TEMA 1: HIDRÓGENO ESTADO NATURAL

TEMA 1: HIDRÓGENO
ESTADO NATURAL
Poco abundante. En el Universo, especie dominante. En la atmósfera en estado libre y combinado. En la
corteza terrestre como agua y en minerales.
Principal elemento de la vida por intervenir en la fusión nuclear en el Sol y formar parte del agua y de
moléculas orgánicas
ISÓTOPOS
Deuterio y Triptio. La diferencia existente en la masa atómica influye sobre las propiedades físicas.
Propiedades químicas parecidas. Diferencias en velocidades de reacción y en constantes de equilibrio de las
reacciones.
El tritio se forma en lasa capas altas de la atmósfera debido a las reacciones nucleares inducidas por rayos
cósmicos. Se prepara según . Utilizado como trazador por su débil radiactividad, rápida eliminación y no se
concentra en órganos vulnerables.
PROPIEDADES FÍSICAS
El hidrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. Poco soluble.
Prop. dependientes de las fuerzas intermoleculares: bajos PF, PE y calores de cambio de estado
Prop. dependientes de la masa nuclear
• Densidad: Como M es pequeña, d es baja
• Velocidad de difusión: como M es pequeña, la velocidad es máxima.
Prop. dependientes del spin nuclear: dos formas isoméricas El equilibrio depende de la temperatura.
• o−hidrógeno: espines paralelos y mayor contenido energético. Se obtiene a partir del p−H2 usando
catalizadores.
• p−hidrógeno: espines antiparalelos y mayor estabilidad. Se prepara pasando hidrógeno normal por un
tuvo con carbón vegetal a la temperatura del nitrógeno líquido.
PROPIEDADES QUÍMICAS
• Pérdida de un e− de valencia: EI elevada por el pequeño tamaño, puede ser compensado con la
energía de formación de una sustancia química.
• Ganancia de un e− : La AE y la energía de formación de un enlace puede vencer la EI de elementos
electropositivos.
• Compartición de e−: Unión homopolar o heteropolar. La molécula de H2 es muy estable y muy difícil
su disociación, reactividad moderada.
Reacciones del hidrógeno con los elementos químicos:
• Con bloque p: hidruros volátiles
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• Con bloque s: hidruros salinos
• Con metales de transición: hidruros metálicos
• Con Be, Al, Ga, Sn, Pb: hidruros covalentes
• Con Cu, Zn, Cd: hidruros intermedios
Reacciones del hidrógeno con los compuestos químicos:
En fase gaseosa: − Reducción de óxidos metálicos
− Reducción del monóxido de carbono metanal, metanol....
− Hidrogenación de hidrocarburos insaturados y grasas vegetales.
La mezcla CO + H2: GAS DE SÍNTESIS, preparado a partir de carbón mineral. Se puede usar en síntesis
orgánica, como combustible gaseoso o en reacciones catalizadas (Fischer−Tropsh) para la producción de
gasolinas.
En medio acuoso: − Como oxidante (H+) Reacción con el Zn en una celda galvánica. Conforme transcurre el
tiempo, va disminuyendo la velocidad de desprendimiento de H2 porque el Zn se ha polarizado (pasivado). Se
puede evitar:
• Sacando la barra de Zn y limpiándola
• Uniendo la barra de Zn polarizado a un hilo de Pt
• Utilizando Zn comercial que contiene Cu
− Como reductor (H2): reducción del ion MnO4−
METODOS DE PREPARACIÓN
Métodos Industriales:
• Reacción de hidrocarburos o carbón con vapor de agua. (Exot). La separación es por enfriamiento o
por absorción en una aleación de Ag−Pd. Se puede usar otro gas o carbon.
• Electrolisis del agua: Se obtiene hidrógeno de elevada pureza.
♦ En medio ácido
♦ En medio alcalino:
♦ Electrolisis del NaCl:
• Descomposición térmica del agua: proceso endotérmico si es directa . Si es indirecta, el proceso
consta de cuatro etapas:
♦ (750ºC)
♦ (100ºC)
♦ (25ºC)
♦ (500ºC)
• Destilación de la hulla: se separa por enfriamiento de los demás gases (CO, N2, CH4..)
Métodos de laboratorio
• Por electrolisis
• Reducción del ion H+: − Agua + metal = hidróxido u óxido + H2. Se interrumpen por formación de
un compuesto insoluble o por pasivado del metal.
− Acido + metal = sal + H2.
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• Oxidación del ion H−: − Hidruro salino + agua = hidróxido + H2
Métodos de preparación del hidrógeno atómico.
• Excitación en caliente: con el soplete de Langmuir
• Excitación en frío: efectuando una descarga eléctrica en un tubo que contiene H2. Mucha pureza
• Excitación a bajas P y T: el Hs se somete a irradiación
APLICACIONES
• Reducción de óxidos metálicos en metalurgia
• Síntesis química: Producción de amoniaco por el procedimiento de Haber
Fabricación de metanol para combustible
Fabricación de HCl de elevada pureza
• Hidrogenación de compuestos orgánicos insaturados: aceites vegetales para margarinas comestibles o
hidrocarburos insaturados para aceites lubricantes.
• Producción de elevadas temperaturas: Soplete oxhídrico (2000ºC)
Soplete de hidrógeno atómico (Langmuir) 4000ºC)
• Como combustible: almacenado usando una aleación metálica. Tiene como ventajas una mayor
liberación de energía por unidad de peso de combustible y la ausencia de las emisiones de gases
contaminantes. Hay problemas con su producción y almacenamiento.
• Preparación de hidruros metálicos
• Industria de colorantes y textil.
TEMA 2: GASES NOBLES
PROPIEDADES FÍSICAS
Monoatómicos, fuerzas de dispersión de London (VDW), que aumentan con el tamaño. Difícil licuación.
Estructura CCC.
Al licuar el helio, según P y T aparece He−I (propiedades de los líquidos) y He−II (viscosidad muy baja,
conductividad térmica elevada y capacidad de fluir hacia arriba).
PROPIEDADES QUÍMICAS
Baja reactividad química y estabilidad extraordinaria por tener una capa electrónica externa completa.
• Formación de enlaces covalentes: promoción de un e− (E. de Promoción elevada)
• Formación de enlaces iónicos: EI y AE muy desfavorables
Química del Xenón:
• XeF4: estable y definido. Sólido a T ambiente. Con agua forma XeO3 que es explosivo. excelente
agente fluorante/oxidante.
• XeF2 y XeF6: sólidos que reaccionan vigorosamente con el agua. Agentes oxidantes y agentes
flourantes.
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• XeO3: excelente oxidante. En disolución acuosa: ACIDO XENICO, que se oxida con ozono a
perxenatos
Química del Kriptón: KrF2: preparado por descarga eléctrica. Solido cristalino. Molécula linela. Agente
fluorante activo.
Química del Radón: RnF2 formado espontáneamente.
METODOS DE PREPARACIÓN
He: a partir del gas natural. Separación por trampas frías o tamices moleculares (bajo PE y pequeño tamaño)
Se usa carbón activado para eliminar impurezas.
Ne, Ar, Kr, Xe: licuación del aire, destilación fraccionada y separación con tamices molecualres
Rn: producto de desintegración del Ra
APLICACIONES
He:
• Creación de atmósfera inerte para soltad metales y para preparar elementos con elevado grado de
pureza.
• Creación de atmósfera artificial para buzos.
• Tratamiento de enfermos asmáticos
• Criogenia
• Fluido refrigerante en reactores nucleares
• Fabricación de termómetros de gases a bajas temperaturas
• Gas portador en cromatografía
• Fluido picnómetrico
• Gas para globos sondas y dispositivos aeronáuticos
Ar:
• Creación de atmósferas inertes
Rn:
• Se emplea en medicina (emisor )
Otra aplicación de los gases nobles es en diversas fuentes de luz y en laceres. Se efectúa una descarga
eléctrica en el gas, que ioniza algunos átomos, promocionando tanto los iones como los átomos neutros a
estados excitados que emiten luz al volver a estados de menor energía.
Contaminación por Radón
El radón gas se inspira y espira continuamente, no permanece en contado con los tejidos del tracto respiratorio
el tiempo suficiente para causar daño. Sin embargo el Pb y otros productos radiactivos de su desintegración no
son gases y se adhieren a la superficie de los pulmones y del tracto respiratorio, originando mutaciones sobre
el DNA y actuando como cancerígenos.
