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Elementos Químicos y sus Aplicaciones

• 2° medio B

• Química

Concepción, Lunes 6 de Mayo del 2001

Introducción

Los elementos metálicos son un grupo de elementos químicos que presentan todas o gran parte de las siguientes propiedades físicas: estado sólido a temperatura normal, excepto el mercurio que es líquido; opacidad, excepto en capas muy finas; buenos conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez pulidos, y estructura cristalina en estado sólido. Los elementos metálicos más comunes son los siguientes: aluminio, bario, berilio, bismuto, cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro, plomo, litio, magnesio, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio, platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio, estaño. Los metales muestran un amplio margen en sus propiedades físicas. La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto es rosáceo, el cobre rojizo y el oro amarillo. En otros metales aparece más de un color, y este fenómeno se denomina pleocroismo. El punto de fusión de los metales varía entre los -39 °C del mercurio, a los 3.410 °C del tungsteno.

Las propiedades físicas de los metales, comúnmente suelen ser que los metales suelen ser duros y resistentes. Aunque existen ciertas variaciones de uno a otro, en general los metales tienen las siguientes propiedades: dureza o resistencia a ser rayados; resistencia longitudinal o resistencia a la rotura; elasticidad o capacidad de volver a su forma original después de sufrir deformación; maleabilidad o posibilidad de cambiar de forma por la acción del martillo; resistencia a la fatiga o capacidad de soportar una fuerza o presión continuadas y ductilidad o posibilidad de deformarse sin sufrir roturas.

La mayoría de las propiedades químicas es característico de los metales tener valencias positivas en la mayoría de sus compuestos. Esto significa que tienden a ceder electrones a los átomos con los que se enlazan. También tienden a formar óxidos básicos. Por el contrario, elementos no metálicos como el nitrógeno, azufre y cloro tienen valencias negativas en la mayoría de sus compuestos, y tienden a adquirir electrones y a formar óxidos ácidos. Los metales tienen energía de ionización baja: reaccionan con facilidad perdiendo electrones para formar iones positivos o cationes. De este modo, los metales forman sales como cloruros, sulfuros y carbonatos, actuando como agentes reductores (donantes de electrones).

los elementos no metálicos son conocidos por su pobre conductividad del calor y electricidad, excepto por el Carbono como grafito. Se presentan en tres estados, sólido, liquido y gaseoso:

Sólido: Carbono, silicio, azufre, fósforo, yodo.

Liquido: Bromo

Gaseoso: Cloro , etc...

También son quebradizos y a menudo son coloridos; muestran un amplio intervalo entre los puntos de ebullición y de fusión; En el ultimo nivel presentan entre 4 a 7 electrones, y poseen baja densidad y los mas activos son el oxigeno y los Halógenos (grupo VII-A).

Los no metálicos son casi siempre lo que tiene parte de metal pero en su totalidad no lo son, y en la tabla periódica se presentan en el grupo VII-A y los semi metales en la VI-A.

Elementos elegidos:

HIERRO o FIERRO = Fe ( metal de transición)

Es un elemento metálico, magnético, maleable y de color blanco plateado. Tiene de número atómico 26 y es uno de los elementos de transición del sistema periódico.

El hierro fue descubierto en la prehistoria y era utilizado como adorno y para fabricar armas; el objeto más antiguo, aún existente, es un grupo de cuentas oxidadas encontrado en Egipto, y data del 4000 a.C. El término arqueológico edad del hierro se aplica sólo al periodo en el que se extiende la utilización y el trabajo del hierro. El procesado moderno del hierro no comenzó en Europa central hasta la mitad del siglo XIV.

Propiedades del hierro.

El hierro puro tiene una dureza que oscila entre 4 y 5. Es blando, maleable y dúctil. Se magnetiza fácilmente a temperatura ordinaria; es difícil magnetizarlo en caliente, y a unos 790 °C desaparecen las propiedades magnéticas. Tiene un punto de fusión de unos 1.535 °C, un punto de ebullición de 2.750 °C y una densidad relativa de 7,86. Su masa atómica es 55,847.
El metal existe en tres formas alotrópicas distintas: hierro ordinario o hierro- (hierro-alfa), hierro- (hierro-gamma) y hierro- (hierro-delta). La disposición interna de los átomos en la red del cristal varía en la transición de una forma a otra. La transición de hierro- a hierro- se produce a unos 910 °C, y la transición de hierro- a hierro- se produce a unos 1.400 °C. Las distintas propiedades físicas de las formas alotrópicas y la diferencia en la cantidad de carbono admitida por cada una de las formas desempeñan un papel importante en la formación, dureza y temple del acero.

