancias bioquímicas

son compuestos orgánicos caracterizados por un esqueleto de átomos de carbono con átomos de

hidrógeno asociados y grupos funcionales que contienen átomos de oxígeno, nitrógeno, fósforo y

a veces azufre. Es evidente que los átomos de carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno

constituyen los bloques de construcción principales de los compuestos del cuerpo.

Los no metales también están presentes como aniones en los fluidos corporales, entre ellos el ión

cloruro (Cl-), el fósforo en tres formas iónicas (PO4-3, HPO4

-2 y H2PO4-), y carbono como ión

bicarbonato (HCO3-) y carbonato (CO3

-2). Los metales están presentes en el cuerpo como cationes

en solución (por ejemplo, Na+, K+), en sólidos (Ca+2 en huesos y dientes) e incorporados en

biomoléculas grandes (por ejemplo, Fe+2 en la hemoglobina y Co+3 en la vitamina B-12).

El término general, minerales de la dieta se refiere a elementos indispensables que no son

carbono, hidrógeno, oxígeno ni nitrógeno. La necesidad en la dieta y el impacto de tales

minerales son desproporcionados en comparación con su presencia colectiva de sólo cerca del 4%

de nuestro peso corporal. Puesto que el cuerpo los utiliza de manera eficiente, reciclándolos a

través de muchas reacciones, los minerales de la dieta se requieren sólo en pequeñas cantidades.

Sin embargo, su ausencia de la dieta puede causar importantes problemas de salud.

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Ing. Luis Valencia Ch.

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Ing. Luis Valencia Ch.Tema No. 2

GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA

EL HIDRÓGENO

1.- HISTORIA.- En un principio no se le distinguía de otros gases hasta que el químico británico

Henry Cavendish demostró en 1.776 que se formaba en la reacción del ácido sulfúrico con los

metales y, más tarde descubrió que el hidrógeno era un elemento independiente que se combinaba

con el oxígeno para formar agua. El químico británico Joseph Priestley lo llamó “aire

inflamable” en 1.781, y el químico francés Antoine Laurent Lavoisier le dio finalmente el

nombre de hidrógeno, que significa “formador de agua”.

2.- ESTADO NATURAL.- El Hidrógeno no se presenta abundantemente al estado libre sobre la

Tierra; los gases volcánicos y otros gases naturales lo contienen en escasa proporción. El

Espectroscopio revela la presencia de Hidrógeno en el Sol en gran proporción, y no sólo en él,

sino en todo el universo.

Al estado combinado, abunda formando el agua; se encuentra en todos los ácidos y bases; es un

constituyente importante del petróleo y de los gases naturales, y de los tejidos de todos los seres

vivos. También forma parte esencial de los alimentos como ser: almidones, azúcares, grasas,

aceite, proteínas, y de toda la materia orgánica.

3.- PROPIEDADES FÍSICAS.- El Hidrógeno es el primer elemento de la tabla periódica. En

condiciones normales es un gas incoloro, inodoro e insípido compuesto de moléculas diatómicas,

H2; muy poco soluble en agua (1,8 volúmenes de Hidrógeno se disuelven en 100 volúmenes de

agua a 20oC), de modo que puede recogerse sobre ella sin pérdida sensible, pero es un poco más

soluble en disolventes orgánicos. Tiene una densidad de 0.071 g/l a 0oC y 1 atm, su densidad

relativa comparada con la del aire es de 0.0695, es decir, es la sustancia más ligera que se conoce,

pues pesa unas 14 veces menos que el aire. Es muy difusible, o sea que se mezcla fácilmente con

otros gases. Su velocidad de difusión es tan grande que incluso atravieza paredes porosas.

El Hidrógeno presenta el fenómeno de la oclusión, que consiste en que se deja absorber por

ciertos metales, así a 30oC y 24 Torr de presión, un gramo de Paladio puede absorber 60,8 cm2 de

Hidrógeno, formando una solución sólida intersticial.

4.- PROPIEDADES QUÍMICAS.- A temperaturas ordinarias el hidrógeno es una sustancia

poco reactiva a menos que haya sido activado de alguna manera por un catalizador adecuado. A

temperaturas elevadas es muy reactivo.

Es la sustancia más inflamable de todas las que se conocen, es decir, es un gas combustible, arde

en el aire o en oxígeno puro siendo su llama de color azul apenas visible y tiene temperatura

sumamente elevada (34.000 calorías por cada gramo de Hidrógeno), al arder el Hidrógeno se

combina con el Oxígeno del aire formando vapor de agua.

2 H2 + O2 → 2 H2O

El hidrógeno reacciona con oxígeno para formar agua y esta reacción es extraordinariamente lenta a temperatura ambiente; pero si la acelera un catalizador, como el platino, o una chispa eléctrica, la reacción ocurre con violencia explosiva. Con el nitrógeno, el hidrógeno experimenta una importante reacción para dar amoniaco.

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Ing. Luis Valencia Ch.Si el Hidrógeno está puro, arde con llama serena, pero si está mezclado con aire u oxígeno, la

reacción se produce con explosión (mezcla detonante).

Aunque por lo general es diatómico, el hidrógeno molecular se disocia a temperaturas elevadas

en átomos libres. El hidrógeno atómico es un agente reductor poderoso, aún a temperatura

ambiente. Reacciona con los óxidos y los cloruros de muchos metales, entre ellos la plata, el

cobre, el plomo, el bismuto y el mercurio, para producir los metales libres o un óxido más bajo.

Reduce a su estado metálico algunas sales, como los nitratos, nitritos y cianuros de sodio y

potasio. Por ejemplo:

CuO + H2 → Cu + H2O

Este poder reductor es mayor cuando se encuentra en estado naciente, es decir, en el preciso

instante de formarse o también llamado estado atómico y no así en el estado molecular.

Reacciona con cierto número de elementos, tanto metales como no metales, para producir

hidruros, como el NaH, KH, H2S y PH3. Así, por ejemplo, el sodio y el hidrógeno reaccionan

arriba de los 200oC para formar hidruro de sodio.

Entre algunas reacciones del Hidrógeno se tienen:

H2 + F2 → 2 HF

H2 + Cl2 → 2 HCl

N2 + 3 H2 → 2 NH3

Con compuestos orgánicos, el hidrógeno atómico reacciona para generar una mezcla compleja de

productos; con etileno C2H2, por ejemplo, los productos son etano, C2H6, y butano, C4H10.

El calor que se libera cuando los átomos de hidrógeno se recombinan para formar moléculas de

hidrógeno se aprovecha para obtener temperaturas muy elevadas, como en la soldadura de

hidrógeno atómico.

Existen tres isótopos del hidrógeno: el protio, de masa 1, que se encuentra en más del 99.98% del

elemento natural; el deuterio, de masa 2, que se encuentra en la naturaleza aproximadamente en

un 0.02%, y el tritio, de masa 3, que aparece en pequeñas cantidades en la naturalez, pero puede

producirse artificialmente por medio de varias reacciones nucleares.

5.- OBTENCION.- Se pueden aplicar muy diversos métodos para preparar hidrógeno gaseoso.

La elección del método depende de factores como la cantidad de hidrógeno deseada, la pureza

requerida y la disponibilidad, y el costo de la materia prima. Entre los procesos que más se

emplean están las reacciones de metales con agua, metales con ácidos, la electrólisis del agua, la

descomposición térmica de los hidrocarburos y otros.

El Hidrógeno se obtiene a escala laboratorio y a escala industrial.

A) Obtención en laboratorio.- Se tienen los siguientes métodos:

1.- Por acción del Sodio sobre el agua.- Los metales Na, K y Ca son tan activos que desplazan

el hidrógeno del agua a temperatura ambiente formando gas hidrógeno. El sodio reacciona

con rapidez con el agua, rompe los enlaces del agua para producir hidrógeno e hidróxido de

sodio que se disuelve en el resto del agua:

8

Ing. Luis Valencia Ch.2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2↑

2.- Por acción de metales sobre ácidos.- por la acción de los ácidos HCl y H2SO4 sobre

algunos metales como el Zn, Fe y Sn, se obtiene el gas hidrógeno y la sal correspondiente:

2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑

H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2↑

3.- Por electrólisis del agua.- Si se hace pasar corriente eléctrica continua a través de agua que

contenga un poco de ácido sulfúrico; el agua se descompone en sus elementos

constituyentes: hidrógeno y oxígeno. Para lo cual se usa el Voltámetro de Hoffman,

recogiéndose en el electrodo negativo el hidrógeno y en el electrodo positivo el oxígeno. El

volumen del gas hidrógeno es el doble que el de oxígeno como corresponde a la respectiva

ecuación química.

2H2O → 2 H2↑ + O2↑

B) Obtención en la Industria.- Se citan los siguientes métodos de obtención:

1.- Reformado con vapor (steam reforming).- Por este método el hidrógeno se obtiene a partir

de hidrocarburos, fundamentalmente del gas natural. El principal componente del gas natural es

metano CH4 y la reacción consiste básicamente en separar el carbono del hidrógeno. El proceso

tiene lugar en dos etapas: En la fase inicial, el gas natural se convierte en hidrógeno, dióxido de

carbono y monóxido de carbono. La segunda etapa consiste en producir hidrógeno adicional y

dióxido de carbono a partir del monóxido de carbono producido durante la primera etapa. El

monóxido de carbono es tratado con una corriente de vapor a alta temperatura produciéndose

hidrógeno y dióxido de carbono. El hidrógeno producido, se almacena en tanques.

La mayor parte de hidrógeno empleado por la industria petroquímica se genera de esta manera. El

proceso tiene una eficiencia entre el 70 y el 90%. Las reacciones químicas producidas durante el

proceso, son:

CH4 + H2O → CO + 3H2

CO + H2O → CO2 + H2

2.- Oxidación parcial de combustibles fósiles con defecto de O2.- Se obtiene una mezcla de

hidrógeno que posteriormente se purifica. Las cantidades de oxígeno y vapor de agua son

controladas para que la gasificación continúe sin necesidad de aporte de energía. La siguiente

reacción global representa el proceso:

CH1,4 + 0,3 H2O + 0,4 O2 => 0,9 CO + 0,1 CO2 + H2.

3.- Electrólisis del agua.- El paso de la corriente eléctrica a través del agua, produce una

disociación entre el hidrógeno y el oxígeno, componentes de la molécula del agua H2O. El

hidrógeno se recoge en el cátodo (polo cargado negativamente) y el oxígeno en el ánodo. El

proceso es mucho más caro que el reformado con vapor, pero produce hidrógeno de gran pureza.

Este hidrógeno se utiliza en la industria electrónica, farmacéutica o alimentaria.

H2O + energía → H2 + O2

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Ing. Luis Valencia Ch.4.- Fotoelectrólisis.- Básicamente, este método aprovecha la radiación solar para generar la

corriente eléctrica capaz de producir la disociación del agua y en definitiva la producción de

hidrógeno.

Utilizando la biomasa como fuente de producción de hidrógeno, éste se puede producir por dos

procedimientos: gasificación de la biomasa o pirólisis.

Gasificación de biomasa.- Se trata de someter a la biomasa a un proceso de combustión

incompleta entre 700 y 1200ºC. El producto resultante es un gas combustible compuesto

fundamentalmente por hidrógeno, metano y monóxido de carbono.

Pirólisis.- Es la combustión incompleta de la biomasa en ausencia de oxígeno, a unos 500ºC. Se

obtiene carbón vegetal y una mezcla de gases: monóxido y dióxido de carbono, hidrógeno e

hidrocarburos ligeros.

4.- Membranas de intercambio cónico o de electrolito polémico sólido.- dejan pasar los

protones (H+). Se producen las siguientes reacciones:

Ánodo:

H2O → 2H+ + 1/2 O2 + 2e-

H2O → 2H+ + 1/3 O3 + 2e-

Cátodo:

2H+ + 2e- → H2

5.- Producción fotobiológica.-La cianobacteria y las algas verdes pueden producir hidrógeno,

utilizando únicamente luz solar, agua e hidrogenasa como una enzima. Actualmente, esta

tecnología está en periodo de investigación y desarrollo con eficiencias de conversión estimadas

superiores al 24%. Se han identificado más de 400 variedades de plantas primitivas candidatas

para producir hidrógeno.

Producción de hidrógeno a bordo del vehículo, a partir del metanol como combustible, para su

consumo in situ parece ser la alternativa más idónea. El hidrógeno puede obtenerse por tres vías

catalíticas diferentes:

- oxidación parcial con oxígeno o aire: CH3OH + 1/2 O2 → CO2 + 2 H2

- reformado con vapor de agua: CH3OH + H2O → CO2 + 3 H2

- descomposición: CH3OH → CO + 2 H2.

De estas tres alternativas, la oxidación parcial (Ec. 1), ofrece algunas ventajas claras con respecto

al reformado con vapor en cuanto que utiliza aire en vez de vapor y es una reacción exotérmica

por lo que no requiere un aporte de energía externa durante la operación. Estas ventajas se

contrarrestan con la producción de una cantidad de hidrógeno menor.

Producción de hidrógeno a bordo del vehículo, a partir del etanol como combustible, donde se

produce la siguiente reacción:

C2H5OH + O2 → CO + CO2 + 3H2.10

Ing. Luis Valencia Ch.

Para este caso se produce monóxido de carbono, el cual es un veneno de la membrana de

intercambio de protones de las pilas de combustible.

La producción del hidrógeno a partir de la materia primaria (hidrocarburos o agua) necesita de

importantes cantidades de energía. La investigación se centra ahora en saber si es posible el

empleo de energías renovables sin carbono: descomponer el hidrógeno del agua a partir de

energía fotovoltaica, eólica, hidráulica o geotérmica.

6.- APLICACIONES.- El empleo más importante del hidrógeno es en la síntesis del amoniaco.

La utilización del hidrógeno está aumentando con rapidez en las operaciones de refinación del

petróleo, como el rompimiento del hidrógeno (Hydrocraking) y en el tratamiento con hidrógeno

para eliminar azufre. Se consumen grandes cantidades de hidrógeno en la hidrogenación

catalítica de aceites vegetales líquidos insaturados para obtener grasas sólidas. También la

hidrogenación se utiliza en la manufactura de productos químicos orgánicos. Grandes cantidades

de hidrógeno se utilizan como combustible en naves espaciales, en combinación con oxígeno o

flúor.

Ahora, con el desarrollo de la celda de combustible PEM, el hidrógeno tiene la gran oportunidad

de convertirse en el mayor portador de energía para nuestra sociedad.

La tecnología del hidrógeno tiene muchas ventajas:

1. No produce contaminación ni consume recursos naturales.- El hidrógeno se toma

del agua y luego se oxida y se devuelve al agua. No hay productos secundarios ni tóxicos

de ningún tipo que puedan producirse en este proceso.

2. Seguridad.- Los sistemas de hidrógeno tienen una historia de seguridad muy

impresionante. En muchos casos, el hidrógeno es más seguro que otros combustibles.

Además de disiparse rápidamente en la atmósfera, en contraste con los otros

combustibles, no es tóxico en absoluto.

3. Alta eficiencia.- Las celdas de combustible convierten la energía química directamente

a electricidad con mayor eficiencia que ningún otro sistema de energía.

4. Funcionamiento silencioso.- En funcionamiento normal, la celda de combustible es

casia bsolutamente silenciosa.

5. Larga vida y poco mantenimiento.- Aunque las celdas de combustible todavía no han

comprobado la extensión de su vida útil, probablemente tendrán una vida

significativamente más larga que las máquinas que reemplacen.

6. Modularidad.- Se puede fabricar las celdas de combustible en cualquier tamaño: tan

11

Ing. Luis Valencia Ch.pequeñas como para impulsar una carretilla de golf o tan grandes como para generar

energía para una comunidad entera. Esta modularidad permite aumentar la energía de los

sistemas según los crecimientos de la demanda energética, reduciendo drásticamente los

costos iniciales

7.- EFECTOS SOBRE LA SALUD Y EL MEDIO AMBIENTE

Peligros físicos y químicos.- Es extremadamente inflamable, muchas reacciones pueden causar

fuego o explosión. La mezcla del hidrógeno con el aire es explosiva. El calentamiento puede

provocar combustión violenta con el aire, oxígeno, halógenos y oxidantes fuertes provocando

riesgo de incendio y explosión. Los catalizadores metálicos tales como el platino y niquel,

aumentan enormemente estas reacciones.

Peligros a la exposición.- El hidrógeno puede ser absorbido por el cuerpo por inhalación, altas

concentraciones de este gas pueden causar un ambiente deficiente de oxígeno. Los individuos que

respiran esta atmósfera pueden experimentar síntomas que incluyen dolores de cabeza, silbidos

en los oídos, mareos, somnolencia, inconsciencia, náuseas, vómitos y depresión de todos los

sentidos. La piel de una víctima puede presentar una coloración azul. Elevadas concentraciones

en el aire provocan una deficiencia de oxígeno con el riesgo de inconsciencia o muerte.

Estabilidad ambiental.- El hidrógeno existe naturalmente en la atmósfera. El gas se disipará

rápidamente en áreas bien ventiladas.

Efecto sobre plantas o animales.- Cualquier efecto en animales será debido a los ambientes

deficientes de oxígeno. No se anticipa que tenga efectos adversos sobre las plantas, aparte de la

helada producida en presencia de los gases de expansión rápida.

Efecto sobre la vida acuática.- Actualmente no se dispone de evidencia sobre el efecto del

hidrógeno en la vida acuática.

Tema No. 3

H A L Ó G E N O S

1.- CARACTERISTICAS.- Los elementos Flúor, Cloro, Bromo, Yodo y Astato constituyen la

familia de los Halógenos, llamados así porque forman sales (halógeno significa formador de

sales). Estos elementos se encuentran en el subgrupo VII A de la clasificación periódica y se

caracterizan por ser los elementos no metálicos por excelencia y son los más electronegativos, es

decir, que sus átomos tienen la tendencia de captar electrones para formar iones negativos, estos

elementos, presentan las siguientes propiedades.

a. Primera propiedad.- Sus átomos tienen siete electrones en su último nivel de energía, por

consiguiente tienen la tendencia de tomar en electrón para alcanzar la configuración estable

de un gas noble, esta tendencia al ganar un electrón disminuye a medida que aumenta el

número atómico, así es máxima en el Flúor y mínima en el Yodo.

b. Segunda propiedad.- Sus moléculas en el estado gaseoso son diatómicas: F2, Cl2, Br2, I2.

c. Tercera propiedad.- Los halógenos combinados con el hidrógeno forman “Haluros”.

12

Ing. Luis Valencia Ch.

H2 (g) + F2 (g) → 2 H F (g)H2 (g) + Cl2 (g) → 2 H Cl (g)H2 (g) + Br2 (g) → 2 H Br (g)H2 (g) + I2 (g) → 2 H I (g)

d. Cuarta propiedad.- Las propiedades físicas varían gradualmente de acuerdo a la correlación

de sus números atómicos que se puede observar en la siguiente tabla:

PROPIEDAD F Cl Br INº atómico 9 17 35 53Peso atómico 19 35.5 79.9 127Estado natural Gas Gas Líquido SólidoColor del vapor Amarillo pálido Amarillo verdoso Pardo rojizo VioletaPto. de fusión -223 -101.16 -7.3 113.5Pto. de ebullición -187 -34.6 58.7 183Densidad del líquido 1.108 1.557 3.19 4.93Calor específico 0.7 0.11 0.05 0.03

2.- HISTORIA.- El Flúor fue descubierto por su mineral que fue el “Espato flúor” por

Agrícola, pero en 1.771 Scheele lo reconoció denominándolo “ácido de flúor”. Los intentos de

obtener flúor libre recién fue posible en 1.886 por Moissan que obtuvo por primera vez al

elemento.

El Cloro fue descubierto por el químico sueco Scheele en 1.774; pero en 1.810 Davy demostró

que era un elemento. La palabra Cloro deriva del griego que significa “verde“debido al color

amarillo verdoso del gas.

El Bromo fue descubierto por Balard en 1.826 en las aguas salinas donde existe en forma de

bromuro de sodio, de potasio y de magnesio; demostrando que la sustancia era un elemento afín

al Cloro y al Yodo.

El Yodo, Fue el segundo halógeno descubierto. En 1.812 Bernard Courtois, químico francés

obtuvo Yodo calentando cenizas de algas con ácido sulfúrico concentrado. Gay Lussac en 1.814

estableció su naturaleza elemental. El nombre de Yodo proviene del griego que significa

“violeta” y se le dio este nombre por el color violeta de sus vapores que se forman al ser

calentado.

3.- ESTADO NATURAL.- El Flúor, Cloro, Bromo y Yodo no existen libres en la naturaleza, a

causa de su extremada actividad química, en cambio abundan al estado combinado formando los

siguientes compuestos:

La Fluorita o Espato Flúor CaF2

La Criolita Na3 Al F6

El Apatito CaF2.3 Ca3(PO4)2

El Espato Flúor, es la materia prima de casi todos los compuestos.

La Halita o cloruro de sodio NaCl

La Carnalita KCl. MgCl2· 6 H2O

La Silvina KCl

Bromuro de sodio NaBr

13

Ing. Luis Valencia Ch. Bromuro de potasio KBr

Bromuro de magnesio MgBr2

Yodato de sodio NaIO3

4.- PROPIEDADES FISICAS.- El Flúor es un gas amarillo pálido de olor característico, puede

licuarse y forma entonces un líquido amarillo que hierve a –180oC y se congela a –223ºC.

El Cloro es un gas amarillo verdoso, de olor penetrante, desagradable e irritante. Inflama las

mucosas de la nariz y la garganta, y cuando se inhala en cantidad puede ocasionar la muerte. Su

acción tóxica de evita o contrarresta inhalando humo de tabaco, amoniaco muy diluido o alcohol.

Es dos veces y media más pesado que el aire, se lo puede licuar sometiéndolo a presión y a bajas

temperaturas. Es algo soluble en agua, formando una disolución llamada “agua de cloro“, de

color amarillo verdoso que se descompone con la luz.

El Bromo es el único no metal líquido a la temperatura ordinaria, es de color rojo oscuro, con

densidad de 3,l8 gr/cm3; desprende vapores de color rojo anaranjado de olor muy irritante que al

respirarlos causan una grave inflamación en las vías respiratorias. En contacto con la piel produce

serias quemaduras que tardan mucho en curar. Es poco soluble en agua, la disolución se llama

“agua de bromo”, pero es muy soluble en sulfuro de carbono, éter, cloroformo, las soluciones

son de color variable según su concentración.

El Yodo es un sólido cristalizado, de color gris negruzco, tiene brillo metálico, de olor fuerte y

desagradable, es caústico al tacto y deja manchas amarillas. Es muy poco soluble en agua y forma

una solución de color pardo perceptible, llamado “agua de yodo”. Es muy soluble en alcohol

(tintura de yodo), cloroformo, éter, sulfuro de carbono y en las soluciones acuosas de yoduros.

Sublima fácilmente por la acción del calor, sus vapores son de color violeta de olor muy irritante;

su acción tóxica se contrarresta con engrudo de almidón, albúmina del huevo y thiosulfato de

sodio (Na2S2O3).

5.- PROPIEDADES QUIMICAS.- El Flúor se combina con casi todos los elementos con

excepción del nitrógeno y los gases nobles. En la mayoría de los casos la reacción es rapidísima y

va acompañada de gran desprendimiento de calor (reacción exotérmica). Con el hidrógeno estalla

a temperaturas ordinarias. A causa de su gran actividad química es de difícil manejo y su

aplicación en la industria es limitada.

El Cloro es el no metal más activo después del Flúor, se combina con la mayoría de los elementos

para formar compuestos binarios llamados “cloruros “. Reacciona con muchos compuestos,

desplazando otros elementos como ser al Oxígeno, Bromo y Yodo.

H2 + Cl2 2 HCl + 44.OOO Cal.

El cloro es deshidrogenante, es decir, quita el hidrógeno a otras sustancias formando cloruro de

hidrógeno.

H2S + Cl2 → 2 HCl + S

También el cloro es oxidante, o sea que, aumenta la valencia de otros elementos.

2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3

14

Ing. Luis Valencia Ch.El cloro desplaza varios elementos no metálicos de sus iones, lo cual demuestra su mayor

actividad (por ser más negativo).

2 KBr + Cl2 → 2 KCl + Br2

2 NaI + Cl2 → 2 NaCl + I2

Na2S + Cl2 → 2 NaCl + S

El Cloro se combina con casi todos los elementos formando los correspondientes cloruros y como

es oxidante, casi siempre forma el cloruro de mayor valencia. Ejemplos:

Cu + Cl2 → CuCl2 cloruro cúprico

2 Fe + 3Cl2 → 2 FeCl3 cloruro férrico

El Bromo tiene propiedades análogas a las del Cloro, solamente que se nota menor afinidad y

por consiguiente menor desprendimiento de calor. Se combina directamente con los metales más

activos de los grupos I y II formando bromuros y con algunos no metales, particularmente con el

Fósforo. En presencia de un catalizador y calentándolo el Bromo reacciona directamente con el

Hidrógeno dando bromuro de hidrógeno.

