QUÍMICA 2º BACH

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QUÍMICA 2º BACH.
TEMA 8.
QUÍMICA DESCRIPTIVA.
1.- ELEMENTOS ALCALINOS.
Forman el grupo 1 : Li, Na, K, Rb, Cs, (Fr)  ns1
Son muy reactivos, debido a su facilidad para perder 1 electrón. La reactividad
aumenta a medida que descendemos en el grupo.
Reactividad:
a) Con los halógenos para formar haluros:
2 Na + Cl2  2 NaCl
b) Con agua para formar hidróxidos:
2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2
c) Con el oxígeno para formar óxidos o peróxidos:
2 Na + O2  2 Na2O
d) Con el hidrógeno forman hidruros donde aparece el ion H- (hidruro).
2.- ELEMENTOS ALCALINO-TERREOS.
Forman el grupo : Be, Mg, Ca, Sr, Ba y (Ra).
Presentan la misma reactividad (mismas reacciones químicas) que los
alcalinos, aunque su actividad es menor debido a que tienen que perder dos
electrones para estabilizarse (Me 2+). Igualmente, la reactividad aumenta al descender
en el grupo.
3.- ELEMENTOS CARBONOIDEOS.
Forman el grupo: C (no metal), Si, Ge (semimetales), Sn y Pb (metales).
Todos presentan el estado de oxidación + 4 y + 2.
El carbono se encuentra libre en forma de diamante y grafito (estados
alotrópicos). Es componente fundamental de todos los compuestos orgánicos
(Química del carbono). Los principales compuestos inorgánicos que forma son CO,
CO2 y carbonatos (CO3) 2El silicio no se encuentra libre, sino en forma de SiO2 (sílice o dióxido de
silicio) y en forma de silicatos: (SiO3) 2-. Se obtiene a partir de la sílice por reducción:
SiO2 + C  Si + CO2
2
4.- ELEMENTOS NITROGENOIDEOS.
Forman este grupo: N, P (no metales), As (semimetal), Sb y Bi (metales).
El nitrogeno se encuentra libre en la naturaleza en forma de N2, formando
parte del aire, donde representa un 80%, siendo una molécula muy estable debido al
alto orden de enlace (O.E. = 3). Es uno de los elementos can mayor numero de
estados de oxidación (desde – 3 hasta + 5) dando así lugar a la formación de muchos
compuestos con oxígeno e hidrógeno, siendo los más importantes NH3 y HNO3.
También se presenta a la forma de nitratos: (NO3) -.
El fósforo se presenta libre bajo dos formas alotrópicas: fósforo blanco (P4)
inflamable al contacto con el aire e insoluble en agua, muy tóxico y fósforo rojo
(polímero de P4) que es menos reactivo que el anterior, por lo que necesita activación
para arder. Combinado, el fósforo, aparece bajo la forma de óxidos, ácidos (H3PO4) y
fosfatos.
5.-ELEMENTOS ANFÍGENOS.
Forman este grupo O, S, Se (no metales), Te (semimetal) y Po (metal).
El oxígeno es el elemento más abundante de la Tierra (47% de la masa
terrestre y 23% de la masa atmosférica). Se presenta libre bajo dos formas alotrópicas:
oxígeno molecular (O2) y ozono (O3). Reaccionba prácticamente con todos los
elementos formando óxidos (básicos con los metales y ácidos con los no metales), se
encuentra también presente en hidróxidos, oxoácidos, oxisales neutras y ácidas,
compuestos orgánicos oxigenados...
El azufre se presenta en forma elemental (S8) en estado sólido y bajo
diferentes formas alotrópicas. Reacciona con metales formando sulfuros, con el
oxigeno forma óxidos, ácidos (H2SO4) y sulfatos (SO4) 26.- ELEMENTOS HALÓGENOS.
Forman este grupo: F, Cl, Br, I y At.
Son elementos muy reactivos dada su configuración ns2 np1, por lo que
necesitan ganar un solo electrón para estabilizarse. El fluor presenta siempre el
estado de oxidación – 1, el resto de elementos presentan – 1, +1,+3,+5 y +7.
Reactividad:
a) Reaccionan con metales para formar haluros:
Cu + Cl2  CuCl2
b) Con el hidrógeno formas haluros de hidrógenos (hidrácidos en
disolución):
H2 + F2  2 HF
Cuyo carácter ácido varía: HI  HBr  HCl  HF
c) Con el oxígeno forman (Cl, Br y I) oxidos de carácter ácido, que dan
lugar a los oxácidos correspondientes.
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7.- AMONIACO.
7.1.- Estructura molecular.
Hibridación sp3 en el átomo de nitrógeno central.
Molécula piramidal, ángulo de enlace 107º
Molécula polar
7.2.- Propiedades físicas.
Gas en condiciones normales.
Muy soluble en agua (puentes de hidrógeno).
Buen disolvente de compuestos polares, en estado líquido.
7.3.- Propiedades químicas.
Carácter básico débil:
NH3 + H2O  (NH4)+ + (OH)Kb = 1´8.10-5
Reacción de autodisociación:
NH3 + NH3  (NH4)+ + (NH2)Reacción con metales:
NH3 + Na  NaNH2 + ½ H2
7.4.- Métodos de obtención.