Químicamente el hierro es un metal activo. Se combina con los halógenos (flúor, cloro, bromo, yodo y astato) y con el azufre, fósforo, carbono y silicio. Desplaza al hidrógeno de la mayoría de los ácidos débiles. Arde con oxígeno formando tetróxido triférrico (óxido ferroso férrico), Fe3O4. Expuesto al aire húmedo, se corroe formando óxido de hierro hidratado, una sustancia pardo-rojiza, escamosa, conocida comúnmente como orín. La formación de orín es un fenómeno electroquímico en el cual las impurezas presentes en el hierro interactúan eléctricamente con el hierro metal. Se establece una pequeña corriente en la que el agua de la atmósfera proporciona una disolución electrolítica. El agua y los electrólitos solubles aceleran la reacción. En este proceso, el hierro metálico se descompone y reacciona con el oxígeno del aire para formar el orín. La reacción es más rápida en aquellos lugares donde se acumula el orín, y la superficie del metal acaba agujereándose.
Al sumergir hierro en ácido nítrico concentrado, se forma una capa de óxido que lo hace pasivo, es decir, no reactivo químicamente con ácidos u otras sustancias. La capa de óxido protectora se rompe fácilmente golpeando o sacudiendo el metal, que vuelve así a ser activo.

Estado natural del hierro

El hierro sólo existe en estado libre en unas pocas localidades, en concreto al oeste de Groenlandia. También se encuentra en los meteoritos, normalmente aleado con níquel. En forma de compuestos químicos, está distribuido por todo el mundo, y ocupa el cuarto lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre; después del aluminio, es el más abundante de todos los metales. Los principales minerales de hierro son las hematites. Otros minerales importantes son la goetita, la magnetita, la siderita y el hierro del pantano (limonita). La pirita, que es un sulfuro de hierro, no se procesa como mineral de hierro porque el azufre es muy difícil de eliminar. Para más detalles sobre el procesado de los minerales de hierro. También existen pequeñas cantidades de hierro combinadas con aguas naturales y en las plantas; además, es un componente de la sangre.

Aplicaciones y producción

El hierro puro, preparado por la electrólisis de una disolución de sulfato de hierro (II), tiene un uso limitado. El hierro comercial contiene invariablemente pequeñas cantidades de carbono y otras impurezas que alteran sus propiedades físicas, pero éstas pueden mejorarse considerablemente añadiendo más carbono y otros elementos de aleación. 

La mayor parte del hierro se utiliza en formas sometidas a un tratamiento especial, como el hierro forjado, el hierro colado y el acero. Comercialmente, el hierro puro se utiliza para obtener láminas metálicas galvanizadas y electroimanes. Los compuestos de hierro se usan en medicina para el tratamiento de la anemia, es decir, cuando desciende la cantidad de hemoglobina o el número de glóbulos rojos en la sangre. En 1994, la producción anual de hierro se aproximaba a los 975 millones de toneladas.

Níquel = Ni ( metal de transición)

Es un elemento metálico de transición magnético, de aspecto blanco plateado, utilizado principalmente en aleaciones. Es uno de los elementos de transición del sistema periódico y su número atómico es 28.

Durante miles de años el níquel se ha utilizado en la acuñación de monedas en aleaciones de níquel y cobre, pero no fue reconocido como sustancia elemental hasta el año 1751, cuando el químico sueco, Axil Frederic Cronstedt, consiguió aislar el metal de una Mena de niquelita.

Propiedades

El níquel es un metal duro, maleable y dúctil, que puede presentar un intenso brillo. Tiene propiedades magnéticas por debajo de 345 °C. Aparece bajo cinco formas isotópicas diferentes. El níquel metálico no es muy activo químicamente. Es soluble en ácido nítrico diluido, y se convierte en pasivo (no reactivo) en ácido nítrico concentrado. No reacciona con los álcalis. Tiene un punto de fusión de 1.455 °C, y un punto de ebullición de 2.730 °C, su densidad es de 8,9 g/cm3 y su masa atómica 58,69.

