Propiedades de los grupos con orbitales

Química orgánica. Estructura atómica. Configuración electrónica de los átomos. Metales alcalinos. Alcalinotérreos. Nitrogenoideos. Anfígenos. Halógenos. Boroideos. Hidrógeno

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P R O P I E D A DE S DE LOS E L E M E N TO S DE LOS GRUPOS CON ORBITALES

Conociendo las estructuras electrónicas de los átomos podemos conocer prácticamente todas sus propiedades químicas, y hacerlo de una forma razonable. En las páginas que siguen a continuación vamos a dar un número considerable de datos químicos descriptivos de muchos elementos. Confiar todos estos datos a la memoria sería una labor escrupulosa, pero muy molesta. Sin embargo, es necesario aprender aspectos tan importantes como los estados de oxidación máximos y ordinarios de un grupo de elementos, así como la relación existente entre ellos y la configuración electrónica de valencia del grupo.

Ya sabemos que los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica externa, por lo que las propiedades químicas son claramente semejantes y varían sólo porque aumenta el tamaño de los miembros del grupo y disminuye la atracción nuclear por los electrones exteriores, que son los químicamente activos. Pero observaremos también algunas diferencias.

Vamos a abordar ahora las propiedades de los grupos con orbitales, o s o p.

Metales alcalinos

Recordemos que los metales alcalinos poseen una configuración electrónica externa s¹, es decir, un solo electrón de valencia. El electrón se cede fácilmente; los elementos tienen energías de ionización bajas y bajas electronegatividades. La electronegatividad disminuye de litio al cesio, a medida que aumenta la distancia de la capa externa al núcleo.

Al estar el electrón de valencia débilmente atraído por el núcleo, pueden formar con gran facilidad iones positivos muy estables, ya que tienen configuración electrónica de gas noble.

Esto explica la gran reactividad química de los metales alcalinos, los más activos de todos los elementos metálicos y los reductores más enérgicos. El carácter metálico y, por tanto, la reactividad aumenta en el orden Li< Na< K < Rb <Cs.

A causa de su gran reactividad, los metales alcalinos, que son de color blanco argentino recién cortados, se oxidan fácilmente en contacto con el aire, por lo que se guardan corrientemente sumergibles en petróleo.

Tanto en la oxidación lenta como en la combustión, que es una reacción muy violenta, se forma con preferencia un peróxido, en lugar del oxido normal, excepto en el caso del litio que forma únicamente éste. Este comportamiento un poco anómalo del litio dentro de la familia, se presenta también en otras propiedades y ocurre siempre con el primer elemento de los demás grupos del sistema periódico.

Nunca se presenta en la naturaleza en estado metálico, si no combinados siempre con oxigeno, cloro, u otros elementos, y en estado +1 de oxidación.

La totalidad de sus compuestos son iónicos, incluso los hidruros. Como en la red sólida los iones positivos son relativamente grandes y la fuerza de unión entre ellos es débil, pues, depende del único electrón de valencia, los metales alcalinos son muy blandos (excepto el litio, algo más duro) pudiéndose cortar con el cuchillo. Por el mismo motivo tienen una densidad pequeña (litio, sodio y potasio poseen una densidad menor de un gramo por centímetro cubico.

Virtualmente, cualquier sustancia susceptible de ser reducida en presencia de un metal alcalino. Los potenciales de oxidación de los metales alcalinos, desde el litio al cesio son:

Li(s) →Li *********

Todos estos metales tienen una fuerte tendencia a ceder electrones y oxidarse en disolución. Por el contrario, sus iones son difíciles de reducir; los iones potasio tienen un potencial de reducción de -2,92 V. En disolución, el litio cede electrones con más facilidad cesio, a pesar de la mayor energía de ionización del litio, por que el tamaño pequeño del ion litio permite a las moléculas de agua aproximarse mucho al centro del ion y hacen completamente estable el ion hidratado el agua ataca a todos los metales alcalinos; la reacción con la totalidad de estos metales es violenta y exotérmica. Una reacción típica es:

Na (s) +agua → ða +OH + ½ Hidrógeno (g) ðH = -167 Kj

El gas hidrógeno que se desprende se inflama por el calor de reacción y arde espontáneamente al aire. Ordinariamente, los metales alcalinos se conservan en queroseno o en otro hidrocarburo

A causa de que los metales alcalinos son los agentes más eficaces de reducción conocidos, los metales libres no se pueden preparar adecuadamente por reducción de sus compuestos con otros compuestos.

Li+ + sustancia reductora (flecha) Li + sustancia oxidada

En su lugar, el aislamiento de los metales puros requiere ordinariamente una fuente de corriente eléctrica, de electrones que pasen a través de sales fundidas. Con ello se consigue la electrólisis de dichas sales, es decir, su descomposición por la electricidad, y los electrones son transferidos a los iones, que se reducen a metales.

La facilidad con que ceden el electrón los metales alcalinos es responsable de las propiedades metálicas de los metales alcalinos. Con sólo un electrón móvil por átomo, los enlaces metálicos son débiles. Estos enlaces son más débiles al aumentar el número

+.atómico, pues los electrones de valencia están cada vez más alejados del núcleo. Siguiendo con los enlaces que forman podemos recordar que la diferencia de electronegatividad entre dos elementos era responsable del mayor o menor desplazamiento de los electrones de enlace hacia uno de ellos, es decir, del carácter iónico o covalente del enlace.

Los metales alcalinos, de todos es sabido, que forman enlaces iónico. Por otro lado, el desplazamiento de los electrones que da lugar al carácter iónico del enlace, produce al mismo tiempo un aumento en la energía del enlace. La energía real de un enlace heteropolar es siempre mayor que la que tendría el enlace si fuera covalente puro. Esta energía adicional, llamada exceso de energía iónica de enlace, hace que el enlace sea más fuerte y, por tanto, el compuesto más estable termodinámicamente.

El tipo de enlace está también relacionado con el comportamiento ácido o básico de los compuestos. Vamos a considerar brevemente los compuestos hidroxigenados, que contienen uno o varios grupos OH unidos a un átomo central( consideramos en este caso un alcalino M). Fijémonos en cada uno de los enlaces M-O-H. Si el enlace entre M y O tiene un marcado carácter iónico , en el sentido M+ ..... -OH , la disociación, al disolverse en agua producirá iones OH- y el compuesto actuará como base. Para ello, el átomo M debe ser un alcalino, ya que poseen poca atracción hacia los electrones.

La disociación será tanto más fácil y la base, por tanto, más fuerte, cuanto más iónico sea el enlace antes mencionado. Por ello, las bases más fuertes son los hidróxidos de los metales alcalinos, como por ejemplo, el hidróxido sódico (sosa cáustica), que son sólidos iónicos, es decir, que en estado sólido ya existen los iones M+ y OH-. Por el

contrario, si el enlace M-O es bastante covalente y es el enlace O-H el que tiene más carácter iónico , la disolución producirá iones hidrógeno y el compuesto actuará como un ácido.

Por ello, casi la totalidad de los compuestos de los metales alcalinos son sales iónicas, solubles en agua. Los iones de los metales alcalinos en disolución son incoloros. El color se produce cuando un electrón de un átomo se excita de un estado de energía a otro, y cuando la diferencia de energía de estos estados se halla en la región visible del espectro. Los iones de los metales alcalinos no tienen electrones libres que se puedan excitar a energías de la región visible.

Los metales alcalinos presentan la interesante propiedad de ser solubles en amoníaco líquido, formando disoluciones de color azul intenso que, por evaporación, dejan otra vez el metal original. Los átomos se disocian en iones positivos y electrones, y los electrones se asocian con moléculas del disolvente amoniaco. Estos electrones se conocen como electrones solvatados. Se ha demostrado que el color intenso proviene de los electrones solvatados y no de los iones metálicos; se puede producir el mismo color introduciendo en amoniaco electrones procedentes de un electrodo de platino

Otras reacciones en las que intervienen metales alcalinos:

- Reaccionan violentamente con los halógenos y también, aunque no tan energéticamente, con el azufre con el nitrógeno, a la temperatura ambiente, formando los correspondientes cloruros, sulfuros y nitruros

- Reaccionan con otros elementos, P, As, Sb, Se, etc..., pero se requiere un calentamiento anterior.

- Reaccionan con el hidrógeno para formar hidruros, que son compuestos iónicos , análogos a los halogenuros, pero mucho menos estables.

  • Reaccionan con los ácidos, cuya concentración de iones hidrógeno es muy alta, de forma explosiva liberando hidrógeno.

Obtención de los metales alcalinos (general)

Debido a su gran reactividad, es lógico que los metales alcalinos no puedan encontrarse libres en la naturaleza, sino formando compuestos, principalmente cloruros, nitratos, sulfatos, y silicatos.

Como la mayoría de éstos son bastante solubles, se encuentran disueltos en las aguas de mares o de lagos y también como depósitos sólidos, que cristalizaron en tiempos remotos por evaporación de mares interiores.

Para la obtención de los metales alcalinos es necesario, por tanto, pasarlos de estado de oxidación +1, en el que se encuentra en cualquier compuesto, al estado de oxidación 0 (metal libre), es decir , realizar la reacción de reducción:

M+ + e- (flecha) M

Como los potenciales de reducción de los metales alcalinos son muy elevados y negativos(Ej: Li = - 3,02 V), no existen reductores químicos, por lo que hay que recurrir a la reducción catódica, mediante electrólisis de sales fundidas, que debe efectuarse en atmósfera inerte , puesto que los metales alcalinos reaccionan con el oxígeno y el nitrógeno del aire. Como es lógico, la electrólisis no puede realizarse en disolución acuosa, ya que se reducirían los iones H+ del agua antes que los iones alcalinos. Un ejemplo es la fabricación industrial del sodio, mediante la electrólisis del NaCl fundido (ver esquema)

Compuestos principales de los metales alcalinos (general)

Todos los compuestos de los metales alcalinos son sólidos iónicos, de punto de fusión relativamente elevado, si bien menores que los de los de otros iones polivalentes, debido a su pequeña densidad de carga.

Hidróxidos: son muy solubles en agua , incluso higroscópicos y delicuescentes. Son bases muy fuertes, resultando corrosivos para la piel y tejidos biológicos, de ahí el nombre de sosa cáustica, NaOH, y de potasa cáustica, KOH. Tanto sólidos como en disolución acuosa, reaccionan fácilmente con el CO2 atmosférico, formando carbonatos, por lo que hay que conservarlos en recipientes bien cerrados.

Otro compuesto importante es el carbonato sódico, que tiene diversas aplicaciones industriales, debido a sus propiedades de base moderada y como fuente de óxido sódico. Se utiliza para fabricación de jabones, de vidrio, de productos de limpieza,....

El carbonato sódico es soluble en agua, disociándose completamente en iones Na+ y CO2 2-. A éstos se deben sus propiedades básicas.

Conviene citar el bicarbonato sódico, que es poco soluble en agua y forma una disolución casi neutra, ya que apenas tiene lugar la reacción de hidrólisis que se da en el carbonato sódico , al ser el ion bicarbonato una base muy débil.

Lo mismo que los carbonatos, los bicarbonatos reaccionan rápidamente con los ácidos, desprendiéndose gas carbónico

HCO3- + H + = H20 + CO2

Esta reacción es la base de la mayoría de las aplicaciones del bicarbonato sódico, como , por ejemplo, su utilización para combatir la acidez del estómago.

Hemos visto estas propiedades a nivel general. Vamos ahora a fijarnos en uno a uno, destacando aspectos importantes:

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

El descubrimiento del elemento se le adjudica por lo general a Johann A. Arfvedson en 1817. Químicamente, el litio se asemeja al sodio en su comportamiento. Se obtiene por la electrólisis de una mezcla de cloruro de litio y potasio fundidos. Se oxida al instante y se corroe rápidamente al contacto con el aire; para almacenarlo, debe sumergirse en un líquido tal como la nafta. El litio ocupa el lugar 35 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No existe en la naturaleza en estado libre, sino sólo en compuestos, que están ampliamente distribuidos. El metal se usa como desoxidante y para extraer los gases no deseados durante la fabricación de fundiciones no ferrosas. El vapor del litio se usa para evitar que el dióxido de carbono y el oxígeno formen una capa de óxido en los hornos durante el tratamiento térmico del acero. Entre los compuestos importantes del litio están el hidróxido, utilizado para eliminar el dióxido de carbono en los sistemas de ventilación de naves espaciales y submarinos, y el hidruro, utilizado para inflar salvavidas; su equivalente de hidrógeno pesado (deuterio), se utiliza para fabricar la bomba de hidrógeno. El carbonato de litio, un mineral común, se usa en el tratamiento de las psicosis maníaco-depresivas (véase Depresión).

El litio tiene un punto de fusión de 181 °C, un punto de ebullición de 1.342 °C y una densidad relativa de 0,53. Su masa atómica es 6,941.

Sodio, de símbolo Na, es un elemento metálico blanco plateado, extremamente blando y muy reactivo. En el grupo 1 (o IA) del sistema periódico, el sodio es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 11. Fue descubierto en 1807 por el químico británico Humphry Davy.

Propiedades y estado natural

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

Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mar y en los lagos salinos como cloruro de sodio, NaCl, y con menor frecuencia como carbonato de sodio, Na2CO3, y sulfato de sodio, Na2SO4. El sodio comercial se prepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Es un componente esencial del tejido vegetal y animal.

Aplicaciones

El elemento se utiliza para fabricar tetraetilplomo y como agente refrigerante en los reactores nucleares (véase Energía nuclear). El compuesto de sodio más importante es el cloruro de sodio, conocido como sal común o simplemente sal. Otros compuestos importantes son el carbonato de sodio, conocido como sosa comercial, y el bicarbonato de sodio, conocido también como bicarbonato de sosa. El hidróxido de sodio, conocido como sosa cáustica se usa para fabricar jabón, rayón y papel, en las refinerías de petróleo y en la industria textil y del caucho o hule. El tetraborato de sodio se conoce comúnmente como bórax. El fluoruro de sodio, NaF, se utiliza como antiséptico, como veneno para ratas y cucarachas, y en cerámica. El nitrato de sodio, conocido como nitrato de Chile, se usa como fertilizante. El peróxido de sodio, Na2O2, es un importante agente blanqueador y oxidante. El tiosulfato de sodio, Na2S2O3·5H2O, se usa en fotografía como agente fijador.

Potasio, de símbolo K (del latín kalium, 'álcali'), es un elemento metálico, extremamente blando y químicamente reactivo. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico y es uno de los metales alcalinos. El número atómico del potasio es 19.

Estado natural

Fue descubierto y nombrado en 1807 por el químico británico sir Humphry Davy. El metal es blanco plateado y puede cortarse con un cuchillo. Tiene una dureza de 0,5. Se da en tres formas isotópicas naturales, de números másicos 39, 40 y 41. El potasio 40 es radiactivo y tiene una vida media de 1.280 millones de años. El isótopo más abundante es el potasio 39. Se han preparado artificialmente varios isótopos radiactivos. El potasio tiene un punto de fusión de 63 °C, un punto de ebullición de 760 °C y una densidad de 0,86 g/cm3; la masa atómica del potasio es 39,098.

El potasio metal se prepara por la electrólisis del hidróxido de potasio fundido o de una mezcla de cloruro de potasio y fluoruro de potasio. El metal se oxida en cuanto se le expone al aire y reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxido de potasio e hidrógeno gas. Debido a que el hidrógeno producido en la reacción con el agua arde espontáneamente, el potasio se almacena siempre bajo un líquido, como la parafina, con la que no reacciona.

El potasio ocupa el octavo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre; se encuentra en grandes cantidades en la naturaleza en minerales tales como la carnalita, el feldespato, el nitrato de Chile, la arenisca verde y la silvita. El potasio está presente en todo el tejido vegetal y animal, y es un componente vital de los suelos fértiles.

Aplicaciones

El potasio metal se usa en las células fotoeléctricas. El potasio forma varios compuestos semejantes a los compuestos de sodio correspondientes, basados en la valencia 1. Vamos a estudiar algunos de los compuestos más importantes del elemento: El bromuro de potasio (KBr), un sólido blanco formado por la reacción de hidróxido de potasio con bromo, se utiliza en fotografía, grabado y litografía, y en medicina como sedante. El cromato de potasio (K2CrO4), un sólido cristalino amarillo, y el dicromato de potasio (K2Cr2O7), un sólido cristalino rojo, son poderosos agentes oxidantes utilizados en cerillas o fósforos y fuegos artificiales, en el tinte textil y en el curtido de cuero. El yoduro de potasio (KI) es un compuesto cristalino blanco, muy soluble en agua, usado en fotografía para preparar emulsiones y en medicina para el tratamiento del reuma y de la actividad excesiva del tiroides. El nitrato de potasio (KNO3) es un sólido blanco preparado por la cristalización fraccionada de disoluciones de nitrato de sodio y cloruro de potasio, y se usa en cerillas o fósforos, explosivos y fuegos artificiales, y para adobar carne. Se encuentra en la naturaleza como nitrato de Chile. El permanganato de potasio (KMnO4) es un sólido púrpura cristalino, que se usa como desinfectante y germicida y como agente oxidante en muchas reacciones químicas importantes. El sulfato de potasio (K2SO4) es un sólido cristalino blanco, importante fertilizante de potasio que se usa también para la preparación del sulfato de aluminio y potasio o alumbre. El hidrogentartrato de potasio, que suele llamarse crémor tártaro, es un sólido blanco utilizado como levadura en polvo y en medicina.

