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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)

-------------------------------------------------------------------------------TEMA 47

ELEMENTOS NO METÁLICOS. CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFEREN-TES GRUPOS. OBTENCIÓN Y PROPIEDADES. COMPUESTOS QUE ORIGINANY APLICACIONES.

Esquema

1. Introducción a los elementos no metálicos.1.1. Características de los no metales.

2. El Hidrógeno.2.1. Descubrimiento. Estado natural. Obtención.2.2. Propiedades físicas y químicas.2.3. Hidruros.

3. Los Halógenos.3.1. Características generales del grupo.3.2. Flúor, Cloro, Bromo, Yodo.

3.2.1. Estado natural.3.2.2. Obtención. Obtención industrial.3.2.3. Propiedades físicas y químicas. Aplicaciones.

3.3. Haluros de Hidrógeno de interés industrial.4. Los Anfígenos.

4.1. Características del grupo.4.2. El Oxígeno.

4.2.1. Estado natural. Obtención y Propiedades.4.2.2. Compuestos de Oxígeno: óxidos ácidos y óxidos básicos.

4.3. El Azufre.4.3.1. Estado natural. Obtención.4.3.2. Propiedades. Formas alotrópicas.4.3.3. Compuestos principales del Azufre.

4.3.3.1. Sulfuro de hidrógeno.4.3.3.2. Ácido sulfúrico.

5. Los Nitrogenoideos.5.1. Características del grupo.5.2. El Nitrógeno.

5.2.1. Estado natural. Obtención y Propiedades.5.2.2. Compuestos principales del nitrógeno.

5.2.2.1. Amoniaco.5.2.2.2. Ácido nítrico.

5.3. El Fósforo.5.3.1. Estado natural. Obtención y Propiedades.5.3.2. Oxácidos del Fósforo.

6. Los Carbonoideos.6.1. Características del grupo.6.2. El Carbono.

6.2.1. Estado natural. Diamante y grafito.

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6.2.2. Carbones.6.2.3. Compuestos principales del Carbono.

6.2.3.1. Dióxido de Carbono.6.2.3.2. Química del Carbono.

6.3. El Silicio.6.3.1. Estado natural. Obtención y Propiedades.6.3.2. Silicatos.

7. Familia del Boro.7.1. Características del grupo.7.2. El Boro. Estado natural. Obtención.7.3. Compuestos de Boro.

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TEMA 47

ELEMENTOS NO METÁLICOS. CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFEREN-TES GRUPOS. OBTENCIÓN Y PROPIEDADES. COMPUESTOS QUE ORIGINANY APLICACIONES.

1. INTRODUCCIÓN A LOS ELEMENTOS NO METÁLICOS.

Los elementos no metálicos presentan propiedades físicas y químicas distintas alas de los metales. La observación de estas propiedades llevó a los químicos a estableceruna primera división de los elementos en metales y no metales. Esta clasificación fuemodificada posteriormente hasta llegar al establecimiento del Sistema Periódico.

1.1. Características de los no metales.

El estudio de la distribución electrónica de los átomos permite explicar la reacti-vidad de los mismos al tender a una configuración electrónica estable de gas inerte. Estareactividad depende de la mayor o menor facilidad en perder electrones, la cual se midepor su energía de ionización, y de la tendencia inversa en ganar electrones, medida porsu afinidad electrónica. La energía de ionización de los átomos es la energía absorbidapor los mismos cuando pierden un o más electrones y la afinidad electrónica es la ener-gía desprendida por el átomo en su tendencia a ganar electrones para formar iones ne-gativos.

Basándonos en esto podemos decir que los no metales son aquellos elementos quepresentan afinidad electrónica elevada y por tanto tienen una energía de ionización muygrande, es decir, tienen una gran tendencia a ganar y retener electrones y por tanto for-man iones negativos.

Como la energía de ionización es tanto mayor cuanto más elevado es el número deelectrones en el nivel superior y cuanto menor es el volumen del átomo, y como estosdos factores aumentan en cada período y en cada grupo de la Tabla Periódica, con elnúmero atómico, el carácter no metálico se acentúa al ir de izquierda a derecha y deabajo a arriba en dicha Tabla.

Son elementos no metálicos los gases inertes y los halógenos. Del grupo 6b sontodos no metales excepto el Polonio, que es metálico. En el grupo 5b todos son no me-tales, excepto los dos últimos, el antimonio y el bismuto. Del grupo 4b son no metalessolamente el carbono y el silicio, siendo metales los restantes del grupo: germanio, esta-ño y plomo y del grupo 3b, sólo es no metal el boro, siendo metálicos el resto: aluminio,galio, indio y talio.

Así pues, podemos decir que existen 22 elementos no metales y el resto (≈80)metales. Pero esta división es algo convencional, pues ciertos elementos situados en lalínea divisoria que en cada grupo y período separa los metales y los no metales, talescomo el silicio, el germanio, el arsénico, el antimonio y el teluro, tienen propiedadesfísica y químicas intermedias entre las de uno y otro tipo de elementos y se llaman se-mimetales, con una importancia actual excepcional.

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2. EL HIDRÓGENO

2.1. Descubrimiento. Estado natural. Obtención.

Descubrimiento. Aunque ya en el siglo XVI se observó que al actuar el ácido sul-fúrico sobre el hierro se desprendía un gas combustible, no fue hasta 1766 en que Ca-vendish mostró que el gas era una sustancia diferente a otros gases combustibles cono-cidos, si bien se confundió al creer que el gas obtenido, al que llamó aire inflamable,procedía del metal y no del ácido. También fue Cavendish quien mostró que al ardereste gas en el aire y en el oxígeno se formaba agua, este último descubrimiento indujo aLavoisier a llamarlo hidrógeno, que significa productor o generador de agua.

Estado natural. En estado libre se encuentra en muy pequeña cantidad en la natu-raleza, en las capas de la alta atmósfera, sin embargo se ha encontrado abundantementeen el universo formando parte integrante del Sol y de las estrellas y sirviendo de com-bustible en las reacciones nucleares de fusión que generan la energía estelar. En estadocombinado forma parte del agua, de los ácidos, de los hidrocarburos que constituyen elpetróleo y los gases combustibles naturales y de las sustancias que constituyen los teji-dos de los seres vivos.

Obtención. El hidrógeno puede obtenerse por diversos métodos:A partir del agua por electrolisis. A través del agua, que se ha hecho conductora

mediante disolución de ácido sulfúrico o sosa cáustica, se hace pasar una corriente eléc-trica continua la cual libera oxígeno en el ánodo e hidrógeno en el cátodo.

A partir del agua por desplazamiento. Ciertos metales como el sodio, el potasio yel calcio, son tan activos que desplazan el hidrógeno del agua a la temperatura ambiente,formando los correspondientes hidróxidos.

A partir del vapor de agua. Otros metales como el magnesio, el zinc y el hierro,reaccionan fácilmente con el agua en forma de vapor a temperaturas elevadas. Haciendopasar vapor de agua sobre uno de esos elementos metálicos, se puede recoger el hidró-geno desprendido.

A partir de los ácidos por desplazamiento. Todos los ácidos contienen hidrógeno ypara liberarlo, el ácido se disuelve en agua y se pone en contacto con algún metal. Elmetal desplaza al hidrógeno. En el laboratorio suele utilizarse ácido sulfúrico y zinc.

A partir de hidróxidos solubles. Por reacción entre ciertos metales y álcalis, quesuministran el ion hidroxilo, el cual reacciona con el agua para dar hidrógeno:

Zn + 2OH− → ZnO2= + H2↑ ó 2Al + 2OH− +2H2O → 2AlO2

= +3H2↑

2.2. Propiedades física y químicas.

Físicas. El hidrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. El preparado en ellaboratorio contiene impurezas que le producen cierto olor. Es poco soluble en agua, demodo que puede recogerse sobre ella con muy pocas pérdidas. Es la sustancia más lige-ra y tenue que se conoce pues pesa unas catorce veces menos que el aire.

Tiene un elevado poder ascensional y por ello puede transvasarse de una vasija aotra dejándolo fluir hacia arriba. Puede utilizarse para inflar globos, aunque se prefiereel helio, de poder ascensional semejante, pero no inflamable.

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Fue licuado por primera vez, por Dewar, en 1898. Para ello, enfrió el gas por me-dio de aire líquido y lo comprimió fuertemente y tras varias repeticiones de este procesoobtuvo un líquido incoloro y transparente que hierve a -252'8°C a la presión atmosféricanormal. Cuando se deja evaporar hidrógeno a baja presión, se congela dando una masasólida incolora a -259'12°C.

Muchos metales tienen la propiedad de absorber u ocluir hidrógeno. El paladioabsorbe 850 veces su volumen de hidrógeno. Cuando un chorro de este gas incide sobreuna lámina de paladio en presencia de aire se desarrolla, por la absorción, tanto calorque pone incandescente al metal e inflama el hidrógeno.