TEMA 3: HALÓGENOS
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ESTADO NATURAL
Fluor: fluorita (CaF2) , apatito (Ca5(PO4)3F y criolita (Na3AlF6)
Cloro: depósitos de NaCl
Bromo: como ion Br− en sales
Yodo: en pequeñas cantidades en la corteza terrestre, agua de mar, agua superficial y cuerpo humano.
Astato: elemento radiactivo. Desintegración del U
ESTRUCTURA MOLECULAR
Forman moléculas diatómicas. Con orden de enlace = 1. Moléculas diamagnéticas
PROPIEDADES FÍSICAS
Del flúor al yodo, aumenta el tamaño molecular por lo que también lo hacen las fuerzas intermoleculares,
mayores PF, PE, AH y d.
A T ambiente, fluor y cloro, gases; bromo líquido y yodo y astato, sólidos.
COLOR Y SOLUBILIDAD
Color: se explica según transiciones electrónicas entre los orbitales llenos de más alta energía y el siguiente
orbital molecular vacío, las cuales caen dentro de la zona visible del espectro.
Solubilidad: no presentan momento dipolar permanente, por lo que seran poco solubles en disoluciones
acuosas. El yodo es más soluble en disolvente no polares.
PROPIEDADES QUÍMICAS
El pequeño tamaño hace que disminuya la superposición de los orbitales de enlace y aumente la repulsión
entre los orbitales de no enlace. Disminuye la H(dis)
Reactividad del fluor.
La gran reactividad del fluor es consecuencia de su pequeña H(dis) y la gran fortaleza de los enlaces que
forma con otros elementos. El Ni se pasiva en contacto con el fluor. Es el halógeno más oxidante. El potencial
de reducción es mas alto debido a la pequeña entalpía de enlace y por la hidratación muy exotérmica del
pequeño ion F−. El fluor forma compuestos en los que gana un e−, comparte un e− (enlace covalente sencillo)
o actúa como base de Lewis con participación de los pares de e− no compartidos.
Reacciones de los halógenos
En fase gaseosa: el fluor reacciona con gases nobles, metales y no metales. Los demás no reaccionan con los
gases nobles.
En medio acuoso: al bajar en el grupo disminuye el poder occidente del halógeno a la vez que aumenta el
poder reductor del haluro.
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• Carácter oxidante
♦ Frente al hidrógeno: todos los halógenos oxidan el H2.
♦ Frente al agua: depende del PH
♦ Frente a otros halógenos: oxidan a los que están por debajo
♦ Frente a otras especies químicas: oxidan al Fe. El MnO4− oxida al Cl− a Cl2
• Carácter reductor
♦ En medio ácido
METODOS DE PREPARACIÓN
Preparación del fluor.
Electrolisis de una disolución de KF en HF (liq) empleando una cuba electrolítica. Fuente principal CaF2, que
se trata con H2SO4 y se destila.
Preparación del cloro
Industrialmente por electrolisis de disoluciones acuosas de NaCl (para la fabricación del NaOH) o NaCl en
estado fundido (para obtención de sodio)
Método de Deacon: oxidación catalizada de HCl por O2
En el laboratorio: reacción entre HCl y MnO2.
Preparación del bromo
A partir del Br− del agua del mar por oxidación con Cl2. El Br2 se concentra por arrastre con una corriente de
aire, se purifica por absorción en Na2CO3, se acidifica y destila.
Preparación del yodo
−
−
Preparación del astato
Bombardeo de Bi con partículas de elevada energía
APLICACIONES
Fluor:
• Reactivo en síntesis química
• Como ión F− en aguas potables y cremas dentífricas ya que previene la destrucción del esmalte
dental.
• Fabricación del freón CF2Cl2, liquido de alto calor de vaporización para frigoríficos
• Fabricación de teflón, resistente al calor y a los agentes químicos
• Conservación de la madera e insecticidas
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• Combustible de cohetes
Cloro
• Cloración de compuestos orgánicos
• Agente de blanqueo y decolorante. En presencia de humedad forma HOCl que es muy oxidante.
• Agente desinfectante de aguas
• Preparación de compuestos inorgánicos.
• Recuperación del Sn de la hojalata de hierro
• Fabricación de colorantes y productos de droguería
• Fabricación de gases tóxicos y extinción de fuegos
Es tóxico, afecta a las vías respiratorias rápidamente.
Bromo
• Fabricación de colorantes, productos de droguería y gases lacrimógenos
• Preparación de sedantes.
• Fabricación de insecticidas y aditivos de las gasolinas
• Fotografía: El AgBr es un compuesto sensible a la lux. La fotografía en blanco y negro depende de su
capacidad para absorber luz visible y formar átomos de Br y Ag
Yodo
• Síntesis de derivados organoiodados
• Propiedades antisépticas y agente coagulante de la sangre. Acción irritante sobre la piel. En
cantidades elevadas es tóxico
• Determinaciones analíticas y preparación de compuestos orgánicos e inorgánicos.
• Fotografía (AgI)
• Fabricación de colorantes
TEMA 4: OXIGENO
ESTADO NATURAL
Elemento químico mas abundante en la corteza terrestre. Casi todos los elementos forman óxidos. Se origina
casi por completo en la fotosíntesis.
ISÓTOPOS
Tres isótopos estable: 16O, 17O y 18O. El enriquecimiento artificial puede conseguirse por procesos físicos y
químicos.
ESTRUCTURA MOLECULAR
Orden de enlace 2. Paramagnético (el O2 diamagnético está a 92 kJ/mol por encima)
PROPIEDADES FÍSICAS
A T ambiente es un gas incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido es azul claro y sólido azul pálido. Poco
soluble en agua pero lo suficiente para la vida acuática. En disolvente orgánicos muy soluble.
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PROPIEDADES QUÍMICAS
El oxígeno pude intervenir en reacciones químicas como:
• Como oxígeno atómico (O): requiere la disociación previa de O2 que es muy estable. Se puede
conseguir mediante descarga eléctrica o irradiando con radiaciones de 1900 Å.
La recombinación de O atómico es catalizada por superficies que absorben la energía producida. Como
oxígeno atómico puede :
♦ Ceder uno o más e− para formar un ión positivo. EI elevado.
♦ Tomar uno o mas e− para formar un ion negativo. AE baja. Toma 2 e− para alcanzar la
configuración de gas noble. La mayor parte de los óxidos metálicos son iónicos. El ión O2−
es una base fuerte de Brönsted por lo que da carácter básico al medio al reaccionar con el
agua.
♦ Compartir electrones, formando el ión subperóxido (O2−) que es paramagnético y el ión
peróxido (O22−) que es diamagnético.
• Como oxígeno molecular (O2).
Reacciones del oxígeno
Reacciones exotérmicas. Velocidad de reacción baja por la elevada energía de enlace.
• Reacciones directas: con todos los elementos excepto halógenos, nitrógeno y gases nobles. Con el
carbón produce combustión espontánea. La afinidad de los elementos químicos con el oxígeno es
inversa a su electronegatividad. El oxígeno atómico es más reactivo.
• Reacciones en medio acuoso: Es oxidante. Su poder depende del medio, a mayor pH, menor carácter
oxidante.
METODOS DE PREPARACIÓN
Métodos industriales:
• Destilación fraccionada del aire líquido. Como el N2 es más volátil que el O2 se produce el
enriquecimieto del vapor en N2 y del líquido en O2.
• Electrolisis del agua: en medio ácido requiere la aplicación de una ddp superior a 1,229V
Métodos de laboratorio:
• Descomposición térmica de óxidos, peróxidos y oxisales.
APLICACIONES
• Producción de hierro y acero. El oxigeno reacciona exotérmicamente con el carbón de coque para dar
CO con liberación de calor, que es necesario para la reducción de los óxidos de hierro por el CO. Se
usa oxígeno puro para no malgastar calor en calentar el nitrógeno.
• Sopletes: O2 + C2H2 (construcción) O2 + H2 (para cortar y soldar metales) y O2 + metano (para el
soplado de vidrio). La temperatura que puede alcanzar va de mayor a menor.
• Industria química: producción de TiO2, preparación de óxidos de etileno, gas de síntesis... oxidación
del NH3 en la fabricación del HNO3
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• Creación de atmósfera artificial en hospitales, submarinos y aviones.
• En cohetes junto a combustibles especiales
OZONO
Estado natural
Se encuentra en la estratosfera en concentración baja y absorbe gran cantidad de peligrosas radiaciones solares
ultravioletas.