El término potasa designaba originalmente al carbonato de potasio obtenido lixiviando cenizas de madera, pero ahora se aplica a diversos compuestos de potasio. El carbonato de potasio, (K2CO3), un sólido blanco, llamado también potasa, se obtiene de la ceniza de la madera u otros vegetales quemados, y también por reacción del hidróxido de potasio con dióxido de carbono. Se usa para fabricar jabón blando y vidrio. El clorato de potasio (KClO3), llamado clorato de potasa, es un compuesto blanco cristalino, que se obtiene por la electrólisis de una disolución de cloruro de potasio. Es un agente oxidante poderoso y se utiliza en cerillas (cerillos), fuegos artificiales y explosivos, así como desinfectante y para obtener oxígeno. El cloruro de potasio (KCl) es un compuesto blanco cristalino llamado comúnmente cloruro de potasa o muriato de potasa, y es un componente común de las sales minerales de potasio, de las que se obtiene por volatilización. Es un importante abono de potasio y también se usa para obtener otros compuestos de potasio. El hidróxido de potasio (KOH), llamado también potasa cáustica, un sólido blanco que se disuelve con la humedad del aire, se prepara por la electrólisis del cloruro de potasio o por reacción del carbonato de potasio y el hidróxido de calcio; se usa en la fabricación de jabón y es un importante reactivo químico. Se disuelve en menos de su propio peso de agua, desprendiendo calor y formando una disolución fuertemente alcalina.

Rubidio (del latín rubidus, 'rojo') es un elemento metálico químicamente reactivo de número atómico 37.

Fue descubierto mediante espectroscopia en 1860 por el químico alemán Robert Wilhelm Bunsen y el físico alemán Gustav Robert Kirchhoff, quienes nombraron el elemento por las destacadas líneas rojas de su espectro. El rubidio metálico es blanco-plateado y muy blando. Es el tercero en actividad de los metales alcalinos. Se oxida inmediatamente cuando se le expone al aire y arde espontáneamente para formar óxido de rubidio. Reacciona violentamente con el agua. En su comportamiento químico, el rubidio se parece al sodio y al potasio. Tiene un punto de fusión de 39 °C, un punto de ebullición de 686 °C, y una de densidad 1,53 g/cm3; su masa atómica es 85,468.

Es un elemento ampliamente distribuido, y ocupa el lugar 23 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No se encuentra en grandes sedimentos sino en pequeñas cantidades en aguas minerales y en varios minerales asociados generalmente con otros metales alcalinos. También se encuentra en pequeñas cantidades en el té, el café, el tabaco y en otras plantas, y los organismos vivos pueden requerir cantidades diminutas del elemento. El rubidio se utiliza en catalizadores y en células fotoeléctricas. La desintegración radiactiva del isótopo rubidio 87 puede utilizarse para determinar la edad geológica .

Cesio: es un elemento metálico químicamente reactivo, blanco y blando. Su número atómico es 55.

El cesio fue descubierto en 1860 por el químico alemán Robert Wilhelm Bunsen y el físico alemán Gustav Robert Kirchhoff mediante el uso del espectroscopio.

El cesio ocupa el lugar 64 en abundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre. Tiene un punto de fusión de 28 °C, un punto de ebullición de 669 °C, y una densidad relativa de 1,88; su masa atómica es 132,91. La fuente natural que produce la mayor cantidad de cesio es un mineral poco frecuente llamado pólux (o polucita). Las menas de este mineral encontradas en la isla italiana de Elba contienen un 34% de óxido de cesio; las menas de pólux encontradas en los estados de Maine y Dakota del Sur (EEUU), contienen un 13% de óxido. El cesio también existe en la lepidolita, en la carnalita y en ciertos feldespatos. Se extrae separando el compuesto de cesio del mineral, transformando el compuesto así obtenido en cianuro, y realizando la electrólisis del cianuro fundido. Se obtiene también calentando sus hidróxidos o carbonatos con magnesio o aluminio, y calentando sus cloruros con calcio. El cesio comercial contiene normalmente rubidio, con el que coexiste habitualmente en los minerales y al que se asemeja tanto que no se realiza ningún esfuerzo para separarlos.

Al igual que el potasio, el cesio se oxida fácilmente cuando se le expone al aire, y se usa para extraer el oxígeno residual de los tubos de vacío. Debido a su propiedad de emitir electrones cuando se le expone a la luz, se utiliza en la superficie fotosensible del cátodo de la célula fotoeléctrica. El isótopo radiactivo cesio 137, que se produce por fisión nuclear, es un derivado útil de las plantas de energía atómica. El cesio 137 emite más energía que el radio y se usa en investigaciones medicinales e industriales, por ejemplo como isótopo trazador .

METALES ALCALINOTÉRREOS

Los metales alcalinotérreos poseen una configuración electrónica externa s2, es decir, dos electrones de valencia, por lo que forman fácilmente iones con dos cargas, M2+, con configuración de gas noble. Por ello:

- La energía requerida para convertirlo en ion (suma de la primera y segunda energía de ionización) ya no estan pequeña y, como consecuencia, los metales alcalinotérreos son bastante menos activos que los alcalinos de su mismo periodo.

- El carácter metálico y, por tanto, la reactividad aumentan al bajar en la familia..

- El ser los iones de menor tamaño que los alcalinos y disponer de dos electrones para el enlace metálico hace que los metales alcalinotérreos sean bastante más duros, de mayor densidad y tengan puntos de fusión y de ebullición mucho más elevados que los correspondientes metales alcalinos.

Todos son metales típicos y fuertes agentes de reducción, aunque no tan fuertes como los metales alcalinos. La carga nuclear es una unidad mayor que la del metal alcalino del mismo periodo, pero el efecto de pantalla del núcleo por las capas electrónicas inferiores es semejante en los grupos, así que la carga nuclear es mayor

Sus potenciales de oxidación (tendencia a ceder un electrón) en disolución acuosa son :

Be(s) = 1'85 V

Mg(s) = 2'37 V

Ca(s) = 2'76 V

Sr(s) = 2'89 V

Ba(s) = 2'9 V

Aunque no son tan reactivos como los metales alcalinos , los metales alcalinotérreos, sobre todo, Ca, Sr, y Ba, reaccionan con muchos no metales (halógenos, oxígeno, hidrógeno y nitrógeno), y tambien con diversos compuestos, como, por ejemplo, con agua fría, liberando hidrógeno y formando el correspondiente hidróxido:

Calcio + 2 agua = hidróxido de calcio + hidrógeno(mucho)

El magnesio reacciona sólo con vapor de agua y el berilio, aún así, lo hacen muy lentamente. Como es natural, los metales alcalinotérreos reaccionan enérgicamente con los ácidos, liberando hidrógeno.

En el berilio, sus electrones externos están más cercanos al núcleo y están más firmemente unidos, por lo que su potencial de oxidación es el más bajo, pero también es cierto que posee una mayor energía primera de ionización que los demás.

Su carácter ácido-base varía como en los alcalinos.

Obtención de los elementos

Los metales alcalinotérreos, al ser todavía bastante reactivos, no pueden en contrarse libres en la naturaleza, sino en forma de compuestos, con un notable porcentaje de carácter covalente, en el caso del berilio, e iónicos a partir del calcio.

Los métodos de obtención consisten en reducir los iones a metal libre. Como los potenciales de reducción son relativamente elevados, se tiene que recurrir en general a la reducción catódica, mediante electrólisis de sales fundidas, en general cloruros. El magnesio se obtiene en cantidades superiores a los demás, con un alto grado de pureza, por la electrólisis del cloruro de magnesio fundido.

Principales compuestos.

A diferencia de los metales alcalinos, muchos compuestos de los metales alcalinotérreos son bastantes insolubles en agua (carbonatos, sulfatos,...)

El carácter iónico de óxidos e hidróxidos, y como consecuencia su carácter básico, aumenta al descender en la familia. Así el óxido de berilio es anfótero y no reacciona con el agua y en cambio el óxido de magnesio ya tiene propiedades básicas y reacciona suavemente con el agua. Igual ocurre con los hidróxidos. El carácter básico y su solubilidad en agua aumenta al descender en el grupo. Así , el hidróxido de berilio es anfótero y muy insoluble, el hidróxido de magnesio es bastante insoluble, se precipita siempre que a una disolución de iones magnesio se le añada una base:

1 Ion magnesio + 2 iones hidroxilo = hidróxido de magnesio (poco)

Excepto el berilio, todos los óxidos suelen obtenerse por calcinación de los correspondientes carbonatos:

MCO3 + CALOR = MO + CO2

Vamos ver ahora los metales alcalinotérreos uno a uno, entendiendo los fundamentos que hemos dado:

Berilio, de símbolo Be, es un elemento metálico, gris, frágil, con número atómico 4. Se le llama berilio por su mineral principal, el berilo, un silicato de berilio y aluminio. 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 Wöhler y Antonine Alexandre Brutus Bussy, independientemente. Puesto que sus compuestos solubles tienen sabor dulce, al principio se le llamó glucinio, como referencia al azúcar glucosa.

Propiedades y estado natural

El berilio, uno de los metales alcalinotérreos, ocupa el lugar 51 en abundancia entre los elementos naturales de la corteza terrestre. Su masa atómica es 9,012. Tiene un punto de fusión de unos 1.287 °C, un punto de ebullición de unos 3.000 °C, y una densidad de 1,85 g/cm3. El berilio tiene una alta resistencia por unidad de masa. Se oxida ligeramente al contacto con el aire, cubriéndose con una fina capa de óxido. La capacidad del berilio de rayar el vidrio se atribuye a este recubrimiento óxido. Los compuestos del berilio son generalmente blancos (o incoloros en solución) y bastante similares en sus propiedades químicas a los compuestos correspondientes de aluminio. Esta similitud hace difícil separar el berilio del aluminio, que casi siempre está presente en los minerales de berilio.

Aplicaciones

Añadiendo berilio a algunas aleaciones se obtienen a menudo productos con gran resistencia al calor, mejor resistencia a la corrosión, mayor dureza, mayores propiedades aislantes y mejor calidad de fundición. Muchas piezas de los aviones supersónicos están hechas de aleaciones de berilio, por su ligereza, rigidez y poca dilatación. Otras aplicaciones utilizan su resistencia a los campos magnéticos, y su capacidad para no producir chispas y conducir la electricidad. El berilio se usa mucho en los llamados sistemas de multiplexado. A pequeña escala, un único hilo hecho con componentes de berilio de gran pureza puede transportar cientos de señales electrónicas.

Puesto que los rayos X atraviesan fácilmente el berilio puro, el elemento se utiliza en las ventanas de los tubos de rayos X. El berilio y su óxido, la berilia, se usan también en la generación de energía nuclear como moderadores en el núcleo de reactores nucleares, debido a la tendencia del berilio a retardar o capturar neutrones.

Aunque los productos del berilio son seguros de usar y manejar, los humos y el polvo liberados durante la fabricación son altamente tóxicos. Deben tomarse precauciones extremas para evitar respirar o ingerir las más mínimas cantidades. Las personas que trabajan con óxido de berilio utilizan capuchas diseñadas especialmente.

El berilio y su óxido se utilizan cada vez más en la industria. Aparte de su importancia en la fabricación de los aviones y los tubos de rayos X, el berilio se usa en ordenadores o computadoras, láser, televisión, instrumentos oceanográficos y cubiertas protectoras del cuerpo.

Magnesio, de símbolo Mg, es un elemento metálico blanco plateado, relativamente no reactivo. El magnesio es uno de los metales alcalinotérreos.

Propiedades y estado natural

El metal, aislado por vez primera por el químico británico Humphry Davy en 1808, se obtiene hoy en día principalmente por la electrólisis del cloruro de magnesio fundido. El magnesio es maleable y dúctil cuando se calienta. Exceptuando el berilio, es el metal más ligero que permanece estable en condiciones normales. El oxígeno, el agua o los álcalis no atacan al metal a temperatura ambiente. Reacciona con los ácidos, y cuando se calienta a unos 800 ºC reacciona también con el oxígeno y emite una luz blanca radiante. El magnesio tiene un punto de fusión de unos 649 ºC, un punto de ebullición de unos 1.107 ºC y una densidad de 1,74 g/cm3; su masa atómica es 24,305.

El magnesio ocupa el sexto lugar en abundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre. Existe en la naturaleza sólo en combinación química con otros elementos, en particular, en los minerales carnalita, dolomita y magnesita, en muchos silicatos constituyentes de rocas y como sales, por ejemplo el cloruro de magnesio, que se encuentra en el mar y en los lagos salinos. Es un componente esencial del tejido animal y vegetal.

Aplicaciones

El magnesio forma compuestos bivalentes, siendo el más importante el carbonato de magnesio (MgCO3), que se forma por la reacción de una sal de magnesio con carbonato de sodio y se utiliza como material refractario y aislante. El cloruro de magnesio (MgCl2·6H2O), que se forma por la reacción de carbonato u óxido de magnesio con ácido clorhídrico, se usa como material de relleno en los tejidos de algodón y lana, en la fabricación de papel y de cementos y cerámicas. Otros compuestos son el citrato de magnesio (Mg3(C6H5O7)2·4H2O), que se forma por la reacción de carbonato de magnesio con ácido cítrico y se usa en medicina y en bebidas efervescentes; el hidróxido de magnesio, (Mg(OH)2), formado por la reacción de una sal de magnesio con hidróxido de sodio, y utilizado en medicina como laxante, "leche de magnesia", y en el refinado de azúcar; sulfato de magnesio (MgSO4·7H2O), llamado sal de Epson y el óxido de magnesio (MgO), llamado magnesia o magnesia calcinada, que se prepara calcinando magnesio con oxígeno o calentando carbonato de magnesio, y que se utiliza como material refractario y aislante, en cosméticos, como material de relleno en la fabricación de papel y como laxante antiácido suave.

Las aleaciones de magnesio presentan una gran resistencia a la tracción. Cuando el peso es un factor a considerar, el metal se utiliza aleado con aluminio o cobre en fundiciones para piezas de aviones; en miembros artificiales, aspiradoras e instrumentos ópticos, y en productos como esquíes, carretillas, cortadoras de césped y muebles para exterior. El metal sin alear se utiliza en flashes fotográficos, bombas incendiarias y señales luminosas, como desoxidante en la fundición de metales y como afinador de vacío, una sustancia que consigue la evacuación final en los tubos de vacío.

La producción mundial estimada de magnesio en 1989 fue de 350.000 toneladas.

Calcio, de símbolo Ca, es un elemento metálico, reactivo y blanco plateado. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinotérreos. Su número atómico es 20.

El químico británico sir Humphry Davy aisló el calcio en 1808 mediante electrólisis.

Propiedades y estado natural

El calcio tiene seis isótopos estables y varios radiactivos. Metal maleable y dúctil, amarillea rápidamente al contacto con el aire. Tiene un punto de fusión de 839 °C, un punto de ebullición de 1.484 °C y una densidad de 1,54 g/cm3; su masa atómica es 40,08.

El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre, pero no se encuentra en estado puro en la naturaleza. Se da en varios compuestos muy útiles, tales como el carbonato de calcio (CaCO3), del que están formados la calcita, el mármol, la piedra caliza y la marga; el sulfato de calcio (CaSO4), presente en el alabastro o el yeso; el fluoruro de calcio (CaF2), en la fluorita; el fosfato de calcio o roca de fosfato (Ca3(PO4)2) y varios silicatos. En aire frío y seco, el calcio no es fácilmente atacado por el oxígeno, pero al calentarse, reacciona fácilmente con los halógenos, el oxígeno, el azufre, el fósforo, el hidrógeno y el nitrógeno. El calcio reacciona violentamente con el agua, formando el hidróxido Ca(OH)2 y liberando hidrógeno.

Aplicaciones

El metal se obtiene sobre todo por la electrólisis del cloruro de calcio fundido, un proceso caro. Hasta hace poco, el metal puro se utilizaba escasamente en la industria. Se está utilizando en mayor proporción como desoxidante para cobre, níquel y acero inoxidable. Puesto que el calcio endurece el plomo cuando está aleado con él, las aleaciones de calcio son excelentes para cojinetes, superiores a la aleación antimonio-plomo utilizada en la rejillas de los acumuladores, y más duraderas como revestimiento en el cable cubierto con plomo. El calcio, combinado químicamente, está presente en la cal (hidróxido de calcio), el cemento y el mortero, en los dientes y los huesos (como hidroxifosfato de calcio), y en numerosos fluidos corporales (como componente de complejos proteínicos) esenciales para la contracción muscular, la transmisión de los impulsos nerviosos y la coagulación de la sangre.