Químicas. El hidrógeno es relativamente inerte a temperaturas ordinarias. Noreacciona con el oxígeno sin previa ignición, siendo entonces la reacción muy violenta.Las mezclas de hidrógeno y oxígeno son inertes a temperaturas ordinarias, pero muypeligrosas si no se manejan debidamente. A medida que la temperatura aumenta, lareacción se hace perceptible. A 300°C, después de varios días, una pequeña parte hareaccionado, dando vapor de agua; a 518°C se necesitan varias horas para que la reac-ción sea completa; a 700°C la combinación es casi completa.

2.3. Hidruros.

El hidrógeno se combina con la mayoría de los elementos no metálicos y con al-gunos de los metales más activos. Estos compuestos binarios de hidrógeno y otro ele-mento se denominan Hidruros.

Los compuestos metal-hidrógeno se denominan Hidruros Metálicos, como el hi-druro sódico (NaH), hidruro cálcico (CaH2), etc. mientras que los compuestos no metal-hidrógeno llevan nombres tradicionales que son los más corrientemente usados, como elcloruro de hidrógeno o gas clorhídrico (CIH), agua (H2O), amoníaco (NH3), fosfamina(PH3), sulfuro de hidrógeno o gas sulfhídrico (SH2), etc.

El átomo del hidrógeno del hidruro es en realidad un ion hidrógeno negativo, H−,que ha sustraído al metal un electrón. Por lo tanto, la reacción de un hidruro con un áci-do o incluso con el agua da lugar a desprendimiento de hidrógeno y puede expresarsecomo sigue: H− + H30+ → H2 ↑+ H2Oo simplemente: H− + H+ → H2 ↑

3. LOS HALÓGENOS

3.1. Características generales del grupo.

El grupo de los Halógenos lo forman los elementos Flúor, Cloro, Bromo, Iodo yAstato. Están situados a la derecha del S.P. formando el grupo 7a solo delante de losGases Inertes o Nobles.

El carácter no metálico y electronegativo de los halógenos se explica por la es-tructura electrónica de sus átomos, ns2np5, siendo n (número cuántico principal) igual a2, 3, 4, 5 y 6 respectivamente, con un electrón menos que el gas noble que le sigue en laTabla Periódica, por lo cual tienen una gran tendencia para formar aniones monovalen-

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tes, que disminuye al aumentar el número atómico. Los compuestos iónicos que contie-nen estos aniones son sales, de lo cual deriva el nombre de halógenos para estos ele-mentos, que significa generador de sales. Las sales binarias de los halógenos de deno-minan haluros o sales haloideas (fluoruros, cloruros, bromuros, yoduros).

Su tendencia a formar aniones ganando un electrón les sitúa entre los oxidantesmás enérgicos. El flúor es un oxidante fuerte y el iodo es un oxidante débil, como sededuce de los potenciales estándar de reducción de estos elementos y de los radios ióni-cos del ion haluro. Por la misma razón, la estabilidad del ion haluro frente a la oxida-ción disminuye al aumentar el número atómico. El ion fluoruro F− se oxida muy difí-cilmente mientras que el ion ioduro I− se oxida con mucha facilidad.

HALOGENOS F Cl Br IPotenciales estándar de reducción (V) +2’8650 +1’3593 +1’0660 +0’5355Radio del ion haluro (Å) 1’36 1’81 1’95 2’16Número atómico 9 17 35 53

Otras propiedades físicas también van a depender del número atómico, como elpunto de fusión, el punto de ebullición, la densidad, el calor molar de fusión y el radiodel átomo y de los iones, que van a aumentar con el número atómico. Otras propiedadesvan a disminuir, como el calor específico.

Las moléculas que forman estos elementos cuando se presentan en estado libreson moléculas diatómicas al compartir los dos átomos, un par de electrones:

X X

3.2. Flúor, Cloro, Bromo, Iodo.

3.2.1. Estado natural.

Ninguno de los cuatro elementos se encuentra en estado libre en la naturaleza, si-no que están combinados con otros elementos. En el caso del Flúor, que presenta unaelevada actividad química, lo encontramos formando parte de las rocas como fluorita(F2Ca) llamada también espato flúor, criolita (F6AlNa3) y apatito (F2Ca.3(PO4)2Ca3).También aparece en los huesos y en el esmalte de los dientes y en el agua del mar.

El Cloro se encuentra combinado con sodio, potasio, magnesio y otros muchosmetales en forma de cloruros que son extraordinariamente abundantes en la naturaleza.El Bromo aparece en forma de bromuros de sodio, de potasio y magnesio en yacimien-tos y en el agua del mar. El Iodo lo encontramos como iodato de sodio contenido comoimpureza en los yacimientos de nitrato sódico, en Chile. También se encuentra abun-dantemente en el agua de los mares y océanos.

3.2.2. Obtención. Obtención industrial.

Flúor. Para obtener flúor en el laboratorio usamos un método electrolítico debidoa Moissan que consiste en un aparato de platino, con tapones de F2Ca a través de loscuales pasan dos electrodos fabricados con una aleación resistente a la acción del flúor.La disolución contenida en el aparato consiste en ácido fluorhídrico anhidro líquido

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conteniendo fluoruro ácido de potasio que actúa como electrolito para hacerla conducto-ra de la corriente eléctrica. El aparato se sumerge en un baño a temperatura entre -23°Cy -40°C para evitar la evaporación del FH. En la electrolisis se desprende flúor en elelectrodo positivo.

La obtención industrial del flúor se realiza en una cuba electrolítica en forma derecipiente de acero de doble pared para poder mantener el electrolito a la temperatura de95°C. Este electrolito está constituido por una mezcla de ácido fluorhídrico anhidro yfluoruro ácido de potasio (F2HK) la cual funde a 72°C. Iniciada la electrolisis se des-prende tanto calor que necesita refrigerarse la cuba de manera continua. El flúor genera-do se comprime a 26 atm.

Cloro. La reacción fundamental de obtención del cloro es la eliminación del elec-trón del ion cloruro, reacción que puede hacerse por electrolisis de disoluciones de clo-ruros o bien de cloruros fundidos, o por la acción de oxidantes sobre el ácido clorhídri-co, como el oxígeno, el dióxido de manganeso (MnO2), el permanganato potásico(KMnO4), el dicromato potásico (K2Cr2O7) o el dióxido de plomo (PbO2).

La obtención industrial del cloro se realiza a partir del oxígeno por el métodoDeacon, que consiste en pasar la mezcla de HCl y O2 a través de una cámara, calentadaa 400°C, que contiene piedra pómez impregnada de una sal de cobre que actúa comocatalizador. Actualmente este método ha sido desplazado por otros más económicos.

++→++→+

→− −−

2222

222

24

224

ClOHMnClHClMnO

OHClOHClCleCl

Bromo. El Bromo puede obtenerse en el laboratorio por electrolisis de bromuros opor oxidación de ácido bromhídrico con un oxidante más fuerte:

22 22 BrClBrCl +→+ −−

La obtención industrial del bromo se basa en la acción del ácido sulfúrico con-centrado sobre una mezcla de dióxido de manganeso y bromuro potásico.

Iodo. Los métodos más corrientes de obtención de iodo son:a) a partir de los ioduros por la acción oxidante del cloro o del dióxido de manganeso

y del ácido sulfúrico, según las reacciones:

22 22 IClClI +→+ −−

222

2 242 IOHMnHMnOI ++→++ ++−

b) a partir del iodato por acción oxidante del bisulfito:

224333 5322 IOHSOSOHSOIO ++→++ ==−−

3.2.3. Propiedades Físicas y Químicas. Aplicaciones.

Flúor. Es un gas amarillento pálido, de olor característico que recuerda una mez-cla de ozono y cloro. Se licúa y forma un líquido amarillo que hierve a -187°C y se con-gela a -223°C. Se combina con todos los elementos, excepto el nitrógeno y los gasesinertes. La reacción es muy rápida y va acompañada de un gran desprendimiento decalor.

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Los compuestos de flúor se utilizan como conservadores de la madera para preve-nir un ataque de hongos. Los fluoruros como NaF y la criolita (AlNa3F6) se usan comoinsecticidas. Pequeñas cantidades de flúor en el agua de bebida tienen propiedades be-neficiosas para los dientes. Derivados fluorados de los hidrocarburos se producen enescala industrial debido a sus notables propiedades. Muchos fluoruros metálicos se su-bliman a baja temperatura. El del uranio, se emplea para separar los isótopos del uranio.

Cloro. Es un gas amarillo verdoso, de olor sofocante e irritante. Inflama las muco-sas de la nariz y la garganta y respirado en gran cantidad puede producir la muerte. Esdos veces y medio más pesado que el aire. Es algo soluble en agua y su disolución sellama agua de cloro. Enfriado a -33'7°C a presión atmosférica, se convierte en un líqui-do amarillo, que a -102°C se congela en un sólido amarillo pálido.