Formación: Transformación:
El efecto de estos procesos es: la absorción de radiaciones ultravioletas y que no haya un cambio de la
concentración de O3 estratosférico. La pérdida de O3 se debe a la presencia en el medio de
clorofluorocarbonos (CFC) y compuestos de organohalogenados.
En las capas bajas de la atmósfera se forma O3 durante las tormentas pero reacciona fácil y rápidamente.
Estructura molecular
Es angular. Hay dos enlaces formados mediante híbridos sp2. Los orbitales híbridos que no participan en los
enlaces están ocupados por pares de electrones no compartidos: un par en el oxígeno del vértice y dos pares en
cada oxígeno terminal. Los orbitales pz de cada átomo perpendiculares al plano de la molécula, forman tres
orbitales moleculares de simetría : uno enlazante, otro no enlazante y un tercero, anti enlazante. El orbital
enlazante deslocalizado de tres centros estaría ocupado por un par de electrones. El par de electrones restante
ocuparían un orbital molecular no enlazante.
Propiedades físicas
A T ambiente, gas de color azul pálido, olor irritante y sabor picante, debido a su poder oxidante ataca a las
mucosas. El líquido es añil y el sólido negro azulado. Poco soluble en agua y más soluble en disolventes
orgánicos. Limitada miscibilidad con O2.
Propiedades químicas
Más reactivo que el O2. Oxidante más poderoso independientemente del pH
Métodos de preparación
Partiendo de O2. Reacción endotérmica a la que se suministra energía por radiación ultravioleta o descarga
eléctrica. El aparato productor de ozono consta de dos tubos concéntricos de vidrio recubiertos de hoja de
estaño y conectadas a un carrete de inducción. La proporción relativa de O, O2 y O3 depende de la
temperatura
Se puede obtener también a partir de H2SO4 por electrolisis o reacción con BaO2 o KMnO4.
Aplicaciones
• Como sustituto de Cl2 para el tratamiento del agua. Tiene como ventaja que no reacciona con
hidrocarburo para dar productos clorados (agentes cancerígenos) y evita el sabor y olor a cloro del
agua. La desventaja es el coste
• Como blanqueante o decolorante y como conservante
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OXIGENO ATOMICO
Oxidante muy fuerte. Muy reactivo y con gran importancia en las reacciones químicas que tienen lugar en las
capas superiores de la atmósfera. Muchas de estas reacciones son explosivas y luminiscentes.
Se separa por fotolisis de O2, N2O, NO2, O3 o CO2. También efectuando una descarga en el seno de una
mezcla gaseosa de O2 y Ar.
TEMA 5: ELEMENTOS DEL GRUPO DEL AZUFRE
ESTADO NATURAL
Azufre: como azufre elemental en regiones volcánicas. Como S y H2S en combustibles fósiles y en aguas
naturales. Como S2− y SO42− en minerales (Pirita −FeS2−, Cinabrio −HgS−, Galena −PbS...) Como SO2 en
erupciones volcánicas, procesos industriales y combustión de fósiles
Selenio y Teluro: como impurezas en minerales de sulfuro metálico
Polonio: minerales de U y Th como producto de descomposición radiactiva.
ALOTROPIA
Forman moléculas más grandes o polímeros, siendo sólidos a T ambiente.
Azufre
Alotropía variable y compleja. Tendencia a la formación de cadenas. Enlace S−S variable y flexible. La
estabilidad térmica depende de el estado, del tipo de especie, de P y T.
Azufre sólido: anillos de 6−20 átomos o cadenas
• Ciclooctazufre (S8) forma más frecuente
♦ Azufre ortorrómbico: S. Es el azufre comercial. Grandes cristales amarillos. Insoluble en
agua y poco soluble en alcohol y eter. Soluble en aceites y sulfuro de carbono. Aislante
eléctrico y térmico.
♦ Azufre monoclínico S. Cristaliza del azufre fundido. Lenta conversión al S. Menor
densidad, mayor desorden. Soluble en CS2.
♦ Azufre monoclínico S: se transforma en S y/o S. Anillos en corona. Empaquetamiento
mejor. Mayor densidad
• Ciclohexaazufre (S6) azufre romboédrico (S). Se prepara por reacción en éter entre S2Cl2 y H2SO4.
Descompone rápido. Más reactivo que el S8 por la tensión del anillo.
Azufre líquido
• A 113ºC el S(l) es amarillo claro, transparente, móvil y menos viscoso que el agua. Contiene
principalmente ciclooctaazufre.
• A 160−170ºC líquido marrón rojizo y viscosidad elevada.
• A 159ºC los anillos se van abriendo y polimerizando.
S fibroso (plástico) se obtiene por enfriamiento brusco del S(l). Está formado por cadenas helicoidales. Es
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metaestable e insoluble en CS2
Azufre en fase de vapor
Contiene especies Sn (menor n a mayor T y menor P). A 600ºC se forma S2, gas azul y para magnético. A
2200ºC y bajas presiones, hay átomos de azufre en estado libre.
Selenio
• Se (s): anillos y cadenas
♦ Se (negro) es el comercial. Anillos poliméricos de gran tamaño.
♦ Se (rojo): Se8. Tres formas alotrópicas (Se, Se y Se). Todas monoclínicas y diferenciadas
por el empaquetamiento de los anillos en el cristal. A T ambiente pasa a Se (gris)
♦ Se (gris) Se metálico. Cadenas helicoidales poliméricas. Alótropo mas estable.
• Se (l): sólo hay moléculas de Se8.
• Se (vapor): formado por moléculas de Se2 dímeras.
Teluro alótropo más estable el Te (gris) o Te (metálico) isomórfico con el Se(gris)
Polonio: cúbica a mas de 100 ºC y romboédrica a menos de 100ºC
PROPIEDADES QUÍMICAS
Posibilidad de reacción: cesión, adquisición o compartición de electrones. Aumento del carácter metálico al
aumentar el peso atómico.
Reaccionan directamente con H2, O2, halógenos y numerosos metales. La tendencia a la reacción disminuye
del S al Po. En medio acuoso, el poder oxidante disminuye regularmente de S a Po. Cuando actúan como
reductores, la reacción de oxidación es lenta.
Diferencias entre el oxígeno y los elementos del grupo del azufre
El oxígeno es más electronegativo, por lo que sus compuestos son más iónicos. En compuestos de azufre los
enlaces de hidrógeno son débiles. El grupo del azufre puede utilizar orbitales d y el oxígeno no tiene estados
de valencia elevados y tiene un número de coordinación más limitado.
METODOS DE PREPARACIÓN
Azufre
• Método Calcaroni: se parte de roca sulfurosa, se extrae y se separa el azufre por fusión.
• Método de Frasch: tres tubos concéntricos en la roca. Se introduce vapor de agua, el auzfre se funde.
Se introduce aire a presión y el azufre fundido emerge al exterior y se deja solidificar. Se obtiene
azufre muy puro.
• Método de Claus: H2S concentrado y oxidado catalíticamente con oxígeno
• A partir de SO2:
Selenio y Teluro.
Se encuentran como menas sulforadas. Se obtienen de los barros rojos que se recogen en el fondo de las
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cámaras de plomo. Se y Se se separan de los barros anódico que resultan en la purificación electrolítica del Cu
Polonio
Bombardeando Bi con neutrones en reactores nucleares. Se separa por sublimación o por procedimientos
químicos.
APLICACIONES
Azufre:
• Producción de H2SO4
• Vulcanización del caucho y producción de rayón de celulosa, insecticidas, productos farmacéuticos y
químicos.
• Baterías de sodio−azufre para vehículos eléctricos. Son ligeras, eficaces y recargables. Consta de un
ánodo interno de Na(l) y un cátodo externo de S(l). con un electrolito sólido de −Al2O3. Ventajas:
peso ligero, alta capacidad energética y larga duración. Inconvenientes: necesidad de recargarla
frecuentemente.
Selenio:
• Decoloración de vidrios o vidrios rosados
• Producción de acero inoxidable
• Fabricación de gomas naturales y sintéticas
• Industria farmacéutica
Teluro
• Producción de metales y aleaciones.
El Se (gris) y el Te son semiconductores fotosensibles. Su conductividad térmica aumenta con la intensidad de
la iluminación.
• Fotocélulas
• Células solares
• Xerografía: basada en la sensibilidad a la luz que presentan películas delgadas de Se. Se ilumina el
documento con una lámpara de alta intensidad, sobre una película de Se amorfo soportada sobre un
sustrato de Al, para formar la imagen. Para desarrollar la imagen se añade un toner que se adhiere sólo
a las zonas oscuras. El papel se calienta para fundir el toner
Polonio:
• Producción de neutrones y como fuente de calor en satélites espaciales.