Estroncio, de símbolo Sr, es un elemento metálico, dúctil, maleable y químicamente reactivo. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalino-térreos. Su número atómico es 38.

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

El estroncio nunca se encuentra en estado elemental, y existe principalmente como estroncianita, SrCO3, y celestina, SrSO4. Ocupa el lugar 15 en abundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre y está ampliamente distribuido en pequeñas cantidades. Las cantidades mayores se extraen en México, Inglaterra y Escocia. Debido a que emite un color rojo brillante cuando arde en el aire, se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y en señales de ferrocarril. La estronciana (óxido de estroncio), SrO, se usa para recubrir las melazas de azúcar de remolacha. Un isótopo radiactivo del elemento, el estroncio 85, se usa para la detección del cáncer de huesos. El estroncio 90 es un isótopo radiactivo peligroso que se ha encontrado en la lluvia radiactiva subsiguiente a la detonación de algunas armas nucleares.

Bario, de símbolo Ba, es un elemento blando, plateado y altamente reactivo. Su número atómico es 56. El bario fue aislado por primera vez en 1808 por el científico británico sir Humphry Davy. El elemento reacciona intensamente con el agua, y se corroe rápidamente en aire húmedo. De hecho, el elemento es tan reactivo que sólo existe en la naturaleza como compuesto. Sus compuestos más importantes son minerales: el sulfato de bario y el carbonato de bario (witherita), BaCO3.

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

El bario metálico tiene pocas aplicaciones prácticas, aunque a veces se usa para recubrir conductores eléctricos en aparatos electrónicos y en sistemas de encendido de automóviles. El sulfato de bario (BaSO4) se utiliza también como material de relleno para los productos de caucho, en pintura y en el linóleo. El nitrato de bario se utiliza en fuegos artificiales, y el carbonato de bario en venenos para ratas. Una forma de sulfato de bario, opaca a los rayos X, se usa para examinar por rayos X el sistema gastrointestinal.

Radio (química) (del latín, radius, `rayo'), de símbolo Ra, es un elemento metálico radiactivo, blanco-plateado y químicamente reactivo. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinotérreos. Su número atómico es 88.

El radio fue descubierto en el mineral pechblenda por los químicos franceses Marie y Pierre Curie en 1898. Estos descubrieron que el mineral era más radiactivo que su componente principal, el uranio, y separaron el mineral en varias fracciones con el fin de aislar las fuentes desconocidas de radiactividad. Una fracción, aislada utilizando sulfuro de bismuto, contenía una sustancia fuertemente radiactiva, el polonio, que los Curie conceptuaron como nuevo elemento. Más tarde se trató otra fracción altamente radiactiva de cloruro de bario para obtener la sustancia radiactiva, que resultó ser un nuevo elemento, el radio.

Propiedades y estado natural

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

El radio se forma por la desintegración radiactiva del uranio y, por tanto, se encuentra en todos los minerales de uranio. Está presente en la mena de uranio en la proporción de una parte de radio por tres millones de uranio. Se extrae del mineral añadiéndole un compuesto de bario que actúa como `portador'. Las propiedades químicas del radio son similares a las del bario, y ambas sustancias se separan de los otros componentes del mineral mediante precipitación del sulfato de bario y de radio. Los sulfatos se convierten en carbonatos o sulfuros, que luego se disuelven en ácido clorhídrico. La separación del radio y del bario es el resultado final de las sucesivas cristalizaciones de las soluciones de cloruro.

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

Aplicaciones

La radiación emitida por el radio tiene efectos nocivos sobre las células vivas, y la exposición excesiva produce quemaduras. Sin embargo, las células cancerígenas son a menudo más sensibles a la radiación que las células normales, y dichas células pueden ser destruidas, sin dañar seriamente el tejido sano, controlando la intensidad y la dirección de la radiación. El radio sólo se utiliza actualmente en el tratamiento de unos pocos tipos de cáncer; se introduce cloruro de radio o bromuro de radio en un tubo sellado y se inserta en el tejido afectado. Cuando se mezcla una sal de radio con una sustancia como el sulfuro de cinc, la sustancia produce luminiscencia debido al bombardeo de los rayos alfa emitidos por el radio. Antes se usaban pequeñas cantidades de radio en la producción de pintura luminosa, que se aplicaba a las esferas de los relojes, a los picaportes y a otros objetos para que brillaran en la oscuridad.

NITROGENOIDEOS

Los elementos del grupo 15 presentan configuración electrónica externa ns2 np3. Cada elemento presenta tres electrones desapareados.

Existe una gran diferencia entre el nitrógeno (no metal típico) y los demás elementos del grupo, debido a la diferencia de electronegatividad y a que todos presentan orbitales “d” excepto el nitrógeno. En aquellos, los orbitales d de la capa de valencia están vacíos, por lo que pueden intervenir en la formación de enlaces covalentes , cosa que no puede hacer el nitrógeno. Esto hace que el nitrógeno presente un comportamiento químico que difiere, mucho más que en los anteriores, al de los restantes elementos. El nitrógeno solo puede formar tres enlaces covalentes ordinarios (puesto que no puede desaparear uno de los electrones s promocionándolo a otro orbital próximo), mientras que los demás elementos del grupo pueden formar tres o cinco. Así, por ejemplo, se conocen los siguientes compuestos: PF3, PF5, mientras que sólo existe NF3.

Propiedades del grupo

Densidad: la densidad del arsénico es triple que la del fósforo. Se pasa de sólido molecular a sólido tridimensional)

Puntos de fusión: también se observa una variación gradual

Puntos de ebullición: se debe al tamaño, debido a la interacción de las fuerzas de Van der Waals

Energía de disociación: contrasta el gran valor de la molécula de nitrógeno con el del fósforo, no tan grande.

Energía de atomización: es un promedio de energía, hay que romper las fuerzas intermoleculares y los enlaces de esa molécula. En el nitrógeno es alta debido al alto valor de su energía de disociación.

Primer potencial de ionización: es alto, por lo que tiene dificultades para formar iones. Es muy difícil desprenderse de tres iones.

Afinidad electrónica: no se da en este grupo.

Si tenemos que formar compuestos iónicos en este grupo, sólo podríamos obtener a los nitruros, con alguna excepción de los elementos del grupo 1 y 2.

Electronegatividad: son valores intermedios. Su naturaleza no va a ser muy polar. Casi siempre su química está gobernada por el enlace covalente. Sólo el fluor y oxígeno son más electronegativos que el nitrógeno, que a su vez tiene la misma electronegatividad que el cloro.

Potencial normal: son los únicos que existen en disolución acuosa (Sb, Bi) (reducción).

Nitrógeno: es un elemento gaseoso que compone la mayor parte de la atmósfera terrestre. Su número atómico es 7.

El nitrógeno fue aislado por el físico británico Daniel Rutherford en 1772 y reconocido en 1776 como gas elemental por el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier.

Propiedades

El nitrógeno es un gas no tóxico, incoloro, inodoro e insípido. Puede condensarse en forma de un líquido incoloro que, a su vez, puede comprimirse como un sólido cristalino e incoloro. El nitrógeno aparece en dos formas isotópicas naturales; artificialmente se han obtenido cuatro isótopos radiactivos. Tiene un punto de fusión de -210,01 °C, un punto de ebullición de -195,79 °C y una densidad de 1,251 g/l a 0 °C y 1 atmósfera de presión. Su masa atómica es 14,007.

El nitrógeno elemental existe en forma de moléculas diatómicas, formadas mediante un fuerte enlace triple que es uno de los de mayor energía de enlace. Esto explica que el nitrógeno sea un elemento bastante inerte, y no es fácil que pueda reaccionar con otras sustancias, únicamente a altas temperaturas y presiones. Se hace activo sometiéndolo a una descarga eléctrica a baja presión, combinándose con metales alcalinos para formar azidas; con vapor de cinc, mercurio, cadmio y arsénico para formar nitruros, y con numerosos hidrocarburos para formar ácido cianhídrico y cianuros, también llamados nitrilos. El nitrógeno activado se vuelve nitrógeno ordinario apenas en un minuto.

En estado combinado, interviene en muchas reacciones. Son tantos los compuestos que forma, que el químico estadounidense Edward Franklin elaboró un esquema de compuestos que contienen nitrógeno en lugar de oxígeno. En compuestos, el nitrógeno aparece con todas las valencias que van de -3 a +5. El amoníaco, la hidracina y la hidroxilamina son ejemplos de compuestos en los que la valencia del nitrógeno es -3, -2 y -1, respectivamente. Los óxidos del nitrógeno son un ejemplo de compuestos en los que el nitrógeno tiene todas las valencias positivas. Como consecuencia de los procesos de combustión a elevada temperatura (motores de los vehículos, calderas para calefacción, centrales térmicas, etc...) se forman pequeñas cantidades de éstos óxidos, que al ser vertidos a la atmósfera, dan lugar al smog fotoquímico.

En contraste con la gran energía de enlace de la molécula de nitrógeno, el enlace simple N-N es uno de los más débiles que hay. Esto explica que los pocos compuestos que se conocen contiendo este enlace sean bastantes inestables.

En los compuestos en los que el nitrrógeno aparece formando cuatro enlace, uno de ellos es un enlace covalente coordinado.

Estudiando el carácter redox nos hemos dado cuenta de que es difícil formar iones N3+, ya que se requiere una energía prohibitiva, o iones N3-, pues no son muy grandes sus afinidades electrónicas. Además, puede formar ácidos y bases.

Obtención y aplicaciones.

La mayor parte del nitrógeno utilizado en la industria química se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido, ya que se destila el nitrógeno antes que el oxígeno, que es menos volátil y se usa para sintetizar amoníaco. A partir de este amoníaco se preparan una gran variedad de productos químicos, como fertilizantes, ácido nítrico, urea, hidracina y aminas. También se usa el amoníaco para elaborar óxido nitroso (N2O), un gas incoloro conocido popularmente como gas de la risa. Este gas, mezclado con oxígeno, se utiliza como anestésico en cirugía.

También se puede obtener nitrógeno separando el oxígeno por métodos químicos, es decir, haciéndole reaccionar. Los procesos para obtener hidrógeno, que utilizan aire junto vapor de agua, permiten la obtención de una mezcla de nitrógeno e hidrógeno, debido a que el oxígeno ha reaccionado con el carbono para dar dióxido de carbono. Esta mezcla es utilizada para la síntesis del amoniaco, principal destino del hidrógeno.

El nitrógeno líquido tiene una aplicación muy extendida en el campo de la criogenia como agente enfriante. Su uso se ha visto incrementado con la llegada de los materiales cerámicos que se vuelven superconductores en el punto de ebullición del nitrógeno.

El nitrógeno constituye cuatro quintos (78,03%) del volumen del aire. Es inerte y actúa como agente diluyente del oxígeno en los procesos de combustión y respiración. Es un elemento importante en la nutrición de las plantas. Ciertas bacterias del suelo fijan el nitrógeno y lo transforman (por ejemplo, en nitratos) para poder ser absorbido por las plantas, en un proceso llamado fijación de nitrógeno. El nitrógeno aparece combinado en los minerales, como el salitre (KNO3) y el nitrato de Chile (NaNO3), dos importantes productos comerciales.

Fósforo :es no metálico y reactivo, fundamental en los organismos vivos y con múltiples aplicaciones industriales. Su número atómico es 15 y su masa atómica 30,974.

Fue descubierto hacia el año 1669 por el alquimista alemán Hennig Brand cuando experimentaba tratando de obtener oro a partir de la plata.

Propiedades y estado natural

El fósforo se presenta en tres formas alotrópicas diferentes: fósforo ordinario (o blanco), fósforo rojo y fósforo negro. De los tres, solamente el blanco y el rojo tienen importancia a nivel comercial. El fósforo ordinario recién preparado es blanco, volviéndose amarillo pálido al exponerse a la luz del sol. El fósforo es un sólido ceroso, cristalino y translúcido que resplandece débilmente con aire húmedo y resulta fuertemente venenoso. A una temperatura de 34 °C arde en el aire espontáneamente y debe almacenarse bajo agua. Es insoluble en agua, ligeramente soluble en disolventes orgánicos y muy soluble en disulfuro de carbono. El fósforo blanco tiene un punto de fusión de 44,1 °C y un punto de ebullición de 280 °C.

Este fósforo se prepara comercialmente calentando fosfato de calcio con arena (dióxido de silicio) y coque, en un horno eléctrico. Al calentarse en ausencia de aire a una temperatura entre 230 y 300 °C se transforma en fósforo rojo, un polvo microcristalino no venenoso. Se sublima (pasa directamente del estado sólido al líquido) a 416 °C y tiene una densidad relativa de 2,34. El fósforo negro se obtiene calentando fósforo blanco a 200 °C y bajo presión. Tiene una densidad relativa de 2,69.

El fósforo se halla ampliamente distribuido en la naturaleza y ocupa el lugar 11 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No se da en estado puro, sino que se encuentra principalmente en forma de fosfato, como rocas fosfáticas y apatito. También se presenta en estado combinado en los suelos fértiles y en muchas aguas naturales. Es un elemento importante en la fisiología de animales y plantas y está presente en todos los huesos de los animales en forma de fosfato cálcico.

Aplicaciones

La mayoría de los compuestos del fósforo son trivalentes y pentavalentes. El fósforo se combina fácilmente con oxígeno formando óxidos, siendo los más importantes el óxido de fósforo (III),P2O3, y el óxido de fósforo (V), P2O5. El óxido de fósforo un sólido cristalino blanco, se emplea como agente reductor. Es una sustancia delicuescente (se disuelve con la humedad del aire) y su vapor es tóxico. El óxido de fósforo (V), un sólido amorfo, blanco y delicuescente, sublima a 250 °C. Reacciona con agua formando ácido fosfórico y se utiliza como agente desecante.

El fósforo forma hidruros con hidrógeno, siendo el más importante el PH3, semejante al amoníaco (NH3) o hidruro de nitrógeno. Todos los halógenos se combinan directamente con el fósforo formando haluros, que se usan en la preparación de haluros de hidrógeno y compuestos orgánicos. Los compuestos comerciales del fósforo más importantes son el ácido fosfórico y sus sales denominadas fosfatos. La mayor parte de los compuestos del fósforo se utilizan como fertilizantes. También se emplean para aclarar disoluciones azucaradas, así como en pruebas de tejidos de seda y materiales ignífugos, y en aleaciones de fósforo-bronce y fósforo- cobre. El fósforo blanco se usa para preparar raticidas y el fósforo rojo para elaborar fósforos o cerillas.

Arsénico: es un elemento semimetálico extremadamente venenoso. El número atómico del arsénico es 33. .

Propiedades y estado natural

El arsénico se encuentra entre los metales y los no metales. Sus propiedades responden a su situación dentro del grupo al que pertenece (nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto). El arsénico ocupa el lugar 52 en abundancia entre los elementos naturales de la corteza terrestre. Cuando se calienta, se sublima, pasando directamente de sólido a gas a 613 °C. Una de las formas más comunes del arsénico es gris, de apariencia metálica y tiene una densidad relativa de 5,7. Existe también una forma amarilla no metálica con una densidad relativa de 2,0. La masa atómica del arsénico es 74,92.

El arsénico se conoce desde la antigüedad. El elemento puro puede prepararse fácilmente calentando un mineral común llamado arsenopirita (FeAsS). Otros minerales comunes son el rejalgar (As2S2); el oropimente (As2S3); y el trióxido de arsénico (As2O3). El elemento puro se encuentra en la naturaleza ocasionalmente. El arsénico sustituye con frecuencia a algún azufre en los sulfuros, que son las menas principales de muchos de los metales pesados. Cuando se calcinan esos minerales, el arsénico se sublima y se obtiene como subproducto en forma de polvo en los tubos de la caldera.

Aplicaciones

El arsénico se usa en grandes cantidades en la fabricación de vidrio para eliminar el color verde causado por las impurezas de compuestos de hierro. Una carga típica en un horno de vidrio contiene un 0,5 % de trióxido de arsénico. A veces se añade al plomo para endurecerlo, y también se usa en la fabricación de gases venenosos militares como la lewisita y la adamsita. Hasta la introducción de la penicilina, el arsénico era muy importante en el tratamiento de la sífilis. En otros usos médicos ha sido desplazado por las sulfamidas o los antibióticos. Los arseniatos de plomo y calcio se usan frecuentemente como insecticidas. Ciertos compuestos de arsénico, como el arseniuro de galio (GaAs), se utilizan como semiconductores. El GaAs se usa también como láser. El disulfuro de arsénico (As2S2), conocido también como oropimente rojo y rubí arsénico, se usa como pigmento en la fabricación de fuegos artificiales y pinturas.