El cloro se combina con la mayoría de los elementos formando cloruros. Estasreacciones generalmente son en condiciones ordinarias, aunque en otros casos es nece-sario recurrir a distintos métodos como reacciones indirectas, presencia de luz o de os-curidad, etc.

El cloro es muy utilizado como blanqueante pues su efecto decolorante provienede la acción del ácido hipocloroso. También se usa para esterilizar y depurar las aguasdestinadas al consumo. En forma de hipoclorito se emplea para preparar disolucionesgermicidas (lejías). Otros usos del cloro son la fabricación de colorantes, drogas, desin-fectantes y cloruros importantes de uso industrial como los de azufre, carbono, titanio,silicio, etc. Se emplea también para extraer o recuperar metales. Los tetracloruros desilicio y de titanio son usados para producir cortinas de humo.

Bromo. Es un líquido denso de color pardorrojizo, que desprende vapores pesadosde olor muy irritante. Estos vapores abrasan la conjuntiva y al respirarlos causan unagrave inflamación de las vías respiratorias. En contacto con la piel produce serias que-maduras que tardan mucho tiempo en curar. El líquido hierve a 58'78°C y se solidifica a-7'3°C formando cristales rojos en formas de agujas. Es mucho más soluble en agua queel cloro y la disolución resultante se llama agua de bromo. También es muy soluble enéter, alcohol, cloroformo y otros disolventes orgánicos, con los que da disoluciones decolor variable entre amarillo y pardorrojizo oscuro, según su concentración.

Parecido al cloro en su comportamiento químico, aunque es menos activo, secombina con el hidrógeno y con los metales, excepto con el platino y el oro, formandobromuros. No reacciona con el carbono, cloro, nitrógeno y oxígeno, pero se une con elfósforo para formar el tri- y el pentabromuro de fósforo, y con el azufre para dar el mo-nobromuro. Forma compuestos con el iodo y con el flúor.

Se usa en la fabricación de drogas y colorantes. Algunos compuestos de bromo seusan como lacrimógeno; otros compuestos se usan como combustibles para motores.Los bromuros de sodio, potasio, calcio y estroncio se usan como sedantes en medicina yel bromuro de plata se usa profusamente en la industria fotográfica, para las emulsionessensibles a la luz de las placas, películas y papeles fotográficos.

Yodo. Es un sólido negro y cristalino que funde a 114°C y hierve el líquido a183°C. Es muy poco soluble en agua y da a la disolución un color pardo perceptible. Sedisuelve bien en alcohol, éter y disoluciones acuosas de ioduros, dando disoluciones

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pardas. Con el cloroformo, sulfuro de carbono y muchos hidrocarburos, forma disolu-ciones de color violeta parecido al de sus vapores. En las disoluciones violetas, el iodose encuentra en estado molecular, I2, mientras que en las disoluciones pardas se en-cuentra combinado con el disolvente. La acción del iodo sobre el almidón constituye unensayo muy sensible de este elemento.

La densidad del vapor del iodo índica que sus moléculas son diatómicas. Cuandola temperatura se eleva a 700ºC empieza la descomposición, la cual se completa a1700°C. El iodo es el menos activo de los halógenos. El cloro y el bromo lo desplazande su ion simple en los ioduros. Se une muy lentamente con el hidrógeno pero se com-bina directamente con muchos metales y no metales.

Es muy utilizado como antiséptico en forma de tintura de iodo, disolución delelemento y de ioduro potásico en alcohol etílico, y que constituye uno de los antisépti-cos caseros más eficaces. También se utiliza para obtener iodoformo, que es muy usadocomo antiséptico. El ioduro de plata se usa en fotografía. A partir del iodo se obtienencompuestos orgánicos de interés industrial. El iodo es esencial para la salud del hombre.La glándula tiroides contiene Tiroxina (compuesto de iodo), por lo que es necesaria laingesta de iodo en los alimentos y no se produzca la carencia de este elemento vital.

3.3. Haluros de hidrógeno de interés industrial.

Los compuestos binarios de los halógenos con el hidrógeno se denominan halurosde hidrógeno o hidrácidos de los halógenos. La estabilidad de estos compuestos dismi-nuye a medida que aumenta el número atómico del halógeno. En condiciones ordinarias,todos los hidrácidos son gases incoloros, de olor irritante, que humean en el aire húme-do y son extraordinariamente solubles en agua. En estado líquido las densidades au-mentan con el número atómico.

Las aplicaciones industriales más importantes de estos compuestos hidrácidos, sonlas siguientes: El Fluoruro de hidrógeno (HF) es muy usado en el análisis químico derocas y minerales de silicio y en el grabado del vidrio. El Cloruro de hidrógeno (HCl)sigue en importancia al ácido sulfúrico. Es muy utilizado en la industria textil, de colo-rantes y drogas, explosivos, plásticos y petroquímica, se emplea para preparar clorurosde metales, en baños de decapado para eliminar la escoria de óxido de las chapas dehierro antes de estañar, galvanizar o esmaltar y como catalizador para obtener glucosa yotros productos por hidrólisis del almidón.

4. LOS ANFÍGENOS.

4.1. Características del grupo.

Hay grandes diferencias entre las características químicas del Oxígeno y las de losdemás elementos, por lo tanto, vamos a considerarlas por separado. Primero veremos lascaracterísticas del grupo de azufre (S, Se, Te y Po), y luego el Oxígeno.

Los elementos de este grupo constituyen el grupo 6a de la Tabla Periódica. Lasestructuras atómicas de estos elementos en el nivel electrónico exterior son: ns2np4, enla que n es igual a 3,4,5,6 respectivamente coincidiendo con el período en que se en-

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cuentra cada elemento. Los átomos de estos elementos tienen tendencia a ganar los doselectrones que le faltan en ese nivel para alcanzar la estructura del gas inerte que le si-gue y son, por tanto, electronegativos, pero esta tendencia disminuye al aumentar elnúmero atómico del elemento. Por ello, el azufre tiene únicamente carácter no metálico,el selenio y el telurio, presentan, aunque en pequeño grado, algunas propiedades metáli-cas (son buenos conductores del calor y de la electricidad y las variedades selenio gris ytelurio cristalizado, tienen brillo metálico) y el polonio es un metal típico.

Por tener carga nuclear una unidad inferior al halógeno inmediato, la actividad delos elementos del grupo del azufre es menor que la de los halógenos correspondientes y,por la misma razón, será mayor que la de los elementos del grupo 5a (nitrogenoideos)que le preceden.

Los anfígenos forman hidruros de fórmula H2X pero en contraste con el agua, quees una sustancia líquida, inodora, necesaria en nuestra vida, neutra y estable, estos hi-druros de anfígenos son gases venenosos, de olor desagradable, de carácter ácido queaumenta con el número atómico e inestables, disminuyendo su estabilidad al aumentarel número atómico. La estabilidad de estos hidruros se pone de manifiesto por la dismi-nución del correspondiente calor de formación. El hidruro del polonio es prácticamenteinexistente.

Muchas propiedades físicas de estos elementos pueden relacionarse con el númeroatómico. El volumen atómico, la densidad, el radio del anión y los puntos de fusión y deebullición aumentan regularmente con el número atómico, mientras que el calor especí-fico y el calor de formación del hidruro disminuyen.

Todos los anfígenos, incluido el oxígeno, se presentan en la naturaleza en diversasformas alotrópicas. Las semejanzas de fórmulas de los óxidos y sulfuros de los ele-mentos y de los compuestos correspondientes del azufre, selenio y telurio, muestran laanalogía en el comportamiento químico de los elementos del grupo del azufre y su rela-ción estrecha con el oxígeno.

4.2. El Oxígeno.

4.2.1. Estado natural. Obtención y Propiedades.

El oxígeno se presenta abundantemente en la Tierra. La atmósfera contiene un23'08% en peso de oxígeno lo que constituye un 20'99% de su volumen. El agua puraestá formada por un 88'81% de oxígeno y la del mar, por un 85'79%; y los numerososminerales y rocas constituyentes de la corteza terrestre contienen sobre un 46'46% deoxígeno.

El oxígeno puede obtenerse en el laboratorio y en la industria de varias maneras:a) Por descomposición térmica de algunos de sus compuestos. Ciertos compuestos

oxigenados poco estables ceden total o parcialmente su oxígeno cuando se calientan.Este método constituye diversos modos de preparación de oxígeno en el laboratorio.

b) Por electrolisis de agua, bien acidulada con ácido sulfúrico o alcalinizada poruna base o una sal.

c) Por destilación del aire líquido. Este es el método más barato a escala indus-trial, pues no recurre a ningún procedimiento químico de carácter destructivo.