H2 + Br2 → 2 HBr

Descompone al ácido sulfhídrico.

H2S + Br2 → 2 HBr + S

Desaloja al Yodo de los yoduros.

2 NaI + Br2 → 2 NaBr + I2

El Yodo se combina con el Hidrógeno dando ácido yodhídrico. Con el amoniaco forma yoduro

de nitrógeno ( NI3 ) que detona con violencia. Se combina con muchos no metales ( S y P ); el

Fósforo se enciende a su contacto dando PI3. Con los metales forma yoduros. Por ejemplo:

Fe + I2 → FeI2

2P + 3 I2 → 2PI3

S + I2 → SI2

Su energía para los compuestos no oxigenados es inferior a la del Cloro y Bromo, por lo tanto es

desalojado por éstos de sus compuestos:

2KI + Cl2 → 2KCl + I2

2HI + Br2 → 2KI + I2

Pero es más estable en sus compuestos oxigenados que el Cloro y Bromo sustituyéndolos a éstos:

5KClO3 + 3I2 + 3H2O → 5HCl + HIO3 + 5KIO3

El Yodo reacciona sobre el almidón dando yoduro de almidón, de color azul. La coloración azul

desaparece a los 100ºC y vuelve a aparecer cuando se enfría el líquido.

15

Ing. Luis Valencia Ch.6.- OBTENCION

El Flúor se obtiene por el método de Moissan que es el siguiente: el aparato está construido de

Platino, con tapones de CaF2 a través de los cuales pasan los electrodos que están hechos de una

aleación Pt-Ir resistente a la acción del Flúor. La disolución consistía de ácido fluorhídrico

anhidro líquido (HF) conteniendo KHF2 para hacerla conductora de la corriente eléctrica

(electrolito).

El aparato se sumerge en un baño a temperaturas de –23ºC a –40ºC para evitar la evaporación del

HF. En la electrólisis se desprende el Flúor en el electrodo positivo y el Hidrógeno se desprende

en el electrodo negativo.

También, se puede usar cobre en vez de platino, aunque el Flúor lo ataca, se reviste de una

película impermeable de CuF2 que resiste toda acción posterior.

El Cloro se obtiene en laboratorio por dos métodos:

1. Método de Scheele o Método de oxidación del HCl.- Por este método sólo se obtiene el

Cloro. Como la reacción fundamental de la obtención del cloro es eliminar el electrón del ión

cloruro, se usan agentes oxidantes para sustraer el electrón, entre esas sustancias se tienen al

MnO2 que es un agente oxidante eficaz y barato; otros son el KMnO4, el K2Cr2O7 y el PbO2.

En este método, se hace reaccionar en caliente ácido clorhídrico concentrado con MnO2, de lo

cual resulta el cloruro manganoso, agua y el cloro gaseoso deseado:

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2↑

Las reacciones con los atros agentes oxidantes son las siguientes:

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2↑

K2Cr2O7 + l4HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2↑

PbO2 + 4HCl → PbCl2 + 2H2O + Cl2↑

2. Método de Berthollet.- Por este método se obtienen el Cloro, Bromo y Yodo. Se hace

reaccionar en caliente ácido súlfúrico concentrado con una mezcla íntima de MnO2 y NaCl,

NaBr y NaI respectivamente; formándose sulfato manganoso, sulfato ácido de sodio, agua y

halógeno gaseoso.

2 NaCl + MnO2 + 3 H2SO4 → MnSO4 + 2 NaHSO4 + 2 H2O + Cl2↑

2 NaBr + MnO2 + 3 H2SO4 → MnSO4 + 2 NaHSO4 + 2 H2O + Br2↑

2 NaI + MnO2 + 3 H2SO4 → MnSO4 + 2 NaHSO4 + 2 H2O + I2↑

7.- APLICACIONES

Los compuestos que contienen Flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fundido y

escorias en la industria vidriera y cerámica. El espato flúor (fluoruro de calcio) se introduce

dentro del alto horno para reducir la viscosidad de la escoria en la metalurgia del hierro. La

criolita, Na2AlF6, se utiliza para formar el electrólito en la metalurgia del aluminio. El óxido de

aluminio se disuelve en este electrólito, y el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida.

El uso de halocarburos que contienen flúor como refrigerantes se patentó en 1930, y estos

compuestos estables y volátiles encontraron un mercado como propelentes de aerosoles, así como

también en refrigeración y en sistemas de aire acondicionado. Sin embargo, el empleo de

16

Ing. Luis Valencia Ch.fluorocarburos como propelentes ha disminuido en forma considerable a causa del posible daño;

a la capa de ozono de la atmósfera. 

Los clorofluorocarbonos, ciertos líquidos o gases inodoros y no venenosos, como el freón, se

usan como agente dispersante en los vaporizadores aerosol y como refrigerante. Sin embargo, en

1974, algunos científicos sugirieron que esos productos químicos llegaban a la estratosfera y

estaban destruyendo la capa de ozono de la Tierra. Con la confirmación de estos descubrimientos

al final de la década de 1980, la fabricación de esos productos químicos empezó a eliminarse por

etapas.

Otro producto químico, el teflón, un plástico de flúor muy resistente a la acción química, se usa

ampliamente para componentes en la industria automovilística, y también como recubrimiento

antiadherente de la superficie interior de las sartenes y otros utensilios de cocina con el fin de

reducir la necesidad de grasas al cocinar. Los hidrocarburos líquidos fluorados derivados del

petróleo son útiles como aceites lubricantes muy estables.

El Cloro se emplea principalmente en la purificación de aguas, como blanqueante en la

producción de papel y en la preparación de distintos compuestos clorados.

Un proceso de purificación de aguas ampliamente utilizado es la cloración. Se emplea

ácido hipocloroso, HClO, que se produce disolviendo cloro en agua y regulando el pH.

En la producción de papel se emplea cloro en el blanqueo de la pulpa, aunque tiende a

ser sustituido por dióxido de cloro, ClO2.

Una gran parte del cloro se emplea en la producción de cloruro de vinilo, compuesto

orgánico que se emplea principalmente en la síntesis del poli (cloruro de vinilo), conocido

como PVC.

Se usa en la síntesis de numerosos compuestos orgánicos e inorgánicos, por ejemplo

tetracloruro de carbono, CCl4, o cloroformo, CHCl3, y distintos halogenuros metálicos.

También se emplea como agente oxidante.

El Bromo molecular se emplea en la fabricación de una amplia variedad de compuestos de bromo

usados en la industria y en la agricultura. Tradicionalmente, la mayor aplicación del bromo ha

sido para la producción de 1,2-dibromoetano, que se empleaba como aditivo en las gasolinas

que tenían como antidetonante tetraetilo de plomo.

El bromo se emplea en la fabricación de productos de fumigación, agentes ininflamables,

productos para la purificación de aguas, colorantes, bromuros empleados en fotografía (por

ejemplo el bromuro de plata, AgBr), desinfectantes, insecticidas, etcétera.

El Yodo, en un 50% de la producción, se emplea para formar compuestos orgánicos yodados.

Cerca de un 15% se usa como I2 y otro 15% en la producción de KI. El resto se utiliza para

obtener otros compuestos inorgánicos.

Las aplicaciones fundamentales de los derivados de yodo son: catalizadores para la fabricación

de gomas sintéticas (yoduro de titanio), colorantes, desinfectantes, industria fotográfica 17

Ing. Luis Valencia Ch.(AgI), farmacia. Los yodatos y los yoduros se emplean como reactivo estándar en el análisis

cuantitativo volumétrico.

8.- EFECTOS SOBRE LA SALUD Y EL MEDIO AMBIENTE 

El Flúor se presenta en pequeñas cantidades en el agua, aire, plantas y animales. Como resultado

los humanos están expuestos al flúor a través de los alimentos y el agua potable y al respirar el

aire. Se puede encontrar en cualquier tipo de comida en cantidades relativamente pequeñas. Se

pueden encontrar grandes cantidades de flúor en el té y en los mariscos. Es esencial para

mantener la solidez de nuestros huesos, también nos puede proteger del decaimiento dental, si es

aplicado con el dentifríco dos veces al día. 

Las industrias liberan la forma gaseosa del flúor. Este gas es muy peligroso, ya que en elevadas

concentraciones puede causar la muerte. En bajas concentraciones puede causar irritaciones de

los ojos y la nariz.

El Cloro provoca irritación en el sistema respiratorio, especialmente en niños y personas

mayores. En estado gaseoso irrita las mucosas y en estado líquido quema la piel. Se puede

detectar en el aire por su olor a partir de 3,5 ppm, siendo mortal a partir de unos 1000 ppm. La

exposición aguda a altas concentraciones de cloro puede provocar edema pulmonar, o presencia

de líquido en los pulmones.

En muchos países se fija como límite de exposición en el trabajo para este gas 0,5 ppm (media de

8 horas diarias, 40 horas a la semana).

La cloración del agua es el único sistema que garantiza que ésta llegue a nuestros

hogares con las debidas condiciones sanitarias. En 1991 la supresión del uso del cloro en

la potabilización del agua provocó una epidemia de cólera en Perú que produjo más de 3.000

muertes (más de 19.000 personas murieron por dicha causa en todo el mundo).

No existen evidencias concluyentes para admitir que la cloración del agua deje en su seno

cantidades de compuestos potencialmente dañinos para la salud como son los trihalometanos.

"Los riesgos asociados a los subproductos de la cloración del agua potable son

extremadamente bajos comparados con el riesgo asociado a una insuficiente desinfección".

El cloro es una materia prima básica para la fabricación de numerosos medicamentos,

el 85% de los mismos dependen directa o indirectamente del cloro. Así, por ejemplo, el cloro

forma parte de la molécula de antibióticos (cloromicetina, clorotetraciclina, vancomicina,

aureomicina, cloramfenicol, etc), depresores sanguíneos (clonidina), antimaláricos

(cloroquina, pirimetamina), antimicóticos (clotrimazol), diuréticos, sedantes, preparados a

base de alcaloides que contienen cloro en su fórmula, y su utilización en forma de

clorhidratos, para hacer asimilables al organismo los principios activos.

El cloro y sus derivados tienen una importante aplicación en el área de la desinfección .

El uso del hipoclorito (lejía doméstica) garantiza una total protección contra virus tales como

18

Ing. Luis Valencia Ch.el del Sida; se utiliza habitualmente en la desinfección de material quirúrgico e instalaciones

sanitarias y hospitalarias.

Más del 15 % de la producción del cloro se utiliza directa o indirectamente para proteger nuestra

salud.

El Bromo elemental es altamente tóxico y a partir de pequeñas trazas (10 ppm), tanto por vía

dérmica como inhalado, puede causar problemas inmediatos de salud o en dosis mayores la

muerte. Es muy irritante tanto para los ojos como para la garganta; en contacto con la piel

produce quemaduras dolorosas. Su manejo inapropiado supone un serio riesgo para la salud,

requiriendo unas máximas precauciones de seguridad.

Con el Yodo es necesario tener cuidado cuando se maneja, pues el contacto directo con la piel

puede causar lesiones. El vapor de yodo es muy irritante para los ojos y las mucosas.

El yodo es esencial para el funcionamiento correcto de la tiroides, que a su vez es esencial para la

buena salud. Una deficiencia de yodo durante el embarazo y la infancia temprana puede resultar

en cretinismo (un retraso mental irremediable y deterioro severo de las facultades motoras). En

cuanto a los adultos, una ingestión baja (o muy alta) de yodo puede causar hipotiroidismo. Este

puede manifestarse como bajos niveles de energía, con la piel seca o amarillenta, el

entumecimiento de las extremidades, el aumento de peso, la falta de memoria, los cambios de

personalidad, la depresión, la anemia, y la menstruación prolongada y dolorosa en mujeres.

Es importante no sobreconsumir el yodo, puesto que tiene un rango relativamente estrecho de

ingestión que apoya el funcionamiento correcto del tiroides (100 a 300 microgramos al día, más o

menos). Una persona que consume cantidades grandes de sal yodada o algas marinas podría

sobreconsumir yodo. El yodo excesivo tiene un efecto complejo y destructivo en el tiroides y

podría resultar en hipotiroidismo o bien hipertiroidismo, en individuos susceptibles, así como en

un mayor riesgo de cáncer del tiroides. El hipertiroidismo puede ocurrir también, particularmente

en personas ancianas, debido a un tiempo prolongado de deficiencia ligera de yodo pues esto

puede resultar en nódulos adicionales en el tiroides.

El flúor está presente en la corteza terrestre de forma natural, pudiendo ser encontrado en rocas,

carbón y arcilla. Los fluoruros son liberados al aire cuando el viento arrastra el suelo. Los

procesos de combustión en las industrias pueden liberar fluoruro de hidrógeno al aire. Los

fluoruros que se encuentran en el aire acabarán depositándose en el suelo o en el agua. 

En el medio ambiente el flúor no puede ser destruído; solamente puede cambiar de forma. El

flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas. La cantidad de flúor que

tomen las plantas depende del tipo de planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que

se encuentre en el suelo. En las plantas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas

concentraciones de flúor pueden provocar daños en las hojas y una disminución del crecimiento. 

Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes cantidades de

flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los huesos. Como consecuencia, los

19

Ing. Luis Valencia Ch.animales expuestos a elevadas concentraciones de flúor sufren de caries y degradación de los

huesos. Demasiado flúor también puede provocar la disminución de la cantidad de alimento

tomado por el estómago y puede alterar el desarrollo de las garras. Por último, puede provocar

bajo peso al nacer

La industria del Cloro, igual que otras actividades, comporta ciertos riesgos. Por consiguiente ha

tomado las medidas necesarias para reducir cualquier agresión al medio ambiente. La adhesión al

"Compromiso de Progreso" de los principales productores de cloro Europeos, así como la

proliferación de informes medioambientales es la mejor muestra de ello.

 La industria del cloro está sometida a estrictas reglamentaciones y rigurosos controles de

sus emisiones con objeto de garantizar actividades compatibles con la conservación del medio

ambiente. La aplicación de estas disposiciones reglamentarias se verifica permanentemente. En

muchos casos, los objetivos medioambientales que emanan de la aplicación de las políticas

medioambientales de las empresas productoras de cloro son mucho más estrictos.

 Actualmente, el impacto sobre el medio ambiente de las unidades de producción de cloro es

mínimo, cualquiera que sea el procedimiento de fabricación utilizado

El blanqueo de la pasta de papel así como tratamientos blanqueadores y desengrasantes en la

industria textil mediante la utilización de cloro elemental o derivados clorados, exigen un

correcto control para limitar las emisiones de compuestos organohalogenados. Ello es

técnicamente posible, y los resultados obtenidos mediante procesos mixtos, en los que se

combina el uso de derivados clorados con otros agentes blanqueantes (por ejemplo el agua

oxigenada), ofrecen las mejores prestaciones en calidad, precio y preservación del medio

ambiente.

La fabricación de PVC se ha convertido en la aplicación más importante del cloro. El PVC es el

plástico de mayor consumo. Presenta un análisis del ciclo de vida (ACV) muy favorable

respecto a otros materiales, es reciclable, inocuo e inerte. Su dependencia del petróleo (recurso

escaso) es la menor de todos los plásticos comerciales, pues éstos dependen en un 100 % del

mismo y la molécula del PVC depende sólo en un 43 %, el resto procede de la sal común (recurso

inagotable). Las formulaciones de PVC utilizadas en la fabricación de envases y embalajes

alimentarios, así como de material sanitario, contienen aditivos regulados y aceptados por las

autoridades sanitarias de todo el mundo.

 Las emisiones de las plantas de PVC han disminuido de forma progresiva y las cantidades

subsistentes no son tema de inquietud desde el punto de vista de la protección del hombre y

del medio ambiente. 

 El cloro, como otros elementos, tiene ciertos riesgos que la industria asume y actúa

consecuentemente, reduciéndolos al mínimo. Pero también proporciona beneficios. El balance

riesgos/beneficios de la industria del cloro es claramente positivo:

20

Ing. Luis Valencia Ch.- Protege nuestra salud

- Protege los alimentos

- Proporciona bienestar y calidad de vida

- El impacto sobre el medio ambiente es mínimo

- Es una de las industrias que más se preocupa en seguridad

- Es necesario e insustituible en muchos casos

- Genera riqueza y empleo

La química del cloro es uno de los pilares para el "desarrollo sostenible" y, por lo tanto, es útil

y beneficiosa para la humanidad.

El Yodo puede encontrarse en el aire, el agua y el suelo de forma natural. Las fuentes más

importantes de yodo natural son los océanos. El yodo en el aire se puede combinar con partículas

de agua y precipitar en el agua o los suelos. El yodo en los suelos se combina con materia

orgánica y permanece en el mismo sitio por mucho tiempo. Las plantas que crecen en estos

suelos pueden absorber yodo. EL ganado y otros animales absorberán yodo cuando coman esas

plantas.

El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de manera natural durante

reacciones químicas en la atmósfera. La mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen

unas vidas medias muy cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. 

Sin embargo, hay una forma radioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y

que es seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde las

plantas de energía nuclear, donde se forma durante el procesamiento del uranio y el plutonio. Los

accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de grandes cantidades de yodo

radioactivo al aire. 

GRUPO DEL AZUFRE

1.- CARACTERÍSTICAS.-

Los elementos que forman este grupo son: el Oxígeno, Azufre, Selenio, Teluro y Polonio. Como

todos los grupos de elementos, las propiedades físicas del grupo del Azufre varían

progresivamente con el número atómico, mientras que las propiedades químicas son

prácticamente análogas.

Estos elementos llamados también Anfígenos tienen 6 electrones en el último nivel de energía y

cuando adquieren 2 electrones proporcionan los iones 0-2, S-2, Se-2, Te-2 y Po-2. Por compartición

de electrones se puede llegar a formar tres enlaces covalentes como máximo, con grado de

oxidación de +6 a excepción del oxígeno. Existe una gradación desde las propiedades no

metálicas del oxígeno y azufre hasta las débilmente metálicas del Selenio y Teluro, mostrando

este último una conductividad moderada a la corriente eléctrica. Del polonio no se tiene

abundante información sobre sus propiedades.

En las siguientes tablas se indican las propiedades físicas y químicas más importantes de este

grupo.

Propiedades físicas del grupo:

21

Ing. Luis Valencia Ch.

Elemento Temperatura de fusión (ºC)

Temperatura de ebullición (ºC) Densidad Estado físico y color

Oxígeno -218.4 -183 1.429 g/l Gas Azufre 112.8 444.6 2.O7 g/cc Sólido amarilloSelenio 22º 688 4.82 g/cc Sólido rojoTeluro 452 1390 6.25 g/cc Sólido blanco plateado

Propiedades químicas del grupo:

Elemento Configuración electrónica

Isótopos estables

peso atómico

Radio enlace(Aº) potencial deionización (V)

Electro-negatividadCovalente Iónico

Oxígeno 2-6 16,17,18 15.9994 0.74 1.35 13.61 3.6Azufre 2-8-6 32,33,34 32.064 1.04 1.84 10.36 2.5Selenio 2-8-18-6 74,76,77 78.96 1.17 1.98 9.75 2.4Teluro 2-8-18-18-6 120,122, 127.6 1.37 2.21 9.01 2.1

2.- HISTORIA

El Oxígeno fue descubierto por el científico inglés Priestley en 1.775. El oxígeno no se había

reconocido como elemento, hasta que Lavoisier en 1.781 dio a conocer las propiedades de este

gas y su papel en la combustión y en la respiración. Lo llamó oxígeno que significa “formador

de ácido”, pues se suponía que todos los ácidos contenían este elemento.

El Azufre se conoce desde los primeros tiempos de la Historia y se menciona en la Biblia y en los

documentos más remotos de los clásicos, con el nombre de “Piedra Ustoria” (piedra

inflamable). Se usaba en medicina y los vapores de su combustión fueron utilizados para

blanquear telas por los Griegos y Romanos. La palabra azufre se supone derivada de una

expresión sánscrita según la cual el cobre pierde su valor al combinarse con este elemento; esto

quiere decir que el azufre fue considerado como “enemigo del cobre”.

3.- ESTADO NATURAL

El Oxígeno es uno de los elementos más esparcido y abundante de la naturaleza. Al estado libre

se encuentra en el aire en una proporción del 21% en volumen ó 23% en peso, en realidad es la

única fuente importante de este elemento. Al estado combinado, forma una gran variedad de

compuestos de los que el agua es probablemente es el más común e importante, contiene casi el

89% de oxígeno, y en un 65% se encuentra en el cuerpo humano. Entra en la composición de un

gran número de compuestos minerales y orgánicos.

El Azufre se halla muy difundido en la naturaleza. Al estado libre, existe en las regiones

volcánicas mezclado con rocas y otras impurezas, también se encuentra en las regiones no

volcánicas. Pero abunda más al estado combinado formando diferentes compuestos, como ser

sulfuros y sulfatos: Galena (PbS), Blenda (ZnS), Pirita (FeS2), Estibina (Sb2S3), Yeso

(CaSO4.2H2O), Baritina (BaSO4), etc.

El azufre también forma parte de muchas sustancias orgánicas de origen animal y vegetal, como

aceites de ajo y de mostaza, los huevos, las proteínas, etc.

4.- PROPIEDADES FÍSICAS

22

Ing. Luis Valencia Ch.El Oxígeno hierve a –183oC y funde a –218,4oC. En las condiciones ambiente de presión y

temperatura es un gas incoloro, inodoro e insípido. El oxígeno es 1,1 veces más pesado que el

aire, es ligeramente soluble en agua, así 5 volúmenes de oxígeno se disuelven en 100 volúmenes

de agua en condiciones normales. El oxígeno líquido tiene un color azulado y posee propiedades

magnéticas.

El Azufre puede presentarse en dos formas sólidas: Rómbico y Monoclínico; y en 3 variedades

líquidas: S (azufre lambda), S (azufre pi) y S (azufre mu), y también se encuentra en estado de

vapor. Todas las modificaciones sólidas y líquidas del azufre son formas alotrópicas del

elemento.

Azufre Rómbico.- Se conoce también como S (azufre alfa). Es la única forma estable de azufre

a temperatura por debajo de 95,5oC. Todas las demás formas se transforman en esta variedad si se

abandonan por algún tiempo en las condiciones ordinarias.

El azufre rómbico es un sólido cristalino amarillo que tiene una densidad de 2 gr/cm3 y funde a

112,8oC. Entre 95,5oC y 112,8oC pasa a la variedad de azufre monoclínico. El azufre rómbico es

insoluble en agua; difícilmente soluble en alcohol y en éter, es más soluble en ciertos aceites y

muy soluble en sulfuro de carbono. Cristales perfectos de azufre rómbico pueden obtenerse por

evaporación lenta de una disolución de azufre en sulfuro de carbono a temperatura ambiente.

Azufre Monoclínico.- Se conoce también como S (azufre beta). Esta forma de azufre se obtiene

cuando se deja enfriar poco a poco el azufre fundido. La densidad de esta variedad de azufre es

1,957 gr/cm3, funde a 119oC y es soluble en sulfuro de carbono. Cuando el azufre monoclínico se

deja a temperatura ordinaria, los cristales transparentes de azufre monoclínico se vuelven opacos

al pasar a la variedad de azufre rómbico convirtiéndose en agregados en forma de agujas de

cristales microscópicos de azufre rómbico. La temperatura de 95,5oC a la que el azufre rómbico y

el azufre monoclínico están en equilibrio se llama temperatura de transición.

Formas líquidas del azufre.- Cuando el azufre se calienta justamente por encima de su

temperatura de fusión, se forma un líquido muy fluido de color amarillo pálido, pero si la

temperatura va aumentando el color oscurece disminuyendo su fluidez. El azufre líquido contiene

3 clases de moléculas: S (S8), S (S4) y S (fórmula indeterminada). Las 3 formas líquidas son

interconvertibles y su proporción en el azufre fundido depende de la temperatura. A 160oC existe

un 89,2 % de S , un 6,7 % de S y un 4,1 % de S .

Si a temperaturas próximas a su punto de ebullición se enfría rápidamente el azufre fundido

vertiéndolo en agua fría, se forma una masa elástica gomosa, que se denomina azufre plástico, y

que está constituida por una mezcla en equilibrio de S y S.

Vapor de azufre.- La densidad de vapor de azufre a temperaturas muy poco superiores a la

temperatura de ebullición muestra que sus moléculas tienen la fórmula S8.

Si la temperatura aumenta, la densidad disminuye hasta que a unos 1000oC, las moléculas

corresponden a la estructura S2; nada se sabe respecto a la manera según la cual se disocian las

23

Ing. Luis Valencia Ch.moléculas de S8 en moléculas diatómicas. A temperaturas mucho más elevadas estas moléculas se

van disociando en átomos; a 2000oC un 45 % de las moléculas de S2 están disociadas.