El arsénico es venenoso en dosis significativamente mayores a 65 mg, y el envenenamiento puede producirse por una única dosis alta, pero también por acumulación progresiva de pequeñas dosis repetidas, como, por ejemplo, la inhalación de gases o polvo de arsénico. Por otra parte, algunas personas, en concreto los que ingieren arsénico en las montañas del sur de Austria, han descubierto que el arsénico tiene un efecto tónico, y han desarrollado cierta tolerancia hacia él que les permite ingerir cada día una cantidad que normalmente sería una dosis fatal. Sin embargo, esta tolerancia no les protege contra la misma cantidad de arsénico administrada hipodérmicamente.

A menudo es importante contar con un test fiable que detecte la presencia de cantidades pequeñas de arsénico, porque el arsénico, aun siendo un veneno violento, es ampliamente usado y, por tanto, es un contaminante muy difundido. La prueba de Marsh, llamado así por su inventor, el químico inglés James Marsh, proporciona un método simple para detectar trazas de arsénico tan mínimas que no podrían descubrirse con un análisis ordinario. La sustancia a analizar se coloca en un generador de hidrógeno, y el arsénico presente se convierte en arsenamina (AsH3), que se mezcla con el hidrógeno. Si el flujo de hidrógeno se calienta mientras pasa por un tubo de vidrio, la arsenamina se descompone, y el arsénico metálico se deposita en el tubo. Cantidades mínimas producen una mancha apreciable. Utilizando la prueba de Marsh se pueden detectar cantidades tan mínimas como 0,1 mg de arsénico o de antimonio.

Antimonio: es un elemento semimetálico, blanco-azulado y frágil. El número atómico del antimonio es 51.

En la antigüedad ya se conocían los compuestos de antimonio. El descubrimiento de este elemento se atribuye al alquimista alemán Basil Valentine alrededor de 1450. Con toda seguridad se conocía en 1600, pero se confundía con otros elementos tales como el bismuto, el estaño y el plomo. El antimonio presenta por lo general las propiedades de un metal, aunque a veces se comporta como un no metal. Existe en distintas formas físicas, pero normalmente tiene apariencia metálica.

El antimonio ocupa el lugar 64 en abundancia entre los elementos naturales de la corteza terrestre. La masa atómica del antimonio es 121,75; tiene un punto de fusión de unos 630 °C, un punto de ebullición de unos 1.750 °C, y una densidad relativa de 6,7. Existe ocasionalmente como elemento libre, normalmente asociado a la plata, el arsénico o el bismuto. Cristaliza en el sistema hexagonal pero los cristales son bastante raros de encontrar. Tiene una dureza de 3. El principal mineral de antimonio es la estibina, un sulfuro de antimonio que se extrae en China, Francia, Italia, Japón y México, y en menor escala en el oeste de los Estados Unidos. Al refinar minerales de cobre y plomo, se obtienen considerables cantidades de antimonio como subproducto.

Al enfriar, el antimonio líquido tiene la propiedad excepcional de expandirse mientras se solidifica (el agua es una de las pocas sustancias con esta misma propiedad). De este modo consigue rellenar las grietas de los moldes, por lo que las aristas de las piezas que se obtienen son muy afiladas. Por esta razón, se usa para hacer tipos de imprenta; también es un componente en muchas otras aleaciones, tales como el denominado metal inglés, el peltre, la aleación antifricción y el plomo antimonado.

Entre los compuestos importantes del antimonio están el tártaro emético, un tartrato doble de antimonio y potasio utilizado como agente medicinal; el sulfuro de antimonio rojo, utilizado en fósforos de seguridad y para vulcanizar caucho; el cristal de antimonio, una mezcla de sulfuro y óxido de antimonio, utilizado como pigmento amarillo en el vidrio y la porcelana, y la manteca de antimonio, tricloruro de antimonio, utilizada para broncear el acero, como mordiente en los tintes y como sustancia cáustica en medicina.

Bismuto :es metálico y escaso, de color rosáceo. Su número atómico es 83.

Ya era conocido en la antigüedad, pero hasta mediados del siglo XVIII se confundía con el plomo, estaño y cinc. Ocupa el lugar 73 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre y es tan escaso como la plata. La mayoría del bismuto industrial se obtiene como subproducto de la afinación del plomo.

El bismuto es un metal típico desde el punto de vista químico. En compuestos, tiene valencias de +3 o +5, siendo más estables los compuestos de bismuto trivalente. Existen varios nitratos, especialmente el nitrato de bismuto, Bi(NO3)3, o trinitrato de bismuto, y su pentahidrato, Bi(NO3)3·5H 2O, que se descompone en nitrato de bismuto. Éste también se conoce como oxinitrato de bismuto, nitrato de bismutilo, blanco perla y blanco de España, y se emplea en medicina y en cosmética.

El bismuto se expande al solidificarse; esta extraña propiedad lo convierte en un metal idóneo para fundiciones. Algunas de sus aleaciones tienen puntos de fusión inusualmente bajos. Es una de las sustancias más fuertemente diamagnéticas (dificultad para magnetizarse). Es un mal conductor del calor y la electricidad, y puede incrementarse su resistencia eléctrica en un campo magnético, propiedad que le hace útil en instrumentos para medir la fuerza de estos campos. El bismuto es opaco a los rayos X y puede emplearse en fluoroscopia.

Entre los elementos no radiactivos, el bismuto tiene el número atómico y la masa atómica (208,98) más altos. Tiene un punto de fusión de 271 °C, un punto de ebullición de 1.560 °C y una densidad relativa de 9,8.

GRUPO 16 O ANFÍGENOS

Los elementos del grupo 16 presentan configuración electrónica externa ns2 np4.

En el oxígeno no tenemos electrón de valencia en la capa d. Este detalle, junto con su pequeño tamaño, son las principales causas que determinan la mayoría de las diferencias entre el oxígeno y el resto de sus componentes del grupo. Presentan diferencias por su variedades alotrópicas.

Propiedades generales

-La densidad no se puede comparar rigurosamente, porque los elementos no presentan igual estructura. Sin embargo, la variación es gradual.

- Los puntos de fusión y ebullición han de corresponder al oxígeno. Los del azufre, a pesar de ser un sólido molecular, tienen mayor valor por el mayor número de sus unidades (O2 frente a S8). Al pasar del azufre al selenio, las diferencias de punto de fusión y de ebullición no se deben al mayor tamaño del átomo, sino a que la variedad de selenio que se da en la tabla es el Se infinito, al igual que el teluro infinito. El aumento que se observa del selenio infinito al teluro infinito, más que al tamaño de los átomos, se debe al incremento del carácter metálico al pasar al teluro infinito (se producen interacciones entre átomos de distintos espines, que son más fuertes en el teluro que en el selenio)

Los puntos de fusión y de ebullición de metales suelen superar los 800 o 900ºC. Sin embargo, el punto de fusión del polonio es 254, lo que da idea de su poca estabilidad.

- Energía de disociación de las moléculas diatómicas: la razón en que varía es gradual, y se debe a que la interacción tipo pi va siendo más débil conforme aumenta el tamaño del átomo.

- Energía de atomización: en ella está incluida la de disociación más la energía de las fuerzas de Van der Waals que existen entre las distintas moléculas

Resulta llamativo la poca diferencia entre los valores para el oxígeno y el azufre ( 249'2 y 278'68 kj/at.g).Esto se debe a que en el oxígeno lo que predomina es la energía de disociación (que es muy alta). La energía de disociación del azufre es bastante más baja. Las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas de oxígeno son muy pequeñas, pero son muy extensas en la molécula de azufre. Sin embargo, a partir del azufre, la energía de atomización disminuye al descender en el grupo, porque a partir del azufre, es el tamaño del átomo el que determina la intensidad de las interacciones de enlace que es necesario romper.

- Primer potencial de ionización: valores muy altos. Indica las grandes dificultades de preparar las especies E+. Pero hay una dificultad añadida, y es que la especie catiónica tiene un electrón desapareado, por lo que es muy reactivo. No se pueden encontrar estas especies. Se podría pensar que estas especies forman un enlace covalente, pero ni siquiera la energía de red que tendría el compuesto iónico puede justificar la formación de éste.

Para obtener especies E2+ tendríamos que aplicar aún más enegía, por lo que es muy difícil. Mucho más difícil es la existencia de E6+ porque su polaridad es tan importante que haría imposible la formación de compuestos iónicos.

- Afinidad electrónica: posibilidad de especies aniónicas (tendrían un electrón desapareado) y E2- (1º+2º Ea).

La suma de un electrón a un átomo neutro supone un proceso siempre exotérmico. AH <0.

La adición de un segundo electrón, es un proceso endotérmico, con la particularidad de que el valor absoluto de la energía para añadir un segundo electrón resulta superior, por lo que el proceso global es endotérmico

- No existe química catiónica para los elementos de este grupo, y las únicas especies aniónicas se reducen a los óxidos de metales en sus estados de oxidación más bajos.

- Radio covalenete e iónico: aumentan al bajar en el grupo porque aumenta la polarizabilidad del átomo o anión. Por tanto, aumenta la covalencia de las combinacionesón. Por tanto, aumenta la covalencia de las combinaciones (carácter covalente) formado por los elementos más voluminosos del grupo.

- Electronegatividad: varía gradualmente, según bajamos en el grupo va disminuyendo. Hay que establecer una diferencia entre el valor del oxigeno y del resto.

Debido a su elevada X, el oxigeno es el único del grupo que puede dar enlaces de hidrógeno y es el que proporciona un mayor números de compuestos iónicos.

Todos los demás elementos del grupo forman combinaciones esencialmente covalentes, ya sea ante especies positivas o negativas.

  • Potencial de reducción: difiere el comportamiento del oxigeno frente al resto. El oxígeno es un agente oxidante enérgico: es capaz de oxidar a la mayor parte de los metales (corrosión).

Pero puesto que el enlace O=O es muy estable, los procesos serán lentos, y en ocasiones (debido a la Ea alta para romper el enlace), será necesario un catalizador.

El azufre carece de propiedades oxidantes. Es insoluble en agua, y como posee una estructura muy estable se puede presentar en estado nativo.

Todos los demás elementos son reductores, pero también son lentos. Esto hace que selenio y teluro no puedan también presentar en estado nativo, aunque también se presentan en forma de seleniuros y telururos.

Oxigeno: es gaseoso y ligeramente magnético, incoloro, inodoro e insípido. El oxígeno es el elemento más abundante en la Tierra. Fue descubierto en 1774 por el químico británico Joseph Priestley e independientemente por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele; el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier demostró que era un gas elemental realizando sus experimentos clásicos sobre la combustión.

Propiedades y estado natural

La elevada electronegatividad del oxígeno hace que forme fácilmente, con metales muy electropositivos, óxidos iónicos donde esta presente el ion oxígeno, y que en los compuestos covalentes, formados con elementos electronegativos (excepto el fluor), se encuentre en el extremo negativo del enlace.

Esta gran electronegatividad es también la que hace que el oxígeno (lo mismo que el fluor) sea capaz de llevar a los demás elementos hasta su máximo numero de oxidación.

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

El oxígeno constituye el 21% en volumen o el 23,15% en masa de la atmósfera, el 85,8% en masa de los océanos (el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno), el 46,7% en masa de la corteza terrestre (como componente de la mayoría de las rocas y minerales). El oxígeno representa un 60% del cuerpo humano. Se encuentra en todos los tejidos vivos. Casi todas las plantas y animales, incluyendo los seres humanos, requieren oxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida.

Se conocen tres formas estructurales del oxígeno:

  • El oxígeno ordinario, que contiene dos átomos por molécula y cuya fórmula es O2; la elevada energía del doble enlace de la molécula de oxigeno hace que sea poco reactivo a temperatura ordinaria. Pero una vez rebasada la energía de activación, reacciona prácticamente con todos los elementos (excepto los gases nobles). Esta molécula es paramagnética, lo que significa que deben existir electrones desapareados. Según la teoría de orbitales moleculares, la configuración electrónica de la molécula de oxigeno explica el doble enlace, puesto que hay 6 electrones enlazantes y 2 antienlazantes.

  • El ozono, que contiene tres átomos por molécula y cuya fórmula es O3, y una forma no magnética azul pálida. Solo se encuentra en cantidades significativas en las capas altas de la atmósfera. Es una molécula diamagnética, por lo que no tiene electrones desapareados. La distancia entre los átomos de oxígeno enlazados es de 1,27 A. Esta molécula no es lineal, si no que forma un ángulo de enlace de 117º.

  • El O4, que contiene cuatro átomos por molécula, y se descompone fácilmente en oxígeno ordinario.

  • Se conocen tres isótopos estables del oxígeno: el oxígeno 16 (de masa atómica 16) es el más abundante. Representa un 99,76% del oxígeno ordinario y se utilizó en la determinación de las masas atómicas hasta la década de 1960.

    El oxígeno se prepara en el laboratorio a partir de ciertas sales como el clorato de potasio, el peróxido de bario y el peróxido de sodio. Los métodos industriales más importantes para la obtención de oxígeno son la electrólisis del agua y la destilación fraccionada de aire líquido. En este último método, se licúa el aire y se deja evaporar. En el aire líquido, el nitrógeno es más volátil y se evapora antes, quedando el oxígeno en estado líquido. A continuación el oxígeno se almacena y se transporta en forma líquida o gaseosa.

    El oxígeno está presente en muchos compuestos orgánicos e inorgánicos. Forma compuestos llamados óxidos con casi todos los elementos, incluyendo algunos de los gases nobles. La reacción química en la cual se forma el óxido se llama oxidación. La velocidad de la reacción varía según los elementos. La combustión ordinaria es una forma de oxidación muy rápida. En la combustión espontánea, el calor desarrollado por la reacción de oxidación es suficientemente grande para elevar la temperatura de la sustancia hasta el punto de producir llamas. Por ejemplo, el fósforo combina tan vigorosamente con el oxígeno, que el calor liberado en la reacción hace que el fósforo se funda y arda. Algunas sustancias finamente divididas presentan un área tan grande de superficie al aire, que arden formando llamas por combustión espontánea; a éstas se las llama sustancias pirofóricas. El azufre, el hidrógeno, el sodio y el magnesio combinan con el oxígeno menos energéticamente y sólo arden después de la ignición. Algunos elementos como el cobre y el mercurio reaccionan lentamente para formar los óxidos, incluso cuando se les calienta. Los metales inertes, como el platino, el iridio y el oro únicamente forman óxidos por métodos indirectos.

    Aplicaciones

    Se usan grandes cantidades de oxígeno en los sopletes para soldar a alta temperatura, en los cuales, la mezcla de oxígeno y otro gas produce una llama con una temperatura muy superior a la que se obtiene quemando gases en aire. El oxígeno se le administra a pacientes con problemas respiratorios y también a las personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja concentración de oxígeno no permite la respiración normal. El aire enriquecido con oxígeno se utiliza para fabricar acero en los hornos de hogar abierto.

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

    Azufre: es un elemento no metálico, insípido, inodoro, de color amarillo pálido. Su número atómico es 16 y su masa atómica 32,064.

    También llamado `piedra inflamable', el azufre se conoce desde tiempos prehistóricos y ya aparecía en la Biblia y en otros escritos antiguos. Debido a su inflamabilidad, los alquimistas lo consideraron como un elemento esencial de la combustión .

    Propiedades

    Los compuestos que forma el azufre son menos estables que los del oxígeno. Como le faltan dos electrones para completar los orbitales p de valencia, el azufre forma fácilmente el ión sulfuro, parecido al ion óxido. Por ello, los sulfuros metálicos son, en cierto modo, parecidos a los óxidos, aunque, en general, menos iónicos y sobre todo mucho menos básicos, ya que el ion sulfuro es una base mucho menos fuerte que el ion O2-.