Estado natural

El níquel aparece en forma de metal en los meteoros. También se encuentra, en combinación con otros elementos, en minerales como la granerita, milerita, niquelita, pentlandita y pirrotina, siendo estos dos últimos las principales menas del níquel. Ocupa el lugar 22 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.

Las menas de níquel contienen generalmente impurezas, sobre todo de cobre. Las menas de sulfuros, como las de pentlandita y pirrotina niquelífera se suelen fundir en altos hornos y se envían en forma de matas de sulfuro de cobre y níquel a las refinerías, en donde se extrae el níquel mediante procesos diversos. En el proceso electrolítico, el níquel se deposita en forma de metal puro, una vez que el cobre ha sido extraído por deposición a un voltaje distinto y con un electrólito diferente. En el proceso de Mond, el cobre se extrae por disolución en ácido sulfúrico diluido, y el residuo de níquel se reduce a níquel metálico impuro. Al hacer pasar monóxido de carbono por el níquel impuro se forma carbonilo de níquel (Ni(CO)4), un gas volátil. Este gas calentado a 200 °C se descompone, depositándose el níquel metálico puro.

Aplicaciones y producción

El níquel se emplea como protector y como revestimiento ornamental de los metales; en especial de los que son susceptibles de corrosión como el hierro y el acero. La placa de níquel se deposita por electrólisis de una solución de níquel. Finamente dividido, el níquel absorbe 17 veces su propio volumen de hidrógeno y se utiliza como catalizador en un gran número de procesos, incluida la hidrogenación del petróleo.

El níquel se usa principalmente en aleaciones, y aporta dureza y resistencia a la corrosión en el acero. El acero de níquel, que contiene entre un 2% y un 4% de níquel, se utiliza en piezas de automóviles, como ejes, cigüeñales, engranajes, llaves y varillas, en repuestos de maquinaria y en placas para blindajes. Algunas de las más importantes aleaciones de níquel son la plata alemana, el invar, el monel, el nicromo y el permalloy. Las monedas de níquel en uso son una aleación de 25% de níquel y 75% de cobre. El níquel es también un componente clave de las baterías de níquel-cadmio.

Los mayores depósitos de níquel se encuentran en Canadá, y se han descubierto ricos yacimientos en el norte de Quebec en 1957. Le siguen en importancia como productores de níquel, Cuba, Puerto Rico, la antigua Unión Soviética (URSS), China y Australia. La producción mundial minera de níquel alcanzó en 1991 unas 923.000 toneladas.

Compuestos

El níquel forma fundamentalmente compuestos divalentes, aunque se dan casos en estados de oxidación formales que varían entre -1 y +4. La mayoría de las sales de níquel, como el cloruro de níquel (II), NiCl2, sulfato de níquel (II), NiSO4, y nitrato de níquel (II), Ni(NO3)2, presentan color verde o azul, y están generalmente hidratadas. El sulfato de amonio y níquel (NiSO4 · (NH4)2SO4 · 6H2O) se utiliza en soluciones para galvanizado de níquel. Los compuestos del níquel se identifican frecuentemente añadiendo un reactivo orgánico, la dimetilglioxima, la cual reacciona con el níquel para formar un precipitado floculante de color rojo.

Fosforo = P (elemento no metalico)

Es un elemento no metálico reactivo, fundamental en los organismos vivos y con múltiples aplicaciones industriales. Su número atómico es 15 y su masa atómica 30,974. Se encuentra en el grupo 15 (o VA) del sistema periódico.

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.

Referencias:

• Wolfe, Drew H., Química inorgánica, general y biológica, editorial Mc Graw Hill, Segunda edición en español, 1996.

• Pagina web www.ub.es

• Pagina web www.goodfellows.com/static/s/FEC0.HTML

• Pagina web www.chenkeys.com

• Pagina web www.miexamen.com/categorias/metales

• Pagina web www.lafacu.com

• Pagina web www.prodigyweb.net.mx/degcorp/Quimica.html