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Propiedades Físicas. El oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido, de punto de ebullición -183°C. Su solubilidad en agua es muy pequeña, lo que permite recogerlo sobre ella. Se licúa en un líquido de color azul claro que es atraído por un imán. En la naturaleza se encuentran los isótopos O-16, que es el más abundante, el O-17 y el O-18 que aparecen en muy pequeña cantidad (trazas). La molécula de oxígeno O2, se presenta en dos formas alotrópicas, la común O2 estable y el ozono O3. El ozono es un impor-tante constituyente natural de la atmósfera que absorbe gran parte de la radiación ultra-violeta del Sol, que de otra manera incidiría sobre la superficie terrestre. Su destrucción puede tener efectos graves sobre la materia viva como una mayor incidencia de enfer-medades cancerígenas.

Propiedades Químicas. A temperatura ambiente, el oxígeno es bastante inactivo pero a temperaturas elevadas, especialmente si es puro y en presencia de algún cataliza-dor, se combina con la mayoría de los elementos para formar óxidos.

La estructura electrónica O=O explica este comportamiento, ya que la reactividad del oxígeno va unida a la disociación previa en átomos, lo que exige la absorción de una gran cantidad de calor. La mayoría de los elementos se combinan fácilmente con el oxí-geno, arden en su seno o en el aire, produciendo una mezcla de los óxidos de los ele-mentos correspondientes.

4.2.2. Compuestos de oxígeno: óxidos ácidos y óxidos básicos.

La mayor parte de los óxidos reaccionan con el agua y dan lugar a ácidos o a ál-calis o bases. Los óxidos que originan ácidos se denominan óxidos ácidos y los que forman álcalis o bases se designan como óxidos básicos. En general, los óxidos de los elementos no metálicos son ácidos y los de los elementos metálicos son básicos, pero este comportamiento depende de la estructura molecular o iónica del óxido y, por tanto, del radio y de la carga del átomo (no metal o metal) unido al oxígeno.

Los óxidos moleculares que reaccionan con el agua son ácidos y la fuerza del áci-do que resulta depende de la mayor fuerza del enlace entre el elemento y el oxígeno en relación a la fuerza del enlace entre el oxígeno y el hidrógeno en el agua.

El concepto de ácido y base de Lewis, explica también el carácter de un óxido como ácido o base. Si poseen un par de electrones no compartidos que pueden ceder, son bases y si aceptan este par de electrones, son ácidos. Los ácidos que pueden obte-nerse a partir de un óxido ácido y agua se denominan oxácidos en oposición a los que no tienen oxígeno que se denominan hidrácidos.

4.3. El Azufre.

4.3.1. Estado natural. Obtención.

El azufre se halla muy difundido en la naturaleza. En estado libre se encuentra enlas regiones volcánicas de Islandia, Sicilia, Méjico y Japón, mezclado con yeso y piedrapómez. En Estados Unidos existen extensos depósitos subterráneos de azufre natural.

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En estado combinado se encuentra más ampliamente distribuido. Muchos metalesse encuentran en la naturaleza en estado de sulfuros, que son compuestos binarios de loselementos con el azufre. Los sulfuros minerales más importantes y abundantes en lanaturaleza son: la galena (PbS), la blenda (ZnS), la pirita (FeS2), las calcopiritas o pir i-tas de cobre (CuFeS2), el cinabrio (HgS) y la estibina (Sb2S3). Otros compuestos metáli-cos minerales son los sulfatos, siendo muy importantes: el yeso (CaSO4.2H2O), la ce-lestina (SrSO4) y la baritina (BaSO4).

El sulfuro de hidrógeno, H2S, se encuentra en muchas aguas naturales. El azufreforma parte también de muchas sustancias orgánicas de origen animal y vegetal, talescomo los aceites de ajo y de mostaza, huevos, pelos, proteínas, etc. ya que el azufreforma parte de los aminoácidos cisteína y metionina y de otros compuestos vitales.

La obtención del azufre, desde la remota antigüedad se ha realizado por diversosmétodos. En Sicilia, la roca que contiene azufre (piedra pómez) se amontona en unsuelo inclinado y se enciende. El azufre funde y se acumula en el punto más bajo de lapendiente del horno. Este azufre líquido se lleva a moldes de madera en los que se soli-difica formando azufre en cañón. Puede purificarse por destilación. En Alemania y otrospaíses, el azufre se obtiene del sulfuro de hidrógeno que se halla como impureza en elgas del alumbrado procedente de la destilación seca de la hulla. En Canadá, el azufre serecupera del dióxido de azufre producido en la tostación de los sulfuros minerales.

En Estados Unidos los yacimientos de azufre se hallan a 300 metros de profund i-dad. Se extrae perforando el suelo e introduciendo cuatro tubos concéntricos hasta eldepósito. A través de ellos, se introduce agua a presión calentada a 170°C con lo que elazufre funde y forma un charco en el fondo del pozo. Este azufre fundido es transporta-do hasta la superficie por medio de aire caliente a presión que es insuflado a través deotro de los tubos. El azufre obtenido se recoge en grandes depósitos de madera, dondese solidifica. El producto obtenido es de una gran pureza.

4.3.2. Propiedades. Formas alotrópicas.

El azufre se presenta en dos formas sólidas, rómbica y monoclínica; en tres varie-dades líquidas: Sλ (azufre lambda), Sπ (azufre pi) y Sµ (azufre mu) y en estado de vapor.Todas las variedades sólidas y líquidas del azufre son formas alotrópicas del elemento.

El azufre rómbico se conoce también como Sα (azufre alfa) y es la única formaestable del azufre a temperaturas por debajo de 95'5°C. Todas las demás formas setransforman en esta variedad si se abandonan por algún tiempo en las condiciones ordi-narias. El azufre rómbico es un sólido cristalino amarillo que funde a 112'8°C. Entre95'5°C y 112'8°C pasa a la variedad monoclínica. Es insoluble en agua difícilmente so-luble en alcohol y en éter, más soluble en ciertos aceites y muy soluble en sulfuro decarbono.

El azufre monoclínico se conoce también como Sβ (azufre beta) y se obtiene cuan-do se deja enfriar poco a poco el azufre fundido. Antes de que toda la masa se solidifi-que, se vierte la porción líquida quedando un conjunto de largas agujas transparentes deeste azufre. Es muy soluble en sulfuro de carbono. Cuando se deja a la temperatura or-dinaria pasa a la variedad rómbica.

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Formas líquidas del azufre. Cuando el azufre se calienta justamente por encimade su punto de fusión, se forma un líquido muy fluido de color amarillo pardo y a medi-da que la temperatura va aumentando el color se oscurece disminuyendo su fluidez. Aunos 180º-200°C es de color pardo oscuro y tan viscoso que no se vierte al dar la vueltaal recipiente. A mayor temperatura, el líquido se vuelve otra vez fluido y a 444'6°Chierve. Como ya se ha indicado, el azufre líquido contiene tres clases de moléculas, Sλ,Sπ y Sµ. Las tres son interconvertibles y su proporción depende de la temperatura. Así,en estado fundido encontramos una mayor proporción de Sλ (anillos de ocho S). Al ele-var la temperatura estos anillos se rompen y pueden cerrarse dando lugar a anillos decuatro átomos de azufre, Sπ, o bien se unen formando largas cadenas de Sµ.

Azufre vapor. Al aumentar la temperatura la densidad del azufre disminuye demanera que a unos l000°C las moléculas corresponden a la estructura S2. No se sabecómo se disocian las moléculas S8 en moléculas diatómicas. A mayores temperaturas,las moléculas S2 se disocian. Los cambios que experimenta el azufre al calentarlo, serepresentan por la siguiente serie de reacciones:

SSSSSSS CCCCCmonocl

Cromb

oooooo

→← →← →← →← →← →← >− 10002

10008

6'4446'4441191195'95µλ

El azufre se combina directamente con la mayoría de los elementos formando sul-furos. Se une a todos los metales excepto oro y platino. En el aire húmedo se oxida len-tamente a ácido sulfúrico. El ácido nítrico y algunos oxidantes, lo transforman en SO2 oen H2SO3 y en una oxidación ulterior en SO3 o en H2SO4. El azufre arde en el aire o enoxígeno y se transforman en SO2 con indicios de SO3.

4.3.3. Compuestos principales de Azufre.

4.3.3.1. Sulfuro de hidrógeno.

Conocido como gas sulfhídrico o ácido sulfhídrico, se encuentra en los manantia-les de aguas sulfhídricas y en los gases volcánicos. Este gas se produce siempre que sedescomponen, en ausencia de aire, sustancias orgánicas que contienen azufre, por ejem-plo, en los huevos podridos se advierte su presencia por su olor característico.

Se obtiene por combinación directa del hidrógeno y del azufre aunque no es unbuen método de obtención pues necesita temperaturas altas y aún así la reacción es de-masiado lenta. Se prepara más fácilmente a partir de los ácidos diluidos atacando a sul-furos metálicos, generalmente sulfuro ferroso. También puede obtenerse calentandoparafina y azufre.

