23/05/2016

Tabla periódica moderna

Química General e Inorgánica 23 y 30 de mayo de 2016 Prof. Dr. Pablo Evelson

Grupos 13 y 14 Metales Metaloides No Metales

Grupo 13

Grupo 13

B

No metal

Al

Metal

Ga

Metal

Metal blanco.

In

Metal

Metal blanco plateado.

Tl

Metal

Es importante desde el punto de vista de su toxicidad.

Grupo 13

Indio

El metal más abundante en la corteza terrestre (7,5%).

Propiedades físicas

Aluminio

Boro

No se encuentra libre en la naturaleza.

Galio

Z

Nombre

Símbolo

Peso Molecular

Punto de fusión (ºC)

Punto de ebullición (ºC)

Densidad (g/mL)

5

Boro

B

10,8

2030

3700

2,47

13

Aluminio

Al

26,9

660

2350

2,70

31

Galio

Ga

69,7

30

2070

5,91

49

Indio

In

114,8

157

2050

7,29

81

Talio

Tl

204,4

304

1460

11,87

Talio

1

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Configuración electrónica: ns2 np1 •Ninguno de los elementos muestra la más mínima tendencia a formar aniones simples. •El estado de oxidación más importante del grupo es 3 +. •Ga, In, Tl pueden existir en el estado de oxidación +1 por pérdida de 2 electrones (efecto par inerte).

Efecto del par inerte (I) •Cuando consideremos los iones que pueden formar los elementos del bloque p es necesario tener en cuenta la diferencia de energía de ionización entre los e- s y los e- p de la capa de valencia. •Los e- p se pierden primero y a medida que descendemos en el grupo el par de e- s se comportan como un par inerte.

Para el Ga y el In, el estado de oxidación +1 es menos importante y estable que el estado de oxidación +3. Para el Tl, los compuestos del Tl+ se parecen a los compuestos de los metales del grupo 1.

Efecto del par inerte (II)

Un electrón s puede ser localizado muy cerca del núcleo y puede penetrar los niveles internos.

Efecto del par inerte (IV)

Ejemplo: El Tl forma Tl+ y Tl3+

Efecto del par inerte (III)

Un electrón p penetra mucho menos porque los orbitales p poseen un nodo que pasan por el núcleo.

Boro

El boro se obtiene a partir del bórax. El bórax es la sal hidratada del ácido tetrabórico: Na2B4O7.10 H2O.

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Hidruros del boro

Hidruros del boro (II) Enlace de tres centros

H B

Diborano (B2H6)

Diborano (B2H6)

Ácido Bórico (H3BO3)

Aluminio

B(OH)3(ac) + 2 H2O(l)

B(OH)4-(ac) + H3O+(ac)

Ka = 4 x 10-10 B

OH

+ 2 H2O

OH

HO

•Es el tercero de los elementos en cuanto a su abundancia (7,5%) y se encuentra repartido en forma de miles de aluminiosilicatos y óxidos. •Su principal mena es la bauxita (Al2O3 . H2O).

OH HO

B

B

OH

+ H3O+

OH

•A partir de la bauxita se obtiene óxido de aluminio anhidro.

Se utiliza en solución acuosa como antiséptico débil.

Proceso Hall (1886) Ánodos de grafito

Proceso Hall (II) +

-

Ánodo (oxidación): 3 [ 2 O2-

Cátodo de grafito

Cátodo (reducción): 4 [ Al3+ + 3 eProceso global: 2 Al2O3 Aluminio fundido

Al2O3 disuelto en criolita (Na3AlF6) fundida

O2(g) + 4 e- ] Al(l) ]

4 Al(l) + 3 O2(g)

El oxígeno reacciona con los ánodos de carbono para formar CO, que se libera como gas.

3

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Proceso Hall (II) 4000 kg de bauxita (~ 50% de Al2O3) 1900 kg de Al2O3

Comportamiento anfótero 70 kg de criolita 450 kg de ánodos de C

Celda electrolítica

109

56 x J de energía (4,5 V, 105 A)

1000 kg de Al

Comportamiento anfótero

Tendencias periódicas en las propiedades anfóteras

Si una especie química puede reaccionar tanto con ácidos como con bases, se dice que es anfótero.

