Configuración Electrónica Y Propiedades Químicas 572v15

QUÍMICA DESCRIPTIVA INORGÁNICA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y PROPIEDADES QUÍMICAS MÁS IMPORTANTES DE LOS GRUPOS: Alcalinos

Alcalinotérreos

Térreos o Boroideos

Carbonoideos

Nitrogenoideos

Anfígenos

Halógenos

Config. electrónica

ns1

ns2

ns2 np1

ns2 np2

ns2 np3

ns2 np4

ns2 np5

Carácter

metálico

metálico

no metálico, semimetales metálico combinados, salvo el N

no metálico

combinado

libres el O y el S

combinado

iónico

iónico

iónico

no metálico, semimetal, metálico combinados, salvo el C covalente, iónico para dos

no metálico, semimetales

combinado

metálico salvo el B (semimetal) libres, salvo B y Al

covalente

covalente

covalente

bajos

medios

medios

elevados

altos

altos

muy altos

alta fuertemente reductores

alta fuertemente reductores

media reductores, salvo el B

media

media inerte el N, reductor el P

muy alta muy oxidantes

Compuestos más importantes

hidróxidos

hidróxidos

aluminatos

alta oxidante el O óxidos, hidróxidos, sulfatos, sulfuros

Reacción con agua

si; desprenden hidrógeno

sí, muchas sales insolubles

no

Estado natural Enlace más habitual Potenciales de ionización Reactividad Carácter redox

reductor el Si óxidos, sulfuros

nitratos, fosfatos

haluros

si

HIDRÓGENO: • Estructura electrónica: 1s1. • Puede formar iones H- y H+. • Forma tres tipos de hidruros: iónicos (NaH), covalentes (NH3) y metálicos (NiH2). • Se obtiene por electrolisis del agua o por acción de HCl (aq) sobre metales activos. METALES ALCALINOS • Estructura electrónica externa: ns1 (n≥2) • Se caracterizan por su baja energía de ionización, baja electronegatividad y potencial estándar de reducción muy negativo. • Son los metales más reactivos: reaccionan rápidamente con oxígeno, agua y halógenos. • Forman comúnmente compuestos iónicos. • El Na se prepara por electrolisis de NaCl fundido. METALES ALCALINOTÉRREOS • Estructura electrónica externa: ns2 (n≥2) • Algo más electronegativos que los alcalinos. • Su reactividad, menor que la de los alcalinos, aumenta con el número atómico de los elementos. • Salvo el Be forman compuestos iónicos. • Se preparan por electrolisis de cloruros fundidos. • El CaCO3, presente en las rocas calizas, se descompone térmicamente en cal viva, CaO, y CO2. METALES DE TRANSICIÓN • Los metales de transición d completan los orbitales d. Suelen presentar una gran variedad de números de oxidación. • Los metales de transición f completan los orbitales f. Son los lantánidos y actínidos, cuyas propiedades químicas son semejantes.