TEMA 6: NITROGENO
ABUNDANCIA
Principal componente de la atmósfera. También forma parte de fertilizantes, proteínas, explosivos... En la
corteza terrestre se encuentra como ión NH4+ en minerales en lugar de iones alcalinos. Los óxidos de
nitrógeno se originan en procesos naturales. El nitrógeno es muy importante para la vida.
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CICLO NATURAL
• Asimilación biológica del nitrógeno atmosférico por las plantas leguminosas. Catalizado por la enzima
nitrogenasa.
• Amonificación. Transformación de los desechos de animales y plantas en forma de aminoácidos, por parte
del oxígeno atmosférico, en NH4+
• Oxidación del NH4+ a NO3− por bacterias nitrificantes
• Transformación del ión NO3− a N2O por bacterias desnitrificantes.
• Difusión del N2O hacia la atmósfera donde se transforma lentamente de óxidos superiores
ISOTOPOS
El nitrógeno natural está formado por dos isótopos, 147N y 157N
ESTRUCTURA MOLECULAR
Orden de enlace 3. Molécula diamagnética
PROPIEDADES FISICAS
Gas incoloro e inodoro. En estado sólido presenta dos formas cristalinas, N2 (, cúbica) y N2 (, hexagonal).
Se ínterconvierten a 34,51K
PROPIEDADES QUÍMICAS
Molécula muy estable. Para disociarlo en N atómico (nitrógeno activo) se efectúa una descarga eléctrica de
alta frecuencia.
Posibilidades de reacción:
• Pérdida de 5e−. EI muy alto
• Pérdida de 3e−
• Captura de 3−, formando nitruros
• Compartición de e−. Uniones simples o múltiples.
• Compartición con pérdida de e−. (NH4+)
• Compartición de e− sin alcanzar la configuración electrónica del neón
Reacciones químicas del Nitrógeno
El N2 es muy estable por la gran fortaleza del enlace, por la elevada energía que existe entre los últimos OM
ocupados y los OM más bajos desocupados, por la distribución tan simétrica de su nube de carga y por la
ausencia de polaridad en el enlace.
La reactividad depende de T.
Nitrógeno Activo
Particularmente reactivo. Se prepara efectuando una descarga eléctrica en una atmósfera de N2. Al
recombinarse hay fosforescencia amarilla−oro.
El N atómico posee tres electrones desapareados en orbitales 2p, y al recombinarse dos átomos se forma N2*
excitado, conocido como estado quinteto, con cuatro electrones desapareados, habiendo sólo un enlace. La
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transformación de N2* en N2 tiene lugar muy lentamente con emisión de energía.
METODOS DE PREPARACIÓN
Métodos Industriales: Licuación y destilación fraccionada del aire. El O2 disuelto en el N2 puede eliminarse
por vía seca o vía húmeda.
Vía Seca
• Añadiendo H2 y haciendo pasar la mezcla de gases por un catalizador de Pt
• Haciendo pasar el gas sobre Cu
• Haciendo pasar el gas sobre carbón
Vía Húmeda: El gas se hace burbujear en una disolución acuosa de FeCl2 o CuCl
Métodos de laboratorio
Descomposición térmica del nitrito sódico. El nitrógeno puro se puede obtener por descomposición térmica de
la azida de sodio.
La separación de O2 y N2 a temperatura ambiente se basa en el empleo de membranas más permeables al O2
que al N2
APLICACIONES
• Creación de atmósferas inertes en el tratamiento de metales, refino de petróleo y tratamiento de
productos alimentarios
• Líquido criogénico y refrigerante
• Síntesis de nitruros iónicos.
• Obtención de productos químicos de gran interés industrial (NH3, HNO3, CaCN2)
La cianamida cálcica se emplea como fertilizante nitrogenado y como reactivo en la preparación de sustancias
orgánicas.
TEMA 7: ELEMENTOS DEL GRUPO DEL FOSFORO
ESTADO NATURAL
Fósforo: En la corteza terrestre como fosfato PO43−. Es uno de los principales elementos para la vida,
constituyente del ADN, ATP y otras molécula biológicas. Baja solubilidad en agua.
Arsénico: Se encuentra como arsenopirita (FeAs), minerales de fósforo y en el agua natural.
Antimonio: como sulfuro, combinado con otros elementos calcófilos y en los océanos.
Bismuto: como óxido y como sulfuro.
ALOTROPIA
Fósforo
En estado sólido:
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• Fósforo blanco: molécula tetraatómica. Tetraedro regular. Dos formas cristalinas en equilibrio − P4
(cúbica) y −P4 (hexagonal). Es el más común. Sólido blanco de aspecto céreo. Forma más volátil y
de menos estabilidad termodinámica. Arde espontáneamente al aire y libera energía como luz y calor,
siendo una especie química fosforescente. Sustancia muy tóxica.
La fosforescencia se produce por la combustión lenta del vapor en contacto con el aire húmedo. Es emisión de
energía por los productos intermedios de la combustión, que son moléculas excitadas, ricas en energía.
• Fósforo rojo: Polimerización del fósforo blanco. Cadena de anillos de átomos de fósforo piramidales
tricoordinados. Uso comercial. PF más alto, densidad mayor, menos reactivo, menos soluble en
disolventes no polares, más fácil de manejar y no es tóxico. Participa en los equilibrios siguientes:
• Fósforo negro: Átomos de P tricoordinados. Enlace covalente en una misma capa y por fuerzas de
VDW entre capas. Exfoliación en capas. Posee una banda de conducción en el plano, comportándose
como semiconductor.
En estado vapor: la especie del fósforo depende de la temperatura:
Arsénico, antimonio y bismuto
En estado sólido: La forma ordinaria es la forma . Redes hexagonales plegadas. Tres vecinos más cercanos y
tres más distantes de la red contigua.
En fase líquida: composición compleja
En fase de vapor:
PROPIEDADES FISICAS
El bismuto es una de las especies químicas que dilata al solidificar.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Posibilidades de reacción:
• Cesión de electrones::
♦ Formación de iones X5+. EI muy alto
♦ Formación de iones X3+. Se consigue la configuración electrónica de gas noble
• Adquisición de electrones: se forman los iones X3−. Proceso muy endotérmico.
• Compartición de electrones: formando compuestos covalentes.
Reacciones de los elementos del grupo del fósforo
Fósforo: La reactividad depende de la forma alotrópica. La formación de cadenas y la polimerización
disminuye la reactividad. Forma compuestos binarios con todos los elementos y reacciona espontáneamente
con el O2
Arsénico: Cuando se calienta en aire, sublima y se oxida a As4O6.
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Antimonio: Menos reactivo que el As. Solo es oxidado cuando se calienta.
Bismuto: Reacciona directamente a elevadas temperaturas.
Al descender en el grupo, disminuye la fortaleza de los enlaces covalentes. El Bi es el más inestable y
reacciona con ácidos para formar sales de oxoácidos.
METODOS DE PREPARACIÓN
Fósforo: Antes se trataba la orina humana. Ahora se trata la fosforita de sílice y carbón de coque en un horno
eléctrico. En el laboratorio se obtiene P4 mediante la reacción
Arsénico: Suele estar presente en minerales de cobre y plomo. A escala industrial se obtiene por fusión de un
sulfuro en ausencia de aire y condensación del As sublimado. También es un subproducto en la obtención de
Fe, Co y Ni.
Antimonio: Depende del contenido de Sb2S3. Se calienta la mena, funde el sulfuro, se separa y se obtiene el
metal calentando con hierro. Si el contenido en la mena es bajo, se tuesta con aire, se forma el óxido y
sublima. El óxido se reduce con una sal de metal alcalino. También se obtiene como subproducto del Zn
Bismuto: Por dos métodos diferentes:
• Por tostación de sulfuros minerales y reducción del óxido con hierro o carbón
• Como subproducto en la extracción de otros metales como el Pb.
APLICACIONES
Fósforo:
• Las más importante: 80−90% reoxidado a ácido ortofosfórico puro
• Fabricación de cerillas (P4, P (rojo) y P4S3)
• Fabricación de bombas incendiarias y pirotecnia
• Medicamentos
• Producción de fertilizantes, que contienen tres ingredientes principales:
♦ Nitrógeno combinado, para el crecimiento de las partes verdes de la planta
♦ Fósforo para el crecimiento de las raíces
♦ Iones potasio para la floración
• Aleaciones especiales
• En detergentes sintéticos que poseen dos componentes principales:
♦ Agente tensioactivo, que es la molécula de jabón
♦ soporte, cuya misión es secuestrar los iones duros del agua
Arsénico:
• Aleado con metales como el Pb. Aumenta la dureza y la facilidad de moldeo. Fabricación de
perdigones de caza, metralla y piezas de automóviles.