Es un gas incoloro, de olor muy desagradable. Se licúa fácilmente comprimién-dolo a la temperatura ordinaria y se transporta en tubos de acero. Es moderadamentesoluble en agua, de la que puede desalojarse por completo hirviendo la disolución. Esun veneno cuando se inhala puro y aún diluido 1 en 200 partes de aire puede producirresultados fatales. Debe evitarse que pueda escapar a una atmósfera cerrada.

Presenta muy poca estabilidad al calor pues cuando se calienta se descompone.Arde en el aire formando agua y dióxido de azufre. Reacciona con diversos metales quedesplazan al hidrógeno, obteniéndose el sulfuro del metal correspondiente. En presencia

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de humedad reacciona con el dióxido de azufre liberando azufre (resultado de esta reac-ción son los depósitos de azufre que hay en los terrenos volcánicos, ya que ambos gasesemanan del volcán). En disolución se encuentra algo ionizado.

4.3.3.2. Ácido sulfúrico.

Es el ácido inorgánico más importante y el más usado a escala industrial. Puedeobtenerse mediante dos procesos: el de las cámaras de plomo y el de contacto. Es unlíquido incoloro y aceitoso, se congela a 10'4°C dando un sólido cristalino incoloro.Calentado, desprende humos, pues se descompone en agua y trióxido de azufre.

El ácido sulfúrico se mezcla con el agua en todas proporciones, pero debe hacersecon cuidado ya que se desprende una gran cantidad de calor. Hay que añadir el ácidosobre el agua en pequeñas porciones e ir agitando, de lo contrario puede ebullir violen-tamente hasta explosionar. En inestable pues por el calor se descompone en agua y SO3.Tiene una gran acción deshidratante, por ello se usa para desecar gases y para eliminaragua en muchas reacciones químicas. Es un gran oxidante muy usado a nivel industrial.

Entre sus aplicaciones mencionaremos la producción de abonos como sulfatoamónico y superfosfatos, refinación del petróleo para eliminar impurezas, fabricación deotros ácidos como el ácido clorhídrico, el nítrico, y de sulfatos metálicos, carbonatosódico y éteres, obtención de colorantes, drogas y desinfectantes, explosivos, plásticos,textiles, pinturas, productos químicos, fibras sintéticas, disolventes, etc. La superficiedel acero se limpia de herrumbre sumergiéndolo en un baño de ácido sulfúrico. Se em-plea con profusión en la industria metalúrgica.

5. LOS NITROGENOIDEOS.

5.1. Características del grupo.

Los elementos de este grupo son Nitrógeno, Fósforo, Arsénico, Antimonio y Bis-muto. El nitrógeno y sus compuestos se estudian aparte ya que difiere bastante de losdemás elementos del grupo. Por ejemplo, el nitrógeno es completamente inerte, salvo aelevadas temperaturas, mientras que el fósforo es muy activo incluso a temperaturasbajas; el nitrógeno no se combina fácilmente con el oxígeno, pero el fósforo arde sindificultad en el aire desprendiendo intenso calor; el ácido nítrico (derivado del N) esrelativamente estable y muy oxidante, mientras que el ácido fosfórico (derivado del P)es estable y no oxidante. Si alguna semejanza existe entre el nitrógeno y el fósforo pue-de atribuirse a que ambos son elementos no metálicos y presentan las mismas valencias.

5.2. El Nitrógeno.

5.2.1. Estado natural. Obtención y Propiedades.

El nitrógeno, constituye el 78'03% en volumen de la atmósfera. También se en-cuentra en estado combinado. Los principales compuestos minerales nativos son el sali-tre, KNO3, y el nitrato sódico o nitrato de Chile, NaNO3. Es un elemento esencial de lasproteínas de todos los animales y plantas. Como resultado de la descomposición de lamateria orgánica nitrogenada, el nitrógeno se encuentra también como amoníaco, NH3 y

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en sales amónicas, NH4+. También se tiene noticias de un pozo de gas en Wyoming que

suministra nitrógeno puro y que se ha cerrado para servirse de él más adelante.

Puede obtenerse a partir del aire o de sus compuestos. La obtención a partir del ai-re, se hace por simple destilación del aire líquido y por eliminación del oxígeno. A par-tir de sus compuestos, como amoníaco, nitrito amónico, por descomposición.

El nitrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. Los isótopos más abundantesson N-14 y N-15 que se encuentran en una proporción de 99'62% y 0'38% respectiva-mente. La configuración electrónica 1s22s22p3 hace ver la facilidad que tiene este ele-mento para formar compuestos completando el octeto. Es uno de los elementos máselectronegativos, siendo sólo superado por el flúor y el oxígeno.

La molécula de nitrógeno, N2, con tres pares de electrones compartidos, explica lainercia química de ésta, N≡N. Es el elemento químico más inactivo con excepción delos gases inertes. No obstante, cuando se calienta a elevada temperatura con ciertosmetales se combina con ellos formando nitruros. Así, se obtienen fácilmente nitruroscomo Li3N, Ca3N2, Mg3N2 y NB. También reacciona con elementos no metálicos comooxígeno e hidrógeno.

5.2.2. Compuestos principales del Nitrógeno.

5.2.2.1. Amoniaco.

Se produce en la naturaleza por acción de ciertas bacterias de la putrefacción y deformación de amoníaco sobre la materia orgánica del suelo. Se conoce desde la másremota antigüedad. Su obtención en el laboratorio se realiza calentando una sal amónicacon cal apagada (hidróxido cálcico) o con hidróxido sódico. A escala industrial el pro-ceso de obtención del amoníaco se conoce como proceso de Haber y consiste en obteneramoníaco a partir del nitrógeno y del hidrógeno por síntesis directa. Esta reacción per-mite obtener rendimientos satisfactorios utilizando catalizadores y regulando la tempe-ratura y la presión. Otras formas de obtención de amoníaco es como subproducto en lafabricación de carbón de cok para la siderurgia y en la fabricación del gas del alumbra-do y por el proceso de la cianamida.

El amoníaco es un gas incoloro, picante, que se percibe y reconoce fácilmente porsu olor familiar. Puede licuarse a temperaturas ordinarias. Al disolverlo en agua, el vo-lumen del líquido aumenta notablemente.

El amoníaco es estable a temperaturas ordinarias y a 500ºC empieza a descompo-nerse apreciablemente en sus elementos siendo reversible la reacción. No es combusti-ble en el aire, pero arde en oxígeno formando vapor de agua y nitrógeno. Con algunosmetales como litio y magnesio forma nitruros; otros como sodio y potasio no tienen lafuerza necesaria para desplazar todos los hidrógenos y se forma amida. También reac-ciona con muchos compuestos como óxidos (reduciéndolos), sales (formando comple-jos), ácidos (dando sales amónicas), etc.

La disolución de amoníaco se emplea mucho en usos domésticos para limpieza. Elamoníaco líquido se usa en máquinas frigoríficas y en la fabricación del hielo. Tambiénes un valioso disolvente de muchos compuestos inorgánicos y disuelve mejor que el

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agua algunas sustancias orgánicas. Es un mal conductor de la corriente eléctrica, igualque el agua, por la estructura covalente de su molécula.

5.2.2.2. Acido Nítrico.

El ácido nítrico no existe como tal en la naturaleza, excepto algunos indicios en elaire después de una tormenta con aparato eléctrico. Las sales del ácido nítrico, los ni-tratos, están muy difundidas. Así, el nitrato sódico, NaNO3, se encuentra como Nitro deChile y el nitrato potásico, KNO3, o salitre, se encuentra como Nitro de Bengala.

Los métodos de obtención del ácido nítrico los podemos dividir en tres categorías:a) A partir del NaNO3, haciéndolo reaccionar con ácido sulfúrico en caliente se

desprende ácido nítrico vapor, que se condensa recogiéndose el ácido líquido.b) A partir del NH3. Se basa en la oxidación catalítica del amoníaco y constituye

el método de obtención de ácido nítrico más importante.c) Proceso del arco eléctrico. Actualmente ha quedado desplazado porque requiere

elevadas temperaturas y consume mucha energía. Tiene interés histórico porque fue elprimer método de fijación del nitrógeno atmosférico a escala industrial.

El ácido nítrico en estado puro es un líquido incoloro que hierve a 83°C y solidifi-ca en forma de sólido blanco a -41'6°C. Da humos en el aire húmedo, produciendo unanube de gotas diminutas de disolución de ácido nítrico. Se mezcla con agua en todas lasproporciones. El ácido puro es algo inestable y se descompone al calentarlo y por acciónde la luz. En disolución acuosa es estable y presenta las características de los ácidosfuertes. Reacciona con las sales de los ácidos débiles, dando nitratos. Aunque es un áci-do muy fuerte, puede actuar también como base al aceptar protones en presencia de unácido aún más fuerte, como el ácido perclórico y el ácido sulfúrico. El ácido nítrico essumamente corrosivo y en contacto con la piel produce quemaduras dolorosas. Es unoxidante muy eficaz.