Comportamiento anfótero del aluminio: •Reacción con ácidos: 2 Al° + 6 HCl

2 AlCl3 + 3 H2

•Reacción con base fuerte: Al° + NaOH + 3 H2O

NaAl(OH)4 + 3/2 H2

Óxido de aluminio (alúmina)

Corindón (alúmina )

Existen diferentes tipos de alúmina: •Alúmina  (corindón): muy duro y resistente. •Alúmina : menos densa y más reactiva. Se utiliza en cromatografía. •Reacción con ácidos: Al2O3(s) + 6 H3O+(ac) + 3 H2O(l)

2 Al(H2O)63+(ac)

•Reacción con bases: Al2O3(s) + 2 OH-(ac) + 3 H2O(l)

2 Al[H2O]4-(ac)

4

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Formas impuras de alúmina 

Formación del óxido de aluminio •El aluminio reacciona rápidamente con el oxígeno del aire:

4 Al(s) + 3 O2(g)

2 Al2O3(s)

•Una película de este óxido queda adherida a la superficie del metal. Este proceso se denomina pasivación.

Rubí (Cr3+)

Zafiro (Fe3+ y Ti4+)

Topacio (Fe3+)

Carácter ácido del catión Al3+ Carácter ácido del catión Al3+ Al3+ + H2O Al(H2O)63+

+ H2O

Al(H2O)5(OH)2+

+

H+

Ka = 1 x 10-5

Al(OH)2+

Al(OH)2+ + H+ Al(OH)2+ + H+

+ H2O

Al(OH)2+ + H2O

Al(OH)3 + H+

•En presencia de una base fuerte:

Al3+ + 3 OH-

Al(OH)3  + OH-

Al(OH)4-

•En presencia de una base débil:

Al3+ + 3 OH-

Al(OH)3 

Carácter anfótero del hidróxido de aluminio Formación del sulfato de aluminio •Reacción con ácidos:

Al(OH)3(s) + 3 H+(ac)

Al3+(ac) + 3 H2O(l)

•Reacción con bases: Al(OH) (s) + OH-(ac)

Al(OH)4-(ac)

3

El hidróxido de aluminio (imagen) se utiliza como antiácido estomacal.

•El óxido de aluminio puede reaccionar con el ácido sulfúrico para formar sulfato de aluminio:

Al2O3(s) + 3 H2SO4(ac)

Al2(SO4)3(ac) + 3 H2O(l)

El sulfato de aluminio se conoce con el nombre de alumbre. •El alumbre se utiliza en la industria del papel para coagular las fibras de celulosa.

5

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Estructura de la celulosa

Acidez de cationes metálicos

Acidez de cationes metálicos

Acidez de cationes metálicos

Acidez de cationes metálicos

Carácter ácido del catión Al3+

Catión

Al(H2O)63+

+ H2O

Al(H2O)5(OH)2+ Ka = 1 x 10-5

+

H+

Co(H2O)63+ Fe(H2O)63+ Cr(H2O)63+ Al(H2O)63+ Fe(H2O)62+ Cu(H2O)42+ Zn(H2O)42+ Cd(H2O)42+ Co(H2O)62+ Ni(H2O)62+ Mn(H2O)62+

Ka 2,0 x 10-2 2,0 x 10-3 1,0 x 10-4 1,0 x 10-5 2,0 x 10-7 3,0 x 10-8 1,0 x 10-9 1,0 x 10-9 1,0 x 10-10 1,0 x 10-10 3,0 x 10-11

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Carácter ácido del catión Al3+ Formación del sulfato de aluminio Al3+ + H2O Al(OH)2+

+ H2O

Al(OH)2+ + H2O

Al(OH)2+ + H+ Al(OH)2+ + H+ Al(OH)3 + H+

•En presencia de una base fuerte:

Al3+ + 3 OH-

Al(OH)3  + OH-

Al(OH)4-

•El óxido de aluminio puede reaccionar con el ácido sulfúrico para formar sulfato de aluminio:

Al2O3(s) + 3 H2SO4(ac)

Al2(SO4)3(ac) + 3 H2O(l)

El sulfato de aluminio se conoce con el nombre de alumbre. •El alumbre se utiliza en la industria del papel para coagular las fibras de celulosa.

•En presencia de una base débil:

Al3+ + 3 OH-

Al(OH)3 

Galio, indio, talio

Talio

Galio

Indio

Talio

Propiedades químicas Reactivo

Reacción con el elemento (E) del grupo 13

Oxígeno

4 E (s) + 3 O2 (g) — 2 E2O3 (s)

Nitrógeno

2 E (s) + N2 (g) — 2 EN (s), E = B, Al

Halógeno (X2)

2 B (s) + 3 X2 (g, l, s) —2 BX3 (g) 2 E (s) + 3 X2 (g, l, s) — E2X6 (s) E = Al, Ga, In 2 Tl (s) + X2 (g, l, s) —2 TlX (s)

Agua

2 Tl (s) + 2 H2O (l) — 2 TlOH (ac) + H2 (g)

Ácido

2 E (s) + 6 H3O+ (ac) — E3+ (ac) + 6 H2O (l) + 3 H2 (g), E = Al, Ga, Tl

Base

2 E (s) + 6 H2O (l) + 2 OH- (ac) — E(OH)42- (ac) + 3 H2(g), E = Al, Ga

Grupo 14

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Grupo 14

C

No metal

Grupo 14

El grafito conduce la corriente

Si

No metal

Comportamiento químico de no metal, pero propiedades físicas y eléctricas de un metaloide.