2000ºC

S2 ⇄ 2S

La serie completa de cambios que experimenta el azufre al calentarlo puede representarse como

sigue:

96ºC 119,3ºC (119,3ºC.-444,6ºC) 444,6ºC 1000ºC 2000ºCSrómbico ⇄ Smonoclínico ⇄ Sλ ⇄ Sμ ⇄ S8 ⇄ S2 ⇄ S

5.- PROPIEDADES QUÍMICAS

En condiciones ordinarias, el Oxígeno es moderadamente reactivo como lo prueba su presencia

en el aire. A temperaturas elevadas, se convierte en un elemento más reactivo y se combina

directamente con la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos dando óxidos. Solamente

unos pocos elementos, los gases nobles no se combinan con el oxígeno.

No todos los elementos reaccionan con el oxígeno con igual facilidad o actividad, también

muchos metales que reaccionan lentamente con el oxígeno del aire, arden en oxígeno puro. Se

tienen las reacciones siguientes:

S + O2 → SO2

P4 + O2 → 2P2O5

4Na + O2 → 2 Na2O2Mg + O2 → 2MgO

El Oxígeno reacciona con muchos compuestos, particularmente con aquellos que están formados

por carbono e hidrógeno ó por carbono, hidrógeno y oxígeno. Esta propiedad es base de la

aplicación del carbón, madera, aceites, gas natural como combustibles.

2C4H10 + 13 O2 → 8CO2↑ + 10H2O + calor

C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2↑ + 3 H2O + calor

El Oxígeno, agente de la combustión es el comburente y el cuerpo que se une con él es el

combustible.

El Azufre tiene 6 electrones en el nivel exterior y se hallan como dos pares de electrones y dos

electrones sencillos. Cada uno de los dos pares sirve para formar covalencias coordenadas (ej:

H2SO4) en los cuales el azufre actúa como donante. Los otros 2 electrones sencillos sirven para

formar covalencias sencillas con otros átomos que también tengan electrones impares. El átomo

de azufre puede ganar solamente 2 electrones adicionales para alcanzar la estructura electrónica

del elemento inerte que le sigue.

La máxima y principal valencia iónica del azufre es –2. El azufre tiene un potencial de ionización

relativamente elevado (10,36 ev), esto significa que es improbable retirarle electrones del átomo

neutro para formar iones positivos. El azufre puede presentar diferentes estados de oxidación,

entre los cuales los más importantes son –2, +4 y +6.

24

Ing. Luis Valencia Ch.Se combina directamente con todos los elementos, con excepción de los gases nobles y unos

pocos metales, como el oro y el platino. Con otros metales como del Fe, Cu, Zn y Al, la reacción

se acelera al elevar la temperatura.

Estas reacciones son altamente exotérmicas y el calor desprendido es por lo general suficiente

para llevar la mezcla a incandescencia. Los productos son sulfuros:

Fe + S → FeS + calor

2Cu + S → Cu2S + calor

Se combina directamente con varios no-metales. Con el oxígeno es la reacción tal vez la más

importante; la combustión ordinaria del azufre en el aire u oxígeno produce el dióxido de azufre.

S + O2 → SO2↑ + calor

6.- OBTENCIÓN

(A) En laboratorio.- El Oxígeno puede obtener por los siguientes métodos:

Por acción del agua sobre la oxilita (Na2O2).- Se debe poner el agua en contacto con la oxilita,

obteniéndose el oxígeno y además el hidróxido de sodio.

2 Na2O2 + 2 H2O → 4 NaOH + O2↑

Por descomposición del clorato de potasio (KClO3).- Para esta obtención se debe usar dióxido

de manganeso (MnO2) como catalizador. El clorato de potasio por la acción del calor se

descompone en cloruro de potasio y Oxígeno.

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2↑

Sin el MnO2 esta reacción ocurre de 368oC a 400oC, pero con el MnO2 se realiza a temperaturas

más bajas.

Se aprovecha esto, porque algunos compuestos que tienen oxígeno lo desprenden al calentarse,

como en las siguientes reacciones:

2 HgO → 2 Hg + O2↑

3 MnO2 → Mn3O4 + O2↑

3 PbO2 → Pb3O4 + O2↑

Por electrólisis.- Por el paso de la corriente eléctrica, el oxígeno se desprende en el ánodo y el

hidrógeno en el cátodo, previamente se debe acidular el agua con ácido sulfúrico.

H2SO4 → 2 H+ + SO4=

2 H+ → H2↑ (en el cátodo)

2 SO4= + 2 H2O → 2 H2SO4 + 2 O-2

2 O-2 → O2↑ (en el ánodo)

25

Ing. Luis Valencia Ch.El Azufre que se encuentra en el comercio proviene del azufre nativo, ya sea de yacimientos

“superficiales” o “profundos”. Cuando las condiciones de extracción lo permiten, como ocurre en

los primeros depósitos, la mezcla que contiene azufre se lleva a un sitio donde pueda calentarse

para fundirlo, el azufre líquido se deja escapar para que enfríe y solidifique. Este proceso tan

sencillo produce azufre de 95 a 99 % de pureza, que es apropiado para el uso sin posterior

purificación. Existen varios métodos para la preparación del azufre, sólo se mencionará el actual:

Método de Frasch.- Este método fue ideado por Hermann Frasch; el cual permite atravesar

estratos de rocas durísimas hasta donde se encuentran los yacimientos de azufre bastante puro. Se

excava como para los pozos de petróleo, un agujero de unos 25 cm. de diámetro, revestido por un

tubo de hierro que llega hasta la roca donde se halla el azufre. A través de los dos tubos exteriores

se introduce agua bajo presión y sobrecalentada a 170oC, hasta el depósito donde funde el azufre

que se acumula en un charco en el fondo del estrato. Cuando ha pasado el tiempo suficiente para

que se funda una cierta cantidad de azufre, se introduce aire caliente por el tubo interior. El aire

forma una especie de espuma con el azufre fundido y esta espuma es obligada a subir hacia la

superficie por medio del tubo intermedio. El azufre es extraído por medio de una bomba, el

producto obtenido tiene una pureza del 99 %.

PURIFICACIÓN DEL AZUFRE

La purificación del azufre se realiza por el proceso de destilación (aparato de Laming), los

vapores de azufre van a condensarse en unos cuartos grandes. Los primeros vapores que se

condensan al contacto de las paredes frías forman un polvo fino, llamado flor de azufre, si la

destilación es muy activa o superior a 113oC las paredes se calientan mucho y el azufre líquido

corre a los lados de ellas y se reúne en un plano inclinado, de ahí cae a unos moldes de madera

rodeados de agua fría, en los cuales se solidifica en barras.

GRUPO DEL NITRÓGENO

1.- CARACTERÍSTICAS

Los elementos de este grupo son: Nitrógeno, Fósforo, Arsénico, Antimonio y Bismuto. Cada

uno de los átomos que constituyen el grupo tienen 5 electrones en el último nivel de energía. La

tendencia a adquirir el estado de oxidación de –3 es muy pronunciada en el caso del Nitrógeno y

el Fósforo, pero lo es menos en los elementos más metálicos como el arsénico, Antimonio y

Bismuto. También tienden a existir en los estados de oxidación de +3 y +5 particularmente en los

compuestos formados con los halógenos y en iones complejos tales como NO3- y AsO4

-3.

El radio del enlace covalente de los átomos del grupo, se incrementa progresivamente desde el

Nitrógeno al Bismuto, lo cual significa que sus propiedades metálicas también se incrementan de

la misma manera. Los óxidos del Nitrógeno son, por lo tanto, los más fuertes del grupo, mientras

que el Antimonio forma un compuesto que más parece una base que un ácido.

26

Ing. Luis Valencia Ch.Las propiedades físicas del grupo son:

Elemento Temperatura de fusión (ºC)

Temperatura de ebullición (ºC) Densidad Color y estado físico

Nitrógeno -209.9 -195.8 1.25 gr/lt Gas incoloroFósforo (blanco) 44.1 280 1.82 gr/cc Sólido amarilloArsénico 814 Sublima 5.73 gr/cc Cristales grisesAntimonio 631 1380 6.58 gr/cc Sólido blanco plateadoBismuto 271 1560 9.80 gr/cc Sólido blanco plateado

Las propiedades químicas del grupo son:

Elemento Configuración electrónica

Isótopos estables

Peso atómico

Radio Aº Potencial de ionización

(V)

Electrone-gatividadEnlace

covalenteEnlace

iónico (+5)Nitrógeno 2-5 14 -15 14.007 0.74 - 14.54 3.0Fósforo 2-8-5 31 30.974 1.10 0.36 10.55 2.1Arsénico 2-8-18-5 75 74.922 1.21 0.46 9.81 2.0Antimonio 2-8-18-18-5 121 - 123 121.750 1.41 0.63 8.64 1.9Bismuto 2-8-18-32-18-5 209 208.980 1.52 0.75 7.29 1.9

2.- HISTORIA

El Nitrógeno fue reconocido como sustancia independiente o elemento en 1.772 por Rutherford,

quien demostró que era incapaz de sostener la vida, ni la combustión; fue separado del oxígeno

del aire atmosférico. Lavoisier lo denominó aire mefítico y más tarde azoe (sin vida). Chaptal

en 1.823, propuso el nombre de Nitrógeno, debido a la presencia de este elemento en el Nitro

(salitre, KNO3) sustancia muy conocida.

El Fósforo fue descubierto en 1.669 por Brand, quien al buscar la piedra filosofal, destiló una

mezcla de arena y orina evaporada, y obtuvo un cuerpo que tenía la propiedad de lucir en la

oscuridad. Le llamaron “fósforo de Brand”, para distinguirlo de otras materiales luminosos

denominados también fósforo. En 1.771 Scheele lo produjo de huesos calcinados. Más tarde, la

palabra fósforo se reservó para designar esta sustancia, cuando Lavoisier demostró que era un

elemento e investigó algunos de los productos formados al quemarla en el aire.

El Arsénico fue aislado en tiempo de los alquimistas. Por aleación con el Cobre da un producto

parecido a la Plata, proceso que se hizo creer a los alquimistas en la conversión del cobre en

plata. Durante la edad media, en que la administración de venenos se consideraba como una de

las “bellas artes”, fue utilizado el arsénico blanco (anhídrido arsénico).

El Antimonio metálico se encuentra en algunas vasijas ornamentadas usadas por los Caldeos, a

quienes debemos la Astrología, madre de la Ciencia de la Astronomía, y los principios de la

Alquimia.

El Bismuto metálico y alguno de sus compuestos eran conocidos en el siglo XIV. La primera

descripción clara de las propiedades características del bismuto fue la de Pott en 1739. La

palabra bismuto parece derivarse del alemán Weissmuth que significa “materia blanca”.

27

Ing. Luis Valencia Ch.3.- ESTADO NATURAL

El Nitrógeno existe libre en el aire atmosférico constituyendo el 78 % en volumen (o un 75,6 %

en peso). Al estado combinado se encuentra formando los siguientes compuestos principalmente:

Salitre, KNO3; Nitro de Chile, NaNO3; Amoníaco, NH3; etc.

El Fósforo debido a su marcada actividad no se encuentra libre. Pero se encuentra

abundantemente distribuido al estado combinado formando fosfatos, como ser: la Fosforita,

Ca3(PO4)2, el Apatito,Ca5F(PO4)2, etc.

El fósforo también se encuentra en forma de complejos fosforados orgánicos en los nervios, los

músculos y el cerebro, y como fosfato de calcio en un 30% en los huesos y dientes. Los alimentos

tales como la leche, la yema del huevo, las nueces y el trigo integral son ricos en fósforo.

El Arsénico se encuentra libre en la naturaleza y también existe al estado combinado formando

diversos minerales; entre los principales se tienen: el Rejalgar, As2S2; Oropimente, As2O3; la

Cobaltina,CoAsS, etc.

El Antimonio se encuentra a veces en estado libre. Pero se encuentra más al estado combinado;

siendo el principal mineral el sulfuro de antimonio, Sb2S3, llamado estibina; mineral de color

negro, cristalino, llamado también antimonita.

4.- PROPIEDADES FÍSICAS

El Nitrógeno en condiciones ordinarias es un gas incoloro, inodoro e insípido. Solidificado funde

a –209,9oC y licuado hierve a –195,8oC bajo presión normal. Es más liviano que el oxigeno y

casi tan denso como el aire ya que un litro pesa 1,2506 gramos (1 litro de aire pesa 1,2929

gramos en condiciones normales). Su temperatura crítica es –147,1oC y su presión crítica es 33,5

atm. Estas constantes críticas son muy importantes en la preparación comercial del Nitrógeno a

partir del aire líquido. Evidentemente, el Nitrógeno no puede ser licuado a temperaturas

corrientes mediante la aplicación de la presión. Es sólo ligeramente soluble en agua, así 1 litro de

agua disuelve 1,5 cm3 de Nitrógeno.

El Fósforo se presenta en varias modificaciones alotrópicas, muy diferentes en sus propiedades

físicas y químicas:

Fósforo blanco.- Es una sustancia sólida, traslúcida, parecida a la cera, que se obtiene

condensando vapores de fósforo. Funde a 44oC y hierve a 280oC. Es fosforescente en la oscuridad

debido a una oxidación lenta. En el aire húmedo puede inflamarse a 30oC, mientras que en el aire

seco se requiere una mayor temperatura. Por ser tan inflamable debe guardarse bajo agua, a fin de

evitar su oxidación y su combustión espontánea. La temperatura de inflamación del fósforo

blanco es tan baja que el calor del cuerpo basta para elevarla por encima de ella, por lo que nunca

debe tocarse con los dedos, a no ser debajo del agua, por tanto debe manipularse con pinza.

El fósforo blanco se disuelve fácilmente en sulfuro de carbono, esencia de trementina, aceites

vegetales y éter. De la disolución de sulfuro de carbono puede cristalizar en forma octaédrica

(cristales incoloros). Es prácticamente insoluble en agua. Los vapores de fósforo sólido como del

líquido, son venenos peligrosos.

28

Ing. Luis Valencia Ch.Fósforo rojo.- El fósforo rojo es más estable y menos reactivo que el fósforo blanco. Se puede

cambiar a vapor sin fundirlo, es decir, sublima. No tiene sabor, olor ni fosforescencia, es

prácticamente insoluble en sulfuro de carbono y tiene una toxicidad menor que la variedad

blanca. El fósforo rojo es un polvo rojo consistente en cristales pequeños y alguna otra

modificación. Se obtiene calentando fósforo blanco a 250oC en un recipiente de hierro del que se

ha eliminado el aire. Esta transformación es exotérmica y se cataliza por la presencia de una

pequeña cantidad de yodo. También se convierte el fósforo blanco en la variedad roja cuando se

expone a la luz solar, aunque este cambio es lento, se produce en tal extensión que es necesario

guardarlo en un sitio oscuro si se quiere conservarlo por algún tiempo.

La temperatura de fusión del fósforo blanco y el fósforo rojo son sorprendentemente diferentes.

El fósforo blanco funde a 44oC y el rojo a 590oC a 43 atmósferas.

Entre otras variedades de fósforo, se tienen el fósforo violeta y el fósforo metálico.

El Arsénico es un sólido quebradizo, cristalino, de color gris de acero. Sublima fácilmente,

formando vapores amarillos tóxicos de olor oliáceo. Solamente puede fundirse a presión a 36

atm., funde a 814oC. La densidad del vapor a 644oC corresponde a la fórmula As4; a 1700oC la

fórmula es As2. Análogamente al fósforo, el arsénico existe en tres formas o variedades

alotrópicas: la gris cristalina, la negra amorfa y la amarilla cristalina. Unicamente la

modificación gris cristalina es estable en condiciones ordinarias, cuya densidad es de 5,7 gr/cm3.

El Antimonio es un sólido blanco, de brillo metálico, es duro y quebradizo. Su densidad es de

6,62 gr/cm3, funde a 630oC. Una propiedad característica es la de dilatarse al solidificarse y

cristaliza en romboedros. Es mal conductor del calor y la electricidad.

El Bismuto es un cuerpo sólido de color blanco rosado, de aspecto metálico, quebradizo; funde a

271oC, fundido cristaliza en romboedros gruesos si se enfría lentamente. Al pasar del estado

líquido al sólido se dilata algo.

5.- PROPIEDADES QUÍMICAS

El Nitrógeno por su inactividad química, explica porqué es tan abundante en la atmósfera. A

temperaturas elevadas se vuelve mucho más activo y se combina con los metales para formar

nitruros tales como el Ca3N2 y el AlN. Es inactivo a bajas temperaturas, debido a la extrema

estabilidad de la molécula de Nitrógeno:

N2 + 225.000 cal ⇄ 2 N

Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas de nitrógeno, N2, deben ser muy

fuertes puesto que el calor de disociación de la molécula es 225.000 calorías, es el más alto de las

moléculas diatómicas. El alto calor de disociación viene del triple enlace covalente en la

molécula de N2:

N:::N

Que desde luego debe ser roto para formar nitrógeno atómico. Se conocen compuestos de

nitrógeno en que éste tiene estados de oxidación de +5, +4, +3, +2, +1, -1, -2, -3.

29

Ing. Luis Valencia Ch.El nitrógeno no es comburente ni combustible. Es poco activo, a temperaturas elevadas se

combina con los metales para formar nitruros, como los siguientes: K3N, Ca3N2, BiN. BN, Li3N.

A temperatura más alta se combina con el carburo de calcio (CaC2) dando cianamida:

N2 + CaC2 → CN2Ca + C

Bajo la influencia de la chispa eléctrica se combina con el hidrógeno para dar amoniaco, NH3.

Con el oxígeno da el peróxido de nitrógeno, NO2.

Con los haluros da cloruros, bromuros, yoduros. No es conveniente para la respiración.

El Fósforo blanco está formado por moléculas tetratómicas, P4, mientras que en todas las otras

formas de fósforo sólido los átomos de los cristales están entrelazados unos con otros formando

una molécula gigante.

El fósforo gaseoso puede existir como P4 ó P2, dependiendo de la temperatura:

P4 P2

El fósforo blanco es un elemento sumamente activo, que se combina directamente con la mayoría

de los elementos. Cuando el fósforo húmedo se deja oxidar lentamente en el aire, produce ozono

y ácidos fosforoso y fosfórico; durante esta oxidación emite una luz tenue (fosforescencia); en el

aire perfectamente seco no hay fosforescencia. Se cree que la fosforescencia del fósforo blanco es

debido a su oxidación lenta con formación de P2O3; la energía de la reacción aparece en parte

como energía radiante. El fósforo blanco arde en oxígeno con llama blanca brillante, formando

nubes de P2O5, pentóxido de fósforo sólido. En oxígeno o aire húmedos la nube forma una niebla

de gotas diminutas de ácido fosfórico, que flota en la atmósfera.

El fósforo rojo es menos activo que el blanco, pero los productos de su reacción con oxígeno y

cloro son los mismos.

Se prefiere el fósforo rojo en muchas reacciones, a causa de la facilidad con que se maneja y

controla. El fósforo se combina directamente con el oxígeno, azufre, halógenos y varios

elementos no metálicos. Con los metales forma fosfuros.

P4 + 6Cl2 → 4PCl3

P4 + 10Cl2 → 4PCl5

PCl3 + 3H2O → 3HCl + H3PO3

PCl3 + 4H2O → 5HCl + H3PO4

Sólo dos óxidos de fósforo son comercialmente importantes, el trióxido de fósforo, P4O6 y el

pentóxido, P4O10; frecuentemente formulados como P2O3 y P2O5. Sin embargo, hay evidencia

experimental de que las moléculas de los óxidos existen como P4O6 y P4O10. Ambos son sólidos

blancos.

P4 + 3 O2 → P4O6

P4 + 5 O2 → P4O10

P4O6 + 2 H2O → 4 HPO2

P4O6 + 4 H2O → 2 H4P2O5

P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3

Los ácidos fosforosos son buenos agentes reductores, debido a que el fósforo puede pasar a un

estado de oxidación más alto.

30

Ing. Luis Valencia Ch.El ácido fosfórico, H3PO4, es el más estable de los ácidos del fósforo. Se obtiene comercialmente

tratando Ca3(PO4)2 con H2SO4 concentrado y separando el precipitado de CaSO4.

Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 3 CaSO4 + 2 H3PO4

El fósforo se combina con el hidrógeno para formar la fosfina PH3, compuesto similar en su

estructura al NH3. La fosfina es un gas incoloro y venenoso, con un olor desagradable y

propiedades químicas similares a las del NH3.

El Arsénico es relativamente inerte a temperaturas ordinarias, pero calentado al aire arde con

llama azulada, produciendo nubes blancas de trióxido de arsénico sólido As2O3. No desplaza al

hidrógeno de los ácidos, pero el ácido nítrico y otros oxidantes enérgicos lo oxidan al igual que el

fósforo y forma ácido arsénico H3AsO4. Se combina con los halógenos, con el azufre y con

muchos metales.

Los ácidos de arsénico se relacionan con el óxido arsenioso, de fórmula As4O6 y el óxido

arsénico, As4O10. Aunque éstas parecen ser las fórmulas correctas, se suelen escribir como As2O3

y As2O5, con los correspondientes nombres de trióxido y pentóxido.

El trióxido de arsénico o arsénico blanco, As4O6, es un sólido blanco a la temperatura

ambiente. Sublima cuando se calienta; usualmente se forma cuando se calcinan los minerales que

contienen arsénico. En realidad, puede considerarse la materia prima comercial de la cual se

preparan todos los demás compuestos de arsénico. El óxido es difícilmente soluble en agua, pero

se disuelve en soluciones ácidas o básicas. Según la hidratación, se forman los ácidos meta y

ortoarsenioso (también hay un piroácido).

As4O6 + 2 H2O → 4 HAsO2

As4O6 + 6 H2O → 4 H3AsO3

El óxido arsénico As4O10 no puede obtenerse por unión directa de los dos elementos, sino por

deshidratación del ácido arsénico al oxidar el óxido arsenioso:

4 H3AsO4 → As4O10 + 6 H2O

El óxido arsénico es el anhídrido de una serie de ácidos arsénicos que tienen fórmulas similares

a los fosfóricos: HAsO3, H4As2O7 y H3AsO4.

Estos ácidos son más conocidos en forma de sus sales, los arseniatos; como el arseniato de

calcio, Ca3(AsO4)2; el arseniato de plomo, Pb3(AsO4)2.

Todos los compuestos inorgánicos de arsénico son tóxicos, especialmente los solubles.

El Antimonio es inalterable al aire a temperatura ordinaria; a la temperatura del rojo da un sólido

volátil, el trióxido de antimonio, Sb2O3. El elemento se combina directamente con los halógenos

y con el azufre. Arde en cloro seco dando el el pentacloruro de antimonio, SbCl5.

Se combina con el azufre dando el sulfuro de antimonio Sb2S3. El H2SO4 concentrado y caliente

disuelve el antimonio dando el sulfato de antimonio, Sb2(SO4)3. El HNO3 oxida al antimonio,

dando trióxido de antimonio, Sb2O3.

31

Ing. Luis Valencia Ch.Al aumentar su estado de oxidación, el antimonio muestra su carácter no metálico; como

antimonio trivalente actúa como metal en compuestos como tricloruro de antimonio SbCl3 y

como no metal en el antimonito sódico, NaSbO2; el antimonio pentavalente muestra solamente

propiedades no metálicas. Los compuestos solubles de antimonio son tóxicos.

Entre los compuestos de antimonio se tienen: la estibina SbH3, puede preparase por la acción del

HCl sobre un antimoniuro:

Zn3Sb2 + 6 HCl → 3 ZnCl2 + 2 SbH3↑

El SbH3 es un gas incoloro, venenoso y más inestable que la arsenamina, AsH3. Se conocen tres

óxidos de antimonio: Sb2O3, Sb2O4 y Sb2O5, el trióxido de antimonio, es un polvo blanco que

sublima a más de 1500oC. La densidad de su vapor corresponde a la fórmula Sb4O6, se obtiene por

la acción del ácido nítrico concentrado sobre el metal antimonio o quemando el antimonio en el

aire. Aunque en él predomina el carácter básico, se disuelve también en los álcalis para formar

antimonitos, tal como el antimonito sódico, NaSbO2.

El pentóxido de antimonio, Sb2O5, es un polvo amarillo, obtenido calentando ácido antimónico,

H3SbO4. Es sumamente insoluble; sin embargo, humedecido con agua la masa enrojece el papel

tornasol azul, lo que demuestra el carácter ácido de este óxido.

Los haluros de antimonio, se obtienen por unión directa de los elementos. Son el tricloruro de

antimonio, SbCl3; el pentacloruro de antimonio, SbCl5; el tribromuro, SbBr3; el triyoduro SbI3; el

trifloruro SbF3 y el pentafloruro SbF5.

El Bismuto se altera fácilmente al aire. Arde a temperatura elevada dando Bi2O3; se combina con

el cloro, el bromo y el yodo. El ácido sulfúrico lo disuelve en caliente. El ácido nítrico reacciona

con energía dando el nitrato de bismuto, Bi(NO3)3.