    Íntimamente relacionado con el tamaño atómico está el hecho de que la energía de enlace simple S-S (264 kj/mol) es bastante mayor que la mitad de la energía del enlace doble S=S (431 kj/mol). Esto hace que sea más favorable energéticamente la formación de dos enlaces simples que uno doble. Ello justifica que el azufre elemental no se presente como moléculas diatómicas, sino como S8 (el más estable). Distinguimos:

    Todas las formas de azufre son insolubles en agua, y las formas cristalinas son solubles en disulfuro de carbono. Cuando el azufre ordinario se funde, forma un líquido de color pajizo que se oscurece si se calienta más, alcanzando finalmente su punto de ebullición. Si el azufre fundido se enfría lentamente, sus propiedades físicas varían en relación a la temperatura, presión y el método de enfriamiento. El azufre puede presentarse en varias formas alotrópicas, que incluyen los líquidos Sl y Sµ, y diversas variedades sólidas, cuyas formas más familiares son el azufre rómbico y el azufre monoclínico . La más estable es el azufre rómbico, un sólido cristalino de color amarillo, formado por moléculas de S8 unidas entre sí por fuerzas de Van der Waals,y posee una densidad de 2,06 g/cm3 a 20 °C. Es ligeramente soluble en alcohol y éter, moderadamente soluble en aceites y muy soluble en disulfuro de carbono. A temperaturas entre 94,5 °C y 120 °C esta forma rómbica se transforma en azufre monoclínico, que presenta una estructura alargada, transparente, en forma de agujas con una densidad de 1,96 g/cm3 a 20 °C. La temperatura a la que el azufre rómbico y el monoclínico se encuentran en equilibrio, 94,5 °C, se conoce como temperatura de transición. Cuando el azufre rómbico ordinario se funde a 115,21 °C, forma el líquido amarillo pálido Sl, que se vuelve oscuro y viscoso a 160 °C, formando Sµ. Si se calienta el azufre hasta casi alcanzar su punto de ebullición de 444,6 °C y después se vierte rápidamente en agua fría, no le da tiempo a cristalizar en el estado rómbico o monoclínico, sino que forma una sustancia transparente, pegajosa y elástica conocida como azufre amorfo o plástico, compuesta en su mayor parte por Sµ sobreenfriado.

    El azufre tiene valencias dos, cuatro y seis, como presenta en los compuestos sulfuro de hierro (FeS), dióxido de azufre (SO2) y sulfato de bario (BaSO4), respectivamente. Se combina con hidrógeno y con elementos metálicos por calentamiento, formando sulfuros. El sulfuro más común es el sulfuro de hidrógeno, H2S, un gas venenoso e incoloro, con olor a huevo podrido. El azufre también se combina con el cloro en diversas proporciones para formar monocloruro de azufre, S2Cl2, y dicloruro de azufre, SCl2. Al arder en presencia de aire, se combina con oxígeno y forma dióxido de azufre, SO2, un gas pesado e incoloro, con un característico olor sofocante. Con aire húmedo se oxida lentamente a ácido sulfúrico, y es un componente básico de otros ácidos, como el ácido tiosulfúrico, H2S2O3, y el ácido sulfuroso, H2SO3. Este último tiene dos hidrógenos reemplazables y forma dos clases de sales: sulfitos y sulfitos ácidos. En una disolución, los sulfitos ácidos o bisulfitos de los metales alcalinos, como el bisulfito de sodio, NaHSO3, actúan como ácidos. Las disoluciones de sulfitos comunes, como sulfito de sodio, Na2SO3, y sulfito de potasio, K2SO3, son ligeramente alcalinas.

    El dióxido de azufre se libera a la atmósfera en la combustión de combustibles fósiles, como el petróleo y el carbón, siendo uno de los contaminantes más problemáticos del aire. La concentración de dióxido de azufre en el aire puede alcanzar desde 0,01 a varias partes por millón, y puede afectar al deterioro de edificios y monumentos. También es la causa de la lluvia ácida, así como de molestias y problemas para la salud del ser humano.

    Estado natural

    El azufre ocupa el lugar 16 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre, y se encuentra ampliamente distribuido tanto en estado libre como combinado con otros elementos. Así se halla en numerosos sulfuros metálicos, como el sulfuro de plomo o galena, PbS; la esfalerita, ZnS; la calcopirita, (Cu,Fe)S2; el cinabrio, HgS; la estibina, Sb2S3, y la pirita de hierro, FeS2. También se encuentra combinado con otros elementos formando sulfatos como la baritina, BaSO4; la celestina, SrSO4, y el yeso, CaSO4·2H2O. Asimismo está presente en moléculas de una gran variedad de sustancias como la mostaza, el huevo y las proteínas. En estado libre se encuentra mezclado con rocas de yeso y pumita en zonas volcánicas, principalmente en Islandia, Sicilia, México y Japón, apareciendo a menudo como sublimados en las inmediaciones de orificios volcánicos. El azufre en estado libre puede formarse por la acción del aire sobre las piritas, o también depositarse por aguas sulfurosas calientes, en las cuales el sulfuro de hidrógeno se ha oxidado por contacto con la atmósfera.

    Extracción

    Existen varios métodos para la extracción del azufre. En Sicilia se colocan las rocas sulfurosas en grandes pilas y se prenden. El azufre líquido que se va formando pasa a unos moldes de madera en los que solidifica, produciéndose el llamado azufre en cañón. Este último se puede purificar posteriormente por destilación, haciendo pasar el vapor por una gran cámara de ladrillos, en cuyas paredes se condensa en forma de polvo fino llamado flor de azufre. En Estados Unidos, en donde los depósitos de azufre pueden encontrarse a unos 275 m o más bajo la superficie terrestre, el método más utilizado es el de Frasch, inventado en 1891 por el químico estadounidense Herman Frasch. En este método se introducen en el depósito de azufre cuatro tuberías concéntricas, la mayor de la cuales mide 20 cm de diámetro. A través de las dos tuberías exteriores se inyecta agua calentada bajo presión a 170 °C, fundiendo el azufre. Cuando se ha conseguido fundir una cantidad suficiente de azufre, el aire caliente baja por las tuberías internas formando una espuma con el azufre fundido, lo que hace subir la mezcla a la superficie por la tubería restante. Entonces se coloca el azufre en contenedores de madera, donde solidifica, alcanzándose una pureza de un 99,5%. El azufre también se puede extraer de las piritas por destilación en retortas de hierro o arcilla refractaria, aunque con este proceso el azufre obtenido suele contener porciones de arsénico.

    Aplicaciones

    La aplicación más importante del azufre es la fabricación de compuestos como ácido sulfúrico, sulfitos, sulfatos y dióxido de azufre, todos ellos ya citados. En medicina, el azufre ha cobrado gran relevancia por la extensión del uso de las sulfamidas y su utilización en numerosas pomadas tópicas. Se emplea también para fabricar fósforos, caucho vulcanizado, tintes y pólvora. En forma de polvo finamente dividido y frecuentemente mezclado con cal, el azufre se usa como fungicida para las plantas. La sal tiosulfato de sodio, Na2S2O3·5H2O, llamada impropiamente hiposulfito, se emplea en fotografía para el fijado de negativos y positivos. Combinado con diversas láminas de minerales inertes, el azufre constituye un pegamento especial utilizado para sujetar objetos metálicos a la roca, como en el caso de los rieles o vías de tren y cadenas. El ácido sulfúrico es uno de los productos químicos industriales más importantes, pues además de emplearse en la fabricación de sustancias que contienen azufre sirve también para obtener una gran cantidad de materiales que no contienen azufre en sí mismos, como el ácido fosfórico.

    Selenio (del griego selene, luna): es un elemento semimetálico, cuyo número atómico es 34.

    El selenio fue descubierto en 1817 por el químico sueco Jöns Jakob Berzelius en el lodo recogido en el fondo de una cámara de plomo en una fábrica de ácido sulfúrico. Su nombre obedece al hecho de haberse encontrado asociado al teluro (del latín tellus, "tierra").

    Propiedades y estado natural

    Químicamente se asemeja al azufre y está relacionado con el teluro. Al igual que el azufre, se presenta en varias formas alotrópicas diferentes:

    • como polvo rojo-ladrillo; como masa amorfa vidriosa, de color castaño oscuro, llamada selenio vitroso.

    • como cristales monoclínicos rojos con una densidad relativa de 4,5

    • como cristales de color gris metálico llamados selenio gris. Forma ácido selenioso (H2SeO3) y ácido selénico (H2SeO4), cuyas sales respectivas se denominan selenitos y seleniatos. El selenio gris tiene un punto de fusión de 217 °C, un punto de ebullición de 685 °C y una densidad relativa de 4,81. La masa atómica del selenio es 78,96.

    El elemento selenio aparece en unos pocos minerales como seleniuro, siendo el más común de ellos el seleniuro de plomo. También se da combinado con azufre en numerosas menas de este elemento.

    Se obtiene generalmente como subproducto en el refinado de menas de sulfuro de cobre, aunque esta última fuente de obtención es insuficiente para satisfacer la creciente demanda del elemento en la industria. El mayor depósito destinado a explotación comercial se descubrió en 1955 en Wyoming (EEUU).

    Aplicaciones

    El selenio gris es conductor de la electricidad; esta conductividad aumenta con la luz y disminuye en la oscuridad. Esta propiedad se aprovecha en el funcionamiento de diversos aparatos fotoeléctricos .

    En forma de selenio rojo o seleniuro de sodio, se utiliza para colorear de rojo escarlata vidrios, barnices y esmaltes. También se emplea a gran escala para eliminar colores en el vidrio, ya que neutraliza el tinte verdoso producido por compuestos de hierro (ferrosos). A menudo se añaden pequeñas cantidades de selenio al caucho vulcanizado para aumentar su resistencia a la abrasión. El seleniato de sodio se usa como insecticida para las plantas, especialmente para crisantemos y claveles, esparciéndose alrededor de las raíces para alcanzar toda la planta a través de la savia. El sulfuro de selenio se emplea en el tratamiento de la caspa, acné, eccemas, dermatitis seborreica y otras enfermedades de la piel.

    Teluro (del latín tellus, 'tierra'): es un elemento semimetálico, frágil, de color blanco plateado. Su número atómico es 52. Fue descubierto en 1782 por el científico alemán Franz Joseph Müller von Reichenstein y más tarde, en 1798, otro químico alemán, Martin Heinrich Klaproth, lo identificó como elemento, dándole su nombre actual.

    Propiedades y estado natural

    El teluro es un elemento relativamente estable, insoluble en agua y ácido clorhídrico, pero soluble en ácido nítrico y en agua regia. Reacciona con un exceso de cloro formando dicloruro de teluro, TeCl2 y tetracloruro de teluro, TeCl4. Se oxida con ácido nítrico produciendo dióxido de teluro, TeO2, y con ácido crómico dando ácido telúrico, H2TeO4. En combinación con hidrógeno y ciertos metales forma telururos, como telururo de hidrógeno, H2Te, y telururo de sodio, Na2Te. El teluro tiene un punto de fusión de 452 °C, un punto de ebullición de 990 °C y una densidad relativa de 6,25. Su masa atómica es 127,60.

    El teluro ocupa el lugar 78 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Se encuentra en estado puro o combinado con oro, plata, cobre, plomo y níquel en minerales como la silvanita, la patcita y la tetradimita. También puede encontrarse en rocas en forma de telurita (o dióxido de teluro), TeO2.

    Las principales fuentes comerciales del teluro se encuentran en los fangos de las refinerías de plomo y cobre, y en el polvo de los conductos de los depósitos de telururo de oro. También se obtiene por reducción del óxido de teluro, formando un polvo metálico de color blanco grisáceo. Los principales depósitos de teluro se encuentran en México, oeste de Australia y Ontario, en Canadá.

    Aplicaciones

    El teluro se emplea en la fabricación de dispositivos rectificadores y termoeléctricos, así como en la investigación de semiconductores.

    Junto con diversas sustancias orgánicas, se utiliza como agente vulcanizante para el procesamiento del caucho natural y sintético, y en los compuestos antidetonantes de la gasolina. También se usa para dar color azul al vidrio. El teluro coloidal actúa como insecticida, germicida y fungicida.

    Polonio: es un elemento metálico radiactivo y escaso. Su número atómico es 84.

    El polonio, primer elemento descubierto a causa de su radiactividad, fue encontrado en la pechblenda en 1898 por la química francesa de origen polaco Marie Curie, quien le puso el nombre de su país de origen. Es uno de los elementos de la serie de desintegración radiactiva del uranio-radio, cuyo primer miembro es el uranio 238.

    Existe en los minerales que contienen radio, y se encuentra en formas isotópicas con números másicos que varían entre 192 y 218. El polonio 210 (llamado también radio-F), es el único isótopo existente en la naturaleza y tiene una vida media de 138 días. El polonio tiene un punto de fusión de 254 °C, un punto de ebullición de 962 °C y una densidad relativa de 9,4.

    Debido a que casi todos los isótopos del polonio se desintegran emitiendo partículas alfa, el elemento es una buena fuente de radiación alfa pura. Se usa también en investigación nuclear con elementos como el berilio, que emiten neutrones al bombardearlos con partículas alfa. En la industria tipográfica y fotográfica, el polonio se utiliza en mecanismos que ionizan el aire para eliminar la acumulación de cargas electrostáticas.

    HALÓGENOS.

    Los elementos del grupo de los halógenos poseen estructura electrónica externa ns2 np5, por lo que forman con gran facilidad iones X-. Es el grupo de mayor electronegatividad del sistema periódico y mayores potenciales normales de reducción (todos positivos), lo que indica su carácter oxidante. Estas propiedades disminuyen al bajar en el grupo, produciéndose siempre el salto más brusco al pasar del flúor al cloro.

    Los halógenos pueden formar compuestos predominantemente iónicos con los metales o covalentes con los no metales. En ambos casos las energía de enlace disminuyen en el orden F>Cl>Br>I, y siempre el halógeno se une mediante enlace simple. Debido a la pequeña energía de enlace X-X en las moléculas diatómicas de los halógenos, son todos bastante más reactivos que el nitrógeno y algo más que el oxígeno (el flúor mucho más).

    Debido a su gran reactividad, los halógenos no se encuentran libres en la naturaleza, sino formando compuestos, siendo los más abundantes los haluros de tipo salino, que por ser, en general, muy solubles en agua, se encuentran presentes en el agua de mar. Vamos a ver uno a uno:

    Flúor (en latín fluo, 'flujo'): es un elemento gaseoso, químicamente reactivo y venenoso. Su número atómico es 9. El elemento fue descubierto en 1771 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele y fue aislado en 1886 por el químico francés Henri Moissan.

    Propiedades y estado natural

    El flúor es un gas amarillo verdoso pálido, ligeramente más pesado que el aire, venenoso, corrosivo y que posee un olor penetrante y desagradable. Su masa atómica es 18,998. Tiene un punto de fusión de -219,61 °C, un punto de ebullición de -188,13 °C y una densidad relativa de 1,51 en estado líquido y a su punto de ebullición.

    Es el elemento no metálico más activo químicamente y es capaz de oxidar incluso al agua, con desprendimiento de oxígeno. Se combina directamente con la mayoría de los elementos e indirectamente con nitrógeno, cloro y oxígeno, llevándolos a su estado de oxidación máximo.

    Descompone a la mayoría de los compuestos formando fluoruros, que se encuentran entre los compuestos químicos más estables. En todos los compuestos el flúor actúa con número de oxidación -1, pudiendo en los demás actuar con 1, 3, 5, 7.

    El flúor existe en la naturaleza combinado en forma de fluorita, criolita y apatito. La fluorita, de la que se derivan la mayoría de los compuestos de flúor, está muy extendida en México, el centro de Estados Unidos, Francia e Inglaterra. El flúor también se presenta en forma de fluoruros en el agua del mar, en los ríos y en los manantiales minerales, en los tallos de ciertas hierbas y en los huesos y dientes de los animales. Ocupa el lugar 17 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.

    Como los compuestos más abundantes son los haluros (n.o. -1), los métodos de obtención consisten en la oxidación de los iones X- para pasarlos a X2, lo que requiere, en general, el empleo de oxidantes fuertes. En el caso del flúor es necesario recurrir a la oxidación anódica, realizándose la electrólisis de una disolución de KF en HF anhidro.

    Compuestos del flúor

    El fluoruro de hidrógeno, HF o H2F2, uno de los compuestos más importantes del flúor, se prepara calentando fluoruro de calcio en ácido sulfúrico. Su disolución acuosa (ácido fluorhídrico), que es la que se usa comercialmente, se obtiene pasando vapores de fluoruro de hidrógeno anhidro por un receptor de plomo que contiene agua destilada. El ácido fluorhídrico es extremamente corrosivo y debe almacenarse en contenedores de plomo, acero o plástico. Este ácido disuelve el vidrio, lo que lo hace útil para su grabado; ejemplos de ello son las divisiones de los termómetros y los dibujos grabados en vajillas y cerámicas. Otro compuesto del flúor, el ácido hidrofluorsilícico, reacciona con el sodio y el potasio formando sales llamadas fluorsilicatos o silicofluoruros.

    El flúor y muchos fluoruros, tales como el fluoruro de hidrógeno y el fluoruro de sodio, son muy venenosos. El agua potable con excesivas cantidades de fluoruros hace que el esmalte dental se vuelva quebradizo y se astille, produciendo un efecto como de manchas. Sin embargo, se ha demostrado que una proporción adecuada de fluoruros en el agua potable, reduce en gran medida las caries

    Aplicaciones

    Los compuestos de flúor tienen muchas aplicaciones. 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. Muchos compuestos orgánicos de flúor desarrollados durante la II Guerra Mundial mostraron un amplio potencial comercial. Por ejemplo, los hidrocarburos líquidos fluorados derivados del petróleo son útiles como aceites lubricantes muy estables. El hexafluoruro de uranio, que es el único compuesto volátil del uranio, se usa en el proceso de difusión gaseosa para proporcionar combustible a las plantas de energía.