Ge

Metaloide

Sus propiedades se parecen mucho a las de un metal.

Sn

Metal

Pb

Metal

Carbono (grafito)

Carbono (diamante)

Silicio

Ambos poseen vestigios de carácter no metálico. Germanio

Propiedades físicas

Plomo

Estaño

Configuración electrónica: ns2 np2

Z

Nombre

Símbolo

Peso Molecular

Punto de fusión (ºC)

Punto de ebullición (ºC)

Densidad (g/mL)

6

Carbono (grafito)

C

12,0

3370 (sublima)

-

1,9 a 2,3

14

Silicio

Si

28,1

1410

2620

2,3

32

Germanio

Ge

72,6

937

2830

5,3

50

Estaño

Sn

118,7

232

2720

7,3

82

Plomo

Pb

207,2

328

1760

11,3

Configuración electrónica: ns2 np2 • En la mayoría de sus compuestos, los elementos del grupo 14 están unidos covalentemente. •Los compuestos tipo AB4 son tetraédricos.

•La formación de iones 4- por ganancia de electrones no se observa. •La energía de ionización para extraer 4 electrones es extremadamente alta: no se conocen iones sencillos 4+. •Ge, Sn, Pb pueden formar iones d10s2 por pérdida de 2 electrones (efecto par inerte). •Sólo los compuestos PbCl2 y PbF2 son iónicos. •Los compuestos del Ge2+ y Sn2+ son covalentes.

Forma natural de los elementos del Grupo 14 Elemento

Forma normal

Carbono Grafito Diamante Fullerita Silicio

No metal negro No metal transparente No metal naranja

Germanio

Metaloide gris-blanco

Estaño

Metal blanco lustroso

Plomo

Metal lustroso blanco azulado

Metaloide gris

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Enlaces  Enlaces 

El grafito consiste en redes hexagonales de átomos de carbono con hibridación sp2 dispuestas en capas planas.

En el diamante, cada átomo de carbono tiene hibridación sp 3 y se enlaza tetraédricamente a sus vecinos con todos sus electrones situados en enlaces C-C de tipo .

Diagrama de fases del carbono

Fullerenos

Sólido

Diamante

Líquido

Grafito

Gas

Buckminsterfullereno, C60 Temperatura (K)

Nanotubos

Concatenación H H C H H C H H C H H C H H C H H C H

El carbono tiene capacidad de formar compuestos en los cuales se enlazan entre sí muchos átomos de carbono en cadenas o anillos.

Se denomina concatenación y explica el gran número de compuestos orgánicos.

H n-hexano

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La tendencia a la autounión disminuye marcadamente con el número atómico.

Energía de enlace

Por ejemplo, en los hidruros (EnH2n+2):

Enlace

(kJ/mol)

Elemento

Hidruro

Carbono

Hasta 50 carbonos

C―C

347

Silicio

Si6H14

Si―Si

226

Germanio

Ge9H20

Ge―Ge

188

Estaño

Sn2H6

Sn―Sn

151

Plomo

PbH4

Eenlace

Enlace

Eenlace

Enlace

C―C

347

Si―Si

226

C―O

335

Si―O

C―H

414

C―Cl

326

Enlace

Eenlace

Enlace

C―C

347

Si―Si

226

368

C―O

335

Si―O

368

Si―H

328

C―H

414

Si―H

328

Si―Cl

391

C―Cl

326

Si―Cl

391

(kJ/mol)

(kJ/mol)

El enlace C-C es casi tan fuerte como cualquier enlace que forma el carbono con otro elemento.

El carbono también posee gran capacidad de formar enlaces múltiples entre sí y con otros elementos no metálicos.

C

C

Energía de enlace

N

C

C

C

O

Eenlace

(kJ/mol)

(kJ/mol)

El Si tiene más tendencia a unirse a otros elementos que a sí mismo.

Tipos de unión

C

C

S

Ningún otro elemento del grupo 14 utiliza orbitales p para formar enlaces .