• Fabricación de diodos, células emisoras de Ir... por ser semiconductor
• Herbicidas, secado de algodón y conservación de la madera
• Venenoso. Empleado en medicina y veterinaria
Antimonio:
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• Aleaciones Pb−Sb para acumuladores eléctricos y aleaciones antifricción.
• Piezas de automóviles, semiconductores para diodos, medicamentos...
Bismuto:
• Aleaciones de bajo punto de fusión para fusibles eléctricos, dispositivos de seguridad....
• Metalurgia, fabricación de productos farmacéuticos y químicos.
TEMA 8: CARBONO
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Se presenta en estado libre como diamante y grafito. También combinado como gases, rocas y en el agua.
ISOTOPOS
Dos isótopos estables: 12C y 13C. El isótopo 14C es radiactivo, se produce en reacciones nucleares del
nitrógeno con participación de rayos cósmicos en las capas superiores de la atmósfera.
Explicación
El CO2 de la atmósfera posee una cantidad determinada de 146C. Este isótopo del carbono se está formando
continuamente en la atmósfera debido a reacciones nucleares. Los neutrones que intervienen en esta reacción
se forman por efecto de los rayos cósmicos. Como casi todos estos neutrones reaccionan con 147N para dar
146C, es posible calcular la cantidad de este isótopo presente en cada momento sobre la tierra. Por tanto si se
determina la cantidad de 146C presente en cualquier material orgánico de origen natural y teniendo en cuenta
el tiempo de vida media del 146C, se puede saber su edad.
ALOTROPIA
Dos formas más importantes, el diamante y el grafito. Se pueden extraer puras de minas en la corteza terrestre.
Diferencias en sus propiedades físicas y químicas debido al enlace y la estructura.
Diamante
• Estructura: cúbica. tetraedro regular. Cristal tridimensional con enlaces covalentes fuertes. Hay otra
forma de diamante hexagonal con estructura tipo wurtzita, la cual se ha encontrado en algunos
meteoritos.
• Propiedades: PF muy alto, extraordinaria dureza, frágil, aislante e incoloro (aparece color por las
impurezas). Elevada durabilidad e índice de refracción.
Grafito
• Dos formas interconvertibles a 1025ºC
♦ (hexagonal) Forma normal. Apilamiento ABABAB..
♦ (romboédrica) Apilamiento ABCABC...
Fuerzas entre láminas de tipo VDW. Fácil ruptura en la direcciones paralelas al plano, facilitado por
impurezas. La conversión parcial de una forma en la otra conduce a un aumento del espaciado medio entre
capas. Se forma grafito turbostrático (ordenamiento de capas paralelas al azar).
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El grafito presenta brillo metálico y es buen conductor de la electricidad. Conductividad perpendicular al
plano baja (semiconductor en esa dirección) y aumenta con la temperatura. La conductividad en paralelo es
mayor pero disminuye con la temperatura. Es una propiedad anisotrópica del grafito.
Es blando, PF alto, no duradero. El diamante se transforma en grafito en forma espontánea pero muy lento. La
transformación de grafito en diamante no es fácil debido a que supondría una reestructuración completamente
diferente de la distribución espacial de los átomos de carbono.
El diamante es la forma más densa y su formación se favorece a altas presiones.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Posibilidades: Ganancia de e−, pérdida de e− o Compartición de e−
El carbono como diamante es muy poco reactivo a T ambiente. El grafito es mas reactivo debido a que es más
vulnerable su estructura en capas.
Compuestos interlaminares
Los enlaces interlaminares son débiles y muchas especies químicas pueden intercalarse en condiciones suaves.
La reacciones son reversibles. Su estructura y propiedades son diferentes.
El primer compuesto de este tipo fue C8K.. Cada dos capas grafíticas hay una de K. La resistencia eléctrica es
menor. La resistividad aumenta con la temperatura. Son compuestos paramagnéticos. Los compuestos de
intercalación son muy reactivos en aire y explotan en presencia de humedad.
Hay intercalación oxidativa del grafito formando sustancia denominadas bisultafos de grafito. Se intercalan
los iones HSO4−. En estos compuestos, la eliminación de los electrones de una banda llena conduce a una
conductividad mayor.
Fullerenos
Se forman al vaporizar el grafito en un láser y mezcla el vapor de carbono resultante mediante una corriente
de helio. Se disuelven en un disolvente hidrocarbonado y se pueden separar por cromatografía en una columna
de alúmina.
El C60 es un icosaedro y puede alojar diversos tipos de iones dando lugar a compuestos que poseen unas
propiedades físicas y químicas útiles.
METODOS DE PREPARACIÓN
Diamante
• Disolución hasta saturación de grafito en hierro fundido. Se enfría rápidamente el sistema. Se disuelve
el hierro en un ácido oxidante y los diamantes quedan libres.
• En metal de bloque d disuelve el grafito a altas presiones y temperaturas y de la disolución cristaliza
el diamante que es menos soluble.
• Se deposita átomos de carbono sobre una superficie caliente en ausencia de aire.
Grafito
• Método de Acheson: calentar una mezcla de carbón y silicio a elevadas temperaturas en un horno
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eléctrico. En la parte menos caliente del horno se produce una reacción que conduce a la formación de
carburo de silicio que descompone liberando el silicio y el carbono en forma de grafito
microcristalizado.
Carbono parcialmente cristalino
• Negro de carbón: forma de carbono muy finamente dividida. Carbón coloidal fabricado
industrialmente en forma de esferas. Se fabrica por descomposición térmica o por combustión
incompleta de hidrocarburos. Apilamientos planos como los del grafito y de forma esféricas de varias
capas.
• Fibras de carbono. se preparan por pirolisis controlada de las fibras de asfalto. Las capas constan de
cintas paralelas al eje de la fibra. Los fuertes enlaces dentro del plano proporciona a la fibra una gran
resistencia a la tensión.
• Carbón activado: carbón poroso. Se prepara por pirolisis controlada y posterior activación física o
química. En los bordes de las capas hexagonales hay grupos funcionales por lo que tiene una gran
actividad superficial.
APLICACIONES
Diamante
• Joyería, instrumentos de corte y abrasivo
Grafito:
• Fabricación de acero. Electrodos. Moderador de neutrones. Lubricante sólido y lápices.
Negro de carbón
• Pigmentos en tintas, pinturas, papel y plásticos. Fabricación de gomas que aumenta la resistencia a la
tracción, abrasión y desgarro.
Fibras de carbón
• Industria aeroespacial. Material deportivo. Fabricación de prótesis.
Carbón activado
• Adsorción elevada. Adsorbente en purificación de gases y líquidos, catalizador y soporte de
catalizadores. Agente decolorante del azúcar. Purificación de productos químicos y control de la
contaminación del aire.
TEMA 9: SILICIO Y GERMANIO
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Silicio: En estado combinado se encuentra formando parte de sílice y silicatos. La forma más común es el
−cuarzo que presenta varias formas (cristal de roca, amatista, cuarzo ahumado, cuarzo rosa y cuarzo lechoso.
Es uno de los elementos más abundantes de la tierra.
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Germanio: se encuentra en la corteza terrestre como germanita Cu3(Ge,Fe)(S,As)4 y como óxido. Es poco
abundante y esta poco concentrado.
ISOTOPOS
Silicio: 28Si, 29Si (usado en RMN) y 30Si (útil en el análisis cuantitativo del Si)
Germanio: 70Ge, 72Ge, 73Ge, 74Ge y 76Ge
ALOTROPIA
Silicio: dos formas alotrópicas, una cúbica tipo diamante (más estable) y otra hexagonal (inestable)
Germanio: no presenta alotropía. Solo se conoce una forma cristalina de tipo diamante.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Tendencia a la concatenación, que va del C al Pb, debido a la disminución de la fuerza del enlace.
Reacciones químicas
Silicio
• En estado cristalino: es poco reactivo salvo a altas temperaturas. Se disuelve con facilidad en
disoluciones alcalinas en caliente. Con el carbono forma carburo de silicio conocido como
CARBORUNDO. Se prepara por reducción de cuarzo con carbón de coque a altas temperaturas.