El ácido nítrico se usa mucho en la industria química como oxidante muy activo ycomo ácido fuerte. Se utiliza en la fabricación de colorantes, explosivos, plásticos, per-fumes, drogas, pinturas, disolventes, etc. Los nitratos, sales del ácido nítrico, son im-portantes abonos agrícolas.

5.3. El Fósforo.

5.3.1. Estado natural. Obtención y Propiedades.

Debido a su gran actividad química, el fósforo no se encuentra libre en la natura-leza, pero abunda distribuido en forma de fosfatos. Por ello, los métodos de obtenciónutilizan los fosfatos como materia prima, especialmente el fosfato cálcico natural.

Formas alotrópicas. El fósforo se presenta en varias formas alotrópicas que difie-ren en sus propiedades físicas y químicas. Entre ellas tenemos el fósforo blanco y elfósforo rojo.

El Fósforo blanco es una sustancia sólida, translúcida, parecida a la cera, que seobtiene condensando vapores de fósforo. Es fosforescente en la oscuridad, debido a unaoxidación lenta. La temperatura de inflamación del fósforo blanco es tan baja que nunca

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puede tocarse con los dedos pues las quemaduras son muy dolorosas y tardan en curar-se. Los humos de fósforo son sumamente venenosos y la misma sustancia sólida esenormemente venenosa. Se disuelve fácilmente en sulfuro de carbono y otros disolven-tes orgánicos.

El Fósforo rojo es un polvo rojizo obtenido al calentar fósforo blanco en ausenciade aire. También se obtiene cuando exponemos a la luz solar el fósforo blanco. El fósfo-ro rojo se vaporiza sin fundirse (sublima) y su vapor es el mismo que el del fósforoblanco. Cuando se condensa se obtiene fósforo blanco. El fósforo rojo es insoluble enlos disolventes del fósforo blanco y no se oxida fácilmente en el aire. No fosforece en laoscuridad, ni es venenoso a menos que contenga una pequeña proporción de la variedadblanca, como normalmente sucede.

Químicamente el fósforo blanco es un elemento sumamente activo, que se combi-na directamente con la mayoría de los elementos. Cuando el fósforo húmedo se dejaoxidar lentamente en el aire, produce ozono y ácidos fosforoso y fosfórico. Durante estaoxidación emite una luz tenue (fosforescencia). En el aire seco no hay esta emisión. Elfósforo blanco arde en oxígeno con llama blanca brillante, formando nubes que dan lu-gar a una niebla que flota en la atmósfera. El fósforo ardiendo ha sido utilizado en lasdos guerras mundiales como cortinas de humos. El fósforo rojo es menos activo que elblanco, pero los productos de su reacción con oxígeno y cloro son los mismos.

Entre sus aplicaciones podemos citar la fabricación de aleaciones especiales, co-mo el bronce fosforoso, así como raticidas, fuegos artificiales y compuestos de fósforo.Combinado con azufre sirve para fabricar fósforos (cerillas). El ácido fosfórico se ob-tiene actualmente de manera directa a partir del elemento y se utiliza en medicina, enagricultura, para abonos y en la industria química.

5.3.2. Oxácidos de fósforo.

Se conocen diversos ácidos del fósforo o, en todo caso, sus sales. Estos son: ácidohipofosforoso H3PO2, ácido (orto)fosforoso H3PO3 pudiendo estar parcialmente deshi-dratado como el ácido metafosforoso HPO2 y ácido pirofosforoso H4P2O5; ácido hipo-fosfórico H4P206; ácido (orto)fosfórico H3PO4, pudiendo estar más o menos deshidrata-do como el ácido metafosfórico HPO3, ácido pirofosfórico H4P2O7 y ácidos perfosfóri-cos tal como el ácido peroximonofosfárico H3PO5 y el ácido peroxidifosfárico H4P2O8,no aislados en estado puro.

La estructura de estos ácidos o de sus sales se deduce enseguida al no estar nuncael átomo de fósforo unido a sólo tres átomos por enlaces sencillos. Esto obliga en mu-chos de ellos a unirse el átomo de fósforo a átomos de hidrógeno; el ácido hipofosforosoH3PO2 es, así, monoprótico y el ácido ortofosforoso, H3PO3 es diprótico:

H P O HH

H P O H

HO

O O

Acido hipofosforoso Ácido (orto)fosforoso

El hipofosfito sódico, NaPO2H2, se obtiene por acción del hidróxido sódico sobreel fósforo. Igualmente se comporta el hidróxido bárico para la obtención del hipofosfitobárico, Ba(PO2H2)2. A partir de éste, por tratamiento con ácido sulfúrico se obtiene elácido hipofosforoso, que es un compuesto reductor cuyas sales se usan en medicina.

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El ácido fosforoso H3PO3 se obtiene en la hidrólisis de trihaluros de fósforo PCl3 oen la acción del agua sobre el trióxido de fósforo P2O3. A temperaturas elevadas se des-compone en fosfamina, PH3 y ácido fosfórico H3PO4. Este ácido fosfórico, H3PO4 seforma en la hidrólisis de los otros ácidos fosfóricos y en la acción del ácido nítrico sobreel fósforo rojo. El ácido pirofosfórico H4P2O7 puede obtenerse como sólido cristalino apartir de un ácido deshidratado conteniendo un 80% de pentóxido de fósforo P2O5. Elácido metafosfórico HPO3 se obtiene al calentar el ortoácido correspondiente H3PO4 a latemperatura de 300°C.

6. LOS CARBONOIDEOS

6.1. Características del grupo.

Los elementos de este grupo son Carbono, Silicio, Germanio, Estaño y Plomo.Los dos primeros elementos son fundamentalmente no metálicos pero el germanio, es-taño y plomo se comportan física y químicamente como metales y tanto más cuantomayor es el número atómico. Al aumentar éste, no sólo se incrementa el carácter metáli-co sino también la densidad, volumen atómico, radios atómicos e iónicos y, natural-mente, la masa atómica. El Silicio y el Germanio pertenecen a ese grupo híbrido entremetales y no metales llamados semiconductores pues en ciertas condiciones presentanuna considerable conductividad eléctrica.

La estructura electrónica del último nivel es ns2np2, tomando n valores de 2, 3, 4,5 y 6 correspondiente al número del período en el que se encuentra el elemento en elsistema periódico. Esta estructura sugiere un estado de oxidación de +4 y de +2, exis-tentes en estos elementos, con excepción de la valencia +2 en el Silicio. Puede tambiénconsiderarse la tendencia a formar el octeto por ganancia de electrones con un estado deoxidación -4, pero esto es muy difícil y se presenta casi únicamente en el carbono, elcual forma el metano, CH4, y otros carburos.

Los átomos de estos elementos tienden a unirse entre sí por enlaces covalentes,siendo esta tendencia muy importante en el carbono y disminuye conforme pasamos alsilicio, germanio, estaño y plomo, siendo nula en estos dos últimos. La unión covalenteexplica los altos puntos de fusión y de ebullición de estos elementos, si bien, al dismi-nuir la posibilidad de esta unión covalente al aumentar la masa atómica, dichas tempe-raturas disminuyen al ir del carbono al plomo.

6.2. El Carbono.

6.2.1. Estado natural. Diamante y Grafito.

El carbono elemental se presenta en dos formas alotrópicas, grafito y diamante.Existen otras variedades físicas conocidas como el carbono amorfo, constituidas porminúsculos cristales de grafito dándole aspecto poroso.

El carbono se encuentra combinado con el hidrógeno en los hidrocarburos, exis-tentes en los gases naturales y petróleos y combinado con el oxígeno y los metales enlos carbonatos, tales como la caliza CaCO3 y la magnesita MgCO3. Todos los organis-mos vivos, animales y plantas, contienen compuestos del carbono.

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El Diamante es una variedad de carbono que se encuentra en forma de cristalestransparentes, pertenecientes al sistema regular y distribución octaédrica. Las piedrasincoloras o claras como el agua, y las de matices especiales, rosado, azul, rojo o verde,son muy apreciadas. Para fines ornamentales se talla la piedra natural, dándole nuevascaras a fin de lograr la máxima reflexión y refracción de la luz desde el interior de lagema terminada. A esta talla se denomina brillante. El diamante es la sustancia más duraque se conoce, por ello, además de su uso en joyería, la variedad diamante negro se em-plea para barrenar rocas y labrar y pulir otras piedras finas. Calentando el diamante a800 C, arde en oxígeno puro produciendo CO2.