Existe un hidruro de bismuto, la bismutina BiH3, inestable. El trióxido de bismuto, Sb2O3, que

es el más conocido, se obtiene por unión directa del metal con el oxígeno o calcinando el nitrato;

es un polvo amarillo, de carácter débilmente básico, que se disuelve en los ácidos para formar las

sales correspondientes; como el cloruro de bismuto BiCl3·2H2O; el nitrato de bismuto

Bi(NO3)3·5H2O y el sulfato de bismuto Bi2(SO4)3.

El sulfuro de bismuto, Bi2S3, se obtiene como precipitado negro parduzco, haciendo actuar

sulfuro de hidrógeno sobre disoluciones de bismuto. Es insoluble en sulfuro sódico o sulfuro

amónico.

6.- PREPARACIÓN

El Nitrógeno se obtiene separando el oxígeno del aire por medio del fósforo o el cobre:

Por el fósforo.- Debajo de una campana que descansa sobre una cubeta de agua, se coloca sobre

un tapón de corcho, una capsulita que contenga un trocito de fósforo. Este se enciende; se

producen vapores blancos de anhídrido fosfórico que se disuelven en el agua y queda el

nitrógeno.

N2 + 5 O2 + P4 → 2 P2O5 + N2↑

aire

32

Ing. Luis Valencia Ch.P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4

Por el cobre.- Se hace pasar una corriente de aire sobre un tubo que contenga limaduras de cobre

calentadas al rojo; el cobre se oxida y el nitrógeno se recoge en una probeta:

N2 + O2 + 2 Cu → 2 CuO + N2↑

aire

A partir del nitrito de amonio.- Se obtiene nitrógeno puro calentando en una retorta una

solución de nitrito de amonio, el gas se recoge por desplazamiento del agua en una probeta

invertida.

NH4NO2 2 H2O + N2↑

En caso de no contarse con NH4NO2 se reemplaza por las soluciones de NaNO2 y NH4Cl para

previamente obtener el NH4NO2 y luego descomponerlo éste por el calor para obtener nitrógeno:

NaNO2 + NH4Cl → NaCl + NH4NO2

NH4NO2 2 H2O + N2↑

El Fósforo se obtiene comercialmente calentando una mezcla de fosforita, Ca3(PO4)2; arena, SiO2,

y Coque C, en un horno eléctrico. La reacción ocurre en dos etapas, reaccionando primero la

fosforita y la arena para formar pentóxido de fósforo, P4O10.

2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 → 6 CaSiO3 + P4O10

El pentóxido de fósforo es reducido a fósforo por el coque:

P4O10 + 10 C → 10 CO↑ + P4↑

A la alta temperatura que se puede alcanzar en un horno eléctrico, el fósforo es liberado en forma

de vapor que se condensa a sólido.

El Arsénico se obtiene de la metalurgia del cobre y de otros metales. Muchos sulfuros minerales

se someten a tostación para quitarles el azufre como SO2 y forman el óxido del metal respectivo.

Cuando hay sulfuros de arsénico, se forma óxido el arsenioso As2O3, que se separa de los gases

que escapan en forma de polvo blanco.

Para obtener el elemento se calienta una mezcla de As2O3 y carbón vegetal pulverizado en una

retorta provista de una tapa cónica de hierro, en la que se condensan los vapores de arsénico.

4CoAsS + 9O2 → 4CoO + 4SO2↑ + As4O6

As4S6 + 9O2 → As4O6 + 6SO2↑As4O6 + 6C → 6CO↑ + As4↑ óAs2O3 + 3C → 2As↑ + 3CO↑

El metal Antimonio puede obtenerse directamente calentando el sulfuro de antimonio con hierro:

Sb2S3 + 3 Fe → 2 Sb + 3 FeS

El sulfuro ferroso fundido flota en el antimonio líquido, y los productos se separan fácilmente.

Otra forma de obtener, es tostando la estibina, Sb2S3, en el aire para quitarle el azufre, y el óxido

blanco se reduce después con carbón:

Sb2S3 + 5O2 → Sb2O4 + 3SO2↑

33

Ing. Luis Valencia Ch.Sb2O4 + 4C → 2Sb + 4CO↑

Durante el proceso de tostación, algo de Sb2O3 se recoge en la chimenea, pero el producto más

importante es el Sb2O4.

El metal crudo se refina fundiéndolo con un poco de nitrato potásico para oxidar el arsénico, el

plomo, el azufre, etc. que pueden acompañarlo.

La obtención del Bismuto depende de su origen. Si se trata de metal libre, la mena se calienta en

un horno inclinado, el bismuto funde a 217oC y fluye a la base del horno (proceso de

segregación)

Las menas que contienen óxido, sulfuro y telururo, asociados a impurezas como compuestos de

otros metales, primero se tuestan y luego se reducen con carbón en un horno.

La refinación del metal bismuto, se realiza en una serie de etapas hasta obtener bismuto puro.

GRUPO DEL CARBONO

1.- CARACTERISTICAS

Los elementos de este grupo son: Carbono, Silicio, Germanio, Estaño y Plomo. Cada uno de los

cuales tiene 4 electrones en el último nivel de energía. Es decir, estos elementos se encuentran en

medio de los elementos fuertemente electropositivos de los grupos IA, IIA y IIIA; y los

elementos fuertemente electronegativos de los grupos VA, VIA y VIIA. Por tanto, se espera que

estos elementos ganen o pierdan 4 electrones cuando entran en combinación química con otros

elementos.

En realidad los elementos del grupo IVA muestran poca tendencia a formar iones del tipo X -4 y

X+4. Los elementos del grupo de comportamiento más ácido, Carbono y Silicio, forman

compuestos covalentes en todos sus estados de oxidación, mientras que los elementos de

comportamiento más básico, Germanio, Estaño y Plomo, forman compuestos covalentes en el

estado de oxidación +4. El enlace iónico predomina en el estado de oxidación de +2 para

Germanio, Estaño y Plomo.

La distribución electrónica en la penúltima capa en el Germanio, Estaño y Plomo contiene 18

electrones, mientras que en el Silicio contiene 8 electrones y 2 electrones en el Carbono. Esta

distribución influye en los 4 electrones de la última capa de los tres primeros elementos.

Como en otros grupos de elementos, el radio del enlace covalente aumenta sucesivamente del

elementos más ligero al más pesado. El Carbono muestra claramente propiedades no-metálicas,

mientras que los restantes: Silicio, Germanio, Estaño y Plomo, van incrementando las

propiedades metálicas.

2.- HISTORIA

El Carbono se conoció desde la prehistoria en sus formas de carbón vegetal y negro de humo. La

variedad más preciosa de todas las formas de carbono, el diamante, se menciona en el Viejo

Testamento. el grafito se usó para escribir.

34

Ing. Luis Valencia Ch.En 1.704 Newton predijo que el diamante debía ser combustible y en 1.772 Lavoisier quemó un

diamante en oxígeno y demostró que se había formado anhídrido carbónico. En 1.797 Tenant

demostró que el diamante era carbono puro.

El Silicio deriva de la palabra latina silex, que significa pedernal, es una de las variedades de

dióxido de silicio, que fue de gran importancia en la fabricación de herramientas y armas. Davy

tenía la certidumbre de que la sílice no era un elemento, no consiguió descomponerla. En 1.823

Berzelius produjo silicio amorfo haciendo actuar tetrafloruro de silicio sobre potasio caliente. Al

lavar el producto con agua, obtuvo un polvo pardo, que era silicio amorfo. En 1.854 Henri

Sainte-Claire Deville preparó silicio cristalino por electrólisis de un cloruro impuro de sodio y

aluminio.

El Estaño era conocido desde épocas muy remotas de la historia, aunque durante mucho tiempo

se le consideró idéntico al plomo. Los romanos distinguieron el plomo del estaño, llamando al

primero plumbum nigrum y al segundo plumbum candidum.

El Plomo es uno de los metales más conocidos de la antigüedad. Se usaba para conducciones de

agua, y en la Edad Media como material de techado en las grandes catedrales. El símbolo, Pb,

deriva de la palabra plumbum.

3.- ESTADO NATURAL

El Carbono al estado libre se presenta en forma de carbón, diamante y grafito. Al estado

combinado, el carbono se encuentra en los gases naturales, aceites minerales, caliza, magnesita y

dolomita; y también en los animales y en las plantas.

El Silicio es el elemento más abundante en la corteza terrestre, después del oxígeno,

constituyendo más de la cuarta parte en peso de la misma. El silicio no existe libre en la

naturaleza; al estado combinado se encuentra como dióxido de silicio en varias formas de cuarzo:

cristal de roca, amatista, cuarzo ahumado, cuarzo rosa y cuarzo lechoso. La arena es en gran

parte dióxido de silicio (sílice). El ópalo es una variedad hidratada de cuarzo. La mayoría de las

rocas corrientes contienen silicio: el feldespato, KAlSi3O8; el asbesto, Mg3Ca(SiO3)4; la mica

KH2Al3(SiO4)3.

El Estaño y el Plomo no existen al estado libre en la naturaleza. Al estado combinado forman los

minerales: casiterita o piedra de estaño, SnO2, la cerusita PbCO3; la anglesita PbSO4; casi todo

el plomo que se comercializa se obtiene de la galena PbS. Junto con los minerales de plomo,

suelen estar presentes cantidades apreciables de Cu, Sb, As, Bi, Au y Ag, lo mismo que una

ganga formada por material silíceo.

4.- PROPIEDADES FÍSICAS

El Carbono existe en muchas modificaciones alotrópicas. Estas difieren considerablemente en

sus propiedades físicas. Así, hay dos formas cristalinas diferentes, el diamante y el grafito; ambas

se encuentran en la naturaleza y también son producidas artificialmente en cantidades

comerciales.

Muchas variedades de carbono tales como el carbón de leña, coque y carbón de piedra, se

describen a veces como carbono amorfo.

35

Ing. Luis Valencia Ch.Diamante.- Es la variedad natural más pura de carbono. Su densidad es aproximadamente 3,5

gr/cm3. Las mejores muestras son incoloras, pero también existen diamantes rojos, azules,

amarillos y negros. Siendo la estructura cristalina del diamante rígida, porque cada átomo queda

restringido para moverse por los cuatro enlaces simétricos de igual intensidad. Se debe destruir

muchos enlaces covalentes para romper un diamante, por eso es una de las sustancias más duras

que se conocen, no es un buen conductor de la electricidad.

Grafito.- Es un sólido negro, blando, suave y untuoso al tacto. Su densidad es 2,25 gr/cm3. Su

cristal es muy diferente al del diamante. En el grafito los átomos de carbono forman cristales

gigantescos laminares. Las láminas se colocan unas sobre otras formando capas. En cada capa,

los átomos de carbono se mantienen firmemente unidos formando estructuras hexagonales. Pero

no existen enlaces de covalencia entre los átomos de carbono de una capa y las de las capas de

encima o debajo, es decir, las capas pueden deslizarse unas sobre otras; mientras que grandes

fuerzas de covalencia mantienen unidos a los átomos en cada una de las capas. Así se explica que

sea untuoso al tacto y lubricante, siendo este último un uso muy importante; es un excelente

conductor de la electricidad, propiedad de la cual dependen muchos de sus empleos.

Se conocen otras muchas variedades de carbono, a parte del diamante y grafito, muchas de las

cuales existen en estado microcristalino y probablemente en alguna extensión como verdaderas

variedades de carbón amorfo. El carbón de madera se obtiene calentando madera dura con una

cantidad limitada de aire; el negro de humo se obtiene por combustión incompleta de productos

petrolíferos; el coque es un producto de la destilación del carbón de piedra; el carbón de huesos

se hace de huesos de animales y contiene un alto porcentaje de fosfato de calcio; el hollín se

obtiene quemando gas natural con una cantidad insuficiente de aire. Cuando ciertas variedades de

carbón vegetal en estado microcristalino son tratadas con vapor sobrecalentado, el producto

resultante es capaz de adsorber grandes volúmenes de gases. El carbón que posee la propiedad de

adsorción se llama carbón activado, que tiene bastante porosidad y por tanto, una mayor

superficie de adsorción.

El Silicio se encuentra en las siguientes variedades: el silicio amorfo es un polvo pardo, más

activo químicamente que el silicio cristalino. Se une con el flúor a temperaturas ordinarias, y con

el oxígeno, cloro, bromo, azufre, nitrógeno, carbono y boro a temperaturas progresivamente más

altas. Con ciertos metales, el silicio se combina formando siliciuros, por ejemplo, Mg2Si. El

silicio cristalino puede obtenerse en masas aciculares cristalizando el elemento de su disolución

en aluminio fundido. Los cristales son bastante duros para rayar el vidrio. Ambas clases de silicio

funden a unos 1.500oC.

El Estaño es un metal blanco argentífero, más blando que el zinc, pero más duro que el plomo. A

100oC es muy dúctil y maleable y puede ser transformado a hojas delgadas (papel de estaño). A

200oC se vuelve muy quebradizo y puede pulverizarse. Funde a 231,9oC y hierve a 2.270oC.

El estaño existe en tres variedades alotrópicas: el estaño rómbico, el estaño tetragonal que son

variedades cristalinas, y el estaño gris que es un polvo deleznable.

El Plomo es un metal de color blanco azulado y muy pesado (densidad 11,35 gr/cm3), muy poco

resistente a la tracción. Tiene un punto de fusión bajo 327,5oC y hierve a 1.620oC. El plomo es

blando, maleable y dúctil. A 300oC es especialmente plástico y se puede laminar o estirar para

36

Ing. Luis Valencia Ch.hacer tubos, barras, varillas, conductos y otras formas. Recién cortado, el metal presenta una

superficie brillante que se empaña enseguida al aire por oxidación superficial, la capa de óxido

que se forma se convierte por acción del anhídrido carbónico y la humedad del aire en una capa

protectora de carbonato básico y lo protege de ulterior corrosión.

5.- PROPIEDADES QUÍMICAS

El Carbono es químicamente inerte a temperatura ambiente. No obstante, a altas temperaturas se

vuelve muy activo y se combina directamente con muchos elementos, tales como el oxígeno,

azufre, cloro, y muchos metales.

El carbono forma dos óxidos pricipalmente: monóxido de carbono, CO y el dióxido de

carbono, CO2. El producto que se forma cuando se combina carbono y oxígeno depende de las

condiciones bajo las que transcurre la reacción, particularmente la temperatura y concentración

de las sustancias reaccionantes. La reacción del carbón con el oxígeno es exotérmica.

Cuando carbón y oxígeno reaccionan a temperatura aproximadamente a 500oC, el producto que

se forma es principalmente dióxido de carbono. Por encima de 500oC se forman cantidades de

monóxido de carbono, y por encima de 1000oC el producto es casi enteramente monóxido de

carbono.

Monóxido de carbono.- El monóxido de carbono es un gas incoloro e inodoro sólo ligeramente

en agua. La ligera solubilidad indica que no hay reacción química entre las dos sustancias. Es

extremadamente venenoso, se acumula en la sangre debido a su fuerte afinidad por la

hemoglobina, con la que se combina formando la carboxihemoglobina.

Es un buen agente reductor, ya que se convierte fácilmente en CO2. Por esta razón se usa para

reducir minerales como el de hierro, zinc, etc; particularmente óxidos a metal libre.

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2↑

Dióxido de carbono.- Es un gas incoloro, inodoro en condiciones ordinarias, con una densidad

de 1,977 gr/lt en condiciones normales. No es venenoso en concentraciones moderadas. Se

elimina fácilmente de la sangre por los alvéolos pulmonares, de los que separa en el proceso de

respiración. Al contrario del monóxido de carbono, el dióxido es plenamente soluble en agua,

incrementándose rápidamente la solubilidad con la presión. Esta solubilidad relativamente alta

indica que hay una reacción química entre el gas y el agua.

H2O + CO2 ⇄ H2CO3

El dióxido de carbono se obtiene comercialmente por varios procedimientos. Algunos

manantiales de gas natural contienen grandes cantidades de CO2, y cantidades adicionales se

derivan de la fermentación alcohólica:

C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2↑

También se libera o desprende dióxido de carbono cuando caliza o mármol se calientan para

producir cal:

37

Ing. Luis Valencia Ch.CaCO3 → CaO + CO2↑

El dióxido de carbono se ofrece en el mercado en tubos a presión. Se usa para la fabricación

comercial de bebidas carbónicas y para inflar salvavidas y balsas. En forma sólida se llama

“hielo seco” que tiene la propiedad de sublimar antes que fundir en condiciones ordinarias,

empleándose como refrigerante en la industria. También se emplean grandes cantidades en la

preparación de bicarbonato sódico, NaHCO3.

Sulfuro de carbono.- El sulfuro de carbono, CS2, es un líquido incoloro, altamente inflamable, y

con un olor desagradable. El líquido tiene una densidad de 1,26 gr/cm3, hierve a 46,3oC y congela

a –109oC. Se usa extensamente en la industria como disolvente para sustancias no polares, y el

azufre y el fósforo son también bastante solubles en él.

Tetracloruro de carbono.- El tetracloruro de carbono, CCl4, líquido incoloro de densidad 1,60

gr/cm3, tiene un punto de ebullición de 76,8oC y congela a 23oC. Se usa industrialmente como

disolvente para muchas sustancias, particularmente grasas, aceites y ceras. Al contrario que el

CS2, el tetracloruro de carbono no es combustible.

Acido cianhídrico.- El ácido cianhídrico, HCN, es bastante soluble en agua, es un ácido muy

débil, hierve a 26oC y tiene un punto de congelación de – 14oC. Es un líquido incoloro que

produce un vapor con olor de almendras y es extremadamente venenoso. La acción de ácidos

fuertes sobre los cianuros metálicos produce la liberación de HCN:

2 KCN + H2SO4 → K2SO4 + 2 HCN↑

En la industria se usan grandes cantidades de cianuro sódico y potásico, y se indican una serie de

métodos industriales para prepararlos:

Carburos.- A altas temperaturas, muchos metales se combinan con carbón para formar

compuestos binarios tales como Na2C2, CaC2, Al4C3, Fe3C y B4C. Estos compuestos binarios se

llaman carburos. El carburo cálcico, probablemente el más importante de los carburos metálicos,

se prepara calentando CaO y carbón en un horno eléctrico a unos 3000oC:

CaO + 3 C → CaC2 + CO↑

Algunos no metales se combinan con carbono para formar carburos, el más importante de los

cuales es el carburo de silicio, SiC, comúnmente llamado carborundo.

El Silicio muestra propiedades básicas más pronunciadas que el carbono. No obstante, el óxido

forma un compuesto débilmente ácido con el agua, de modo que el elemento se clasifica

comúnmente como no metal. El silicio reacciona con muchos metales y no metales a altas

temperaturas para formar compuestos binarios llamados siliciuros, tales como Na3Si, Ca2Si,

Fe2Si y PbSi. Reacciona también con bases fuertes, dando hidrógeno:

Si + 2 NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2 H2↑

El silicio forma numerosos compuestos con el hidrógeno, como el silano, SiH4, pero pocos de

estos compuestos son comercialmente importantes.

El silicio reacciona con los halógenos para formar compuestos que llevan la fórmula general

SiX4, que sucesivamente decrecen en estabilidad del SiF4 al SiI4.

38

Ing. Luis Valencia Ch.El silicio se parece al carbono en que forma los óxidos SiO y SiO2. No obstante los óxidos de

silicio son sólidos, mientras que los de carbono son gaseosos a temperatura ordinaria.

El dióxido de silicio, SiO2, comúnmente llamado sílice, constituye alrededor de una octava parte

de la corteza terrestre. El cuarzo es sílice prácticamente pura; muchas piedras semipreciosas tales

como el jaspe y el ónice son formas impuras de sílice.

El carburo de silicio, SiC, se prepara calentado arena, SiO2, con coque en un horno eléctrico a

1.800oC:

SiO2 + 3 C → SiC + 2 CO↑

El carburo de silicio es un material cristalino, iridiscente, casi tan duro como el diamante.

Normalmente, se llama carborundo, y desde el punto de vista comercial es uno de los carburos

más importantes.

El Estaño desplaza el hidrógeno de los ácidos diluidos, el aire húmedo no lo altera. Con el ácido

clorhídrico caliente da cloruro estannoso, SnCl2, e hidrógeno:

Sn + 2 HCl → SnCl2 + H2↑

El ácido nítrico muy diluido y frio disuelve el estaño, formando nitrato estannoso y nitrato

amónico:

4 Sn + 10 HNO3 → 4 Sn(NO3)2 + 3 H2O + NH4NO3

Con ácido nítrico concentrado forma ácido metaestánnico, H2SnO3, insoluble:

Sn + 4 HNO3 → H2SnO3 + 4 NO2 + H2O

El estaño forma los óxidos: óxido estannoso, SnO y el óxido estánnico, SnO2. Se obtiene SnO2

en forma pura calentando el hidróxido estánnico:

Sn(OH)4 → SnO2 + 2 H2O

El cloruro estannoso, SnCl2, se obtiene por reacción del estaño con ácido clorhídrico, es un

agente reductor: reduce el cloruro férrico a ferroso, puesto que el ión Sn+2 pasa por oxidación a

Sn+4:

SnCl2 + 2 Fe2Cl3 → 2 FeCl2 + SnCl4

El Plomo reacciona muy lentamente con el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico concentrado y

frío apenas lo ataca para formar sulfato de plomo insoluble que lo preserva de una acción ulterior.

El ácido nítrico actúa sobre el plomo con rapidez dando nitrato de plomo y óxido de nitrógeno.

Los compuestos de plomo pueden relacionarse con dos óxidos, que son el monóxido de plomo,

PbO y el dióxido de plomo, PbO2. Hay otros tres compuestos que se llaman a veces óxidos de

plomo. Uno de ellos llamado subóxido, y que durante algún tiempo se pensó tenía la fórmula

Pb2O, se ha demostrado que no es un compuesto puro sencillo, sino una mezcla de plomo y su

monóxido. Los otros dos compuestos definidos son el sesquióxido (Pb2O3) y el minio (Pb3O4)

que se consideran a veces como óxidos de plomo, y en ocasiones como sales de ácidos de

plomo.

El monóxido de plomo o litargirio (PbO), se prepara calentando el metal en una corriente de aire a unos 500oC ó 600oC:

2 Pb + O2 → 2 PbO

39

Ing. Luis Valencia Ch.Las fuentes comunes de iones Pb++ son el nitrato plumboso y el acetato plumboso solubles. El

primero se prepara disolviendo el metal en ácido nítrico, que es una sal típica que se comporta

como un electrolito fuerte, son especialmente peligrosos a causa de su alta solubilidad (son

venenosos).

El dióxido de plomo, PbO2, llamado óxido plúmbico es un polvo pardo que se prepara por acción del ión hipoclorito sobre el monóxido de plomo, o la del ácido nítrico sobre el minio.

El mayor uso del óxido plúmbico es para electrodos de baterías, también se emplea como agente oxidante.

El tetraetilo de plomo, Pb(C2H5)4 es probablemente el compuesto plúmbico mejor conocido,

después de los óxidos. Existen varios métodos de preparación; un procedimiento todavía muy

usado consiste en tratar la aleación sodio-plomo con cloruro de etilo:

4 PbNa + 4 C2H5Cl → Pb(C2H5)4 + 4 NaCl + 3 Pb

El tetraetilo de plomo es un líquido a temperatura ordinaria. Se emplea en las gasolinas para

aumentar sus propiedades antidetonantes.

6.- OBTENCIÓN

El Silicio se prepara comercialmente reduciendo dióxido de silicio en un horno eléctrico con una

cantidad limitada de carbón. En presencia de un exceso de carbón, el silicio se convierte en

carburo de silicio:

SiO2 + 2 C → Si + 2 CO↑

Pequeñas cantidades de silicio pueden también ser obtenidas fundiendo dióxido de silicio con

magnesio o aluminio:

SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO

3SiO2 + 4Al → 3Si + 2Al2O3

Para obtener Estaño, la mena se pulveriza y se lava con el objeto de eliminar la materia terrosa, y

luego se somete a tostación si se trata de sulfuro de estaño para convertirlo a óxido. Pero, también

se realiza la tostación para eliminar otros elementos como el azufre, arsénico y antimonio.

Posteriormente se reduce con carbón en un horno de reverbero:

SnO2 + 2 C → Sn + 2 CO↑

El estaño impuro (crudo) que sale del horno de reverbero, se refina para eliminar las impurezas

en una serie de etapas hasta obtener estaño puro (99,96%) para luego ser comercializado.

La obtención del Plomo es algo compleja, generalmente se tritura el mineral y luego se

concentra por flotación, hasta que el concentrado de plomo alcanza a 60 ó 70%.