• En estado fundido: Es muy reactivo. Forma aleaciones o siliciuros con la mayoría de los metales y
reduce con rapidez a los óxidos metálicos.
Germanio: Con el álcali en estado fundido hay reacción con incandescencia con formación de germanatos Al
calentar reacciona con el aire.
METODOS DE PREPARACIÓN
Silicio: el grado de preparación depende del grado de pureza requerido:
• En estado puro (96−99%) Se prepara por el método de Acheson:
• En estado ultrapuro: . El SiCl4 se destila y se reduce con Mg o H2. El paso final para conseguir la
pureza requerida se hace por METODO DE FUSION POR ZONAS. Una varilla de silicio se pasa a
través de una espira que se calienta eléctricamente. Conforme la varilla se va fundiendo, las
impurezas remanentes se disuelven y concentran en la parte fundida y se van transportando hacia uno
de los extremos, el cual se corta al final del proceso.
Germanio: Se prepara a partir de los polvos que se forman en la fundición de minerales de Zn. Se hace una
lixiviación de H2SO4, seguido de la adición de NaOH, hay una coprecipitación que se separa por destilación
fraccionada. Posteriormente el GeO2 se reduce a estado elemental.
APLICACIONES
Silicio:
• Aleaciones
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Germanio:
• Joyería (aleado con Ag, Au y Pt), acuñación de monedas.
Son semiconductores.
PROPIEDADES CONDUCTORAS
Una banda de energía tiene su origen en la combinación de cada orbital atómico para un núero muy elevado
de átomos, N Los sólidos se clasifican en:
• Aislantes (no metales). No conducen la corriente eléctrica. Sólo se induce un dipolo. Los electrones
de valencia están bajo la influencia de una gran carga nuclear efectiva, no pudiéndose excitar con
facilidad. La BV está llena. La BP es grande.
• Conductores (metales) La conducción metálica disminuye con el aumento de temperatura. La BV está
parcialmente llena o se superpone con la BC. Al subir la temperatura, aumenta el número de choques
entre los núcleos y los electrones libres, dificultando su movimiento en el metal.
• Semiconductores (Si, Ge, etc..) Si se calientan o exponen a la luz, aumenta la conductividad. Igual
sucede si hay impurezas. La BV llena está separada de la BC vacía, pero muy poco. A T mayores de
300ºC aumenta la conducción, hay movimiento de electrones hacia los niveles vacíos de la capa de
valencia.
Pueden ser intrínsecos (compuestos por el mismo átomo) o extrínsecos (presencia de pequeñas cantidades de
impurezas). Estos semiconductores extrínsecos pueden ser:
• Tipo n: un elemento del grupo 15 (p o As) sustituye al Si o Ge en la red. el átomo de P o As soporta
un electrón extra que esta unido débilmente al cristal. Se requiere menos energía para impulsarlo a la
BC del Si. Los niveles de energía que se crean gracias a estos electrones son superiores a los de la BV
pero más bajos que la BC.
• Tipo p: un elemento del grupo 13 (Ga, In) reemplaza al Si o Ge. Los átomos de impureza tienen un
electrón de valencia menos. Para completar el cuarto par de electrones puede captar un electrón de
uno de los átomos de Si creando huecos positivos. producen huevos positivos situados por encima de
la BV llena, siendo la promoción electrónica relativamente fácil.
Los semiconductores tiene utilidad práctica cuando se combinan entre si
• Uniones p−n: conducen bien la corriente en una única dirección y por tanto convierten la corriente
alterna en corriente continua.
• Unión p−n−p o n−p−n: resistencia selectiva para transferir y amplificar una señal electrónica
(transistor).
Métodos de preparación
Semiconductores tipo n o p:
• Fundiendo el cristal de silicio, agregando una cantidad conocida de átomos de impurezas y dejando
que crezca el cristal.
• Difusión de las impurezas en el cristal del semiconductor en estado puro.
Combinación de semiconductores: en tres etapas:
• Proteger la superficie de un monocristal con una capa delgada de SiO2
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• Eliminar la capa de SiO2 solo de aquella zona superficial que se pretende dopar.
• Se somete esa zona a los vapores del elemento que va a actuar como impureza y se difunden en esa
zona.
• Se deposita un metal para conectar distintas regiones n y p superficiales, resultando un circuito
integrado.
Baterías solares
Elemento fundamental es el contacto de dos semiconductores de silicio, n y p y aprovecha la energía solar. Se
prepara a partir de un delgado disco de silicio tipo n, que se calienta en atmósfera de vapor de un compuesto
de boro, hasta que este elemento se difunde un poco hacia el interior de la superficie del material, donde se
forma una película muy delgada de silicio tipo p.
El funcionamiento se baja en el hecho de que cuando un fotón se absorbe en la región p, libera un electrón de
u átomo (efecto fotoeléctrico) y dicho electrón logra pasar a través del contacto p−n dando lugar a una
corriente eléctrica elemental.
TEMA 10: BORO
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
No se encuentra libre en la naturaleza. El mineral más abundante es la turmalina, borax y colemanita.
Elemento esencial para las plantas. En exceso es tóxico.
ISOTOPOS
Isótopos naturales estables: 10B y 11B.
ALOTROPIA
Aparte del boro amorfo, se conocen hasta ocho variedades alotrópicas. La unidad básica es el icosaedro B12.
• Boro −romboédrico: Estructura más simple. Celda unidad es el icosaedro. Empaquetamiento cúbico
distorsionado. Es la forma más densa.
• Boro −romboédrico. Forma más estable a altas temperaturas. Estructura más compleja. Icosaedro
rodeado por un icosaedro de icosaedros.
PROPIEDADES FÍSICAS
Es un no metal. Elevada resistividad eléctrica (semiconductor). El boro se parece en sus propiedades al silicio.
PROPIEDADES QUÍMICAS
El boro solo tiene tres electrones de valencia, lo que a formar enlaces covalentes presenta una deficiencia
electrónica, lo que influye mucho en su química. La química del boro es distinta por:
• Pequeño tamaño
• Elevada energía de ionización
• Electronegatividad parecida al H
• Configuración electrónica
• Afinidad por el oxígeno y el fluor (oxófilo y fluorófilo)
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La reactividad depende de la pureza, cristalinidad, estado de subdivisión y la temperatura.
• Boro cristalino: Extremadamente inerte. Sólo se oxida lentamente con HNO3 concentrado y caliente
siempre que el boro esté finamente dividido.
• Boro amorfo. Es más reactivo.
METODOS DE PREPARACIÓN
La preparación del boro elemental de alta pureza es muy difícil por su elevado PF y la naturaleza corrosiva.
• Boro amorfo de baja pureza: reducción del B2O3 con Mg y posterior lavado con álcali, HCl y HF
• Boro −romboédrico: pirólisis de BI3 sobre una superficie de Ta, W a 800−1000ºC
• Boro −romboédrico: cristalización del boro fundido.
APLICACIONES
• Fabricación de equipos de protección y medida de la radiación neutrónica (10B)
• Abrasivo y fabricación de vidrios especiales.
• Aleaciones férreas resistentes al impacto.
TEMA 10: METALES
DISTRIBUCIÓN DE LOS ELEMENTOS
Hipótesis de Goldschmidt
• Núcleo central. Formado por Fe, Ni y metales más nobles.
• Capa de óxidos y sulfuros
• Manto de silicatos. La superficie de esta capa está constituida por rocas ordinarias.
Hipótesis apoyada por:
• Propagación de las ondas sísmicas. Observando variaciones de velocidad debido a los cambios de
constitución y a la densidad.
• Composición de los meteoritos. Férreos y pétreos
• Comportamiento en altos hornos. La masa fundida forma tres capas en el crisol.
CLASIFICACIÓN GEOQUÍMICA
• Siderófilos: correspondientes al núcleo interior
• Calcófilos o tiófilos: presenten en el manto de sulfuros
• Litófilos que enriquecen la capa externa de silicatos.
• Atmófilos: presentes en la capa gaseosa que rodea la tierra.
CORTEZA TERRESTRE
Capa sólida más externa de la Tierra. Rica en silicio y en oxígeno. Hetereogénea:
• Rocas ígneas: formadas por enfriamiento de una masa fundida (magma)
• Rocas sedimentarias: formadas por acumulación y compactación de minerales y rocas
• Rocas metamórficas: formadas a partir de rocas ígneas o sedimentarias al aumenta P o T.