ELEMENTOS DEL GRUPO DEL BORO • Estructura electrónica externa: ns2 np1. • Salvo el Boro, semimetálico, los demás son metales. • Muchos de los compuestos son covalentes. Forman compuestos iónicos mediante el ion M3+. • El aluminio, el elementos más importante del grupo, se obtiene por electrolisis de alúmina (Al2O3) fundida. ELEMENTOS DEL GRUPO DEL CARBONO • Estructura electrónica externa: ns2 np2. • Hay una transición gradual en la naturaleza de estos elementos: en elemento no metálico (C), dos semimetales (Si y Ge) y dos metales (Sn y Pb). • Son poco reactivos en condiciones ordinarias. En general reaccionan con el oxígeno, los halógenos y los ácidos fuertes y oxidantes. • El silicio, el germanio, el estaño y el plomo se obtienen por reducción de sus óxidos. • El carbono forma dos óxidos CO y CO2. La disolución acuosa de este último da lugar al ácido carbónico, H2CO3. • Los silicatos, en sus variadas estructuras, tienen como unidad estructura el tetraedro SiO4. ELEMENTOS DEL GRUPO DEL NITRÓGENO • Estructura electrónica externa: ns2 np3. • El carácter metálico aumenta claramente con el número atómico de los elementos. • Son muy poco reactivos en condiciones ordinarias, y su reactividad aumenta con la temperatura. • El amoniaco, NH3, es una base débil muy soluble en agua obtenida por síntesis de sus elementos (proceso Haber). • El ácido nítrico, HNO3, es un ácido fuerte y oxidante. • El ácido ortofosfórico, H3PO4, es un ácido triprótico débil. ELEMENTOS DEL GRUPO DEL OXÍGENO • Estructura electrónica externa: ns2 np4. • El oxígeno, el azufre y el selenio son no metales; el teluro y el polonio, semimetales. El carácter no metálico del grupo es superior al de los grupos del carbono y del nitrógeno, en general. • El oxígeno se combina prácticamente con todos los elementos formando óxidos, peróxidos y superóxidos. • El azufre, el selenio y el teluro se combinan con muchos metales y con halógenos. • El agua es anfótera, a diferencia de H2S, H2Se y H2Te, cuyas disoluciones acuosas son ácidas. Las moléculas de H2O, muy polares, se unen mediante enlaces de hidrógeno. • El ácido sulfúrico, H2SO4, es un ácido fuerte, diprótico y deshidratante. HALÓGENOS • Estructura electrónica externa: ns2 np5. • Constituye el grupo de elementos de mayor carácter no metálico del sistema de periodos. • Son agentes oxidantes enérgicos. • Se combinan prácticamente con todos los elementos. • Las disoluciones acuosas de HF, HCl, HBr y HI tienen carácter ácido. • El flúor y el cloro se obtienen por electrolisis. El bromo y el yodo se obtienen por oxidación de los iones Br- y I- del agua de mar. GASES NOBLES

• Estructura electrónica externa: ns2 np6 (n≥2). La del helio es 1s2. • Son muy estables, prácticamente inertes. Se conocen pocos compuestos de algunos de ellos. PROPIEDADES QUÍMICAS MÁS IMPORTANTES DE LOS COMPUESTOS DE HIDRÓGENO, OXÍGENO, NITRÓGENO Y AZUFRE: HIDRUROS (H2O y NH3)  Agua (H2O): Disolvente universal, tiene enlaces de hidrógeno y es anfótera.  Amoniaco (NH3): Tiene enlaces intermoleculares de hidrógeno, disuelto en agua se encuentra como hidróxido amónico (NH4OH), es buen reductor, y se obtiene industrialmente por síntesis directa (método de Haber-Bosch): N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) ΔH = -92,4 kJ Las condiciones más adecuadas para obtener un rendimiento máximo en el proceso, según el Principio de Le Chatelier, serían: bajas temperaturas y presiones elevadas. Pero a bajas temperaturas las reacciones son muy lentas. Haber y Bosch propusieron unas condiciones óptimas para esta reacción de síntesis: temperaturas de 400-500 ºC y presiones de 800-1000 atm, además de catalizadores adecuados. Como catalizador se utiliza magnetita (Fe 3O4) mezclada con otros óxidos (Al2O3, K2O, y CaO). ÓXIDOS (SO2, SO3, NO y NO2)  Dióxido de azufre (SO2): Gas corrosivo, venenoso, irritante y contaminante. Es uno de los responsables de la lluvia ácida.  Trióxido de azufre (SO3): Líquido oleoso y muy denso. Contaminante que se forma en los núcleos urbanos e industriales. Es uno de los responsables de la lluvia ácida.  Monóxido de nitrógeno (NO): Materia prima para la obtención del ácido nítrico.  Dióxido de nitrógeno (NO2): Gas venenoso y corrosivo, es un contaminante atmosférico. Es uno de los responsables de la descomposición de la capa de ozono. ÁCIDOS (HCl, HNO3, H2SO4)  Ácido clorhídrico (HCl): El ácido clorhídrico es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico, se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Su mezcla con ácido nítrico en proporción (1:3) se denomina agua regia, es capaz de oxidar al oro y al platino disolviéndolos. Es el ácido inorgánico más utilizado después del sulfúrico. Industrialmente se obtiene por síntesis de sus elementos en una disolución de ácido clorhídrico (H2 + Cl2 → 2 HCl), o por reacción del ácido sulfúrico con el cloruro de sodio (H 2SO4 + 2 NaCl → Na2SO4 + 2 HCl) A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas incoloro a ligeramente amarillento, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. 