El concentrado de plomo se calienta fuertemente en el alto horno, mientras se insufla bastante

corriente de aire a través y encima del material. El oxígeno del aire oxida el sulfuro de plomo a

monóxido de plomo, sulfato de plomo y dióxido de azufre:

2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2↑

PbS + O2 → PbSO4

40

Ing. Luis Valencia Ch.El proceso se deja continuar hasta que la mitad del sulfuro de plomo se convierte en óxido y

sulfato. Se agrega una mezcla de caliza, coque y chatarra u óxido de hierro al mineral

parcialmente tostado; en el calentamiento que sigue ocurren ciertas reacciones. El sulfuro de

plomo que permanece en el mineral parcialmente tostado reduce al óxido y sulfato (producidos

en la primera tostación) a plomo impuro:

2 PbO + PbS → 3 Pb + SO2↑

PbSO4 + PbS → 2 Pb + 2 SO2↑

El carbón o el monóxido de carbono sirven también como agentes reductores:

PbO + C → Pb + CO↑

2 PbO + C → 2 Pb + CO2↑

PbO + CO → Pb + CO2↑

El hierro presente en la chatarra también desplaza el plomo del sulfuro:

PbS + Fe → Pb + FeS

La caliza, CaCO3 y el óxido ferroso, FeO, del mineral de hierro sirven como fundentes, que al

combinarse con la ganga silícea producen una escoria de silicatos de hierro y calcio:

CaCO3 → CaO + CO2↑

CaO + SiO2 → CaSiO3

FeO + SiO2 → FeSiO3

El plomo fundido contiene, impurezas disueltas, como ser cobre, antimonio, arsénico, bismuto,

oro y plata. El refinado posterior es usualmente necesario para luego comercializarlo.

GRUPO DE BORO

1.- CARACTERÍSTICAS

Los elementos de este grupo son: el Boro, Aluminio, Galio, Indio y Talio. Cada elemento del

grupo III A, tiene tres electrones en el último nivel de energía, lo que significa que los átomos

tenderán a perder electrones cuando entren en combinación química y asumirán un estado de

oxidación de + 3. El Galio, Indio y Talio tienen también un estado de oxidación de + 1. El Boro

es el único miembro del grupo que muestra propiedades no metálicas claras.

El Boro se parece al Silicio más que a otro miembro del grupo III A. En efecto, los primeros

elementos de los grupos I A, II A y III A se parecen más a los elementos del grupo siguiente, que

a los del suyo, como indica la siguiente relación diagonal:

I A II A III A IV A

Li Be B C

Na Mg Al Si

2.- HISTORIA

41

Ing. Luis Valencia Ch.La palabra “bórax” se menciona en los primitivos escritos latinos de química. Se usó primero

como fundente en metalurgia, y luego en extensión limitada en medicina. En 1.702, W.

Homberg obtuvo un ácido de bórax, y lo llamó sal sedativum. Posteriormente, este nombre se

cambio por el de ácido borácico, y finalmente se abrevió en ácido bórico. En 1.808, Gay-Lussac

y Thenard en Francia, y Davy en Inglaterra, prepararon una forma impura de Boro reduciendo

el ácido con potasio. En 1.909, Weintraub obtuvo Boro puro fundido calentando una mezcla de

BCl3 e hidrógeno en un arco de corriente alterna de elevado potencial. El nombre de Boro deriva

del persa bürah.

Numerosos investigadores intentaron aislarlo al Aluminio. En 1.825 Oersted preparó una

amalgama de aluminio haciendo reaccionar amalgama de potasio con cloruro de aluminio.

Destilando el mercurio fuera del contacto del aire, obtuvo el metal aluminio de aspecto parecido

al del estaño.

3.- ESTADO NATURAL

El Boro no se encuentra libre en la Naturaleza. Al estado combinado se encuentra formando el

ácido bórico, H3BO3, el bórax, Na2B4O7. También se encuentra formando el borato cálcico o

colemanita, Ca2B6O11. 5 H2O y el borato magnésico o boracita, 2 Mg3B8O15. MgCl2.

El Aluminio no se encuentra libre en la naturaleza. Al estado combinado forma el feldespato,

KAlSi3O8; la mica, KAlSiO4, y el caolín (arcilla), H2Al2(SiO4)2· H2O; y en varias formas de su

óxido, Al2O3 como corindón o esmeril. El aluminio también forma parte de muchas piedras

preciosas: el zafiro, el rubí, la esmeralda oriental, el aguamarina, el granate, la turquesa. El más

importante de los minerales de los que se extrae el aluminio, es la bauxita, Al2O3· 2 H2O. Otro

mineral es el fluoruro complejo o caolinita, Na3AlF6.

4.- PROPIEDADES FÍSICAS

Las propiedades físicas del Boro no han sido determinadas exactamente porque es bastante difícil

separarlo de sus impurezas. Existe en dos formas alotrópicas: un polvo marrón que en realidad es

un estado microcristalino, y otra, una forma cristalina incolora que a veces parece diamante,

teniendo casi su dureza.

El Aluminio es un metal ligero porque tiene una densidad relativamente baja, es blando, de color

blanco argentífero y es un excelente conductor de la electricidad, a igualdad de peso, es dos veces

mejor conductor que el cobre.

5.- PROPIEDADES QUÍMICAS

El Boro tiene principalmente las propiedades de un no metal. A temperatura ambiente, el

elemento es estable frente al oxígeno, mientras que a temperaturas altas arde con llama verde,

característica del boro y sus compuestos.

El boro se combina espontáneamente con Flúor, Cloro y Bromo para formar los correspondientes

haluros, BX3, y con muchos no metales, formando compuestos como B2S3, B4C y BN. El

carburo de boro B4C es un compuesto cristalino más duro que cualquier otra sustancia, excepto

el diamante. A altas temperaturas, el boro se combina con muchos metales, dando boruros. Los

agentes oxidantes fuertes lo convierten en ácido bórico, H3BO3, mientras que las bases fuertes

reaccionan con él dando boratos:

42

Ing. Luis Valencia Ch.6 NaOH + 2 B → 2 Na3BO3 + 3 H2↑

El boro forma una serie de óxidos, de los que el más importante es el B2O3. Se prepara

comúnmente por descomposición del ácido bórico por el calor:

2 H3BO3 → B2O3 + 3 H2O

El B2O3 es un sólido incoloro, de aspecto vítreo, que se une con el agua dando una serie de

ácidos, muchas de cuyas sales tienen importancia industrial.

El ácido más común del boro es el que se usa en medicina para el lavado de ojos, H3BO3, más

conocido por su nombre de ácido bórico o borácico. El ácido puede prepararse tratando

tetraborato sódico (bórax) con ácido sulfúrico.

Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O → 4 H3BO3 + Na2SO4

Muchos de los minerales de boro son sales. El bórax, Na2B4O7. 10 H2O, es la sal sódica hidratada

del ácido tetrabórico, H2B4O7.

Se combina directamente con el flúor, cloro y bromo, pero se requieren métodos indirectos para

preparar el yoduro. El trifluoruro de boro, BF3, y el triclouro, BCl3, son gases; el tribromuro,

BBr3, es líquido, y el triyoduro, BI3, es sólido.

El Aluminio es un metal activo que se combina con muchos no metales, como los halógenos,

formando compuestos que tienen la fórmula general AlX3; con el carbono da el carburo de

alumnio, Al4C3; con el azufre el sulfuro de alumnio, Al2S3, y con el fósforo el fosfuro de

aluminio, AlP. Muchos de los compuestos binarios de aluminio se hidrolizan fácilmente:

Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3 + 3 H2S↑

El aluminio tiene una fuerte afinidad por el oxígeno, como demuestra el intenso calor que se

desprende cuando reaccionan los dos elementos:

Al + 3 O2 → 2 Al2O3 + 779.000 cal

Su afinidad es tan grande por el oxígeno, que el aluminio reduce los óxidos de muchos metales:

Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3 + 184.400 cal

Cuando se añade una pequeña cantidad de una base a una solución de una sal de aluminio, se

forma un precipitado blanco gelatinoso de hidróxido de aluminio:

3 NaOH + AlCl3 → Al(OH)3↓ + 3 NaCl

El sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, se prepara comercialmente calentando óxido de aluminio

natural con ácido sulfúrico. La sal se obtiene en forma hidratada, Al2(SO4)3. 18 H2O:

Al2O3 + 3 H2SO4 → 3 H2O + Al2(SO4)3

6.- OBTENCIÓN

El Boro puede obtenerse reduciendo el óxido B2O3 con exceso de magnesio, en el que se disuelve

el Boro libre. El exceso de metal se separa con un ácido.

B2O3 + 3 Mg → 3 MgO + 2 B

43

Ing. Luis Valencia Ch.El boro preparado por este método siempre contiene impurezas. Una forma de boro

extremadamente puro puede obtenerse por reducción del tricloruro BCl3, con hidrógeno:

2 BCl3 + 3 H2 → 2 B + 6 HCl

La obtención del Aluminio se realiza por el Proceso Hall, a partir de la bauxita, que es el

principal mineral. Una célula electrolítica formada de carbón sirve como cátodo; los ánodos son

varillas de carbón que se colocan en una mezcla fundida de Al2O3 y criolita Na3AlF6. La criolita

fundida disuelve el óxido de aluminio. El aluminio fundido se retira, recogiéndolo en el

compartimiento catódico de la célula.

Ciertas impurezas, como hierro, que normalmente está presente en los minerales, interfieren en el

proceso electrolítico, deben separase previamente. El mineral finamente molido, se disuelve en

una solución de hidróxido sódico bajo presión, y el óxido de aluminio se convierte en aluminato

sódico soluble. Las impurezas quedan insolubles y pueden separarse por filtración.

Al2O3 + 3 H2O + 2 OH- → 2 Al(OH)4-

La solución de aluminato sódico se trata entonces con CO2, que invierte la reacción y provoca la

precipitación de Al(OH)3:

Al(OH)4- + CO2 → HCO3

- + Al(OH)3↓

Finalmente, el Al(OH)3 se filtra, se lava y se convierte en óxido calentándolo:

2 Al(OH)3 → 3 H2O + Al2O3

METALES ALCALINOS

1.- CARACTERÍSTICAS

Los elementos del grupo I A son: el Litio, Sodio, Potasio, Rubidio, Cesio y Francio. Los átomos

de cada elemento tienen un electrón en el último nivel de energía. Presentan un estado de

oxidación de + 1 y forman compuestos electrovalentes.

Los potenciales de ionización son bajos comparados con los elementos de otros grupos. Esto

indica que pierden fácilmente el único electrón. Son los elementos más electropositivos y son

difíciles de obtener de sus compuestos. No tienen la tendencia de formar iones complejos ni

enlaces coordinados porque sus iones son grandes y llevan una carga muy pequeña.

2.- HISTORIA

El Litio fue descubierto en 1.817 por Arfwedson. El que lo aisló fue Bunsen en 1.855. La

palabra “litio” deriva del griego litheos (pétreo), se le asignó por creerse que sólo se hallaba

presente en el reino mineral.

El sodio se conoce desde los tiempos remotos bajo la forma de sal común o cloruro de sodio. El

carbonato sódico, Na2CO3, procedente de la ceniza de plantas marinas, se confundió durante largo

tiempo con el carbonato potásico, K2CO3, procedente de la ceniza de plantas terrestres. Más tarde

se denominó potash (en castellano, potasa); los alemanes llaman kali a la potasa, y natron a la

sosa. Las dos sustancias llamadas ahora hidróxido de sodio e hidróxido potásico se consideraron

44

Ing. Luis Valencia Ch.durante mucho tiempo como elementos, por haber resistido a todas las tentativas encaminadas a

descomponerlos por el calor o mediante reactivos químicos. En 1.807, Davy aisló los metales

sodio y potasio por electrólisis de los hidróxidos sólidos fundidos.

3.- ESTADO NATURAL

Los metales alcalinos son químicamente muy reactivos, y por eso no se encuentra nunca libres en

la naturaleza. Al estado combinado se encuentran formando varios compuestos:

Ambligonita LiAlFO4

Espodumena LiAl(SiO3)2

Albita NaAlSi3O8

Halita NaCl

Carnalita KCl.MgCl2. 6 H2O

Silvina KCl

Sus compuestos son altamente solubles en agua, y el efecto disolvente del agua de lluvia en la

tierra ha determinado su acumulación en los océanos. Las sales de Litio se obtienen

principalmente de las salmueras de lagos. Grandes depósitos de NaCl se encuentran en muchos

países.

Las sales de Potasio más frecuentes son el cloruro de potasio y el sulfato de potasio. Las sales de

Rubidio y Cesio se encuentran asociadas en pequeñas cantidades con las de otros metales

alcalinos.

4.- PROPIEDADES FÍSICAS

Los metales alcalinos son buenos conductores de calor y la electricidad porque sus electrones de

valencia se desplazan fácilmente entre los átomos. Son todos de apariencia plateada, y su dureza

decrece del litio al cesio, aunque todos son blandos.

Las densidades de Litio, Sodio y Potasio son menores que la del agua; el litio es el metal más

ligero. El punto de fusión del cesio es sólo ligeramente superior a la temperatura ambiente.

Los metales alcalinos se disuelven fácilmente en mercurio, formando amalgamas. La amalgama

de sodio se usa ampliamente en laboratorio, donde el sodio puro sería difícil de manejar. Las

propiedades físicas y químicas del francio no han sido determinadas aún, porque es difícil obtener

cantidades apreciables del elemento.

5.- PROPIEDADES QUÍMICAS

Los metales alcalinos son los más típicos en los que respecta a sus propiedades físicas y

químicas. Todos reaccionan con agua liberando hidrógeno, y se combinan con muchos no

metales, formando compuestos binarios. Forman sales típicas, cloruros, nitratos, sulfatos, fosfatos

y carbonatos.

Reaccionan con el hidrógeno para formar los hidruros respectivos. Los nitruros se hidrolizan

fácilmente con agua dando una base y amoníaco:

Li3N + 3 NaOH → 3 LiOH + NH3↑

45

Ing. Luis Valencia Ch.Los metales alcalinos reaccionan con amoníaco líquido, en forma similar como reaccionan con el

agua, liberando hidrógeno:

2 Na + 2 NH3 → 2 NaNH2 + H2↑

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2↑

Oxidos.- La fórmula general de los óxidos de metales alcalinos es M2O. Además de los óxidos, el

litio, sodio y potasio forman peróxidos.

Cuando arden en el aire, se combinan vigorosamente con oxígeno en una reacción altamente

exotérmica. Si la reacción progresa a temperaturas altas, se forman los óxidos más altos, M 2O2 y

MO2.

Los óxidos normales pueden prepararse por distintos métodos. El calentamiento de óxidos más

altos con metal libre da M2O:

KO2 + 3 K → 2 K2O

Excepto para el litio, los óxidos normales, pueden prepararse calentando el correspondiente

nitrato con metal libre:

2 KNO3 + 10 K → 6 K2O + N2↑

El peróxido de sodio, Na2O2, es el óxido más importante de los metales alcalinos. Se prepara

comercialmente pasando lentamente trozos de sodio en bandejas a través de un horno a unos

400oC, lanzando sobre los trozos de sodio aire a contracorriente. El peróxido de sodio es un

poderoso agente oxidante.

Hidróxidos.- El hidróxido sódico, NaOH, comúnmente llamado sosa caústica, y el hidróxido

potásico, KOH, llamado lejía potásica, son los únicos álcalis que se producen en gran cantidad.

Como el NaOH es más barato, se usa casi exclusivamente en la industria. En la preparación

comercial del NaOH se emplean dos métodos: 1) el de la cal sodada y 2) el electrolítico. El

primero es un proceso simple, que consiste en calentar cal, Ca(OH)2, con una solución al 20% de

Na2CO3. El carbonato cálcico precipita y puede separase por filtración, o simplemente retirándolo

del líquido del que se recupera el NaOH evaporando el agua:

Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2 NaOH + CaCO3↓

El desarrollo de sistemas baratos de producción eléctrica ha hecho posible una serie de métodos

electrolíticos para preparar NaOH. Uno de los más comunes utiliza la célula Nelson, en ella una

gran barra de carbón sirve de ánodo y un recipiente de hierro perforado actúa como cátodo. Los

dos electrodos se separan mediante una lámina de asbesto, con una solución de NaCl rodeando el

ánodo. El hidrógeno sale del compartimiento catódico, y el cloro del anódico, mientras que el

NaOH se recoge en el fondo del colector de acero.

Hidróxido sódico de alta pureza puede prepararse disolviendo NaOH electrolítico en alcohol. El

NaOH es bastante soluble en alcohol, pero las impurezas no lo son. El líquido se decanta y el

NaOH se recupera evaporando el alcohol.

En laboratorio, se obtienen hidróxidos de metales alcalinos en cantidades relativamente pequeñas.

El metal se hace reaccionar con agua para producir hidróxido e hidrógeno, y los óxidos y 46

Ing. Luis Valencia Ch.

peróxidos reaccionan con agua, dando los correspondientes hidróxidos:

K2O + H2O → 2 KOH

2 K2O2 + 2 H2O → 4 KOH + O2↑

Los hidróxidos son muy higroscópicos, así las píldoras de NaOH absorben bastante agua del aire

como para formar una solución. Todos los hidróxidos son sólidos blancos.

Hidruros.- Todos los metales alcalinos se combinan directamente con hidrógeno, formando

hidruros, que se hidrolizan violentamente con agua, liberando hidrógeno:

2 NaH + H2O → 2 NaOH + 2 H2↑

Haluros.- Los metales alcalinos reaccionan violentamente con los halógenos, formando

compuestos iónicos estables. Sus haluros fundidos son, por consiguiente, buenos conductores de

la electricidad, sus cloruros se encuentran en la naturaleza.

Carbonato de sodio.- El carbonato de sodio es una sales más importantes de sodio, se produce

por dos procesos principales: el proceso Solvay y el proceso electrolítico.

PROCESO SOLVAY.- Gran parte del Na2CO3 que se prepara se obtiene del NaCl que produce

la sal anhidra. Cuando se recristaliza de la solución, da el hidrato, Na2CO3. 10 H2O, que se

denomina sosa de lavar.

El proceso Solvay, usa NH3, CaCO3 y NaCl como materias primas. El NH3 y el CO2 se pasan

simultáneamente a través de agua fría, que da bicarbonato amónico, NH4HCO3:

NH4OH + H2CO3 → H2O + NH4HCO3

El NH4HCO3 se añade a una solución de NaCl, lo que provoca la precipitación del bicarbonato

sódico NaHCO3:

NH4HCO3 + NaCl → NH4Cl + NaHCO3↓

El CO2 usado en el proceso se obtiene calentando caliza, CaCO3:

CaCO3 → CaO + CO2↑

La utilización de subproductos es importante en la industria. En el proceso Solvay, los

subproductos CaO y NH4Cl se hacen reaccionar y dan NH3, que se recicla en la producción de

NH4HCO3:

2 NH4Cl + CaO → CaCl2 + H2O + 2 NH3↑

El NaHCO3, se seca y se convierte en Na2CO3, calentándolo:

2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2↑

El CO2 se recicla para producir más NH4HCO3. La reacción total del proceso Solvay es:

CaCO3 + 2 NaCl → CaCl2 + Na2CO3

El único subproducto del proceso total es cloruro cálcico, del que hay una considerable demanda

industrial.

47

Ing. Luis Valencia Ch.Carbonato potásico.- El carbonato potásico, K2CO3, es un sólido blanco llamado comúnmente

potasa. Se preparan grandes cantidades pasando CO2 a través de una solución que contiene

MgCO3 y KCl:

3 MgCO3 + 2 KCl + 9 H2O + CO2 → MgCl2 + 2(MgCO3·KHCO3·4 H2O)↓

El carbonato doble se calienta en solución, dando MgCO3 por precipitación y CO2:

2(MgCO3·KHCO3) → 2 MgCO3↓ + H2O + K2CO3 + CO2↑

El K2CO3 se obtiene por evaporación y cristalización, mientras que el MgCO3 y el CO2 se

vuelven a usar en el proceso. La reacción total del mismo es:

MgCO3 + 2 KCl → MgCl2 + K2CO3

Nitratos y nitritos.- Los nitratos naturales se encuentran en Chile, principalmente como nitrato

de sodio, NaNO3. El nitrato potásico, KNO3, puede prepararse a partir de KCl, que se encuentra

en el mineral Silvina, y de NaNO3. Soluciones calientes y saturadas de los dos reaccionantes se

mezclan y precipitan el NaCl menos soluble:

KCl + NaNO3 → NaCl↓ + KNO3

Cuando el líquido se enfría, precipita el KNO3 de la solución, que se recoge y se purifica por

recristalización. El nombre común del KNO3 es salitre, y el del NaNO3, salitre de Chile.

El nitrito sódico puede prepararse en el laboratorio calentando una mezcla de NaNO3 y plomo

pulverizado:

Pb + NaNO3 → PbO + NaNO2

Los sulfatos ácidos, NaHSO4 y KHSO4, se forman calentando los correspondientes sulfatos con

H2SO4 en las cantidades calculadas:

H2SO4 + K2SO4 → 2 KHSO4

La purificación se efectúa usualmente por recristalización de la solución. El sulfato potásico

cristaliza de la solución como sal anhidra, mientras que el sulfato sódico lo hace como

decahidrato, Na2SO4. 10 H2O, comúnmente llamado sal de Glauber.

Fosfatos.- Los fosfatos son fertilizantes importantes. El fosfato sódico, Na3PO3, se prepara por

una serie de reacciones, la primera de las cuales produce Na2HPO4 por reacción entre H3PO4 y

Na2CO3:

Na2CO3 + H3PO4 → Na2HPO4 + H2O + CO2↑

El fosfato normal se obtiene usando NaOH:

Na2HPO4 + NaOH → Na3PO4 + H2O

Los cianuros de sodio y potasio tienen gran demanda en la industria. El cianuro sódico se

prepara tratando NH3 con sodio, lo que forma sodamida, NaNH2:

2 Na + 2 NH3 → 2 NaNH2 + H2↑

La sodamida se calienta entonces con carbón para formar el cianuro:

NaNH2 + C → NaCN + H2↑

Muchos compuestos de sodio y potasio son bastantes solubles en agua. 48

Ing. Luis Valencia Ch.

6.- PREPARACIÓN

Los metales alcalinos pueden obtenerse por electrólisis de sus cloruros o hidróxidos fundidos. El

proceso debe efectuarse en atmósfera inerte porque los elementos se combinan fácilmente con

oxígeno y nitrógeno, formando óxidos y nitruros.

Sodio y potasio son los únicos metales alcalinos que se preparan en grandes cantidades para uso

comercial, particularmente el sodio, porque sus sales son mucho más baratas que las de potasio.

La mayor parte del sodio usado comercialmente se prepara por electrólisis de cloruro de sodio

fundido por el Proceso Downs, el NaCl funde a 804oC. De los muchos tipos de células

electrolíticas que se han desarrollado para la preparación de sodio, la Célula de Downs, es una de

las más comunes. Contiene un ánodo de grafito y cátodos de hierro rodeados por un

comportamiento anular. Primero se pasa NaCl fundido a la célula. Entonces, durante la

electrólisis, el sodio, de baja densidad, sube a la superficie en el cátodo, de donde se retira por

medio de un tubo. El cloro, subproducto de la electrólisis, tiene una gran demanda en la industria,

se libera en el compartimiento anódico.

El potasio se prepara usualmente por electrólisis del hidróxido o del cloruro fundidos por el

Proceso Castner. La Célula Castner es algo diferente de construcción que la Downs, pero las

reacciones en los electrodos son las mismas. Pequeñas cantidades de potasio metálico se preparan

por reducción del K2CO3 con sodio a temperaturas altas y en ausencia de aire:

K2CO3 + 2 Na → Na2CO3 + 2 K

METALES ALCALINOTERREOS

1.- CARACTERÍSTICAS

Los metales alcalinotérreos son poderosos agentes reductores, es decir, se desprenden fácilmente

de sus electrones. Son menos reactivos que los metales Alcalinos, pero lo suficiente como para no

existir libres en la naturaleza. Aunque son bastante frágiles, son maleables y dúctiles. Conducen

la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire.

Los metales Alcalinotérreos son el Berilio, Magnesio, Calcio, Estroncio, Bario y Radio. Sus

óxidos se llaman tierras alcalinas.

Cada elemento contiene dos electrones en el último nivel de energía, que se pierden cuando

entran en combinación química. Los elementos muestran un número de oxidación de +2,

incrementando progresivamente las propiedades metálicas desde el Berilio al Radio.

2.- HISTORIA

Los primeros químicos dieron el nombre de tierras a un grupo de sustancias naturales que no se

descomponían por el calor y eran insolubles en agua. Las más solubles de las tierras fueron

llamadas tierras alcalinas, grupo de sustancias que ahora son los óxidos de los elementos del

grupo II A.

49

Ing. Luis Valencia Ch.El Berilio fue descubierto como óxido en 1797 por el químico francés Louis Nicolas Vauquelin;

el elemento libre fue aislado por primera vez en 1828 por Friedrick Wohler y Antonine

Alexandre Brutus Bussy, independientemente.

El Magnesio, fue aislado por primera vez por el químico británico Humphry Davy en 1808, se

obtiene hoy en día principalmente por la electrólisis del cloruro de magnesio fundido.

En 1.808, Davy logró descomponer las tierras alcalinas electrolíticamente, y obtuvo los metales

libres, magnesio, calcio, estroncio y bario. Desde entonces han sido los elementos, y no los

óxidos, los conocidos como alcalinotérreos.