El Grafito es una modificación del carbono muy difundida en la naturaleza. Esuna sustancia negra, brillante, blanda y untuosa al tacto, que se presenta en escamas oláminas cristalinas, levemente adheridas entre sí y que resbalan unas sobre las otras.Conduce bien la corriente eléctrica y resiste la acción del calor y de muchos reactivosquímicos. Debido a estas propiedades se usa para fabricar electrodos y crisoles. El gra-fito en polvo fino constituye un buen lubricante, por resbalar fácilmente las láminascristalinas unas sobre otras, empleándose en suspensión en agua o en aceite.

Estructura cristalina del Diamante. La diferencia de propiedades entre el Dia-mante y el Grafito se comprende fácilmente si se examina la estructura cristalina deambas formas de carbono. Un cristal de diamante tiene una red cúbica, con cada átomode carbono rodeado de otros cuatro carbonos situados en los vértices de un tetraedroregular o en los vértices alternados de un cubo. No hay en el sistema electrones libres,por eso no es conductor de la electricidad. Todo el cristal puede considerarse como unasola molécula gigantesca. Esta estructura hace muy difícil toda división del diamante, loque explica su dureza.

FIG. 1

DIAMANTE GRAFITO

Estructura cristalina del Grafito. En el grafito, cada átomo de carbono se encuen-tra rodeado por otros tres carbonos, todos en el mismo plano, formando grupos hexago-nales. Estos planos están separados unos de otros. Tres de los cuatro electrones de cadaátomo de carbono están compartidos en el anillo hexagonal por los otros carbonos, y elcuarto electrón sirve para mantener los planos unidos. Esto hace que exista un plano deelectrones móviles entre los planos de los átomos, por lo que el grafito se exfolia fácil-mente y es un buen conductor de la electricidad.

6.2.2. Carbones.

Hulla y Cok. La Hulla es una materia vegetal fósil que se desarrolló durante el pe-ríodo carbonífero y quedó enterrada, estando así protegida de la putrefacción. Se pro-dujo una lenta descomposición, resultando en una primera etapa de transformación deltejido vegetal, la formación de turba. Durante las fases sucesivas de esta metamorfosis,

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el contenido en carbón aumenta del 40% en la madera original al 60% en la turba, 70%en el lignito, 78% en la hulla bituminosa, 83% en la hulla semibituminosa, y, por últi-mo, al 90% en la antracita. En ningún caso se produce carbono puro. Si la hulla bitumi-nosa se calienta en ausencia de aire se desprenden varios productos, quedando un resi-duo que contiene toda la materia mineral de la hulla y que se denomina cok.

Carbón vegetal. Este tipo de carbón se obtiene por destilación seca de la madera.Los vapores desprendidos contienen productos valiosos que se recuperan. Es muy poro-so, por esta razón se usa mucho como absorbente de vapores y de materia colorante arti-ficial.

Negro de humo. Esta variedad de carbón se obtiene al quemar el gas natural conuna cantidad limitada de aire. También se obtiene quemando trementina, petróleo, al-quitrán y aceites grasos. Es una de las variedades más puras de carbón amorfo, puescontiene un 98'6% de carbono. Se usa para fabricar tinta de imprenta, betunes, pinturasy esmaltes negros.

6.2.3. Compuestos principales del Carbono.

A temperaturas elevadas, el carbono se combina con otros elementos dando lugara diversos compuestos entre los que destacaremos:

Sulfuro de Carbono. Se obtiene en el horno eléctrico por unión directa de los doselementos, en ausencia de aire. Es una sustancia peligrosa en las proximidades de lallama. Es un buen disolvente por lo que es muy usado a escala industrial. Es tóxico parael organismo, por ello usa para destruir parásitos, ratas y otras alimañas.

Tetracloruro de Carbono. Se obtiene haciendo reaccionar cloro con sulfuro decarbono; es usado como disolvente de grasas y aceites. También, y debido a su incom-bustibilidad, se usa para lavados en seco y como elementos extintor de incendios, aun-que hay que llevar cuidado pues los humos desprendidos contienen sustancias tóxicas.

6.2.3.1. Dióxido de Carbono.

Se produce en la combustión del carbón o compuestos del carbono, tales comohulla, cok, madera, bencina, etc. con oxígeno o aire en exceso.

22 COOC →+↑+↑→+ OHCOOHC 222167 8711

También puede obtenerse a partir de los carbonatos de los metales alcalino-térreosque se descomponen por el calor:

↑+→ 23 COCaOCaCOEl dióxido de carbono es un gas incoloro e inodoro, más denso que el aire. Puede

licuarse a temperatura ambiente y conservarse líquido en tubos de acero, propiedad quees aprovechada para su transporte. También se usa como refrigerante de alimentos yhelados. Es bastante soluble en agua (la solubilidad va a depender de la presión parcialdel gas a una determinada temperatura), formando en pequeña extensión ácido carbóni-co H2CO3. Las aguas carbónicas son disoluciones acuosas de gas a 3-4 atm de presión.

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El dióxido de carbono se usa para preparar bebidas efervescentes. Se consume engrandes cantidades en la fabricación de bicarbonato sódico y carbonato sódico. Es muyutilizado en la extinción de incendios, pues muchos extintores contienen dióxido decarbono líquido en tubo a presión cuya válvula de salida puede abrirse a voluntad.

Otro aspecto de gran importancia de este gas es el papel que desempeña en la na-turaleza. Es absorbido por las plantas, las cuales lo metabolizan para fabricar hidratos decarbono y eliminar oxígeno que es expulsado a la atmósfera (fotosíntesis). Hay un equi-librio entre el dióxido de carbono liberado en los procesos de la vida animal y otrasfuentes y el absorbido por los vegetales en la fotosíntesis, de tal manera que la cantidadde dióxido de carbono en el aire no varía apreciablemente y ejerce una influencia fun-damental en la contención del calor emitido por la tierra como consecuencia de la refle-xión de la luz solar. Si se rompe este equilibrio o se desplaza aunque sea ligeramentepor la actuación industrial humana los efectos sobre el equilibrio energético y el climapueden ser catastróficos.

6.2.3.2. Química del Carbono.

Conocida como Química Orgánica, se caracteriza por la facilidad con que losátomos de carbono pueden unirse entre sí, mediante enlaces covalentes, formando cade-nas de átomos de carbono que pueden llegar a tener un gran número de eslabones. Estascadenas pueden ser lineales, ramificadas, cíclicas y policíclicas y tener enlaces cova-lentes sencillos, dobles o triples.

La gran facilidad del átomo de carbono para unirse a otros átomos tiene su origenen la excepcional configuración electrónica del carbono: C=1s22s2 2p2 De los seis elec-trones, únicamente interesan los más externos para las combinaciones químicas, los devalencia 2s2 2p2. Estos electrones de valencia pueden presentar tres distribuciones:

Así vemos que en la primera hay dos orbitales llenos y dos vacíos, en la segundahay un orbital lleno y dos semillenos y en la tercera hay cuatro orbitales semillenos. Delas tres distribuciones, la segunda es la más estable. Para lograr la tercera, es precisocomunicarle una cierta cantidad de energía y desaparear así los electrones 2s. La energíadesprendida al formarse el enlace, es suficiente para conseguir este desapareamiento.Por lo tanto no debe sorprender que ésta sea la valencia más frecuente del carbono ensus compuestos.

Para que el átomo de carbono actúe con valencia 4 es necesaria una hibridación delos orbitales s y p, dando lugar a cuatro orbitales híbridos sp3. Así, el carbono quedapreparado para el enlace con sus cuatro orbitales atómicos idénticos. La hibridación delos orbitales s y p requiere primero un desapareamiento de un electrón 2s que pasa aocupar un orbital p vacío. Los cuatro electrones desapareados se hibridan y su disposi-ción en el espacio será la que presente la menor repulsión posible, es decir, se ordenaránformando un tetraedro regular. De ahí su calificativo de carbono tetraédrico. Con estaconfiguración electrónica, el átomo de carbono puede formar enlaces carbono-carbonosencillos si comparte un electrón desapareado con otro átomo de carbono en idéntica

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situación. Otras formas de hibridación como la sp2 y la sp permitirá formar enlaces car-bono-carbono dobles y triples si comparte respectivamente dos o tres electrones desapa-reados con otro átomo de carbono en idéntica situación.

El estudio de los numerosísimos compuestos del carbono, se simplifica mucho alobservar que ciertos compuestos tienen similar comportamiento químico y manifiestanpropiedades análogas. Así, estas sustancias se pueden agrupar en lo que se conoce comoserie homóloga. Las series homólogas se caracterizan por tener todas ellas el mismogrupo funcional e idéntica fórmula general. Las más conocidas son:

SERIE HOMÓLOGA FORMULAGENERAL

GRUPOFUNCIONAL

Hidrocarburos Saturados CnH2n+2 C

Hidrocarburos Etilénicos CnH2n C C

Hidrocarburos Acetilénicos CnH2n-2 C CHalogenuros R-CH2-X CH2 X

Alcoholes R-OH OHÉteres R-O-R’ O

Aldehídos R-CHO CO

HCetonas R-CO-R’ C O

Ácidos carboxílicos R-COOH CO

OH

Ésteres R’-COO-R CO

O RAminas Primarias R-NH2 NH2

Amidas R-CONH2 CO

NH2

Donde R y R' representan radicales orgánicos que se definen como grupos deátomos unidos, en el que uno de ellos tiene un electrón desapareado y precisa de otropara completar su octeto.