Eteno (C2H4)

Etino o acetileno (C2H2)

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Monóxido de carbono (CO) El monóxido de carbono se forma por la combustión del carbono en presencia de una cantidad limitada de oxígeno a altas temperaturas (1000 ºC):

2 C (s) + O2 (g)  2 CO (g)

Oxidos y oxiácidos del carbono

El monóxido de carbono es isoeletrónico con la molécula de nitrógeno:

:C O:

Dióxido de carbono (CO2)

:O

C

O:

El dióxido de carbono se forma: •por la combustión completa del carbono o hidrocarburos •por reacción del CO con el oxígeno del aire:

Ácido carbónico (H2CO3) El ácido carbónico nunca se ha obtenido en estado puro. Las soluciones de dióxido de carbono en agua consisten principalmente en moléculas de CO2 disueltas (menos del 1% está en forma de moléculas de H2CO3).

2 CO (s) + O2 (g)  2 CO2 (g) •por reacción de los carbonatos o carbonatos ácidos con ácidos: CaCO3 (s) + 2 H+ (ac)  Ca2+ (ac) + CO2(g) + H2O(l)

CO2(g) + H2O(l) H2CO3 (ac)

H2CO3 (ac)

HCO3- (ac) + H+ (ac)

•por calentamiento de carbonatos: CaCO3 (s)  OCa (s) + CO2(g)

Silicio

HCO3- (ac)

CO32- (ac) + H+ (ac)

Silicatos

El silicio se presenta en la naturaleza en forma de silicatos y también como sílice (dióxido de silicio, SO2).

Cuarzo

Cuarcita

Cristobalita

Tres formas comunes de sílice

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Silicatos El vidrio es un producto de fusión de materiales inorgánicos ópticamente transparente que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar.

•El número de silicatos naturales ronda el millar. •Las diferencias entre los diversos silicatos provienen del número de cargas negativas en cada tetraedro del número de átomos de O en los vértices enlazados con otros tetraedros y de la manera en que las cadenas y capas de tetraedros se colocan unas con respecto a otras.

Está formado por una mezcla fundida de dióxido de silicio (SiO2), con compuestos como óxido de sodio, oxido de boro y óxidos de metales de transición.

• Se pueden mencionar: asbestos, mica, talco, feldespatos, granito, etc. •Siliconas: Polímeros sintéticos.

Compuestos del estaño y plomo

Poder oxidante del óxido de plomo

•Debido a que el Sn y Pb tienen configuraciones ns 2 np2 en los niveles de valencia, se observan dos estados de oxidación: +4 y +2 (especies con par inerte).

El dióxido de plomo es un agente oxidante fuerte:

•El estado +4 pierde importancia y el estado +2 se hace más importante a los largo de la serie: Ge, Sn, Pb.

2 e- + 4 H+ (ac) + PbO2(g)  Pb2+ (ac) + 2 H2O E° = + 1,46 V

•El Sn2+ y Pb2+ son las únicas especies catiónicas del grupo que existen en agua.

Propiedades químicas

Carácter ácido del estaño y el plomo

Sn(H2O)62+ + H2O

Sn(H2O)5(OH)+ + H3O+

Reactivo

Reacción con el elemento (E) del grupo 14

Hidrógeno

C (s) + 2 H2 (g) — CH4 (g) y otros hidrocarburos

Oxígeno

E (s) + O2 (g) — EO2 (s), E = C, Si, Ge, Sn 2 Pb(s) + O2 (g) — 2 PbO (s)

Halógeno (X2)

E (s) + 2 X2 (g, l, s) — EX4 (s, l, g), E = C, Si, Ge, Sn Pb (s) + X2 (g, l, s) — PbX2 (s)

Agua

C (s) + H2O (g) — CO (g) + H2 (g) Si (s) + 2 H2O (l) — SiO2 (s) + 2 H2 (g)

Ácido

E (s) + 2 H3O+ (ac) — E2+ (ac) + 2 H2O (l) + 2 H2 (g), E = Sn, Pb

Base

E (s) + 2 H2O (l) + 2 OH- (ac) — E(OH)42- (ac) + 2 H2 (g), E = Sn, Pb

Ka = 3 x 10-4

Pb(H2O)62+ + H2O

Pb(H2O)5(OH)+ + H3O+ Ka = 2 x 10-8

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Bibliografía • Chang R. Química. Ed. Mc Graw Hill. Novena edición. 2007. Capítulos 8, 20 y 21. • Atkins PW, Jones L. Principios de química . 3ra edición. Ed. Panamericana. 2005. Capítulos 1 y 14. • Brown T, LeMay E, Bursten B. Química: La ciencia central. 12ava edición. Ed. Pearson. 2014. Capítulos 7 y 22. Consultas:

- a través del campus virtual - [email protected] (Pablo Evelson)

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