En 1.898, Marie Sklodowska, después Madame Curie y Pierre Curie, anunciaron juntos el

descubrimiento del Radio.

3.- ESTADO NATURAL

Los metales alcalinotérreos son demasiado activos para encontrarse al estado libre en la

naturaleza. Al estado combinado se encuentran formando minerales, que entre los más comunes

son:

Berilio Be3Al2(SiO3)6

Carnalita KCl·MgCl2·6H2O

Dolomita CaCO3·MgCO3

Magnesita MgCO3

Espato de flúor CaF2

Yeso CaSO4·2H2O

Celestina SrSO4

Barita BaSO4

Del agua del mar y de manantiales intensamente salados, se obtienen grandes cantidades de

Magnesio. El Calcio está también presente en aguas del mar, principalmente como sulfato,

cloruro y bicarbonato. Las conchas de animales marinos son fundamentalmente carbonato

cálcico. Los compuestos de Radio se encuentran junto con minerales tales como la pechblenda,

que consiste principalmente en óxido de uranio, U3O8.

4.- PROPIEDADES FÍSICAS

Los metales alcalinotérreos tienen todos tienen un brillo plateado cuando sus superficies han sido

cortadas recientemente, pero excepto el berilio se deslustran rápidamente. Su dureza decrece al

incrementarse el peso atómico. El berilio, que tiene el peso atómico más bajo del grupo, es lo

bastante duro para cortar el vidrio. Como todos los metales, los alcalinotérreos son buenos

conductores de la electricidad.

5.- PROPIEDADES QUÍMICAS

Las propiedades químicas del Mg, Ca, Sr, Ba y Ra son similares. El berilio, sin embargo, tiene

propiedades que se parecen más a las del aluminio que a las de los demás miembros del grupo.

50

Ing. Luis Valencia Ch.Los elementos del grupo II A poseen propiedades metálicas definidas.Todos ellos, excepto el

berilio, reaccionan con agua, liberando hidrógeno, incrementándose progresivamente la

velocidad de la reacción del magnesio al radio:

Ca + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2↑

Los átomos de estos elementos tienden a perder electrones en un proceso de formación de

compuestos electrovalentes, indicando así que son fuertes agentes reductores. Forman óxidos de

fórmula general MO, y nitruros, M3N2, que sufren fácil hidrólisis:

Mg3N2 + 6 H2O → 3 Mg(OH)2 + 2 NH3↑

Con excepción del Berilio, se oxidan fácilmente cuando están expuestos al oxígeno atmosférico.

El Magnesio arde en el aire con llama brillante, lo que lo hace ideal para uso en fuegos artificiales

y cohetes de señalización.

Los compuestos de Radio no han sido estudiados completamente porque el elemento es muy

escaso. No obstante, las propiedades físicas y químicas conocidas del elemento lo colocan

definitivamente en el grupo II A.

Los óxidos de los metales alcalinotérreos, excepto el de berilio, pueden prepararse calentando sus

carbonatos respectivos:

MgCO3 → MgO + CO2↑

La temperatura de descomposición se incrementa progresivamente con el número atómico. El

CaCO3 se descompone a unos 900oC. El carbonato de bario tiene una temperatura de

descomposición tan alta, que calentándolo es difícil preparar el BaO.

El óxido de calcio comúnmente conocido por cal viva, se prepara en grandes cantidades para

uso industrial, a partir de la caliza.

CaCO3 → CaO + CO2↑

Los óxidos de este grupo se disuelven en agua, dando bases que incrementan progresivamente su

fuerza del berilio al radio. Las reacciones son exotérmicas, incrementándose el calor de reacción

desde 5.400 cal/mol para el MgO hasta 22.300 cal/mol para el BaO. La solubilidad en agua se

incrementa desde el Mg(OH)2 hasta el Ba(OH)2, siendo el Mg(OH)2 sólo ligeramente soluble. Los

hidróxidos son solubles aun en los ácidos más débiles produciendo sales.

Los hidróxidos que reaccionan con el CO2 atmosférico forman carbonatos. La cal apagada al aire

se forma cuando Ca(OH)2, se expone al aire durante un periodo largo de tiempo:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

Las principales formas naturales de carbonato, se tiene el carbonato cálcico como caliza,

mármol, calcita, etc. Todas derivan de las conchas de animales marinos. Grandes depósitos de

caliza se encuentran por todo el mundo.

Los bicarbonatos de magnesio y calcio se forman pasando dióxido de carbono a través de

soluciones de sus hidróxidos:

Mg(OH)2 + 2 H2CO3 → Mg(HCO3)2 + 2 H2O

51

Ing. Luis Valencia Ch.Todos los metales alcalinotérreos forman peróxidos. El peróxido de bario, BaO2, es el más

conocido.

El mineral baritina, BaSO4, se usa en la preparación de muchos compuestos de bario. Se le

convierte primero en carbonato, tratándolo con carbonato sódico:

BaSO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + BaCO3

El sulfato puede reducirse con carbón a temperatura alta produciendo BaS:

BaSO4 + 4 C → BaS + 4 CO↑

6.- OBTENCIÓN

Las cantidades relativamente pequeñas que se usan de Berilio, principalmente como agente

endurecedor en aleaciones como con el cobre, se preparan por electrólisis de sales de berilio

fundidas; por ejemplo, BeCl2. El Magnesio se produce en cantidades a cualquiera de los otros

metales alcalinotérreos. Las cifras de producción de una sustancia usualmente son un índice de su

importancia industrial. Por su carácter altamente electropositivo, el magnesio es difícil de obtener

por reducción de sus compuestos. Uno de los sistemas antiguos, es la electrólisis del MgCl2· H2O

fundido, extraído de manantiales salinos o del agua del mar. En este proceso se trata primero con

hidróxido cálcico, que precipita al hidróxido magnésico, menos soluble:

Mg+2 + 2 OH- → Mg(OH)2↓

Después, el Mg(OH)2 precipitado se separa por filtración y se disuelve con HCl:

Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O

El MgCl2 se purifica por evaporación parcial del agua, dejando cristalizar la sal de la solución.

Finalmente se funde la sal y se obtiene el magnesio por un método electrolítico. Un proceso más

reciente, consiste en el tostado de magnesita, MgCO3, para formar el óxido:

MgCO3 → MgO + CO2↑

El óxido se convierte en MgCl2, tratándolo con monóxido de carbono y cloro:

MgO + CO + Cl2 → MgCl2 + CO2↑

El Magnesio es obtenido por electrólisis del MgCl2 fundido.

El Calcio se prepara por electrólisis de una mezcla fundida de CaCl2 y CaF2; El CaF2 baja el

punto de fusión del CaCl2, el proceso se efectúa en un crisol de grafito, que sirve de ánodo,

haciendo de cátodo una barra de hierro.

El Bario se obtiene calentando óxido bárico con aluminio hasta que el Bario se vaporiza. Los

vapores son enfriados, lo que provoca la condensación del metal:

3 BaO + 2 Al → Al2O3 + 3 Ba↑

El Radio es el más electropositivo de los metales alcalinotérreos y, en consecuencia, de más

difícil obtención a partir de sus compuestos. Madame Curie pudo obtenerlo por electrólisis de una

solución de cloruro de radio en 1.910; usando un cátodo de mercurio, fue capaz de obtener una

amalgama radio-mercurio de la que separó el mercurio por destilación.

52

Ing. Luis Valencia Ch.

METALES DEL GRUPO I B

1.- CARACTERÍSTICAS

Los metales del Grupo I B son: el Cobre, la Plata y el Oro, fueron los primeros metales conocidos

por el hombre. El oro y la plata son relativamente inertes, lo que explica que se encuentren en

estado libre.

Las propiedades físicas y químicas de los elementos del grupo I B son bastante diferentes de las

de los elementos del grupo I A. Muchas de las diferencias proceden de los contrastes en tamaño y

estructura de los átomos de los elementos.

Cuando se compara los elementos cualesquiera de los grupos A y B, se encuentra en general que

el radio de enlace de los elementos del grupo B es más pequeño que en el grupo A. Por ejemplo:

el radio de enlace del litio es 1,56 Aº y el del oro es 1,40 Aº.

Los átomos de cobre, plata y oro son todos más pequeños que el de litio, que es el más pequeño

de los metales alcalinos. Sin embargo, el átomo de oro tiene 79 electrones en 6 niveles de

energía, mientras que el de litio tiene 3 electrones en 2 niveles de energía. Esta diferencia puede

significar que los electrones del cobre, plata y oro están más comprimidos que los electrones de

los átomos de los metales alcalinos.

Los óxidos de cobre, plata y oro en el estado de oxidación + 1 son ligeramente básicos, mientras

que en los más altos estados de oxidación exhiben algunas propiedades ácidas débiles.

2.- ESTADO NATURAL

La Plata y el Oro se llaman metales nobles porque muestran sólo una ligera tendencia a entrar en

combinación química con otros elementos. El Cobre es más reactivo. Como resultado, la plata, el

oro y, en extensión limitada el cobre, se encuentran en estado libre. Al estado combinado se

encuentran formando minerales como:

Calcosina Cu2S

Calcopirita CuFeS2

Cuprita Cu2O

Malaquita Cu(OH)2·CuCO3

Argentita (plata negra) Ag2S

Querargirita (plata córnea) AgCl

Proustita Ag3SbS3

Silvanita AgAuTe4

La Plata nativa se encuentra usualmente asociada con minerales de Cobre y Plomo y con Oro

nativo. El Oro nativo se encuentra en vetas en formaciones cuarcíferas, especialmente en los

depósitos aluviales formados por erosión de rocas de cuarzo.

3.- PROPIEDADES FÍSICAS

El Cobre, Plata y Oro son bastante dúctiles y maleables, y tienen altas densidades y puntos de

fusión. El cobre y el oro tienen color amarillo característico mientras la plata es casi blanca. La

53

Ing. Luis Valencia Ch.plata es el mejor conductor conocido del calor y de la electricidad y es tan dúctil, que 1 gramo de

plata puede estirarse en un hilo de más de 1 milla de longitud.

4.- PROPIEDADES QUÍMICAS

El Cobre forma dos series de compuestos con los estados de oxidación de +1 y +2; los

compuestos cúpricos son en general más estables que los cuprosos en condiciones ordinarias. Sin

embargo, a altas temperaturas son más estables los compuestos cuprosos. Por la estabilidad de los

compuestos cúpricos, principalmente de las sales de ácidos oxigenados, son más familiares que

los cuprosos.

El Cobre no es atacado por ácidos reductores como HCl y H2SO4 diluido en ausencia de oxígeno.

Sin embargo, reacciona con ácidos oxidantes como HNO3 y H2SO4 concentrado. Muchos ácidos

reaccionan con el cobre en presencia de aire: aun el extremadamente débil ácido carbónico

convierte gradualmente el cobre en un carbonato básico de cobre, Cu(OH)2· CuCO3; muchas de

las sales básicas son ligeramente solubles en agua. El cobre reacciona fácilmente con el azufre y

los halógenos, dando compuestos binarios. Todas las sales solubles de cobre son venenosas.

Los iones cúpricos son azules en forma hidratada, Cu(H2O)4+2 e incoloros en forma anhidra

Cu+2. Los iones cuprosos, Cu+, son incoloros y sólo pueden existir en forma anhidra, ya que

sufren oxidación-reducción en solución:

2 Cu+ → Cu+2 + Cu

El óxido cuproso rojo, Cu2O, puede prepararse calentando cobre en oxígeno a 1.000oC o por

disociación de óxido cúprico a alta temperatura:

4Cu + O2 → 2Cu2O

4CuO → 2Cu2O + O2↑

El óxido cuproso es un buen agente reductor, ya que tiende a convertirse e la forma cúprica.

El óxido cúprico negro, CuO, puede prepararse calentando cobre finamente pulverizado en

exceso de oxígeno:

2 Cu + O2 → 2 CuO

También puede prepararse calentado hidróxido cúprico:

Cu(OH)2 → CuO + H2O

El hidróxido cuproso, CuOH, es un compuesto amarillo, inestable; mientras que el hidróxido

cúprico, Cu(OH)2, es compuesto claramente estable, azul pálido, que puede prepararse añadiendo

una base a una solución de sal cúprica. Ambos compuestos son sólo ligeramente solubles en

agua:

Cu+2 + 2 OH- → Cu(OH)2↓

Los hidróxidos cuproso y cúprico son bases débiles. La hidrólisis de sus sales da, por

consiguiente, soluciones ligeramente ácidas.

Cuando el óxido cuproso, Cu2O, se disuelve en H2SO4, se obtienen iones cúpricos, Cu+2 debido a

la autooxidación-reducción de los iones cuprosos:

Cu2O(s) + H2SO4 → Cu(s) + CuSO4 + H2O

54

Ing. Luis Valencia Ch.El sulfato cuproso, Cu2SO4, es un compuesto muy inestable. El sulfato cúprico, CuSO4, forma

una serie de hidratos según la temperatura. La sal anhidra es blanca. El pentahidrato CuSO4. 5

H2O se llama comúnmente vitriolo azul, y es uno de los sulfatos más conocidos. El sulfato

cúprico se prepara normalmente de dos maneras para usos comerciales:

1.- El cobre se oxida en presencia de ácido sulfúrico:

2 Cu + 2 H2SO4 + O2 → 2 CuSO4 + 2 H2O

2.- El sulfuro cúprico se oxida a sulfato por el aire:

CuS + 2 O2 → CuSO4

Los compuestos cuprosos forman iones complejos negativos como Cu(CN)2-.

La Plata existe en el estado de oxidación + 1 en muchos compuestos. La acción de agentes

oxidantes fuertes sobre la plata produce un compuesto al que se supone la fórmula AgO. Sin

embargo, se descompone fácilmente en plata y oxígeno.

La plata no es muy activa químicamente. Se oxida por el ozono, pero no por el oxígeno

molecular. Los halógenos reaccionan lentamente con ella, mientras el azufre y muchos de sus

compuestos reaccionan formando el sulfuro de plata, Ag2S.

4 Ag + 2 H2S + O2 → 2 Ag2S + 2 H2O

La plata no desplaza al hidrógeno de los ácidos, pero reacciona con agentes oxidantes como

HNO3 y H2SO4 concentrado, liberando óxidos de nitrógeno y azufre, respectivamente. Con

HNO3 concentrado, la plata forma NO2 gaseoso:

Ag(s) + 2 H+ + NO3- → Ag+ + H2O + NO2(g)

El óxido de plata se descompone fácilmente por el calor:

2 Ag2O → 4 Ag + O2↑

El sulfato de plata, Ag2SO4, precipita de la solución cuando reacciona plata y H2SO4 concentrado:

2 Ag + 2 H2SO4 → Ag2SO4↓ + 2 H2O + SO2↑

El sulfuro de plata, Ag2S, se forma como precipitado negro cuando se pasa H2S a través de una

solución de sal de plata:

2 AgNO3 + H2S → Ag2S↓ + 2 HNO3

Igual que otros elementos de transición, la plata forma una serie de iones complejos. Cuando se

añade un exceso de NH4OH a AgCl, la plata pasa a la solución como iones complejos

amoniacales, Ag(NH3)2+:

AgCl + 2 NH3 → Ag(NH3)2Cl

Ag(NH3)2Cl ⇄ Ag(NH3)2+ + Cl-

Sales de plata ligeramente solubles reaccionan con cianuros, formando iones complejos

cianurados solubles, Ag(CN)2- y con tiosulfatos dando los iones complejos Ag(S2O3)2

-3.

El Oro forma dos series de compuestos, aurosos y aúricos, con números de oxidación +1 y +3

respectivamente. Cuando los iones aurosos y aúricos están en solución, se establece el siguiente

equilibrio:55

Ing. Luis Valencia Ch.3 Au+ ⇄ Au +3 + 2 Au

Cuando la concentración de Au+3 es suficientemente grande, ocurre una hidrólisis dando Au2O3.

2 Au+3 + 3 H2O → Au2O3↓ + 6 H+

Ya que el oro es el último metal de la serie electromotriz, todos los otros metales reducirán a los

iones del oro en solución.

Al contrario que el cobre y la plata, el oro no es atacado por el aire atmosférico. Ni reacciona con

ninguno de los ácidos comunes, pero se disuelve en agua regia por la formación de un cloruro de

oro complejo y estable AuCl4-. Los halógenos atacan al oro fácilmente cuando están calientes. La

energía de formación de los compuestos de oro es relativamente baja, lo que significa que se

descompondrán fácilmente por el calor.

El oro forma dos óxidos estables, el óxido auroso, Au2O, de color violeta, y el óxido aúrico,

Au2O3, de color marrón y un óxido inestable, AuO. El óxido auroso es básico y se descompone

fácilmente en agua, dando Au y Au2O3; el óxido aúrico muestra propiedades ácidas.

El hidróxido aúrico, Au(OH)3, puede precipitarse por la acción de bases fuertes sobre el ácido

cloroaúrico o sus sales:

HAuCl4 + 4 NaOH → 4 NaCl + H2O + Au(OH)3↓

El oro forma los cianuros complejos, el aurocianuro sódico, NaAu(CN)2, y auricianuro sódico,

NaAu(CN)4, por reacción entre NaCN y las sales aurosas y aúricas respectivamente. Los dos se

usan en electrodeposición.

5.- OBTENCIÓN

Metalurgia del cobre.- Muchos procesos metalúrgicos suponen el uso de minerales sulfurados

de cobre y cada tipo de mineral requiere tratamiento metalúrgico especial. Describiremos primero

el proceso efectuado tratando menas sulfuradas. La presencia de sulfuro de hierro complica

grandemente la metalurgia de los sulfuros de cobre. El mineral triturado contiene del orden del

5% en cobre. Se trata usualmente por el proceso de flotación, que da un concentrado

aproximadamente de un 30% en cobre. El concentrado se tuesta entonces para convertir el hierro

en FeS y FeO. En este proceso se desprende SO2, que en algunas Plantas se convierte en H2SO4.

El producto existe ahora en forma de Cu2S, FeS y FeO.

La siguiente etapa es la fusión. Los Cu2S, FeS y FeO se mezclan con sílice y caliza y se pasan a

un horno de chimenea abierta donde los sulfuros y el óxido funden juntos en una masa llamada

mata. La escoria se separa en la superficie. La mata se trata después en un convertidor Bessemer,

donde se añade sílice y se insufla aire caliente a través dc la masa fundida. En esta etapa, el FeS

se convierte en FeO y se forma una escoria de silicato:

2FeS + 3O2 → 2FeO + 2SO2↑

FeO + SiO2 → FeSiO3

La escoria se separa y se insufla otra vez aire caliente en la masa fundida, lo que produce una

serie de reacciones de las que el cobre es el producto final:

2Cu2S + 3O3 → 2Cu2O + 2SO2↑

56

Ing. Luis Valencia Ch.2Cu2O + Cu2 → 6Cu + SO2↑

El cobre producido por este sistema se llama cobre de burbuja porque las burbujas de los gases

que escapan quedan en la superficie del metal cuando se vierte en moldes El cobre de burbuja

contiene un 3% de impurezas y no es apto para mucho usos. Un proceso de refinado preliminar

llamado poling supone el paso de una corriente de aire sobre la superficie del cobre de burbuja

fundido para oxidar las impurezas metálicas El cobre fundido se agita entonces con troncos de

madera verde para reducir el óxido cuproso que pudiera haberse formado.

El cobre de burbuja se refina usualmente por electrólisis. Se coloca en placas que pesan unas 300

libras que se usan como ánodos en células electrolíticas en las que el electrolito es solución de

sulfato de cobre acidificada con H2SO4. Los cátodos son tiras finas de cobre. Cuando la corriente

circula a través, de la solución, el cobre del ánodo pasa a la solución como iones Cu+2, mientras

que éstos se depositan como cobre libre en el cátodo. Trazas de metales en el ánodo como oro,

plata, platino, selenio, teluro, caen al fondo del recipiente como lodo anódico, del que pueden

recuperarse estos elementos. El cobre del cátodo se especifica en el comercio como de cinco

nueves o de cuatro nueves, significando 99,999 % ó 99,99 % de cobre puro. Algo de níquel

presente en el cobre de burbuja queda en el barro electrolítico en forma iónica y puede

recuperarse por electrólisis usando un voltaje diferente del utilizado para depositar el cobre.

Muchos fundientes están equipados con precipitadores Cottrell, lo que permite una recuperación

más, completa de muchos metales valiosos que de otro modo se perderían.

El cobre se recupera usualmente de las menas de óxido y carbonatos, tratándolos por un proceso

de colada. El mineral se trata primero con ácido, como H2SO4, para formar un compuesto soluble

de cobre:

Cu(OH)2·CuCO3 + 2H2SO4 2CuSO4 + 3H2O + CO2↑

El cobre se recupera entonces por refinado electrolítico o por precipitación con hierro:

Cu+2 + Fe Fe+2 + Cu↓

Una considerable cantidad de cobre nativo se extrae de los yacimientos de cobre. Las masas de

cobre se encuentran dispersas entre las rocas, que se pulverizan, y la mena se separa de la ganga

principalmente por flotación. El concentrado se funde y se trata de forma parecida a los minerales

sulfurados.

Metalurgia de la plata.- La plata se obtiene por el proceso de lixiviación con cianuro a partir de

sus minerales. El método se basa en la tendencia del cianuro sódico a disolver la plata y sus

compuestos en presencia de oxígeno:

4 Ag + O2 + 2 H2O + 8 CN- → 4 Ag(CN)2- + 4 OH-

Los minerales se dividen finamente, se mezclan con solución de cianuro y se dejan lixiviar

durante un tiempo mientras se disuelve lentamente el Ag2S. el ión complejo soluble, Ag(CN)2- se

forma entonces y se añade zinc para desplazar la plata del complejo:

Zn + 2 Ag(CN)2- → Zn(CN)4

-2 + 2 Ag↓

La plata se refina electrolíticamente en un baño de nitrato de plata. Las menas sulfuradas a veces

se tuestan para oxidar el sulfuro a sulfato. El sulfato se lixivia con agua y la plata se recupera por

electrólisis.

57

Ing. Luis Valencia Ch.La plata que está asociada con otros minerales, normalmente en estado libre, queda con el metal

base del que se recupera durante el proceso de refinado. El lodo argentífero de los baños

electrolíticos de cobre se disuelve en ácido nítrico y se recupera por electrólisis.

El Proceso Parkes se ha desarrollado específicamente para separar la plata del plomo. Se añade

1 % de zinc al plomo fundido para formar una aleación zinc-plata con mayor punto de fusión y

menor densidad que el plomo. Si la temperatura se mantiene entre 327 y 420oC, la aleación flota

semisólida en el plomo fundido y puede ser separada. Se destila entonces el zinc y la plata queda

como residuo. La plata todavía contiene plomo que debe separarse en un proceso llamado

copelación, que supone el calentamiento del metal fundido en un soplador de aire (recipiente

poroso de poco fondo) para convertir el plomo en óxido, que puede entonces separarse. El oro

asociado a la plata se separa electrolíticamente. La plata se deposita en el cátodo, mientras que el

oro se recoge en forma de lodo cerca del ánodo.

Metalurgia del oro.- Los depósitos de oro de aluvión se trabajan usualmente por métodos de

minería de placeres, que pueden efectuarse de varias maneras. Un modo simple supone el lavado

de la arena y grava de los hechos de las corrientes en un caldero. Hay métodos hidráulicos

modernos en los que poderosos chorros de agua se dirigen contra diques de corriente o laderas,

que se desploman y se desvían entonces hacia cajas de lavado con fondos rizados. Pero,

cualquiera que sea el método, el principio básico es el mismo. Las pesadas partículas de oro des-

cenderán al fondo de la caja de lavado mientras las arenas y gravas más ligeras serán arrastradas

fuera por el agua.

El oro que se encuentra como venas en el cuarzo se trabaja normalmente por amalgamación. En

este proceso, el mineral se pulveriza en un molino triturador y el lodo que se forma se lava

entonces, sobre placas de cobre amalgamado. El oro se disuelve en la amalgama, que

periódicamente se quita de las placas por raspado y se reemplaza por mercurio nuevo. El

mercurio se recupera por destilación, consistiendo principalmente el residuo en oro y plata.

El proceso de amalgamación separa sólo la mitad del oro del mineral. Con minerales más ricos,

los restos se trabajan después con una solución de cianuro, usualmente sódico, que disuelve al oro

y forma un complejo soluble, NaAu(CN)2. El oro se recupera por electrólisis, o por

desplazamiento con zinc. La última etapa del proceso de refinado es la copelación.

METALES DEL GRUPO II B

1.- CARACTERÍSTICAS

El grupo IIB contiene los elementos Zinc, Cadmio y Mercurio. En los átomos de cada uno de

estos elementos, la penúltima capa ha alcanzado el máximo de 18 electrones, lo que indica que el

número de electrones de valencia continuará creciendo hasta formar un máximo de 8 en los gases

nobles. Los metales del grupo IIB no son de transición porque en el subnivel energético “d ” no

poseen electrones que sean de valencia. Estos elementos se encuentran principalmente en el

estado de oxidación +2.Aaunque el mercurio tiene un estado adicional de +1.