    Cloro: es un elemento gaseoso amarillo verdoso. Su número atómico es 17.

    El cloro elemental fue aislado por vez primera en 1774 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele, quien creía que el gas era un compuesto; no fue hasta 1810 cuando el químico británico sir Humphry Davy demostró que el cloro era un elemento y le dio su nombre actual.

    A temperatura ordinaria, es un gas amarillo verdoso que puede licuarse fácilmente bajo una presión de 6,8 atmósferas a 20 ºC. El gas tiene un olor irritante, y muy concentrado es peligroso; fue la primera sustancia utilizada como gas venenoso en la I Guerra Mundial.

    El cloro libre no existe en la naturaleza, pero sus compuestos son minerales comunes, y ocupa el lugar 20 en abundancia en la corteza terrestre. El cloro tiene un punto de fusión de -101 ºC, un punto de ebullición de -34,05 ºC a una atmósfera de presión, y una densidad relativa de 1,41 a -35 ºC; la masa atómica del elemento es 35,453.

    El cloro es un elemento activo, que reacciona con agua, con compuestos orgánicos y con varios metales. Se han obtenido cuatro óxidos: Cl2O, ClO2, Cl2O6 y Cl2O7.

    El cloro no arde en el aire, pero refuerza la combustión de muchas sustancias;

    una vela ordinaria de parafina, por ejemplo, arde en cloro con una llama humeante. El cloro y el hidrógeno pueden mantenerse juntos en la oscuridad, pero reaccionan explosivamente en presencia de la luz. Las disoluciones de cloro en agua son comunes en los hogares como agentes blanqueadores.

    La mayor parte del cloro es producida por la electrólisis de una disolución ordinaria de sal, obteniéndose hidróxido de sodio como subproducto. Debido a que la demanda de cloro excede a la de hidróxido de sodio, industrialmente se produce algo de cloro tratando sal con óxidos de nitrógeno, u oxidando el cloruro de hidrógeno. El cloro se transporta como líquido en botellas de acero. Se usa para blanquear pulpa de papel y otros materiales orgánicos, para destruir los gérmenes del agua y para preparar bromo, tetraetil-plomo y otros productos importantes.

    Bromo: es un elemento venenoso que a temperatura ambiente presenta un color rojo oscuro. Su número atómico es 35.

    Propiedades y estado natural

    El bromo se encuentra abundantemente en la naturaleza. Su punto de fusión es de -7,25 °C, y su punto de ebullición de 58,78 °C, siendo su densidad relativa 3,10 y su masa atómica 79,90.

    Por sus propiedades químicas, el bromo es tan parecido al cloro —con el que casi siempre se encuentra asociado— que no fue reconocido como un elemento distinto hasta 1826, cuando fue aislado por el químico francés Antoine Jérôme Balard.

    El bromo es un líquido extremadamente volátil a temperatura ambiente; libera un venenoso y sofocante vapor rojizo compuesto por moléculas diatómicas. En contacto con la piel produce heridas de muy lenta curación.

    Es ligeramente soluble en agua, 100 partes de agua disuelven en frío unas 4 partes de bromo y, en caliente, unas 3 partes. A temperaturas inferiores a 7 °C forma junto con el agua un hidrato sólido y rojo Br2·10H2O. En presencia de álcalis el bromo reacciona químicamente con el agua para formar una mezcla de ácido bromhídrico (HBr) y ácido hipobromoso (HOBr). El bromo es fácilmente soluble en una amplia variedad de disolventes orgánicos, como el alcohol, éter, triclorometano (cloroformo) y disulfuro de carbono. Reacciona químicamente con muchos compuestos y elementos metálicos, y es ligeramente menos activo que el cloro.

    El bromo no se encuentra en la naturaleza en estado puro, sino en forma de compuestos. El bromo puede obtenerse a partir del bromuro mediante un tratamiento con dióxido de manganeso o clorato de sodio. El aumento de la demanda ha llevado a producir el bromo a partir del agua de mar, que contiene una proporción de 65 partes de bromo por millón.

    Aplicaciones

    El bromo ha sido utilizado en la preparación de ciertos tintes y en la obtención de dibromoetano (bromuro de etileno), un componente del líquido antidetonante de la gasolina de plomo. También tiene aplicaciones en fotografía y en la producción de gas natural y petróleo.

    Yodo: es un elemento químicamente reactivo que, a temperatura ordinaria, es un sólido negro-azulado. Su número atómico es 53.

    El yodo fue aislado por vez primera a partir de residuos de algas marinas en 1811 por Bernard Courtois, un francés comerciante de salitre. El descubrimiento fue confirmado y anunciado por los químicos franceses Charles Desormes y Nicholas Clément. La naturaleza del elemento fue establecida en 1813 por el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac, quien le puso el nombre de yodo.

    Propiedades y estado natural

    La masa atómica del yodo es 126,905. A diferencia de los halógenos más ligeros, el yodo es un sólido cristalino a temperatura ambiente. La sustancia, brillante, blanda y de color negro-azulado, se sublima al calentarse, desprendiendo un vapor violeta con un olor hediondo como el del cloro. El vapor vuelve a condensarse rápidamente sobre una superficie fría. Tiene un punto de fusión de 113,6 °C y un punto de ebullición de 185 °C. El único isótopo que se produce en la naturaleza es estable, pero artificialmente se han producido varios isótopos radiactivos. El elemento, en forma pura, es venenoso.

    El yodo, como todos los halógenos, es químicamente activo. Es algo soluble en agua, pero se disuelve fácilmente en una disolución acuosa de yoduro de potasio. También es soluble en alcohol, cloroformo y otros reactivos orgánicos. Con siete electrones en la capa exterior de su átomo, el yodo tiene varios estados de oxidación, siendo los principales -1, +1, +5 y +7. Se combina fácilmente con la mayoría de los metales para formar yoduros, y también lo hace con otros haluros (compuestos químicos formados por un halógeno y un metal). Las reacciones con oxígeno, nitrógeno y carbono se producen con más dificultad.

    El yodo es un elemento relativamente raro, ocupa el lugar 62 en abundancia en la naturaleza, pero sus compuestos están muy extendidos en el agua de mar, en el suelo y en las rocas. El yodo se obtiene de las salmueras y del nitrato de Chile, en el que se encuentra como impureza. En menor grado, se extrae también de organismos marinos, algunas como algas, que concentran yodo en sus tejidos.

    Aplicaciones

    El yodo es muy importante en medicina porque es un oligoelemento presente en una hormona de la glándula tiroides que afecta al control del crecimiento y a otras funciones metabólicas. La falta de yodo puede impedir el desarrollo del crecimiento y producir otros problemas, como el bocio. Por lo tanto, en las zonas donde hay carencia de yodo, la sal yodada sirve para compensar el déficit. Las disoluciones yodo-alcohol y los complejos de yodo se usan como antisépticos y desinfectantes. Ciertos isótopos radiactivos del yodo se utilizan en investigación médica y en otros campos. Otros compuestos de yodo se usan en fotografía, fabricación de tintes y operaciones de bombardeo de nubes. En química, se utilizan varios compuestos de yodo como agentes oxidantes fuertes.

    Astato (del griego, astatos, 'inestable'): es un elemento radiactivo, el más pesado de los halógenos. Su número atómico es 85.

    Originalmente llamado alabamina debido a las primeras investigaciones con el elemento en el Instituto Politécnico de Alabama, fue preparado en 1940 bombardeando bismuto con partículas alfa de alta energía. El primer isótopo sintetizado tenía una masa atómica de 211 y una vida media de 7,2 horas. Más tarde se produjo el astato 210, con una vida media de unas 8,3 horas. Se han catalogado isótopos del astato con números másicos entre 200 y 219, algunos con vidas medias cifradas en fracciones de segundo.

    El astato es el halógeno cuyo comportamiento es más parecido a un metal y sólo tiene isótopos radiactivos.

    Es intensamente carcinógeno.

    BOROIDEOS

    Los elementos de los boroideos tienen estructura electrónica externa nsp2 np1. Como a partir del cuarto período , antes de los elementos p están intercalados los de transición y en el sexto período, además, los lantánidos, las diferencias entre los elementos de un grupo del bloque p se hacen más acusadas. Este grupo este encabezado por el boro que, aunque tiene propiedades típicas de un semimetal, como, por ejemplo, su aspecto metálico, ...y en cambio, tiene propiedades más parecidas a las de los no metales como el ser covalentes con puntos de fusión relativamente bajos y presentar algún compuesto con comportamiento ácido, como el ácido bórico.

    Los elementos son muy reductores, sin embargo los cationes trivalentes tienen una energía iónica alta.

    Al pasar del boro al alumino s produce un cambio muy brusco, pues ya el aluminio es un metal típico, cuyos compuestos presentan porcentajes elevados de carácter iónico. Su hidróxido es ya, al menos, anfótero.

    Boro: es un elemento semimetálico, frágil y duro con número atómico 5.

    Los compuestos del boro, el bórax en concreto, se conocen desde la antigüedad, pero el elemento puro fue preparado por primera vez en 1808 por los químicos franceses Joseph Gay-Lussac y Baron Louis Thénard, e independientemente por el químico británico sir Humphry Davy. En bajas concentraciones es un elemento necesario para el crecimiento de las plantas, pero en exceso es tóxico. Las investigaciones sugieren que además es importante nutricionalmente para los huesos en humanos y otros vertebrados.

    El boro puro, tal como se prepara normalmente, es un polvo, aunque se puede preparar la forma cristalina disolviendo boro en aluminio fundido y enfriándolo lentamente.

    La masa atómica del boro es 10,81; tiene un punto de fusión de unos 2.180 °C, un punto de ebullición de unos 3.650 °C, y una densidad de 2,35 g/cm3.

    Posee una energía de ionización alta, ya que es difícil arrancar 3 electrones. Al bajar en el grupo será más difícil este tipo de cationes.

    El estado de oxidación más importante es el 3 y en este es 0, por lo que todas las combinaciones presentan un orbital d vacío, por lo tanto se debe esperar un comportamiento ácido de Lewis. Otra diferencia importante entre el boro y el resto, es que las combinaciones entre el boro serán planas triangulares o tetraédicas, pero el resto de los elementos del grupo en sus combinaciones serán más altos por tener un orbital d vacío.

    Se disuelve en bases fundidas en caliente.

    El boro no reacciona con agua ni con ácido clorhídrico y el aire no le afecta a temperatura ambiente. Al rojo vivo, se combina directamente con el nitrógeno para formar el nitruro de boro (BN), y con el oxígeno para formar el óxido de boro (B2 O3). Con los metales forma boruros, tales como el boruro de magnesio (Mg3B2). Las primeras fuentes de compuestos de boro fueron el bórax y el ácido bórico. Recientemente, se trabaja a partir de estos otros minerales la ulexita (NaCaB5O9 · 8H2O), la colemanita (Ca2B6O11 · 5H2O), la kernita (Na2B4O7 · 4H2O), y la boracita (Mg7Cl2B16O30). El boro ocupa el lugar 38º en abundancia entre los elementos naturales de la corteza terrestre.

    Aunque el boro tiene valencia 3 y su posición en el sistema periódico indicaría una relación cercana con el aluminio, en realidad es mucho más parecido al carbono y al silicio en sus propiedades químicas. En sus compuestos, el boro actúa como un no metal, pero a diferencia de casi todos los no metales, el boro puro es un conductor eléctrico, como los metales y el carbono (grafito). El boro cristalino es similar al diamante en apariencia y propiedades ópticas, y es casi tan duro como él. Los hidruros de boro son todavía más parecidos a los compuestos de silicio y carbono. Los compuestos de boro importantes en la industria incluyen el bórax (Na2B4O7 · 10H20), el ácido bórico (H3BO3), y el carburo de boro (B4C).

    El boro tiene importantes aplicaciones en el campo de la energía nuclear. 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.

    Aluminio: es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. Su número atómico es 13.

    El químico danés Hans Christian Oersted aisló el aluminio por primera vez en 1825, por medio de un proceso químico que utilizaba una amalgama de potasio y cloruro de aluminio. Entre 1827 y 1845, el químico alemán Friedrich Wöhler mejoró el proceso de Oersted utilizando potasio metálico y cloruro de aluminio. Wöhler fue el primero en medir la densidad del aluminio y demostrar su ligereza. En 1854, Henri Sainte-Claire Deville obtuvo el metal en Francia reduciendo cloruro de aluminio con sodio. Con el apoyo financiero de Napoleón III, Deville estableció una planta experimental a gran escala, y en la exposición de París de 1855 exhibió el aluminio puro.

    Propiedades

    El aluminio es un metal plateado muy ligero. Su masa atómica es 26,9815; tiene un punto de fusión de 660 ºC, un punto de ebullición de 2.467 ºC y una densidad relativa de 2,7.

    Es un metal muy electropositivo y muy reactivo. Al contacto con el aire se cubre rápidamente con una capa dura y transparente de óxido de aluminio que resiste

    la posterior acción corrosiva. Por esta razón, los materiales hechos de aluminio no se oxidan.

    El metal reduce muchos compuestos metálicos a sus metales básicos. Por ejemplo, al calentar termita (una mezcla de óxido de hierro y aluminio en polvo), el aluminio extrae rápidamente el oxígeno del óxido; el calor de la reacción es suficiente para fundir el hierro. Este fenómeno se usa en el proceso Goldschmidt o Termita para soldar hierro.

    El aluminio no es atacado por el agua ni por los ácidos oxidantes (como HNO3), pero se disuelve fácilmente en los ácidos no oxidantes ( como HCl) . asimismo, por el carácter anfótero de su hidróxido, se disuelve en caliente en los hidróxidos alcalinos

    La mayoría de los compuestos del aluminio son bastantes covalentes y sólo con los iones muy electronegativos (F-, NO3-,...) forma compuestos con un gran porcentaje de carácter iónico. Las disoluciones acuosas de estas sales de aluminio presentan reacción ácida, debido a que los iones Al3+ fuertemente hidratados [ Al (H2O)6]3+ se comportan como ácidos de Brönsted- Lowry, cediendo protones:

    [ Al(H2O)6]3+ + H2O = [Al(H2O)5 (OH)]2+ + H3O+

    Entre los compuestos más importantes del aluminio están el óxido, el hidróxido ( anfótero, se disuelve tanto en ácidos como en bases) , el sulfato y el sulfato mixto. El óxido de aluminio es anfótero, es decir, presenta a la vez propiedades ácidas y básicas. El óxido de aluminio o Alúmina, Al2O3, se encuentra en la naturaleza en los minerales:

    corindón, Al2O3.

    diásporo, Al2O3·H2O.

    gibbsita, Al2O3·3H2O, y más frecuentemente en la bauxita, una forma impura de la gibbsita. Es el único óxido formado por el aluminio metal.

    Las piedras preciosas rubí y zafiro están compuestas por corindón coloreado por pequeñas impurezas.

    El óxido de aluminio fundido y vuelto a cristalizar es idéntico en sus propiedades químicas y físicas al corindón natural. Sólo le superan en dureza el diamante y algunas sustancias sintéticas, concretamente el carborundo o carburo de silicio. Tanto el corindón natural impuro (esmeril), como el corindón artificial puro (alundo) se utilizan como abrasivos. A temperatura ordinaria, el óxido de aluminio es insoluble en todos los reactivos químicos comunes. Debido a su alto punto de fusión, ligeramente superior a los 2.000 °C, se utiliza como material refractario, por ejemplo, para revestir hornos especiales. El óxido de aluminio hidratado es fácilmente soluble en ácidos o álcalis y se usa como materia prima en los procesos de fabricación de todos los compuestos de aluminio.

    El óxido de aluminio fue descubierto en 1886, Charles Martin Hall en Estados Unidos y Paul L. T. Héroult en Francia , por separado y casi simultáneamente. Se disuelve en criolita fundida (Na3AlF6), pudiendo ser descompuesta electrolíticamente para obtener el metal fundido en bruto

    El cloruro de aluminio anhidro es importante en la industria petrolífera. Muchas gemas (el rubí y el zafiro, por ejemplo) consisten principalmente en óxido de aluminio cristalino.

    Estado natural

    El aluminio es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre; sólo los no metales oxígeno y silicio son más abundantes. Se encuentra normalmente en forma de silicato de aluminio puro o mezclado con otros metales como sodio, potasio, hierro, calcio y magnesio, pero nunca como metal libre. Los silicatos no son menas útiles, porque es extremamente difícil, y por tanto muy caro, extraer el aluminio de ellas.

    La bauxita, un óxido de aluminio hidratado impuro, es la fuente comercial de aluminio y de sus compuestos.