Ácido nítrico (HNO3): Líquido incoloro, soluble en agua en todas las proporciones. Ácido muy fuerte de gran carácter oxidante. Se obtiene industrialmente por el método de Ostwald, descubierto en 1900, que parte del amoniaco como materia prima para la obtención de este ácido. La primera etapa es la oxidación del amoniaco a 800 ºC en presencia de un catalizador de platino: 4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O La segunda etapa es la oxidación del NO al mezclarlo con aire: 2 NO + O2 = 2 NO2 Este dióxido de nitrógeno se borbotea a través del agua: 3 NO2 + H2O = 2 HNO3 + NO El óxido nítrico resultante retroalimenta el proceso en el paso 2.

El ácido nítrico se emplea en la preparación de nitratos que se utilizan como abonos nitrogenados, en la obtención de derivados orgánicos nitrados, algunos de los cuales se utilizan en la fabricación de explosivos (nitroglicerina), TNT o trilita, etc.). También se usa para la obtención de plásticos, fibras, etc. y para recubrir metales (pasivazo). Sus principales derivados son: o Nitrato sódico: en la naturaleza se encuentra como nitrato de chile o caliche, y puede obtenerse por reacción entre el ácido nítrico y el carbonato de sodio. Se usa como conservante alimentario, en la industria del vidrio y para fabricar cerillas. o Nitrato potásico: denominado salitre, se obtiene por reacción de ácido nítrico e hidróxido de potasio. Es un componente de la pólvora y se emplea como explosivo, fertilizante, en medicina y en síntesis de colorantes. o Nitrato de plata: Se encuentra en forma de cristales incoloros que oscurecen por acción de la luz; se emplea en medicina, para platear objetos y, antiguamente, en fotografía. 

Ácido sulfúrico (H2SO4): Compuesto químico de gran importancia industrial. Características: soluble en agua, ácido fuerte, oxidante y deshidratante. Se obtiene industrialmente por los métodos de las cámaras de plomo y por el método de o. En ambos procesos el dióxido de azufre (SO2) es oxidado y disuelto en agua. El dióxido de azufre es obtenido mediante la incineración azufre, tostando piritas (Bisulfuro de Hierro), tostando otros sulfuros no ferrosos, o mediante la combustión de sulfuro de hidrogeno (H2S) gaseoso. o Método de las cámaras de plomo: Este método se introdujo en 1736 en Inglaterra, hoy día su uso ha decaído mucho. El proceso mezcla el SO2 con aire y vapor de agua en presencia de óxidos de nitrógeno que actuaban de catalizadores. Todo el proceso se realizaba en unas cámaras revestidas de plomo para evitar la corrosión. La reacción global es: 2 SO2 + O2 + H2O → 2 H2SO4 Este ácido tiene una riqueza del 60-70% y contiene abundantes impurezas. Se consume prácticamente en la fabricación de fertilizantes. o Método de o: Se utilizó por primera vez en 1900. Actualmente es el método más empleado, pues permite obtener ácido sulfúrico de elevada pureza y concentración (98%) El SO2 obtenido se purifica bien, se lava con agua y luego con ácido concentrado. Posteriormente se oxida a SO3 con oxígeno del aire en presencia de un catalizador de platino: 2 SO2 + O2 → 2 SO3 Esta etapa, aunque es exotérmica se realiza a 400ºC y se obtienen rendimientos del 98%. El SO3 formado se introduce en una torre de absorción donde se disuelve en ácido sulfúrico del 98%, obteniéndose ácido sulfúrico fumante. Tratando esta disolución con ácido sulfúrico diluido, se obtiene ácido sulfúrico concentrado (97-99%). No se trata directamente el SO 3 con agua porque el proceso es demasiado lento. En cuanto a su interés industrial, el ácido sulfúrico se utiliza en la preparación de fertilizantes (sulfato amónico), en el refino de petróleo, en industrial textiles (seda artificial) y en industrias orgánicas (pinturas, colorantes, plásticos). También se usa para fabricar productos químicos (ácidos clorhídrico y nítrico, sulfatos metálicos, etc.), para limpiar la herrumbre en superficies de acero, en pilas y acumuladores, e incluso en fabricación de explosivos. Sus derivados más importantes son los sulfatos, algunos de ellos son: o Sulfato de bario, baritina, insoluble en agua, se emplea en pinturas, en industria textil y de caucho. o Sulfato de calcio: dihidratado es el yeso, se emplea como tiza, fertilizante, en la construcción y en la fabricación de papel.

o Sulfato de potasio: Sólido incoloro que se emplea como fertilizante y en la fabricación de explosivos.