Los electrones están muy compactos en los átomos de zinc, cadmio y mercurio, igual que los

metales de transición, como lo demuestran sus densidades. Un átomo de mercurio es ligeramente

mayor que uno de magnesio.

58

Ing. Luis Valencia Ch.En hidróxidos como Mg(OH)2, el enlace metal-oxígeno es más débil que el oxígeno-hidrógeno.

Tales compuestos tienden a disociarse sólo en iones metálicos y OH-.

2.- ESTADO NATURAL

El Mercurio es, el único elemento que exis te en estado libre , pero sólo en pequeñas cantidades.

Los minerales de mercurio se encuentran en España, Italia y oeste de Estados Unidos; grandes

depósitos de minerales de Zinc se encuentran en Nueva Jersey, Oklahoma, Missouri y Kansas, en

Estados Unidos. El Cadmio en España. El cadmio se encuentra principalmente en forma de

carbonato y sulfuro asociado con minerales de zinc. Entre los minerales se tienen: Esmithsonita,

ZnCO4; Blenda, ZnS; Willemita, Zn2SiO4 ; Zinquita, ZnO; Greenockita, CdS; Cinabrio, HgS.

3.- PROPIEDADES FISICAS

Zinc, Cadmio y Mercurio se clasifican como metales pesados por sus densidades relativamente

altas.

El Zinc es un metal blanco azulado que forma una masa cristalina quebradiza cuando el metal

fundido solidifica lentamente. Entre 100 y 150ºC, los átomos de cinc se reagrupan, y el metal se

vuelve bastante maleable y fácil de trabajar. Por encima de 150º C, se vuelve bastante

quebradizo. El zinc es una excepción porque sus puntos de fusión y ebullición dependen de su

tratamiento calorífico previo.

El Cadmio es blando y mucho más maleable que el zinc a temperatura corriente. No muestra

evidencia de transición entre estados, como el cinc.

El Mercurio tiene un brillo metálico plateado y es el único metal que existe en estado líquido en

condiciones corrientes. Comúnmente se llama azogue.

4.- PROPIEDADES QUIMICAS

El vapor de Zinc arde en el aire y forma ZnO. No obstante, el zinc no se corroe cuando está

expuesto al aire porque una delgada película de carbonato básico se forma en su superficie y

actúa como recubrimiento protector. Los ácidos y bases fuertes reaccionan con zinc liberando

hidrógeno, formando el metal el ion zincato ZnO2-2, que existe en forma hidratada Zn(OH)4

-2:

Zn + 2OH- + 2H2O → Zn(OH)4-2 + H2↑

El óxido de zinc, ZnO, es sólo ligeramente soluble en agua. Grandes cantidades se preparan

comercialmente tostando los sulfuros minerales y reduciéndolos con carbón y quemando los

vapores de zinc en aire para dar ZnO. El óxido se recoge en sacos filtrantes o se deposita por

medio de precipitadores Cottrell.

El hidróxido de zinc, Zn(OH)2, que es un compuesto anfótero, puede prepararse añadiendo una

base fuerte a una solución de sal de zinc:

Zn+2 + 2 OH- → Zn(OH)2↓

Muchos compuestos de zinc pueden preparase tratando el metal, óxido, acrbonato o sulfuro con

ácidos. El sulfato de zinc, ZnSO4. 7 H2O, llamado vitriolo blanco, se forma cuando el metal,

óxido, carbonato o sulfuro reacciona con H2SO4:

ZnCO3 + H2SO4 → ZnSO4 + H2O + CO2↑

Los haluros de zinc están ligeramente disociados en iones en solución acuosa; ellos y algunas

59

Ing. Luis Valencia Ch.otras sales se hidrolizan parcialmente y forman sales básicas de zinc:

ZnCl2 + H2O ⇄ Zn(OH)Cl + HCl

El sulfuro de zinc, ZnS, es precipitado por el sulfuro amónico como sólido blanco, algo

gelatinoso, a partir de soluciones de zinc:

Zn+2 + (NH4)2S → 2 NH4+ + ZnS↓

Las sales de zinc forman un complejo amoniacal soluble, Zn(NH3)4+2. Añadiendo NH4OH a una

solución de sal de zinc, da un precipitado gelatinoso blanco de Zn(OH)2 que es soluble en exceso

de NH4OH:

Zn+2 + 2 NH4OH → 2 NH4+ + Zn(OH)2↓

Zn(OH)2 + 4 NH3 → Zn(NH3)4(OH)2

El Cadmio forma prácticamente todos los compuestos característicos de los metales, como el

óxido, CdO, y el hidróxido, Cd(OH)2, los cuales son sólidos blancos insolubles; los haluros

CdBr2 y CdI2; el sulfuro CdS, sólido amarillo usado como pigmento en pintura; el sulfato

hidratado, 3 CdSO4·8 H2O, y el nitrato, Cd(NO3)2·4H2O. Las sales de cadmio, como las de

zinc, forman complejos amoniacales solubles como Cd(NH3)4+2, y cianuros complejos como

Cd(CN)4-2. Igual que los haluros de zinc, los de cadmio, en soluciones acuosas, sólo están

ligeramente disociados en iones.

El Mercurio forma dos series bien conocidas de compuestos: los mercuriosos, con números de

oxidación +1, y los mercúricos, con número de oxidación +2. Los átomos en el estado mercurioso

poseen la propiedad peculiar de existir apareados dando iones, Hg2+2, en los que los dos átomos

están unidos aparentemente por un enlace covalente. La ionización del cloruro mercurioso,

Hg2Cl2 en agua, deberá ser, por consiguiente, representada por la ecuación:

Hg2Cl2 ⇄ Hg2+2 + 2 Cl-

Los compuestos mercúricos existen en la forma más simple y se ionizan de forma normal:

Hg(NO3)2 ⇄ Hg+2 + 2 NO3-

Los iones mercúricos se reducen en solución a mercuriosos, Hg2+2 por la acción del mercurio

libre:

Hg+2 + Hg Hg+2

El mercurio se combina lentamente con el oxígeno formando el óxido mercúrico rojo, HgO, y se

combina directamente con azufre y halógenos. Es fácilmente atacado por ácidos oxidantes, como

HNO3 y H2SO4 concentrado, pero no por H2SO4 diluido.

El mercurio disuelve todos los metales, excepto muchos de los de transición, dando productos

llamados amalgamas. Recuérdese que las placas de cobre amalgamado se usan para disolver oro

de los minerales.

El óxido mercúrico, HgO, es débilmente básico, mientras que el óxido mercurioso, Hg2O, se

descompone espontáneamente en HgO y Hg. Los hidróxidos son inestables y pierden fácilmente

agua para dar el óxido. El óxido mercúrico puede prepararse como un sólido rojo cristalino,

calentando nitrato mercúrico:

2 Hg(NO3)2 → 2 HgO + 4 NO2↑ + O2↑

Cuando se añade una base fuerte a una solución de sal mercúrica, precipita una forma amarilla de

HgO, procediendo el color del estado de subdivisión de las partículas.

Todos los compuestos solubles de mercurio son bastante venenosos.60

Ing. Luis Valencia Ch.El sulfuro mercúrico, HgS, cuando se precipita de una solución de sales mercúricas con H2S, es

un sólido negro, insoluble en agua y ácidos, diluidos y concentrados. No obstante, cuando se

prepara en forma cristalina, el HgS es un sólido rojo.

El nitrato mercurioso, Hg2(NO3)2·2H2O puede prepararse por la acción del HNO3, diluido y frío

sobre un exceso de mercurio. El mercurio libre mantiene los iones reducidos en estado

mercurioso:

6Hg + 8HNO3 3 Hg2(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑

El nitrato mercúrico, Hg(NO3)2·2H2O, puede prepararse por acción de un exceso de HNO3

concentrado sobre el mercurio:

Hg + 4HNO3 Hg(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑

Los iones mercúricos forman los iones complejos amoniacales Hg(NH3)2+2. Muchos compuestos

de mercurio reaccionan con amoníaco, formando compuestos más bien que iones complejos

amoniacales.

5.- OBTENCIÓN

Metalurgia del zinc.- El mineral se convierte primero en óxido, ZnO, dependiendo el proceso de

la composición del mineral. El carbonato de zinc se tuesta y forma ZnO yCO2:

ZnCO3 → ZnO + CO2↑

La esfalerita, ZnS, conocida también por blenda, se concentra por flotación y se tuesta entonces

para dar el óxido:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2↑

En muchas Plantas, el subproducto SO2, se convierte en H2SO4. El ZnO se funde calentándolo

con coque finamente molido, lo que reduce al zinc a elemento libre:

ZnO + C → Zn↑ + CO↑

El proceso industrial por el que se efectúa la etapa de reducción anterior es posible porque el

zinc se vaporiza a la temperatura requerida para la reducción.

Hace pocos años, dos procesos de retorta vertical para reducir el zinc a ZnO se han desarrollado

en Estados Unidos el proceso “de los humos” y el “electrotérmico”. En el primero, las retortas

tienen, aproximadamente, uno por seis pies de sección transversal y unos 35 de alto. Se hacen de

ladrillos de carburo de silicio, que son altamente refractarios y buenos conductores del calor; la

operación es continua. Las retortas se mantienen a unos 1250º C quemando un combustible

gaseoso en un quemador que rodea toda la retorta. La carga consiste en ZnO y ladrillo bituminoso

y carbón de antracita finamente molido que se añaden por la parte superior de la retorta. La carga

baja a través de la retorta calentada, donde la reducción tiene efecto. El zinc se vaporiza y pasa a

través de la retorta junto con los gases, principalmente CO. El vapor de zinc se recoge entonces

en un condensador diseñado especialmente para operaciones de alta capacidad. El metal obtenido

se moldea en planchas (llamadas primeramente peltres), que contienen impurezas, principalmente

plomo, cadmio y hierro. La plancha de zinc puede retinarse por condensación a reflujo

(destilación) que da un producto de más del 99,99 % de pureza.

61

Ing. Luis Valencia Ch.En el proceso electrotérmico, el ZnO se sintetiza y mezcla con coque molido. Entonces esta carga

se precalienta y se introduce en retortas cilíndricas de más de 12 pies de diámetro y 46 de alto. El

vapor de zinc y los gases de la reducción pasan a condensadores de alta capacidad, donde se

recoge el zinc y se moldea en planchas.

El proceso de retorta vertical es mejor que el viejo Proceso Belga, en el que la mezcla de ZnO y

coque o antracita finamente molida se coloca en retortas cilíndricas de arcilla de unos 5 pies de

largo por 1 de diámetro. Un extremo de la retorta se mantiene abierto para la carga y la

separación de residuos. Se adaptan condensadores en los finales de las retortas para recoger el

zinc, que se retira a intervalos. Las reacciones son similares a las del proceso de retorta vertical.

El CO arde en la boca de cada condensador y algo del gas se recupera para usarlo como

combustible.

Se ha desarrollado un proceso electrolítico en años recientes que da un producto comparable en

pureza con el que se obtiene por otros métodos. En este proceso, el ZnO se disuelve en H2SO4, y

forma una solución de ZnSO4. Se añade entonces zinc pulverizado para precipitar metales menos

activos, ya que éstos se depositarían en el cátodo junto con el zinc electrolítico. Los minerales

complejos son particularmente adaptables al método electrolítico porque en el proceso de

purificación pueden recuperarse metales valiosos.

Metalurgia del Cadmio.- La metalurgia del cadmio es similar a la del zinc. Cuando el óxido de

zinc que contiene cadmio se calienta en retortas verticales, el cadmio destila antes que le zinc

porque tiene menor punto de ebullición

Metalurgia del Mercurio.- El cinabrio es la principal mena de mercurio y rara vez contiene más

del 1% de HgS. El mineral usualmente se concentra por el proceso de flotación y el concentrado

se tuesta, dando mercurio libre y SO2:

HgS + O2 → Hg + SO2↑

Los vapores de mercurio se condensan en largas chimeneas. Le mercurio se vende

comercialmente en grandes frascos de 76 libras.

Tema 3

COMPLEJOS O COMPUESTOS DE COORDINACION

1.- INTRODUCCION

Los complejos se llaman también compuestos de coordinación o complejos metálicos y

usualmente incluyen al menos un metal de transición. Los iones o moléculas que rodean al

metal se llaman ligandos. Un ligando enlazado a un ion central se dice que está coordinado al

ion. Los complejos tienen multiples aplicaciones en áreas como la bioquímica en las enzimas o

en la farmacología tratando intoxicaciones por EDTA. Por último cabe mencionar que para

estudiar las propiedades ópticas de los complejos los químicos utilizan la teoría del campo

cristalino. Debido a sus características los átomos de los elementos metálicos tienden a perder

electrones en las reacciones químicas en las que participan.

62

Ing. Luis Valencia Ch.Sin embargo estos iones metálicos con carga positiva, o cationes rara vez existen en estado libre

en la naturaleza, poseen una relación carga/radio tan elevada que rápidamente interactúan con

otros iónes, átomos o moléculas, para adquirir una estructura que resulte temodinámicamente más

estable, ya sea interactuando con iones de carga negativa, lo que se traduce en una reducción de

la carga total del compuesto; o con moléculas neutras, lo que provoca un aumento del radio

molecular y una consiguiente disminución de la relación carga/radio.

Dentro de los compuestos de coordinación, a las moléculas o iones que rodean al catión central se

les denomina "agentes ligantes" o simplemente "ligandos".Los cationes metálicos casi siempre

se encuentran en la naturaleza formando algún tipo de complejo que los estabiliza; con mucha

frecuencia el agente acomplejante suele ser el solvente donde se encuentra disuelto.

Normalmente los ligandos son aniones, moléculas polares o fácilmente polarizables que poseen

pares de electrones de valencia no compartidos, tales como H2O, NH3, X-, RCN-, etc. La unión

entre catión y ligando es en principio de naturaleza electrostática, el par de electrones del ligando

es intensamente atraído por la alta carga del catión, forzando a la molécula o anión que lo posee a

acercarse.

La composición de dichos compuestos era más compleja que lo usual: CoCl3.6NH3,

Co(SCN)2. 2NaSCN, KCl.MgCl2.6H2O. Atendiendo a esta característica se les llamó

“complejos” y su estudio y aplicación alcanzó tal nivel de desarrollo que en la actualidad

constituye una de las grandes ramas de la Química Inorgánica: la Química de Coordinación. 

 

2.- DEFINICION DE COMPLEJO.

 

Cuando una base de Lewis (donante de electrones), a la que se le llama ligando, se une a un

ácido de Lewis (aceptor de electrones) por medio de un par de electrones libres, se forma un

enlace coordinado o dativo tipo σ que da lugar a una nueva especie compleja o aducto, con

características propias y diferentes a las de las especies que la originaron. Un ejemplo

particular puede ser el siguiente:

 

BCl3(solv) + :Ö (C2H5)2 = Cl3B - O(C2H5)2 (solv)

ácido base complejo o aducto

 

Inicialmente se pensó que este tipo de complejos debía formarse mayoritariamente con

metales de transición, ya que éstos se caracterizan por la posesión de orbitales d o f vacíos,

y por lo tanto pueden ser ácidos de Lewis, pero posteriormente esta idea se ha desechado al

encontrarse numerosos ejemplos de este tipo de compuestos con metales representativos y

hasta con elementos semimetálicos.

 

Puede definirse un Complejo como: “una entidad de coordinación compuesta de un

átomo central, generalmente metálico, unido a otros átomos o grupos de átomos que se

denominan ligandos”. Según esta definición, la coordinación a elementos no metálicos es

Química de Coordinación en el sentido más amplio. Para distinguir una especie de este tipo, 63

Ing. Luis Valencia Ch.al escribir su fórmula ésta se encierra entre corchetes, tanto si es neutra como si está

cargada, ejemplos: [Ni(CN)4]2-, [Fe(CO)5], [Cr(NH3)6]3+.

3.- CARGA Y NUMERO DE COORDINACION

La carga total del ión complejo se determina por la sumatoria de las cargas del catión central,

más las cargas de todos los ligantes que participan.

Carga neta del complejo = Σcargas de todos los ligandos + carga del átomo central

Por ejemplo en el ión ferrocianuro [Fe(CN)6], la carga del catión es +3, y cada uno de los iones

cianuro posee carga -1, luego:

Carga neta del complejo = 6(1-) +( 3+) = 3-

que es la carga total del ión complejo

Otro ejemplo, en el complejo [Ni(CN)4]2-, se tiene que la carga de los ligandos CN- es -1, por

lo que: 

Carga neta del complejo = 4(1-) + ( 2+) = 2-

Este concepto permite determinar en algunos casos el número de oxidación del átomo

central. Por ejemplo, en el complejo [Fe(CO)5], el CO es un ligando neutro, y si la carga del

complejo es cero, necesariamente el número de oxidación del metal tiene que ser cero.

Los ligandos se unen al ión central en una región bastante próxima al mismo llamada esfera de

coordinación que es el lugar en el espacio donde es posible que los electrones del ligando

interactúen con los orbitales vacíos del catión. Cada uno de los átomos del ligando que accede a

la esfera de coordinación para aportar un par de electrones no compartidos se denomina átomo

donador.

El "numero de coordinación" de un complejo es directamente el número de átomos

donadores que participan en el mismo. Éste es igual al número de enlaces σ formados entre el

átomo central y los ligandos.

Este valor depende del tamaño del catión central y del tamaño de los ligantes que participan en

el complejo. Por ejemplo el hierro Fe3+ se coordina con hasta 6 aniones fluoruro para formar el

complejo [Fe(F)6]3- (número de coordinación=6), pero sólo puede coordinarse con hasta 4 iones

cloruro [Fe(Cl)4]- (número de coordinación=4) debido al tamaño mayor de éste último.

4.- LIGANDOS

Los aniones o moléculas capaces de actuar como ligandos deben poseer átomos que posean al

menos un par de electrones de valencia no compartidos. Estos átomos se encuentran en la

esquina superior derecha de la tabla periódica, de los más importantes son el oxígeno y el

nitrógeno, dando paso luego al carbono, fósforo, azufre, cloro, flúor, etc.

Los ligandos suelen clasificarse, en ligandos monodentados y polidentados.

Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan ligandos

monodentados", mientras que las que poseen más de un átomo donador reciben el nombre de

ligandos polidentados o agentes quelantes

64

Ing. Luis Valencia Ch.4.1.- LIGANDOS MONODENTADOS

Los ligandos de este tipo poseen un único punto de unión al ión metálico (monodentado del

griego un único diente). Comúnmente se trata de moléculas pequeñas, que poseen un único

átomo donador de electrones tales como el NH3, el H2O, o los aniones X- (halogenuro), RO-

(alcóxido), o alquilo (R-) entre otros. El NH3, por ejemplo, tiene un solo átomo donante: el

nitrógeno.

Cuando se forma un complejo a partir de un ligando monodentado se alteran notoriamente las

propiedades de solubilidad del catión, en general esto debido a que el acomplejamiento provoca

un aumento en el tamaño del ion, lo que a su vez conlleva una disminución en la fuerza de

atracción entre el catión y sus contraiones. Esto por lo general provoca un aumento en la

solubilidad del ión, o, mejor expresado, una disminución de su tendencia a precipitar.

4.2.- LIGANDOS POLIDENTADOS O QUELATOS

El nombre Quelato (en inglés "Chelate") se deriva de la palabra griega "Chela", que significa

Pinza, porque el anillo que se forma entre el quelante y el metal es similar en apariencia a los

brazos de un cangrejo con el metal en sus pinzas. Son los ligandos que se pueden enlazar al

átomo central simultáneamente por dos o más átomos donadores formando Quelatos, como por

ejemplo: la etilendiamina, NH2CH2CH2NH2, tiene dos centros activos por lo que comúnmente se

enlaza al átomo central a través de ambos átomos de nitrógeno simultáneamente,formando un

complejo que se conoce como tipo Quelato.

5.-ESFERA DE COORDINACION INTERNA Y EXTERNA

 

La esfera de coordinación interna.- Es el conjunto del átomo central más los ligandos

enlazados por los enlaces de coordinación. Se puede reconocer por los corchetes que la

encierran al escribir su fórmula.

 

La esfera de coordinación externa.- Es el conjunto de otras especies que se encuentran

vinculadas al complejo por fuerzas de unión débiles. Este concepto alcanza su verdadera

dimensión en disolución acuosa donde las moléculas de agua forman la esfera de coordinación

externa junto con otras especies aniónicas o polares presentes.

 

6.- REGLAS DE NOMENCLATURA Y NOTACION.

 

Para escribir las fórmulas de los complejos deben seguirse las siguientes reglas

aprobadas por la IUPAC:

1. Primero se escribe el átomo central. A él siguen los ligandos aniónicos en orden

alfabético del primer símbolo de su fórmula. Luego siguen los ligandos neutros en igual

orden alfabético. Si dos ligandos comienzan con el mismo símbolo, se tendrá en cuenta

el número de estos elementos que hay en la fórmula en orden creciente. Si el número es

igual en ambos ligandos, se tendrá en consideración el segundo elemento de su fórmula.

Los ligandos polidentados se incluyen dentro del tipo de ligando (anión o neutro) en el

orden alfabético del primer símbolo correspondiente a su fórmula global. 65

Ing. Luis Valencia Ch.2. La entidad de coordinación se cierra con corchetes.

3. Cuando los ligandos son poliatómicos sus fórmulas se encierran entre paréntesis, al

igual que las abreviaturas de ligandos que las requieran. Algunas abreviaturas son: en -

etilendiamina, ox - oxalato, py – piridina, EDTA - ácido etilendiamintetraacético, acac

– acetilacetonato, dmso – dimetilsulfóxido, entre otros.

4. Se especifica como subíndice a la derecha del símbolo o paréntesis, el número de

ligandos de cada tipo.

 

Algunos ejemplos son:

 

[Al(OH)(H2O)4(NH3)]2+ Na[PtBrCl(NO2)(NH3)] [Co(en)2(NH3)2]Cl3

 

Para nombrar los complejos, las reglas son las siguientes:

1. Los ligandos se nombran en orden alfabético de sus nombres sin tener en cuenta su

carga, antes de nombrar el átomo central.

2. Los ligandos neutros o catiónicos generalmente no cambian su nombre, aunque algunos

como el agua y el amoníaco cambian a acuo y ammín respectivamente.

3. Para nombrar el número de ligandos se emplean dos tipos de prefijos: los simples di-,

tri-, tetra-, etc., que son los comúnmente empleados y otros que se usan cuando se trata

de ligandos con cierta complejidad estructural o cuando pueden surgir confusiones en

relación con el verdadero ligando. Estos prefijos son bis-, tris-, tetrakis-, etc. Así, si el

ligando es metilamina y hay dos de estos ligandos, se debe decir bis (metilamina) y no

dimetilamina, ya que la dimetilamina es otro ligando diferente. Cuando se utilizan los

prefijos complejos se debe encerrar entre paréntesis el nombre del ligando.

4. En el caso de ligandos ambidentados, luego de escribir el nombre del ligando, se

menciona el símbolo del átomo por el que se encuentra enlazado. Así, puede ser nitrito

– N - ó nitrito – O - , en dependencia de si el ion nitrito está enlazado por el nitrógeno o

el oxígeno respectivamente.

5. Cuando el complejo es catiónico o neutro, el nombre del átomo central no cambia, pero

cuando es aniónico, al nombre del metal se le adiciona la terminación –ato. En algunos

casos, se adopta el nombre latino del metal para evitar cacofonías. Ej: Fe – ferrato, Au –

aurato, Cu - cuprato, Ag – argentato.

6. Aunque existen varias formas de nombrar un complejo como un todo, adoptaremos la

que indica el número de oxidación del átomo central con cifras romanas y entre

paréntesis.

 

7.- ISOMERIA EN LOS COMPLEJOS.

 

Cuando se presentan dos o más compuestos que tienen la misma estequiometría y peso

fórmula, pero que poseen propiedades físicas y/o químicas diferentes, se dice que presentan

la propiedad de isomería, o simplemente que son isómeros.

66

Ing. Luis Valencia Ch. 

La isomería es un fenómeno que se presenta comúnmente en la Química Orgánica, no así

en la Química Inorgánica de los compuestos más simples, entre los cuales se encuentran

relativamente pocos ejemplos de compuestos isómeros. Sin embargo, en la Química de

Coordinación son frecuentes los casos en que se presentan amplias posibilidades, al menos

teóricas, de formar enlaces entre un átomo central y los ligandos correspondientes que

llevan al planteamiento de distintos isómeros.

 

Los isómeros deben tener alguna de las dos características siguientes:

 

a) Tener igual fórmula molecular, pero diferir en la forma en que los ligandos se

encuentran enlazados al átomo central.

b) Tener la misma forma de enlazarse al átomo central, pero que la disposición de los

ligandos en el espacio sea diferente.

 

Teniendo en consideración alguno o ambos de los dos criterios anteriores, se pueden

distinguir los siguientes tipos de isomería: Geométrica, Optica, de Ionización, De Enlace y

de Coordinación.