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ESTADO NATURAL DE LOS ELEMENTOS
Clasificación de Hulme según su estado natural:
• Metales de tipo I: alcalinos y Be. Muy electropositivos y reactivos. Forman sales solubles. Se
encuentra en las redes de los aluminosilicatos
• Metales de tipo II: Alcalino−térreos, excepto el Be. Electropositivos y reactivos. Presentes como
carbonatos y sulfatos insolubles.
• Metales del tipo III: Metales de los grupos 3, 4, 5, 6, Mn, Al y Sn. Se encuentran como óxidos y
óxidos mixtos.
• Metales del tipo IV: Elementos de bloque d y metales postransicionales del bloque p. Afinidad por el
azufre. Se encuentran como sulfuros.
• Metales del tipo V: metales no reactivos. Se encuentran en estado nativo o libre.
CONCENTRACIÓN DE LAS MENAS
• Separación hidrodinámica (por gravedad): basado en la distinta velocidad de caída cuando se
efectúa su disgregación en agua. En la livigación se arrastran con una corriente de agua las partea
menos densas, depositándose en el fondo las más pesadas.
• Separación magnética: basada en las propiedades magnéticas de los componentes. Los separadores
magnéticos funcionan si el material está en capas muy delgadas. (magnetita, cromita, rutilo...)
• Separación electrostática: basada en la conductividad eléctrica. Cuando la mena se carga, su
posterior descarga tiene lugar a una velocidad proporcional a su conductividad. Los aislantes estarán
más tiempo cargados. Frente a un conductor y como consecuencia de interacciones electrostáticas, el
material menos conductor permanecerá unido más tiempo.
• Flotación: caracterizado por su especificidad (concentraciones muy bajas) Se modifica la superficie
de las partículas para que se adhieran burbujas de aire, aumenta el volumen de las partículas y
disminuye su densidad flotando en el agua. Requiere agentes químicos:
♦ Colectores: a través de grupos polares se unen a iones de signo opuesto del mineral.
♦ Reguladores y acondicionadores: controlan el pH
♦ Espumantes: disminuyen el tamaño de las burbujas de aire
♦ Activadores: modifica la naturaleza química de la superficie del mineral para facilitar la
acción del agente colector
♦ Depresores: impiden la unión del colector.
♦ Agentes de mojado: mejoran el mojado o la humectación de la ganga para impedir su
flotación.
• Métodos hidrometalúrgicos: se usa para menas de baja concentración. Los aspectos cinéticos son su
principal desventaja. Ejemplos importantes:
♦ Tratamiento de piritas con H2SO4 diluido en presencia de oxígeno atmosférico para su
transformación en sulfatos.
♦ Lixiviación de la agentita para dar lugar a dicianoargentato (I9. Se burbujea aire caliente para
oxidar el Na2S que se produce.
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♦ Lixivación de las menas de sulfuro de Ni, Co o Cu, bajos condiciones de oxidación para
formar complejos aminados
♦ Precipitación de Mg(OH)2 del agua de mar utilizando una disolución de hidróxido de calcio.
♦ Lixiviación de la pechblenda con carbonato de sodio para disolver el uranio
♦ Digestión de la bauxita con disolución de carbonato o hidróxido de sodio en autoclave para
formar aluminato soluble.
• Fusión alcalina: se emplean disoluciones acuosas. En estado fundido se consiguen temperaturas más
altas. Ejemplos:
♦ Fusión alcalina del rutilo o de la ilmenita con hidróxido sódico en presencia o no de aire
♦ Fusión alcalina oxidativa de la cromita utilizando sosa o carbonato de sodio en presencia de
aire o NaNO3 para dar lugar a cromato de sodio soluble.
♦ Fusión alcalina oxidativa de la pirolusita con formación de manganato.
• Calcinación: tratamiento térmico en ausencia de aire para conseguir su descomposición y eliminación
de productos volátiles. Se produce concentración de las menas. El factor que controla la reacción es la
velocidad de transferencia de calor.
• Tostación: tratamiento térmico en presencia de aire. Tiene diferentes nombres:
♦ Tostación oxidante: elimina el azufre de sulfuros y consigue su transformación de óxidos.
♦ Tostación volatilizante: elimina elementos que forman óxidos volátiles
♦ Tostación clorurante: formación de cloruros metálicos...
• Fusión: se mezcla la mena con combustible y fundente y se calienta. La ganga fundida (escoria) se
separa fácilmente. Los fundentes más usados son SiO2, CaCO3 o óxidos de hierro. Las propiedades
deseables de la escoria son:
♦ Baja temperatura de formación
♦ Elevada fluidez
♦ Baja densidad
♦ El compuesto a aislar debe ser muy poco soluble en la escoria.
AISLAMIENTOS DE LOS METALES
Reducción a altas temperaturas
• Óxidos metálicos:
♦ Descomposición térmica para los óxidos de Hg y Ag
♦ Métodos químicos: el agente reductor puede ser:
◊ La propia mena metálica que ha sido parcialmente oxidada
◊ Otro metal que posea mayor afinidad por el oxígeno que el metal que se encuentra
combinado como óxido. Desventajas
⋅ La iniciación requiere una temperatura muy alta. Es exotérmica, por lo que
una vez iniciado transcurre hasta completarse en forma espontánea, lo que
imposibilita el control de la reacción.
⋅ Debido a las altas temperaturas, se forma el metal en estado fundido
⋅ Puede formarse aleaciones con el aluminio.
◊ Carbono: agente reductor muy versátil. Desventajas:
⋅ Se requieren temperaturas altas
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⋅ La formación de carburos puede modificar las propiedades de los metales
⋅ La reducción puede ser un proceso reversible, por lo que al enfriar los
productos puede formarse de nuevo el óxido.
◊ Hidrógeno: se emplea solo en algunos casos. Se obtienen metales muy puros o en
estado finamente dividido para su empleo como catalizadores. Limitaciones:
⋅ Pueden formarse hidruros metálicos con los metales de transición
⋅ Naturaleza explosiva de las mezclas de hidrógeno y oxígeno en presencia de
metales.
⋅ Mucho metales en estado de polvo son pirofóricos.
⋅ El poder reductor del hidrógeno no aumenta con la temperatura.
♦ Métodos de electrolisis: Es el caso del aluminio. Se usa alúmina disuelta en criolita como
electrolito para disminuir el punto de fusión. Se usan los DIAGRAMAS DE ELLINGHAM,
donde se representa Gº frente a T.
Explicación de los diagramas
Los óxidos más estables, que son los más difíciles de reducir al metal, son los que poseen entalpías de
formación más alta. En la parte inferior de los diagramas se encuentran los óxidos de los metales mas
electropositivos y en la parte superior, los óxidos menos estables de los metales nobles. permiten saber el
método que puede seguirse en la reducción de cualquier óxido metálico:
• Descomposición térmica: Sólo es aplicable a los óxidos de metales nobles. Al ser menos estables,
resulta más fácil su descomposición térmica
• Reducción mediante otro metal: se tiene que utilizar un metal situado por debajo en el diagrama, cuyo
óxido sea mas estable.
• Reducción por carbono: El carbono es capaz de reducir a cualquier óxido metálico siempre que la
temperatura sea alta.
• Reducción por el hidrógeno. Aplicable a los óxidos con Gº menos negativo o positivo que el agua
• Electrolisis de óxidos fundidos. Se usa cuando no e pueda o sea difícil la aplicación de los métodos
anteriores.
• Haluros metálicos: sólo se usa si presentan ventajas en comparación con los métodos de reducción de
óxidos
♦ Descomposición térmica Se aplica a haluros de metales de transición. La pirólisis se realiza
sobre un filamento de W.
♦ Métodos químicos:
◊ Con metales
⋅ ZrCl4 y TiCl4 con Na o Mg (menos estables que los óxidos)
⋅ UF4, NbF5, BeF2 con Na, Mg o Ca (fáciles de separar)
◊ El H2 se usa muy poco y el C no se emplea
♦ Electrolisis de sales fundidas: haluros de metales alcalinos y alcalinotérreos, ya que los
cloruros forman mezclas eutécticas de bajo punto de fusión
Reducción en disolución
Son reacciones de desplazamiento entre metales. Para saber si un metal dado es capaz de reducir a un ion de
otro metal en disolución se puede utilizar la SERIE ELECTROQUÍMICA. Ejemplos
• Desplazamiento de cobre a partir de sus disoluciones con chatarra de hierro. A la precipitación que se
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lleva a cabo de esta forma se llama cementación.