    . El proceso Hall-Héroult sigue siendo el método principal para la producción comercial de aluminio, aunque se están estudiando nuevos métodos. La pureza del producto se ha incrementado hasta un 99,5% de aluminio puro en un lingote comercialmente puro; más tarde puede ser refinado hasta un 99,99 por ciento.

    Aplicaciones

    Un volumen dado de aluminio pesa menos que 1/3 del mismo volumen de acero. Los únicos metales más ligeros son el litio, el berilio y el magnesio. Debido a su elevada proporción resistencia-peso es muy útil para construir aviones, vagones ferroviarios y automóviles, y para otras aplicaciones en las que es importante la movilidad y la conservación de energía.

    Por su elevada conductividad térmica, el aluminio se emplea en utensilios de cocina y en pistones de motores de combustión interna. Solamente presenta un 63% de la conductividad eléctrica del cobre para alambres de un tamaño dado, pero pesa menos de la mitad. Un alambre de aluminio de conductividad comparable a un alambre de cobre es más grueso, pero sigue siendo más ligero que el de cobre. El peso tiene mucha importancia en la transmisión de electricidad de alto voltaje a larga distancia, y actualmente se usan conductores de aluminio para transmitir electricidad a 700.000 voltios o más.

    El metal es cada vez más importante en arquitectura, tanto con propósitos estructurales como ornamentales. Las tablas, las contraventanas y las láminas de aluminio constituyen excelentes aislantes. Se utiliza también en reactores nucleares a baja temperatura porque absorbe relativamente pocos neutrones. Con el frío, el aluminio se hace más resistente, por lo que se usa a temperaturas criogénicas.

    El papel de aluminio de 0,018 cm de espesor, actualmente muy utilizado en usos domésticos, protege los alimentos y otros productos perecederos. Debido a su poco peso, a que se moldea fácilmente y a su compatibilidad con comidas y bebidas, el aluminio se usa mucho en contenedores, envoltorios flexibles, y botellas y latas de fácil apertura. El reciclado de dichos recipientes es una medida de conservación de la energía cada vez más importante. La resistencia a la corrosión al agua del mar del aluminio también lo hace útil para fabricar cascos de barco y otros mecanismos acuáticos.

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

    Producción

    La producción mundial de aluminio ha experimentado un rápido crecimiento, aunque se estabilizó a partir de 1980. En 1900 esta producción era de 7.300 toneladas, en 1938 de 598.000 toneladas y en 1994 la producción de aluminio primario fue de unos 19 millones de toneladas. Los principales países productores son Estados Unidos, Rusia, Canadá, China y Australia.

    Galio: es un elemento metálico que se mantiene en estado líquido en un rango de temperatura más amplio que cualquier otro elemento.

    Fue descubierto espectroscópicamente por el químico francés Paul Émile Lecoq de Boisbaudran en 1875, que aisló al año siguiente el elemento en su estado metálico.

    El galio presenta un color gris azulado en estado sólido y un color plateado en estado líquido. Es uno de los pocos metales que se mantienen en estado líquido a temperatura ambiente.

    Como el agua, puede ser enfriado a baja temperatura y se expande al congelarse.

    Ocupa el lugar 34 en abundancia en la corteza terrestre. Su punto de fusión es de 30 °C, y su punto de ebullición es de 2.403 °C. Tiene una densidad de 5,9 g/cm3, y su masa atómica es 69,2.

    El galio aparece en pequeñas cantidades en algunas variedades de blendas de cinc, bauxita, pirita, magnetita y caolín. Se asemeja al aluminio en la formación de sales y óxidos trivalentes.

    También forma algunos compuestos monovalentes y divalentes. Su bajo punto de fusión y su alto punto de ebullición lo hacen idóneo para fabricar termómetros de alta temperatura. Algunos compuestos del galio son excelentes semiconductores y se han utilizado ampliamente en rectificadores, transistores, fotoconductores y diodos de láser y máser.

    Indio :es un elemento metálico, blando y maleable, de color blanco plateado. Su número atómico es 49.

    El indio fue descubierto espectroscópicamente en 1863 por los químicos alemanes Hieronymus Theodor Richter y Ferdinand Reich.

    Ocupa el lugar 63 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. El indio tiene un punto de fusión a 157 °C, un punto de ebullición a 2.080 °C, y una densidad de 7,3 g/cm3. Su masa atómica es 114,82.

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

    Talio (del griego thallos, 'brote joven'): es un elemento blando y maleable que adquiere un color gris-azulado cuando se le expone a la acción de la atmósfera.

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

    Propiedades y estado natural

    El talio forma un hidróxido en agua; no es soluble en ácido sulfúrico ni en ácido clorhídrico, pero sí en ácido nítrico y diluido.

    Forma dos series de sales, representadas por el cloruro de talio (I), TlCl, y el cloruro de talio, TlCl3. El óxido de talio (I), Tl2O, un sólido negro que, fundido, ataca al vidrio y a la porcelana, se consigue calentando talio en aire a temperatura muy alta. El talio tiene un índice de refracción alto y, por tanto, es importante en la fabricación de varios tipos de vidrio óptico.

    El talio ocupa el lugar 60 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre y es un miembro de la familia de metales del aluminio. El talio tiene un punto de fusión de 304 °C, un punto de ebullición de unos 1.457 °C, y una densidad relativa de 11,85. La masa atómica del talio es 204,38.

    El talio existe combinado en las piritas, la blenda de zinc y la hematites, y a menudo se obtiene del polvo de chimenea producido en los hornos de piritas en los que se separan el azufre y el hierro. Ocasionalmente se le extrae del lodo producido en las cámaras de plomo utilizadas para fabricar ácido sulfúrico. En Suecia y en la antigua república yugoslava de Macedonia existen algunos sedimentos de piritas ricas en talio.

    Aplicaciones

    El sulfato de talio que es inodoro, insípido y muy venenoso, se usa para exterminar roedores y hormigas.

    Los cristales de ioduro de sodio activado con talio, instalados en tubos fotomultiplicadores, se usan en algunos contadores de centelleo portátiles para detectar la radiación gamma. La capacidad de los cristales de bromoyoduro de talio para transmitir radiación infrarroja, y de los cristales de oxisulfuro de talio para detectar la misma radiación, ha sido usada frecuentemente en los sistemas militares de comunicación. El talio aleado con mercurio forma un metal fluido que se congela a -60 °C se usa en termómetros de baja temperatura, en relés, y en interruptores. Las sales de talio, que arden con una llama verde brillante, se utilizan en cohetes y señales luminosas.

    EL HIDRÓGENO

    Hidrógeno (en griego, `creador de agua') :es un elemento gaseoso reactivo, insípido, incoloro e inodoro.

    En un principio no se le distinguía de otros gases hasta que el químico británico Henry Cavendish demostró en 1766 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 1781, y el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier le dio finalmente el nombre de hidrógeno

    El átomo de hidrógeno es el más simple de todos, compuesto por un protón en el núcleo y un solo electrón en la corteza. Este es el isótopo más abundante, el protio. Otros dos isótopos son el deuterio, con dos protones, y el tritio, con 3, pero éstos están en pequeñísima proporción.

    Teniendo presente su configuración electrónica, lo mismo puede incluirse en la familia de los alcalinos que en la de los halógenos, pues, como los primeros, poseen sólo un electrón en su nivel electrónico externo, y, a semejanza de los segundos, le falta un electrón para adquirir la estructura del gas noble correspondiente(He).

    ¿ En qué se puede incluir al hidrógeno? Estrictamente en ninguna, puesto que su energía de enlace, puesto que su energía de ionización (más del doble que la de los alcalinos), mientras que su afinidad electrónica es muy pequeña (menor que la cuarta parte que la de los halógenos). El hidrógeno es un no metal único.

    La dificultad para perder o ganar electrones explica la poca tendencia que tiene el hidrógeno a formar iones, pero su orbital 1s, muy cerca del núcleo, tiene capacidad para alojar dos electrones y formar un enlace covalente muy fuerte. Las mayores energías de enlaces simples son las del hidrógeno con otros átomos.

    Obtención y propiedades físicas

    Como la mayoría de los elementos gaseosos, el hidrógeno es diatómico (sus moléculas contienen dos átomos), pero a altas temperaturas se disocia en átomos libres.

    Sus puntos de ebullición y fusión son los más bajos de todas las sustancias, a excepción del helio. Su punto de fusión es de -259,2 °C y su punto de ebullición de -252,77 °C. A 0 °C y bajo 1 atmósfera de presión tiene una densidad de 0,089 g/l. Su masa atómica es 1,007. Tiene una densidad relativa de 0,070. Si se deja evaporar rápidamente bajo poca presión se congela transformándose en un sólido incoloro.

    El hidrógeno es una mezcla de dos formas diferentes, ortohidrógeno (los núcleos giran en paralelo) y parahidrógeno (los núcleos no giran en paralelo). El hidrógeno ordinario está compuesto de unas tres cuartas partes de ortohidrógeno y una cuarta parte de parahidrógeno. Los puntos de ebullición y fusión de ambas formas difieren ligeramente de los del hidrógeno ordinario.

    En el laboratorio puede obtenerse fácilmente hidrógeno por reacción de un ácido con un metal activo (de potencial normal de reducción negativo). Suele utilizarse ácido sulfúrico diluído y granalla de cinc:

    Ácido sulfúrico (aq) + Zn = sulfato de zinc (aq) + hidrógeno (g)

    Como hemos visto los metales más activos ( alcalinos y alcalinotérreos, excepto el berilio y magnesio) reaccionan violentamente con el agua liberando hidrógeno. Otros metales lo hacen con vapor de agua. Gran parte del hidrógeno utilizado en la industria se obtiene por reacción de hierro con vapor de agua a unos 600ºC.

    3 Fe (s) + 4 agua (g) = Fe3O4 (s) + 4 hidrógeno (g)

    El hierro se regenera por reducción con monóxido de carbono del Fe3O4, en caliente.

    Industrialmente se obtiene hidrógeno muy puro por electrólisis del agua. Asimismo se produce hidrógeno en el craqueo del petróleo; por reducción de vapor de agua con carbón (industria del amoniaco); y como subproducto en la fabricación de sosa cáustica (electrólisis del NaCl disuelto)

    El hidrógeno puro puede obtenerse por adsorción del hidrógeno ordinario en carbón a una temperatura de -225 °C.

    El hidrógeno en estado libre sólo se encuentra en muy pequeñas cantidades en la atmósfera, aunque en el espacio interestelar abunda en el Sol y otras estrellas, siendo de hecho el elemento más común en el Universo. En combinación con otros elementos se encuentra ampliamente distribuido en la Tierra, en donde el compuesto más abundante e importante del hidrógeno es el agua, H2O. El hidrógeno se halla en todos los componentes de la materia viva y de muchos minerales. También es parte esencial de todos los hidrocarburos y de una gran variedad de otras sustancias orgánicas. Todos los ácidos contienen hidrógeno; una de las características que define a los ácidos es su disociación en una disolución, produciendo iones hidrógeno

    Comportamiento químico y propiedades.

    Existen tres tipos de posibilidades de reacción del hidrógeno, según que pierda o gane un electrón, originando los iones H+ o H-, respectivamente, o bien por covalencia, compartiendo su electrón .

    • Iones H+: es diferente a todos los demás. Cuando el átomo de hidrógeno pierde su electrón, queda el protón desnudo. El H+ es un protón. Pro este proceso requiere una gran energía ( la de ionización), por lo que es muy difícil.

    H = H+ + e- ; AH= 1312kj/mol

    Por ello, el ión H+ es muy inestable y sólo puede existir transitoriamente (en tubos de descargas eléctricas o a temperaturas muy elevadas ( como la de las estrellas).

    En los sistemas químicos ordinarios el H+, dad su capacidad para alojar dos electrones en el orbital 1s, se encuentra asociado o mejor unido por un enlace covalente dativo a moléculas como el agua, formando iones hidronio, o unido a amoniaco, formando iones amonio.

    - Iones H-: es más fácil su formación, pro, debido a su pequeña afinidad electrónica, sólo puede hacerlo frente a metales muy electropositivos (con pequeña energía de ionización), como alcalinos o alcalinotérreos, que le cedan electrones fácilmente. Los compuestos originados de este modo son iónicos ( Na+ H- , ...)

    Los hidruros iónicos son menos frecuentes y mucho más inestables que los haluros. Esto se debe a que la formación del ion H-, a partir de H2, es una reacción endotérmica.

    ½ H2 (g) = H- (g); AH = 145 KJ/ mol

    mientras que la formación de iones halogenuro es exotérmica ( AH= - 254 Kj/mol para el flúor ,...)

    Los hidruros iónicos no pueden existir en disolución, pues reaccionan vigorosamente con el agua ( por este motivo se utilizan como desecantes, así como en los generadores portátiles de hidrógeno), desprendiendo hidrógeno. Esta reacción se explica fácilmente teniendo en cuenta al disolver en agua un hidruro salino, este se disocia dando iones H-, que se encuentran con los H+ del agua, con los que se unen rápidamente, neutralizando sus cargas y produciendo H2:

    Ion potasio H- + H+ OH- = H2 + ion potasio grupo hidroxilo

    • Enlaces covalentes : los forma en casi todos los compuestos con los no metales; son más o menos polares, en lo que se encuentra en el extremo positivo del dipolo. Ej: HF.

    La formación de estos compuestos covalentes del hidrógeno es, en la mayoría, favorable termodinámicamente (AG negativo ) debido a la gran energía de los enlaces H-X. Sin embargo, las reacciones son frecuentemente muy lentas (control cinético), pues suelen requerir una elevada energía de activación para la ruptura del fuerte enlace H-H del hidrógeno gaseoso. Una vez roto, el hidrógeno atómico, H, reacciona de forma muy rápida. Por ello estas reacciones, una vez iniciadas (por una chispa, iluminación, etc..) suelen proceder muy rápidamente, muchas de ellas de forma explosiva. El resultado global de la reacción es:

    Hidrógeno + cloro = 2 HCl

    La gran fortaleza de los enlaces O -H explica la afinidad del hidrógeno por el oxígeno para dar agua, con gran desprendimiento de calor

    H2 + ½ O2 = agua ; AH= - 287 KJ/mol.

    Sin embargo, la reacción no sucede a temperatura ambiente, si bien basta una llama o una pequeña chispa para que la mezcla de hidrógeno y oxígeno resulte explosiva. Esta avidez del hidrógeno por el oxígeno lo hace capaz de eliminar el oxígeno de muchos compuestos. Así, reduce a muchos óxidos metálicos a elevada temperatura:

    CuO + hidrógeno =( a 350 ºC) agua + Cu

    También podemos distinguir:

    . Se combina con nitrógeno en presencia de un catalizador formando amoníaco puro. . . El hidrógeno reacciona con compuestos orgánicos insaturados formando los compuestos saturados correspondientes.

    Se obtiene en el laboratorio por la acción de ácidos diluidos sobre los metales, como el cinc, y por electrólisis del agua. Industrialmente se producen grandes cantidades de hidrógeno a partir de los combustibles gaseosos. El hidrógeno se separa del vapor de agua, del gas natural y del gas de hulla, bien por licuación de los demás componentes del gas, bien por conversión catalítica del monóxido de carbono en dióxido de carbono, que resulta fácilmente extraíble.

    El hidrógeno es un producto derivado importante en muchas reacciones de electrólisis . Se emplean grandes cantidades de hidrógeno en la elaboración del amoníaco y en la síntesis de alcohol metílico. La hidrogenación de aceites para producir grasas comestibles, la de la hulla para producir petróleo sintético, y la que tiene lugar en el refinado del petróleo, requieren grandes cantidades de hidrógeno.

    Es el gas menos pesado que existe y se ha utilizado para inflar globos y dirigibles. Sin embargo, arde fácilmente y varios dirigibles, como el Hindenburg, acabaron destruidos por incendios. El helio, que tiene un 92% de la capacidad de elevación del hidrógeno, y además no es inflamable, se emplea en su lugar siempre que es posible. Normalmente se almacena el hidrógeno en cilindros de acero bajo presiones de 120 a 150 atmósferas. También se usa el hidrógeno en sopletes para corte, fusión y soldadura de metales.

    GRUPO 14 O CARBONOIDEOS

    Los elementos de este grupo poseen configuración electrónica externa ns2 np4. Es un grupo muy especial, sobre todo su primer elemento, el carbono. Tanto es así, que posee una química para el sólo. Este elemento lo estudiaremos en profundidad en los siguientes temas del temario.

    Fijándonos en los demás elementos ( silicio, germanio, estaño y plomo), tenemos que destacar que al descender en el grupo, va aumentando el carácter metálico. Las diferencias se hacen acusadas gracias a la misma característica que en los boroideos.

    Silicio: es un elemento semimetálico, el segundo elemento más común en la Tierra después del oxígeno. Su número atómico es 14. Fue aislado por primera vez de sus compuestos en 1823 por el químico sueco Jöns Jakob Berzelius.