 

7.1.- ISOMERIA GEOMETRICA.

 

Esta es la isomería más importante en los complejos cuadrados y octaédricos. Los isómeros

geométricos se distinguen por la distinta posición de los ligandos en la esfera de

coordinación, ya que los átomos donantes iguales pueden ocupar posiciones vecinas o

posiciones opuestas uno con respecto al otro. En el caso en que sean vecinos se les

denomina isómeros cis, mientras que cuando están opuestos se llaman isómeros trans.

 

Los isómeros geométricos suelen diferir en una variedad de propiedades físicas que pueden

ser empleadas como diagnóstico en el reconocimiento del isómero en cuestión, entre ellas

el momento dipolo y los espectros UV – Visible.

 

5. 2.- ISOMERIA OPTICA.

 

Cuando dos moléculas de igual fórmula no se pueden superponer con su imagen especular

puede presentarse la isomería óptica. Los dos isómeros que cumplen esta condición se

llaman enantiómeros y a las moléculas que forman parte del par de enantiómeros se les

llama moléculas quirales. Los compuestos de coordinación quirales son de extraordinaria

importancia y a ellos se les dedica un estudio particular en cursos superiores de Química de

Coordinación.

 

Es interesante apuntar que los dos enantiómeros pueden coexistir en mezclas en cualquier

composición, pero si están en igual proporción, a la mezcla se le llama racémica.

67

Ing. Luis Valencia Ch. 

Hay dos formas prácticas para predecir cuándo un complejo tiene isomería óptica:

construir una imagen especular del complejo y comprobar que éste y su imagen son

diferentes

comprobar que en el complejo no existe ningún plano de simetría.

5.3.- ISOMERIA DE IONIZACION.

 

Este tipo de isómero se presenta cuando un ligando aniónico actúa como tal o como contra ion

en la esfera externa de coordinación del complejo. En muchos casos, la precipitación por

adición de ion Ag+ o las bandas de los espectros IR permiten diferenciar ambos complejos. Se

presenta en innumerables casos.

 

Ejemplos: [CoCl(NH3)5]SO4 y [Co(SO4)(NH3)5]Cl

[CoCl2(en)2]NO2 y [CoCl(NO2)(en)]Cl

 

Un caso particular de este tipo de isomería se da cuando los complejos presentan agua (o

moléculas del disolvente) en la esfera interna de coordinación. Si el ligando intercambiable es

el agua, se denomina isomería de hidratación (o de solvatación en general).

 

Ejemplo: [Cr(H2O)6]Cl3 [CrCl(H2O)5]Cl2.H2O y [CrCl2(H2O)4]Cl.2 H2O

5.4.- ISOMERIA DE ENLACE.

 

La presentan los complejos que tienen ligandos ambidentados: NO2-, NCS-, CN-, entre los

principales.

 

Por ejemplo, el SCN- puede enlazarse así: M — SCN ó M — NCS

tiocianato - S tiocianato – N

 

NO2- puede enlazarse

 

 

 

nitrito – N nitrito - O

 

 

5. 5.-.ISOMERIA DE COORDINACION.

 

Se presenta en complejos que tienen anión y catión complejo. La diferencia entre los isómeros

es que alguno o varios de los ligandos de la esfera interna están cambiados por los de la otra

68

Ing. Luis Valencia Ch.esfera interna, esto es, los ligandos se acomodan de diferente manera alrededor de los átomos

centrales.

 

Ejemplos: [Rh(en)3][IrCl6] [RhCl2(en)2][Ir(Cl4)(en)] [Ir(en)3][RhCl6]

 

Se debe aclarar que la predicción teórica de un isómero no significa que necesariamente éste

tenga existencia real. Es muy frecuente que un isómero sea mucho más estable que otro y por

tanto, sea ése el único que se puede obtener en la práctica.

6.- COLORACION DE LOS COMPLEJOS

Una sustancia posee color cuando absorbe determinadas longitudes de onda electromagnéticas

comprendidas dentro del rango visible.

La absorción de determinadas longitudes de onda es debida a la transición entre dos estados

energéticos de los electrones que forman los orbitales de un átomo, o los enlaces de una

molécula.

Cada tipo de electrón puede absorber sólo determinadas cantidades de energía, esto debido a la

naturaleza del orbital atómico o molecular que ocupa.

Como la diferencia de energía entre dos niveles electrónicos es igual a la energía del fotón

absorbido, es posible relacionar esta energía con la longitud de onda del fotón según:

ΔEelectrón=Efotón= hν = hc/λ

Donde: ΔE= Diferencia de energía, h=constante de Planck, ν= Frecuencia de la onda,

c=velocidad de la luz y λ=Longitud de onda

Luego cada transición electrónica absorbe determinadas longitudes de onda de luz. Si la

transición absorbe longitudes de onda dentro del rango visible (420 a 750 nm), entonces el

compuesto, al ser iluminado con luz blanca, se ve coloreado; y precisamente del color

complementario al color absorbido. Por ejemplo un compuesto que absorbe luz roja mostrará un

color compuesto por los colores azul y verde que no son absorbidos, uno que absorba el color

verde mostrará color violeta (rojo y azul), uno que absorba azul mostrará color amarillo (verde y

rojo), etc.

Los colores notablemente intensos y vistosos de los compuestos de coordinación están

determinados por la diferencia de energía (D) entre los conjuntos de orbitales eg y t2g en sus iones

complejos. Cuando el ion absorbe luz en el intervalo visible, los electrones son excitados (saltan)

del nivel de energía más bajo t2g al más alto eg.

Por ejemplo si consideramos al ion [Ti(H2O)6]3+, el cual da lugar a disoluciones púrpuras en

agua. El ión hidratado Ti3+ es un ión d1, con el electrón d en uno de los tres orbitales t2g de menor

energía. La diferencia de energía (D) entre los orbitales eg y t2g en este ión corresponde a la

69

Ing. Luis Valencia Ch.energía de los fotones que abarca el intervalo verde y amarillo. Cuando la luz blanca incide sobre

la disolución, estos colores de la luz se absorben, y el electrón salta a uno de los orbitales e g. Se

transmite luz roja, azul y violeta, así que la disolución se ve púrpura.

Los espectros de absorción muestran las longitudes de onda absorbidas por un ion metálico con

diferentes ligandos, y por iones metálicos diferentes con el mismo ligando.

A partir de datos como estos, es posible inferir la estructura de los orbitales “d” que intervienen

en el complejo ya que relacionamos la energía de la luz absorbida con los valores de D

(diferencia de energía entre orbitales de alto y bajo espín) y surgen dos observaciones

importantes:

Para un ligando dado, el color depende del estado de oxidación del ion metálico. Una disolución

del ión [V(H2O)6]2+ es violeta, y una disolución del ion [V(H2O)6]3+ es amarilla. Para un ión

metálico dado, el color depende del ligando. Esta observación permite clasificar a los ligandos

en la serie espectroquímica..

PROPIEDADES MAGNETICAS DE LOS COMPLEJOS

En general las propiedades magnéticas dependen del número de electrones desapareados que

posea el complejo. Cuando haya uno o más electrones desapareados, el complejo será

paramagnético y se verá atraído por los campos magnéticos en grado proporcional al número de

electrones desapareados. Si no hay electrones desapareados, el compuesto será diamagnético y se

verá ligeramente repelidºo por los campos magnéticos. Como al estar desapareados, la energía del

sistema es menor, si el desdoblamiento energético es pequeño, es más favorable la situación en la

cual los electrones están desapareados, ocupando los orbitales “d” superiores e inferiores

(configuración de alto espín) , mientras que si el desdoblamiento es grande, los electrones estarán

apareados en los niveles “d” inferiores (configuración de bajo espín). En el primer caso, el

complejo es fuertemente paramagnético, mientras que en el segundo sólo lo es débilmente (5 e-

desapareados frente a 1).

Tema No.4

APLICACIONES DE LA QUIMICA INORGANICA

1.- INTRODUCCION

en este capìtulo se consideran las aplicaciones de los procesos químicos, una vez que las materias

primas han sido transformadas en productos útiles y benéficos. Estos productos se emplean como

bienes de consumo y como productos intermedios para modificaciones químicas y físicas de

diferentes productos.

Con los conocimientos de la Química Inorgánica, la Ingeniería Química y la Química Industrial,

deben ocuparse con sentido crítico, de las utilidades que aportan dichos conocimientos. Entre las

Aplicaciones sólo se mencionarán las más importantes:70

Ing. Luis Valencia Ch.2.- APLICACIONES DEL SODIO METALICO

El sodio metálico es utilizado para preparar plomo-tetraetilo, PbEt4, sustancia utilizada como

aditivo en las gasolinas debido a su poder antidetonante.

Actualmente en desuso, pues el plomo es muy contaminante y estas gasolinas emiten plomo.

Se utiliza para la preparación de titanio metálico a partir de tetracloruro de titanio.

Utilizado en la reducción de ésteres orgánicos y en la preparación de compuestos orgánicos.

Los compuestos de sodio (sal común, carbonato sódico, bicarbonato sódico e hidróxido sódico)

son muy importantes en la industria de: papel, vidrio, jabón, textil, petróleo, metales.

La sal común, además de ser importante en nutrición, se emplea en la obtención electrolítica

industrial de cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio en celdas de diafragma.

El tiosulfato sódico se emplea como blanqueante y en fotografía.

El bórax se utiliza en blanqueo.

El peróxido de sodio tiene importancia para detergentes y blanqueantes.

El ión Na+ es muy importante para los seres vivos, para la transmisión del impulso nervioso, el

mantenimiento del volumen celular, etc.

2.1.-APLICACIONES DEL CARBONATO DE SODIO

El Carbonato de sodio es usado para tostar (calentar bajo una ráfaga de aire) el cromo y otros

extractos y disminuye el contenido de azufre y fósforo de la fundición y del acero.

Reciclado:

El Carbonato de sodio es usado para el reciclado de baterías viejas.

Vidrio:

El Carbonato de sodio y sus derivados se usan para bajar el punto de fusión del silicio y poder

trabajarlo mejor, también aporta el sólido necesario para formar la red vítrea.

Detergentes:

En la fabricación de detergentes, el carbonato sódico es indispensable en las formulaciones al

objeto de asegurar el correcto funcionamiento del resto de sustancias que lo componen, enzimas,

tensioactivos, etc. durante las diferentes fases del lavado

.

Regulador de Ph:

No es de menos importancia el empleo del carbonato sódico en aquellos procesos en los que hay

que regular el pH de diferentes soluciones, nos referimos al tratamiento de aguas de la industria,

así como en los procesos de flotación.

71

Ing. Luis Valencia Ch.Otros Usos:

Cerámica, Jabones, limpiadores, Ablandador de aguas duras, Refinación de petróleos, producción

de aluminio, Textiles, pulpa y papel. Procesamiento metalúrgico, Preparación de farmacéuticos,

Soda Cáustica, Bicarbonato de Sodio, Nitrato de Sodio y varios otros usos

2.2.- APLICACIONES DEL PEROXIDO DE SODIO

Debido a su potencial a oxidar prolificamente, el peróxido de sodio se emplea en blanquear la

pasta de madera en anticipación de producir papel. En varios puntos se ha usado para extruir los

minerales de diversas menas. Se vende bajo las marcas de Solozone y Flocool. En el contexto de

las investigaciones de química, el peróxido de sodio suele en tomar el papel de reactivo

oxidativo.

3.- APLICACIONES DEL AMONIACO

Fertilizantes, la agricultura moderna no habría sido posible sin el concurso del amoniaco.

Colorantes, el amoniaco se usa en la fabricación de varios tipos de tintes y se aplica al tintado y

pulido de algodón, lana y seda.

Detergentes, el amoniaco está presente o interviene en la mayoría de los productos de limpieza

del hogar o industrial.

Mundo animal, el amoniaco, como la urea sintética, también ha puesto su grano de arena en el

aumento de la productividad ganadera. Un ejemplo es el enriquecimiento proteínico de los

forrajes.

Nailon y rayón, el amoniaco no es un componente pero sí un facilitante, un elemento clave en el

proceso de creación de muchos productos.

4.- APLICACIONES DEL BORO

Tiene importantes aplicaciones en el campo de la energía nuclear. Se utiliza en los detectores

de partículas, y debido a su alta absorción de neutrones se utiliza como absorbente de control

en los reactores nucleares y como material constituyente de los escudos contra neutrones

Los compuestos del Boro se usan también en objetos de vidrio pyrex, fibra de vidrio,

herramientas de corte, esmaltes para porcelana y retardantes de fuego.

El boráx, parte del boro, se emplea como suavizante de agua y agentes de limpieza.

El acido bórico es el antiséptico más usado en los lavados oculares.

Tiene muchas aplicaciones en diversos campos, aunque el boro elemental se emplea

principalmente en la industria metalúrgica. El boro elemental se emplea en reactores atómicos

y en tecnologías de alta temperatura. Las propiedades físicas que lo hacen atractivo en la

construcción de misiles y tecnología de cohetes son su densidad baja, extrema dureza, alto

punto de fusión y notable fuerza tensora en forma de filamentos.

72

Ing. Luis Valencia Ch. compuesto de boro más importante comercialmente es el bórax, Na2B4O7.5H2O, que se usa

en grandes cantidades en la fabricación de fibra de vidrio y de lejía de perborato de sodio. La

ulexita, otro mineral de boro, es la versión natural de las fibras ópticas.

Se usa como antiséptico suave, en detergentes, como álcali de fuerza media, en soldadura

como fundente ya que funde a temperaturas muy bajas y disuelve las películas de óxidos

metálicos.

Otros compuestos de boro parecen tener eficacia en el tratamiento de la artritis.

El nitruro de boro (BN) hexagonal es un material tan duro como el diamante. Además,

aunque es un aislante eléctrico, conduce el calor como los metales. Se usa como lubricante.

Recientemente se han obtenido nanotubos de nitruro de boro semejantes a los obtenidos con

carbono, son semiconductores y podrían tener aplicación en microelectrónica.

La ulexita

A través del proceso de refinación de la ulexita se extrae boro, sodio, calcio, potasio,

aluminio, litio, magnesio y hierro, que combinados entre sí y con otras sustancias resultan en

valiosos compuestos como el bórax, un químico sumamente apreciado por su uso.

Con la ulexita se logra fabricar diferentes tipos de detergentes, suavizantes, jabones,

desinfectantes, pesticidas, esmaltes, cristales y diferentes artículos de cerámica. Según un

informe de la Fundación Bolinvest, en el Salar de Uyuni y Coipasa (Potosí y Oruro) existen

reservas equivalentes a 20 millones de toneladas de óxido de boro en forma de ulexita.

Otro componente de la ulexita, el ácido bórico refinado, tiene grandes potenciales para el uso

farmacéutico en colirios y desinfectantes. El perborato sódico por otro lado sirve para

colorantes y blanqueadores, pasta dentífrica y lavado bucal.

5.- APLICACIONES DEL FLUOR

El fluoruro de hidrógeno se emplea en la obtención de criolita sintética, Na3AlF6, la cual se

usa en el proceso de obtención de aluminio..

• Hay distintas sales de flúor con variadas aplicaciones. El fluoruro de sodio, NaF, se emplea

como agente fluorante; el difluoruro de amonio, NH4HF2, se emplea en el tratamiento de

superficies, anodizado del aluminio, o en la industria del vidrio; el trifluoruro de boro, BF3, se

emplea como catalizador; etc.

• Algunos fluoruros se añaden a la pasta de dientes y al agua potable para la prevención de

caries..

• Se emplea flúor monoatómico en la fabricación de semiconductores.

• Los compuestos de flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fundido y escorias

en la industria vidriera y cerámica

73

Ing. Luis Valencia Ch.• El espato flúor, CaF2, se introduce dentro del alto horno para reducir la viscosidad de la

escoria en la metalurgia del hierro

• El hexafluoruro de azufre, SF6, es un gas dieléctrico con aplicaciones electrónicas. Este gas

contribuye al efecto invernadero y está recogido en el Protocolo de Kioto.

6.- APLICACIONES DEL LITIO

El litio empezó su carrera hace mucho tiempo atrás como una curiosidad de laboratorio,

recibiendo su primer impulso al ser utilizado en la batería de acumulación inventada por Thomas

Edison. Posteriormente tuvo gran empleo como ingrediente para dar sabor a bebidas gaseosas.

La década del 60 vio crecer al litio desde los usos militares, principalmente en grasas lubricantes,

de la cual a la fecha es su piedra angular, hasta una vasta variedad de aplicaciones industriales,

destacándose como catalizador usado en la fabricación del caucho sintético.

Los minerales de litio se usan en la fabricación del vidrio y cerámica. En las cerámicas su uso

esta generalizado en mayor escala. Se usan en la fabricación de esmaltes y enzados, loza y

porcelana, sanitarios y fabricación de vidrios y envases.

Minerales de litio

Se utilizan directamente en la fabricación de vidrios y cerámicas. En las cerámicas su uso esta

generalizado en mayor escala.

Compuestos de litio

Tal vez su mayor uso comercial para los compuestos de litio sea la fabricación de grasas (estrato

de litio adicionado a aceites lubricantes), las que son capaces de retener sus propiedades

lubricantes en un amplio intervalo de temperaturas extremas, son resistentes al agua y a la

oxidación, Si la grasa se licúa por el calor, vuelve a formar una grasa consistente cuando se

enfría.

Carbonato de litio

Manofactura de vidrios

Producción de esmaltes para cerámicas

Producción de aluminio metálico

Ingrediente critico en la fabricación de tubos d televisión

Bromuros y yoduros de litio

Aplicación en la fotografía.

Aleaciones, soldaduras especiales y otros fundentes.

Obtención de litio metálico

Hipoclorito de litio

74

Ing. Luis Valencia Ch. Esterilización del agua de piscinas

Aleaciones

Peróxido de litio, borohidruro de litio

Fabricación de oxigeno e hidrogeno

Litio metálico

Catalizador de polímeros

Metalurgia del aluminio. Su utilización en las celdas electroliticas permite disminuir

en un 10% el alto consumo de energía eléctrica en el proceso, lo que significa elevar

en el mismo porcentaje la producción

Limpiador y desagrasador de los aceros dúctiles inoxidables y como desoxidante y

purificador en la fundición de cobre y aleaciones de hierro níquel y cobre.

Aleaciones extralivianas de litio-magnesio utilizadas principalmente en la industria

espacial.

7.- APLICACIONES DEL PLOMO

El plomo se emplea en grandes cantidades en la fabricación de baterías y en el revestimiento de

cables eléctricos. También se utiliza industrialmente en las redes de tuberías, tanques y aparatos

de rayos X. Debido a su elevada densidad y propiedades nucleares, se usa como blindaje

protector de materiales radiactivos. Entre las numerosas aleaciones de plomo se encuentran las

soldaduras, el metal tipográfico y diversos cojinetes metálicos. Una gran parte del plomo se

emplea en forma de compuestos, sobre todo en pinturas y pigmentos.

Su utilización como cubierta para cables, ya sea la de teléfono, de televisión, de internet o de

electricidad, sigue siendo una forma de empleo adecuada. La ductilidad única del plomo lo hace

particularmente apropiado para esta aplicación, porque puede estirarse para formar un forro

continuo alrededor de los conductores internos.

El uso del plomo en pigmentos sintéticos o artificiales ha sido muy importante, pero está

decreciendo en volumen. Los pigmentos que se utilizan con más frecuencia y en los que

interviene este elemento son:

El silicatoeno de plomo (más conocido en la industria de los aceros blandos)

Se utilizan una gran variedad de compuestos de plomo, como los silicatos, los carbonatos y sales

de ácidos orgánicos, como estabilizadores contra el calor y la luz para los plásticos de cloruro de

polivinilo. Se usan silicatos de plomo para la fabricación de frituras (esmaltes) de vidrio y de

cerámica, las que resultan útiles para introducir plomo en los acabados del vidrio y de la

cerámica.

7.1.- APLICACIONES DEL PLOMO TETRAETILO

75

Ing. Luis Valencia Ch.El plomo tetraetilo y el plomo tetrametilo se utilizaban como aditivo antidetonante en

combustibles para vehculos automotores.

8.- APLICACIONES DEL ACIDO SULFURICO

Reactivo y medio disolvente para los procesos de síntesis orgánica.

Disolvente de muestras tales como metales, óxidos metálicos y compuestos orgánicos.

Fabricación de fertilizantes, pinturas, pigmentos y explosivos.

En la industria textil se emplea para el proceso de blanqueo y la eliminación de impurezas

metálicas en telas.

Refinamiento del crudo de petróleo.

Desarrollo de leucotinas y neutralización de tratamientos alcalinos.

Electrólito en pilas y baterías, muy comúnmente usado en las baterías de los automóviles.

Agente desecante, principalmente de sustancias gaseosas, en los laboratorios de síntesis.

Agente desatascador de tuberías de plástico de uso doméstico e industrial, por su capacidad

para disolver impurezas de todo tipo.

9.- APLICACIONES DEL NITROGENO

El nitrógeno elemental se obtiene en cantidades comerciales por destilazión fraccionada del aire

líquido. A causa de su baja reactividad se usan grandes cantidades de N2 para excluir el O2

durante el almacenamiento y empaque de alimentos, en la manufactura de productos químicos,

fabricación de metales, etc.

En forma liquida se lo utiliza como medio de enfriamiento para congelar alimentos con rapidez.

Aplicaciones del acido nitrico. :

El HNO3 es uno de los ácidos mas importantes desde el punto de vista de vida industrial, pues se

le consume en grandes cantidades en la industria de los abonos, colorantes, explosivos,

fabricación del ácido sulfúrico, medicamentos y grabado de metales.

Los explosivos modernos que han reemplazado a la antigua pólvora negra, son derivados

nitratos obtenidos por la acción del ácido nítrico sobre alguna sustancia orgánica: con el

algodón forma Algodón Pólvora o nitrocelulosa y se usa para el colodión y celuloide.

Es empleado para preparar nitrobenceno, base de la anilina.

Con la glicerina constituye la nitroglicerina, que mezclada con tierra porosa constituye la

dinamita.

Por su acción oxidante, se emplea en muchos procesos y por la acción nitrante en la

industria de los colorantes.

76

Ing. Luis Valencia Ch. Forma con el ácido clorhídrico y con el ácido sulfúrico la terna de ácidos de mayor

aplicación industrial.

Aplicaciones del Nitrato de Potasio

El nitrato de potasio forma parte esencial de la pólvora negra. Se aprovecha su poder oxidante

para transformar el carbono y el azufre también presentes en la mezcla en sus óxidos. La energía

liberada en el proceso hace que se calienten los gases y se expandan de manera explosiva.

Nitratos orgánicos

Los nitratos orgánicos son ésteres del ácido nítrico con alcoholes. El nitrato orgánico más

conocido el probablemente la nitroglicerina, formada a partir de una mezcla de glicerina, ácido

nítrico y ácido sulfúrico concentrado.

10.- APLICACIONES DEL FOSFORO

• Como ácido fosfórico se utiliza como agente desecante.

• La mayor parte de los compuestos del fósforo se utilizan como fertilizantes.

Acido fosforico

• sobre todo se emplea en la industria de alimentos como acidificantes en las bebidas

refrescantes y en las colas.

Sales sódicas y potásicas del fosforo

• se utilizan en una gran extensión como estabilizantes.

Los fosfatos sodicos

La utilización por parte de los industriales de fosfato sódico, en lugar del potásico, algo más caro,

es la causa de un cierto sabor astringente que se aprecia en los jamones.

• En productos lácteos se utilizan los fosfatos como estabilizantes de la leche

• esterilizada clásica, para evitar su gelificación en la evaporada, condensada, nata y en

polvo.

Acido fosforito y fosfatos

• se utilizan como coadyuvantes tecnológicos en el refinado de aceites y, junto con

hidróxidos o carbonato sódico, como reguladores de la acidez.

Fertilizantes de fosfatos

• Es utilizado en campos y más específicamente en los jardines y  parques.

• El fosfato es un compuesto derivado del ácido fosfórico.

77

Ing. Luis Valencia Ch.• El fosfato primero de calcio, es que se utiliza para la creación de estos fertilizantes y su

posterior utilización para las plantaciones.

• El fósforo ayuda el crecimiento de las plantas y por exceso de los fosfatos ocurre la

erosión del suelo.

Fertilizantes de Urea y Fosfatos

• Los fertilizantes de urea y fosfato son utilizados mundialmente por cientos de países para

lograr grandes producciones, o simplemente aumentar el nivel de las cosechas.

• Los fertilizantes de urea y fosfatos son químicos muy utilizados y muy útiles para el

desarrollo de grandes territorios seleccionados para las cosechas.

• pero su utilización debe ser cautelosa y aplicado en cada caso la dosis justa, para no

provocar el efecto contrario al que se quiere llegar.

El fosfato en la ganaderia

• En la cría y alimentación del ganado se tiene la costumbre de referirse al fósforo más que

al ácido fosfórico.

• las vacas lecheras de gran producción, que exportan cantidades importantes de fósforo.

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