6.3. El Silicio.

6.3.1. Estado natural. Obtención y Propiedades.

El silicio no existe libre en la naturaleza. Como dióxido es muy abundante y seencuentra en varias formas de cuarzo: cristal de roca, amatista, cuarzo ahumado, cuarzolechoso y cuarzo rosa. La arena es, en gran parte, dióxido de silicio (sílice). La mayoríade las piedras y rocas corrientes contienen silicatos (excepto las calizas y dolomitas)como el feldespato, mica, asbesto, etc.

Se obtiene por reducción, bien a partir del tetracloruro de silicio mediante sodio,potasio o aluminio, o bien a partir de sílice con un reductor enérgico como magnesio oaluminio. El producto obtenido es un polvo pardo amorfo. Para obtener una variedadcristalina se calienta una mezcla de arena y carbón en un horno eléctrico.

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El silicio amorfo es un polvo pardo mas activo químicamente que la variedadcristalina. Se une con el flúor a temperaturas ordinarias y con otros elementos a tempe-raturas más elevadas. Con ciertos metales forma siliciuros, por ejemplo el SiMg2.

Grandes cantidades de silicio se consumen en la fabricación de aleaciones espe-ciales resistentes a los ácidos. Aunque es insoluble en los ácidos, el silicio reacciona conuna disolución fría de hidróxido sódico dando lugar a un desprendimiento de hidrógeno.También se emplean grandes cantidades de silicio en la fabricación de transistores yotros elementos de semiconductores, resultando básico para toda la industria electróni-ca, microelectrónica e informática.

6.3.2. Silicatos.

Son las sales del ácido silícico. Los silicatos de sodio y de potasio son solubles enagua y se obtienen hirviendo juntos arena e hidróxido sódico o potásico, o fundiendoarena con carbonato sódico o potásico, con lo que se forma el orto o metasilicato.

El silicato sódico es el más importante de ellos, generalmente se comercializa enforma de disolución concentrada, aunque es sólido. Se utiliza para hacer incombustiblela madera y los tejidos, como adhesivo en el cemento de China, como relleno o carga enjabones baratos y para conservar huevos.

Los silicatos de los demás metales son insolubles en agua y se encuentran en lanaturaleza formando minerales que son disoluciones sólidas o mezclas de dos o mássilicatos simples. Algunos son de gran importancia, como por ejemplo, el feldespato(KAlSi3O8), que se altera por el agua y el dióxido de carbono, formándose carbonatopotásico y arcilla. El carbonato potásico del suelo es utilizado por las plantas como ali-mento. La arcilla es, generalmente arrastrada por corrientes de agua y se deposita enniveles más bajos, formando yacimientos.

Las estructuras moleculares de los silicatos son muy variadas y complejas y sola-mente han podido dilucidarse mediante minuciosos análisis por difracción de rayos X.

7. FAMILIA DEL BORO

7.1. Características del grupo.

Los elementos del grupo 3b son el Boro, Aluminio, Galio, Indio y Talio. La con-figuración electrónica que presentan en el último nivel es ns2np1, siendo n igual a 2, 3,4, 5 y 6. Las propiedades más importantes de estos elementos como densidad, volumenatómico y radios atómicos e iónicos del ion trivalente, aumentan con el número atómi-co. La carga nuclear elevada y el volumen atómico del boro le confieren propiedadesmuy diferentes de las de los restantes elementos del grupo, tal como un punto de fusiónelevado, consecuencia de enlaces muy fuertes que hacen que el boro se comporte comoun no metal característico.

El carácter metálico de estos elementos crece con el número atómico, lo que justi-fica el carácter ácido del hidróxido de boro, el carácter anfótero del aluminio y el ca-rácter básico de los hidróxidos de los demás elementos del grupo.

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La estructura electrónica del último nivel permite para estos elementos un com-portamiento trivalente y monovalente, excepto para el boro que siempre es trivalente. Elboro es el único que forma hidruros y se combina con los elementos más electropositi-vos, dando boranos y boruros respectivamente.

7.2. El Boro. Estado natural. Obtención.

El elemento no se encuentra libre en la naturaleza. Como ácido bórico está pre-sente en las solfataras de Toscana. La sal sódica, bórax, se encuentra formando un de-pósito en el lago Bórax de California; en él también se encuentran borato cálcico (cole-manita) y borato magnésico (boracita).

El boro puro puede obtenerse reduciendo el cloruro de boro con hidrógeno o porreducción del óxido de boro con magnesio. Los cristales de boro son muy duros.

7.3. Compuestos de Boro.

Se conocen varios hidruros de boro que se designan con el nombre de boranos.Estos hidruros son tóxicos y de olor desagradable.

Los haluros de boro se obtienen por combinación directa de los halógenos sobre elóxido bórico. Estos compuestos se hidrolizan completamente en agua.

El ácido bórico se obtiene por evaporación de los manantiales calientes volcánicosde Toscana. Este ácido cristaliza en delgadas escamas blancas. También se prepara porla acción del ácido sulfúrico sobre disoluciones concentradas de bórax. El ácido bórico,que se utilizaba como preservador de alimentos, actualmente está prohibido por ser no-civo para la salud. La disolución de ácido se usa como antiséptico suave en locionespara los ojos, la nariz y la garganta.

La sal más importante y abundante del ácido bórico es el bórax o tetraborato sódi-co (Na2B4O7.10H2O). Como el ácido bórico es débil, la sal se hidroliza en agua y susdisoluciones acuosas tienen reacción alcalina. El bórax es muy usado como fundente enlas operaciones de soldadura pues disuelve la capa superficial de óxido que impide launión perfecta de las superficies metálicas en contacto. También sirve para depuraraguas duras y para fabricar algunas clases de vidrios y esmaltes de utensilios para lacocina.

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BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA

Michell J.SIENKO y Robert A.PLANE. Química Teórica y Descriptiva. EditorialAguilar. 1970. MADRID.

Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-rial Marín. 1968. BARCELONA.

Linus PAULING. Química General. Editorial Aguilar. 1971. MADRID

Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva EditorialInteramericana, S.A. 1986. MEJICO.

J.MORCILLO. Temas Básicos de Química. Colección Alhambra Universidad.Editorial Alhambra. 1983. MADRID.

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Tratamiento Didáctico----------------------------------------------------------------------------------------------------------OBJETIVOS

Estudio sistemático de los elementos no metálicos del S.P., en función su constitu-ción y estructura, estudio de sus características por grupos del sistema periódico, susaplicaciones y los compuestos de mayor interés industrial que se derivan de ellos.UBICACIÓN

El tema se ubica en el 2° curso del Bachillerato, dentro del núcleo temático de Quí-mica descriptiva.TEMPORALIZACION

Puede explicarse el tema en 4 horas de clase aproximadamente, lo que dependerá dela síntesis que se realice en la descripción detallada de propiedades.METODOLOGIA

La explicación del tema debe huir de la sistemática descriptiva independiente y sedebe orientar su explicación según una sistemática comparada, basada en los grupos delSistema Periódico.

La explicación debe ayudarse con la realización de prácticas de laboratorio demos-trativas de las propiedades básicas explicadas.

Se realizarán problemas estequiométricos relacionados con las propiedades de loselementos de los grupos.CONTENIDOS MINIMOS

Conocimiento de los grupos de no metales del Sistema Periódico.Propiedades generales de los elementos no metálicos.Clasificación de los no metales en el Sistema Periódico.Propiedades de los no metales según situación en la Tabla Periódica.Propiedades generales de los grupos diferenciados:

Halógenos, Anfígenos, Nitrogenoideos, Carbonoideos,...Principales compuestos derivados de los no metales y sus aplicaciones.

MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOSSistema periódico mural.Material básico de laboratorio para prácticas.Muestras de no metales disponibles más frecuentes.Transparencias de estructuras moleculares y de tablas de propiedades físicas de los

no metales.EVALUACIÓN

Se evaluará el tema mediante ejercicios escritos que comprendan preguntas sobrecuestiones básicas, de las que destacaremos:

Reacciones de los no metales con elementos del S.P.Interpretación de las propiedades periódicas de los no metales del Sistema Pe-riódico.Configuraciones electrónicas y propiedades derivadas de ellas.Problemas numéricos de estequiometría.Valencias de los no metales a partir de sus configuraciones electrónicas.

Pruebas escritas de respuesta múltiple, relativas a las cuestiones anteriores tendentesa evaluar la capacidad de razonamiento teórico y conceptual del alumno.

Evaluación de las prácticas de laboratorio realizadas.