    Propiedades y estado natural

    Se prepara en forma de polvo amorfo amarillo pardo o de cristales negros-grisáceos. Se obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), con un agente reductor, como carbono o magnesio, en un horno eléctrico. El silicio cristalino tiene una dureza de 7, suficiente para rayar el vidrio, de dureza de 5 a 7. El silicio tiene un punto de fusión de 1.410 °C, un punto de ebullición de 2.355 °C y una densidad relativa de 2,33. Su masa atómica es 28,086.

    Se disuelve en ácido fluorhídrico formando el gas tetrafluoruro de silicio, SiF4, y es atacado por los ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico, aunque el dióxido de silicio formado inhibe la reacción. También se disuelve en hidróxido de sodio, formando silicato de sodio y gas hidrógeno.

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

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

    Aplicaciones

    Se utiliza en la industria del acero como componente de las aleaciones de silicio-acero. Para fabricar el acero, se desoxida el acero fundido añadiéndole pequeñas cantidades de silicio; el acero común contiene menos de un 0,03% de silicio. El acero de silicio, que contiene de 2,5 a 4% de silicio, se usa para fabricar los núcleos de los transformadores eléctricos, pues la aleación presenta baja histéresis . Existe una aleación de acero, el durirón, que contiene un 15% de silicio y es dura, frágil y resistente a la corrosión; el durirón se usa en los equipos industriales que están en contacto con productos químicos corrosivos. El silicio se utiliza también en las aleaciones de cobre, como el bronce y el latón.

    El silicio es un semiconductor; su resistividad a la corriente eléctrica a temperatura ambiente varía entre la de los metales y la de los aislantes. La conductividad del silicio se puede controlar añadiendo pequeñas cantidades de impurezas llamadas dopantes. La capacidad de controlar las propiedades eléctricas del silicio y su abundancia en la naturaleza han posibilitado el desarrollo y aplicación de los transistores y circuitos integrados que se utilizan en la industria electrónica.

    La sílice y los silicatos se utilizan en la fabricación de vidrio, barnices, esmaltes, cemento y porcelana, y tienen importantes aplicaciones individuales. La sílice fundida, que es un vidrio que se obtiene fundiendo cuarzo o hidrolizando tetracloruro de silicio, se caracteriza por un bajo coeficiente de dilatación y una alta resistencia a la mayoría de los productos químicos. El gel de sílice es una sustancia incolora, porosa y amorfa; se prepara eliminando parte del agua de un precipitado gelatinoso de ácido silícico, SiO2·H2O, el cual se obtiene añadiendo ácido clorhídrico a una disolución de silicato de sodio. El gel de sílice absorbe agua y otras sustancias y se usa como agente desecante y decolorante.

    El silicato de sodio (Na2SiO3), también llamado vidrio, es un silicato sintético importante, sólido amorfo, incoloro y soluble en agua, que funde a 1.088 °C. Se obtiene haciendo reaccionar sílice (arena) y carbonato de sodio a alta temperatura, o calentando arena con hidróxido de sodio concentrado a alta presión. La disolución acuosa de silicato de sodio se utiliza para conservar huevos; como sustituto de la cola o pegamento para hacer cajas y otros contenedores; para unir gemas artificiales; como agente incombustible, y como relleno y adherente en jabones y limpiadores. Otro compuesto de silicio importante es el carborundo, un compuesto de silicio y carbono que se utiliza como abrasivo.

    El monóxido de silicio, SiO, se usa para proteger materiales, recubriéndolos de forma que la superficie exterior se oxida al dióxido, SiO2. Estas capas se aplican también a los filtros de interferencias.

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

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

    El germanio pertenece a la misma familia química que el carbono, el silicio y el plomo; se parece a estos elementos en que todos ellos forman derivados orgánicos como el tetraetilo de germanio y el tetrafenilo de germanio. El germanio forma hidruros —germanometano o germano (GeH4), germanoetano (Ge2H6) y germanopropano (Ge3H8)— análogos a los formados por el carbono en la serie alcanos.

    Sus compuestos más importantes son el óxido germánico (GeO2) y los haluros.

    El germanio se separa de otros metales por destilación de su tetracloruro.

    Ocupa el lugar 54 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Tiene un punto de fusión de 937 °C, un punto de ebullición de 2.830 °C, y una densidad relativa de 5,3; su masa atómica es 72,59.

    Se encuentra en pequeñas cantidades en yacimientos de plata, cobre y cinc, así como en el mineral germanita, que contiene un 8% de germanio. El elemento y sus compuestos tienen numerosas aplicaciones. Los cristales de germanio convenientemente tratados tienen la propiedad de rectificar o permitir el paso de la corriente eléctrica en un solo sentido, por lo que fueron empleados masivamente durante y después de la II Guerra Mundial como detectores de UHF y señales de radar. Los cristales de germanio también tienen otras aplicaciones electrónicas. Fue el primer metal utilizado en los transistores, dispositivos electrónicos que requieren mucha menos corriente que los tubos de vacío. El óxido de germanio se emplea en la fabricación de lentes ópticas y en el tratamiento de la anemia.

    Estaño: es un elemento metálico que fue utilizado desde la antigüedad. Su número atómico es 50.

    Propiedades y estado natural

    El estaño es muy dúctil y maleable a 100 °C de temperatura y es atacado por los ácidos fuertes. Ordinariamente es un metal blanco plateado, pero a temperaturas por debajo de los 13 °C se transforma a menudo en una forma alotrópica (claramente distinta) conocida como estaño gris, que es un polvo amorfo de color grisáceo con una

    densidad relativa de 5,75. Debido al aspecto moteado de los objetos de estaño que sufren esta descomposición, a esta acción se la denomina comúnmente enfermedad del estaño o peste del estaño. Al doblar una barra de estaño ordinaria, ésta emite un sonido crepitante llamado grito del estaño, producido por la fricción de los cristales.

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

    El mineral principal del estaño es la casiterita (o estaño vidrioso), SnO2, que abunda en Inglaterra, Alemania, la península de Malaca, Bolivia, Brasil y Australia. En la extracción de estaño, primero se muele y se lava el mineral para quitarle las impurezas, y luego se calcina para oxidar los sulfuros de hierro y de cobre. Después de un segundo lavado, se reduce el mineral con carbono en un horno de reverbero; el estaño fundido se recoge en la parte inferior y se moldea en bloques conocidos como estaño en lingotes. En esta forma, el estaño se vuelve a fundir a bajas temperaturas; las impurezas forman una masa infusible. El estaño también puede purificarse por electrólisis.

    Compuestos

    El estaño forma ácido estánnico, H2SnO4, al calentarlo en aire u oxígeno a altas temperaturas. Se disuelve en ácido clorhídrico formando cloruro de estaño (II), SnCl2, y en agua regia produciendo cloruro de estaño (IV), SnCl4, y reacciona con una disolución de hidróxido de sodio formando estannito de sodio y gas hidrógeno. El estaño se disuelve en ácido nítrico frío y muy diluido, formando nitrato de estaño (II) y nitrato de amonio; en ácido nítrico concentrado produce ácido metaestánnico, H2SnO3. El sulfuro de estaño (II), SnS, se obtiene en forma de precipitado castaño oscuro por la acción del sulfuro de hidrógeno sobre una disolución de cloruro de estaño (IV). El sulfuro de estaño (IV), SnS2, se produce pasando sulfuro de hidrógeno a través de una disolución de sal de estaño (IV). Los dos hidróxidos de estaño, Sn(OH)2 y Sn(OH)4, se producen añadiendo un hidróxido soluble a disoluciones de sales de estaño (II) y de estaño (IV). El óxido de estaño (II), SnO, un polvo negro insoluble, se obtiene calentando oxalato de estaño (II) en ausencia de aire. En presencia de aire, el óxido estaño (II) arde para formar el dióxido, u óxido estaño (IV),

    SnO2, un sólido blanco insoluble. El dióxido también puede prepararse calentando ácido estánnico o estaño metálico en aire a alta temperatura.

    Aplicaciones

    El estaño es un metal muy utilizado en centenares de procesos industriales en todo el mundo.

    En forma de hojalata, se usa como capa protectora para recipientes de cobre, de otros metales utilizados para fabricar latas, y artículos similares. El estaño es importante en las aleaciones comunes de bronce (estaño y cobre), en la soldadura (estaño y plomo) y en el metal de imprenta (estaño, plomo y antimonio).

    También se usa aleado con titanio en la industria aerospacial, y como ingrediente de algunos insecticidas. El sulfuro estaño (IV), conocido también como oro musivo, se usa en forma de polvo para broncear artículos de madera.

    Los países mayores productores de estaño son China, Indonesia, Perú, Brasil y Bolivia.

    Plomo: (del latín plumbum, `plomo') es un elemento metálico, denso, de color gris azulado. Es uno de los primeros metales conocidos. Su número atómico es 82.

    Propiedades

    El plomo es un metal blando, maleable y dúctil. Si se calienta lentamente puede hacerse pasar a través de agujeros anulares o troqueles.

    Presenta una baja resistencia a la tracción y es un mal conductor de la electricidad. Al hacer un corte, su superficie presenta un lustre plateado brillante, que se vuelve rápidamente de color gris azulado y opaco, característico de este metal. Tiene un punto de fusión de 328 °C, un punto de ebullición de 1.740 °C y una densidad relativa de 11,34. Su masa atómica es 207,20.

    El plomo reacciona con el ácido nítrico, pero a temperatura ambiente apenas le afectan los ácidos sulfúrico y clorhídrico.

    En presencia de aire, reacciona lentamente con el agua formando hidróxido de plomo, que es ligeramente soluble.

    Los compuestos solubles de plomo son venenosos. Aunque normalmente el agua contiene sales que forman una capa en las tuberías que impide la formación de hidróxido de plomo soluble, no es aconsejable emplear plomo en las tuberías de agua potable.

    El plomo se presenta en la naturaleza en ocho formas isotópicas: cuatro de ellas son estables y las otras cuatro son radiactivas. Los isótopos estables plomo 206, plomo 207 y plomo 208 son, respectivamente, los productos finales de las series de descomposición radiactiva del uranio, actinio y torio. El plomo 204, también estable, no tiene precursores radiactivos naturales.

    Estado natural

    El plomo se encuentra ampliamente distribuido por todo el planeta en forma de galena, que es sulfuro de plomo.

    Ocupa el lugar 36 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. La cerusita y la anglesita son sus menas más importantes después de la galena.

    La extracción del plomo de la galena se lleva a cabo por calcinación de la mena, convirtiéndola en óxido y reduciendo el óxido con coque en altos hornos . Otro método consiste en calcinar la mena en un horno de reverbero hasta que parte del sulfuro de plomo se transforma en óxido de plomo y sulfato de plomo. Se elimina el aporte de aire al horno y se eleva la temperatura, reaccionando el sulfuro de plomo original con el sulfato y el óxido de plomo, para formar plomo metálico y dióxido de azufre.

    Una fuente importante de obtención de plomo son los materiales de desecho industriales, que se recuperan y funden. Debido a que la galena contiene normalmente otros metales, el plomo en bruto obtenido por procesos de fundición suele tener impurezas como cobre, cinc, plata y oro. La recuperación de metales preciosos de las menas de plomo es a menudo tan importante como la extracción del plomo en sí. El oro y la plata se recuperan por el proceso de Parkes, en el cual al plomo fundido, junto con sus impurezas, se le añade una pequeña cantidad de cinc. Esta aleación fundida aflora a la superficie del plomo en forma de una capa fácilmente separable, extrayendo el cinc del oro o de la plata por destilación. El plomo en bruto suele purificarse removiendo plomo fundido en presencia de aire. Los óxidos de las impurezas metálicas suben a la superficie y se eliminan. El plomo más puro se obtiene refinando electrolíticamente.

    Aplicaciones

    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.

    Producción

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

    Compuestos del plomo

    El carbonato de plomo básico, (PbCO3)2·Pb(OH)2, llamado plomo blanco o albayalde, ha sido utilizado como pigmento blanco desde hace 2.000 años. También se utiliza en otros pigmentos y barnices para cerámica. Últimamente, a causa del peligro de envenenamiento, la pintura a base de plomo ha dejado de usarse en espacios interiores. El llamado proceso holandés es el método en uso más antiguo para obtener plomo blanco. En este proceso, se recubren ollas de barro, conteniendo rejillas de plomo y ácido etanoico, con cascas (pequeños trozos de cortezas ricas en taninos); la reacción de las cascas al fermentar y del ácido etanoico produce plomo al cabo de un periodo de unos 90 días. Hoy existen procesos industriales más rápidos, como la electrólisis o la introducción de aire y dióxido de carbono en grandes cilindros rotatorios llenos de plomo en polvo y ácido etanoico.

    El monóxido de plomo (PbO), o litargirio, un polvo cristalino amarillo formado al calentar plomo en presencia de aire, se usa para hacer cristal de roca, como desecante de aceites y barnices, y para elaborar insecticidas. El plomo rojo (Pb3O4), es un polvo cristalino escarlata formado por oxidación del monóxido de plomo, se utiliza como capa protectora en estructuras de hierro y acero.

    El cromato de plomo (PbCrO4), o amarillo de plomo, un polvo cristalino empleado como pigmento amarillo, se prepara por reacción del acetato de plomo con dicromato de potasio. El cromo rojo, el cromo amarillo naranja y el cromo amarillo limón son algunos de los pigmentos obtenidos del cromato de plomo. El etanoato de plomo (II), Pb(C2H3O2)2·3H2O, una sustancia cristalina blanca, llamada azúcar de plomo por su sabor dulce, se prepara comercialmente disolviendo litargirio en ácido etanoico. Se emplea como agente cáustico en tintes, como desecante de pinturas y barnices, y para elaborar otros compuestos de plomo. El tetraetilplomo, Pb(C2H5)4, es el principal ingrediente del antidetonante que se añade a la gasolina para evitar detonaciones prematuras en los motores de combustión interna, y está considerado un agente contaminante del aire.

    Envenenamiento por plomo

    El plomo ingerido en cualquiera de sus formas es altamente tóxico. Sus efectos suelen sentirse después de haberse acumulado en el organismo durante un periodo de tiempo. Los síntomas de envenenamiento son anemia, debilidad, estreñimiento y parálisis en muñecas y tobillos. Las escamas de pinturas con base de plomo y los juguetes fabricados con compuestos de plomo están considerados como muy peligrosos para los niños, para los que el plomo resulta especialmente dañino, incluso a niveles que antes se consideraban inocuos. El plomo puede producir disminución de la inteligencia, retraso en el desarrollo motor, deterioro de la memoria y problemas de audición y equilibrio. En adultos, el plomo puede aumentar la presión sanguínea. En la actualidad, los envenenamientos por plomo se tratan administrando una sal de sodio o calcio del ácido etilendiaminotetraacético (EDTA). El plomo se elimina del organismo desplazando el calcio o el sodio y formando un complejo estable con EDTA que se evacúa por la orina.

    'Propiedades de los grupos con orbitales'

    Desalinización del agua

    La evaporación súbita es el método más utilizado para desalinizar el agua. El agua de mar se calienta y después se bombea a un tanque de baja presión, donde se evapora parcialmente. A continuación el vapor de agua se condensa y se extrae como agua pura. El proceso se repite varias veces (aquí se muestran tres etapas). El líquido restante, llamado salmuera, contiene una gran cantidad de sal, y a menudo se extrae y se procesa para obtener minerales. Obsérvese que el agua de mar que entra se utiliza para enfriar los condensadores de cada evaporador. Este diseño conserva la energía porque el calor liberado al condensarse el vapor se utiliza para calentar la siguiente entrada de agua de mar.

    NOMBRE

    FÓRMULA

    PRESENTE EN

    Ácidos

    Ácido acético

    HC2H3O2

    Vinagre

    Ácido acetilsalicílico

    HC9H7O4

    Aspirina

    Ácido ascórbico

    H2C6H6O6

    Vitamina C

    Ácido cítrico

    H3C6H5O7

    Jugo de limón y de otros cítricos

    Ácido clorhídrico

    HCI

    Jugos gástricos
    (líquidos digestivos del estómago)

    Ácido sulfúrico

    H2SO4

    Pilas

    Bases

    Amoníaco

    NH3

    Limpiadores domésticos
    (solución acuosa)

    Hidróxido de calcio

    Ca(OH)2

    Cal apagada
    (utilizada en construcción)

    Hidróxido de magnesio

    Mg(OH)2

    Lechada de magnesio
    (antiácido y laxante)

    Hidróxido de potasio (también
    llamado potasa cáustica)

    KOH

    Jabón suave

    Hidróxido de sodio

    NaOH

    Limpiadores de tuberías y hornos

    "Azufre", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 99. © 1993-1998 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

    "Galio", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 99. © 1993-1998 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

    'Propiedades de los grupos con orbitales'

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