Síntesis de Haber
N2 + 3H2  2NH3

2NH4Cl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2H2O + NH3

Método de la cianamida: CaCN2 + 3H2O  CaCO3 + 2NH3
8.- ACIDO NÍTRICO.8.1.- Estructura molecular.
Al perder el protón, en el ion nitrato se produce resonancia, lo que lo
hace mucho más estable y explica la fortaleza del ácido nítrico.
8.2.- Propiedades físicas.
En condiciones normales es un líquido incoloro.
Punto de fusión = -41´5ºC, punto de ebullición = 83ºC.
Soluble en agua en todas las proporciones.
Se descompone por la acción de la luz:
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4HNO3 + luz  2H2O + O2 + 4NO2.
8.3.- Propiedades químicas.

Carácter redox: se comporta como oxidante en los siguientes casos:
a) Metales poco activos y concentrado:
Ag + 2HNO3  AgNO3 + H2O + NO2
b) Metales poco activos y diluido:
3Ag + 4HNO3  3AgNO3 + 2H2O + NO
c) Metales activos y diluido:
4 Zn + 10HNO3  4Zn(NO3)2 + 5H2O + N2O
d) Metales activos y muy diluido:
5Zn + 12HNO3  5Zn(NO3)2 + 6H2O + N2
e) Con no metales:
S + 6HNO3  H2SO4 + 2H2O + 6NO2.

Carácter ácido-base:
Se comporta como un ácido fuerte, aumentando su
carácter con la dilución. Reacciona con óxidos e hidróxidos para dar
nitratos:
2HNO3 + Ca(OH)2  Ca(NO3)2 + 2H2O
8.4.- Métodos de obtención.

A partir de nitrato sódico:
H2SO4 + NaNO3  NaHSO4 + HNO3

A partir de amoníaco ( método de Otswald ).
4NH3 + 5 O2  4NO + 6H2O
2NO + O2  2NO2
2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2
9.-ACIDO SULFÚRICO.
9.1.- Estructura molecular.
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9.2.- Propiedades físicas.En condiciones normales es un líquido, incoloro y muy denso (vitriolo). La
presencia de color indica impurezas.
Muy soluble en agua en todas las proporciones.
9.3.- Propiedades químicas.
Carácter ácido: es un ácido muy fuerte en su primera disociación y débil
en la segunda:
H2SO4 + H2O

(HSO4) - + (H3O) +
(HSO4) - + H2O  (SO4) 2- + (H3O) +
Reacciona con óxidos, hidróxidos y carbonatos
H2SO4 + CaO
 CaSO4
+
H2O
H2SO4 + Mg(OH)2  MgSO4 + H2O
H2SO4 + Na2CO3  NaHSO4 + CO2 + H2O
Forma dos tipos de sales: sulfatos e hidrogenosulfatos.
Desplaza a otros ácidos más débiles de sus sales.

Carácter redox: Al tener el máximo estado de oxidación posible actúa
siempre como oxidante, tanto con metales como con no metales:
Cu + 2H2SO4  CuSO4 + SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4  2H2O + 2SO2 + CO2

Como agente deshidratante presenta gran avidez por el agua formando
complejos de forma:
H2SO4.nH2O
9.4.- Métodos de obtención.

Método de contacto:
S + O2  SO2
2SO2 + O2  2SO3
SO3 + H2SO4  H2S2O7
H2S2O7 + H2O  2H2SO4
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
Método de las cámaras de plomo:
4FeS2 + 11 O2  2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 + NO + NO2 + H2O  2NO(HSO4)
2NO(HSO4) + H2O  2H2SO4 + NO + NO2