• Desplazamiento de cadmio a partir de las disoluciones de ZnSO4 obtenidas de menas naturales de
cinc
• Desplazamiento de plata y oro a partir de extractos cianúricos con polvo de zinc.
• La amalgama de sodio puede utilizarse para separar elementos lantánidos a partir de sus disoluciones.
PURIFICACIÓN DE LOS METALES
Las impurezas modifican las propiedades físicas y químicas, por lo que se tiene que proceder a la purificación
(Afino o Refino). Lo que permite mejorar la calidad del metal principal y obtener ciertos metales minoritarios.
• Métodos de fusión, destilación y cristalización
♦ Fusión: para eliminar gases retenidos
♦ Destilación fraccionada: de metales con bajo PE y compuestos volátiles
♦ Cristalización fraccionada: en la separación de elementos lantánidos entre sí y Pt+Ir.
• Refinación oxidativa: La afinidad por el oxígeno debe ser más elevada para las impurezas que para el
metal.
• Métodos de descomposición térmica::
♦ Proceso carbonílico (método de Mond):
♦ Método de Van Arkel y de Boer:
♦ Proceso de Van Bolton: se funde el metal para la eliminación de las impurezas volátiles. Con
el metal impuso se hace un electrodo, se refunde en condiciones de vacío.
• Fusión por zonas: se obtiene Ge, Si y Ga (semiconductores) con un alto grado de pureza.
• Afino electrónico. partiendo del metal bruto hay dos posibilidades. Que el metal se ponga:
♦ como ánodo si el electrolito contiene el metal en forma catiónica
♦ Como cátodo si el electrolito contiene el metal como anión.
• Métodos cromatográficos:
♦ Cromatografía de adsorción: La disolución de adsorbatos se pasa a través de la columna de un
adsorbente de superficie activa.
♦ Cromatografía de partición: la disolución acuosa de las sales metálicas se pone en contacto
con un disolvente orgánico soportado en un sólido. Se separa por solubilidad.
♦ Cromatografía de gases. El gas portador más las especies a separar se pasan por una columna
del adsorbente. Los solutos se separan por adsorción del gas o por partición entre la fase
gaseosa y la líquida/solida
♦ Extracción con disolvente: las sales metálicas que se encuentran en disolución son separadas
utilizando un disolvente. La extracción se basa en la Ley de Nerst: a temperatura constante,
la relación en equilibrio entre la concentración del soluto en dos líquidos inmiscibles es una
constante. La constante de equilibrio recibe el nombre de Coeficiente de Partición.
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♦ Cambio iónico. un cambiador de iones es un material insoluble que contienen aniones o
cationes susceptibles de ser intercambiado con los iones de la disolución. Se trata de un
proceso de equilibrio. Influyen factores como el tamaño iónico, la carga iónica y la
concentración de la disolución. Los cambiadores de iones inorgánicos más usados son:
◊ Silicatos naturales o artificiales. Intercambia Na+.
◊ Resinas sintéticas. Intercambia iones H+
La extracción con disolvente y el cambio iónico son métodos recientes, que presentan las siguientes ventajas:
• Alta selectividad
• Facilidad y simplicidad de las operaciones
• Permite concentrar pequeñas cantidades de soluto
• Puede separar componentes minoritarios de mayoritarios
• El proceso es rápido.
TEMA 12: PROPIEDADES FÍSICAS, MECÁNICAS Y MAGNÉTICAS
PROPIEDADES FÍSICAS Y MECANICAS
• Brillo metálico
• Dureza elevada: dos escalas de dureza
♦ Escala de mineralogía: resistencia al corte o a la abrasión. Mide la dificultad de un material a
ser rayado.
♦ Escala de metalurgia: resistencia a la identación o penetración.
• Altos puntos de fusión El mayor para el W
• Densidad elevada: depende de la masa, el tamaño y el empaquetamiento de loa átomos. Los metales
con una densidad inferior a 5g/cm3 son ligeros, los demás pesados
• Lustre característico: consecuencia de la alta reflectividad de la luz visible. Como los metales
poseen estructuras muy densas son opacos.
• Alta ductilidad, maleabilidad y tenacidad:
♦ Ductilidad: facultad de ser estirados en finos hilos. Muy acusada en los metales nobles.
♦ Maleabilidad: facultad de ser extendidos en finas láminas. Metales nobles y Sn
♦ Tenacidad: capacidad para absorber energía y deformarse plásticamente antes de fracturarse.
Fe y Cu.
• Elevadas conductividades térmica y eléctrica:
♦ Conductividad térmica: debido al empaquetamiento compacto de los átomos en los cristales
metálicos. El calor se propaga en los metales gracias al fluido electrónico.
♦ Conductividad eléctrica: debido a la deslocalización y movilidad de los electrones en los
cristales metálicos. Los electrones más externos están débilmente retenido en los átomos.
Disminuye con el aumento de la temperatura.
Comparación con los compuestos iónicos: conductividades eléctricas muy bajas debido a la retención tan
fuerte en las posiciones reticulares de equilibrio En estado fundido y en disolución conducen la electricidad
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con transporte de materia.
Comparación con los semimetales: no son dúctiles ni maleables, son quebradizos y su conductividad eléctrica
aumenta con la fusión.
ESTRUCTURA
• Cúbica con empaquetamiento compacto. NC = 12
• Hexagonal con empaquetamiento compacto. NC = 12
• Cúbica centrada en el espacio. NC = 8 o 14
Cuando el elemento es polimórfico se da en primer lugar la estructura más estable a la temperatura ordinaria.
CLASIFICACION DE LOS METALES
Metales férreos: Metales no férreos:
− Color gris oscuro − Color rojo, amarillo o blanco
− Elevada densidad excepto los alcalinotérreos − Elevada plasticidad
− Elevado punto de fusión − Baja dureza
− Dureza relativamente elevada − Puntos de fusión relativamente bajos
− Muchos son polimórficos − No presenta polimorfismo
− Ejemplo típico. Hierro − Ejemplo típico. Cobre
Los metales férreos se subdividen en:
• Metales del grupo del hierro: Fe, Co, Ni y Mn. Aditivos en aleaciones del hierro. Propiedades
parecidas a los aceros de alta aleación.
• Metales refractarios o de alto punto de fusión: metales férreos con PF más alto que el hierro.
• Metales del grupo del uranio o actínidos. Se empelan en aleaciones destinadas a la ingeniería
nuclear.
• Metales de las tierras raras. Lantánidos, Y y Sc.
• Metales alcalinotérreos: solo se usan en estado metálico para el transporte de calor en reactores
nucleares.
Los metales no férreos se subdividen en:
• Metales ligeros: baja densidad. Be, Mg y Al
• Metales nobles: Ag, Au y grupo del platino. El Cu es seminoble. Resistentes a la corrosión.
• Metales fusibles o de bajo PF: Zn, Cd, Hg, Sn, Pb....
PROPIEDADES MAGNETICAS
Origen del magnetismo: movimiento de espín de los núcleos atómicos y movimientos orbital y de espín de los
electrones.
• Susceptibilidad magnética: característica de cada sustancia. Se puede medir directamente. A partir
29
de su valor se puede obtener el momento magnético de un átomo o ión.
♦ Susceptibilidad magnética: (I: intensidad de magnetización, H: fuerza del campo)
♦ Susceptibilidad específica: (: densidad)
♦ Susceptibilidad molar: (M: peso molecular)
• Diamagnetismo: Las sustancias diamagnéticas carecen de momento magnético permanente. Es una
propiedad general de la materia. Sólo se presenta si se aplica un campo magnético. Se presenta en
forma aislada en el caso de especies químicas con todos los electrones apareados.
El origen están en la interacción entre el momento magnético inducido de cada electrón y el campo aplicado.
Es negativa porque las líneas de fuerza de los dipolos inducidos cancelan algunas líneas de fuerza debida al
campo aplicado.
; aumenta con el tamaño de átomo y con el número de electrones. Es independiente de la agitación térmica.
Algunos cristales diamagnéticos muestran anisotropía magnética, ya que depende de la dirección relativa a
los ejes.
Aplicaciones: determinaciones estructurales y corrección del paramagnetismo.
• Paramagnetismo: Se presenta en especies químicas que poseen algún electrón desapareado y poseen
momento magnético permanente. Al aplicar un campo magnético externo, el momento magnético
tiene el mismo sentido que el campo
El momento magnético permanente de las especies paramagnéticas es suma de dos contribuciones, una debida
al espín y otra orbital.
. Es inversamente proporcional a la temperatura. La agitación térmica se opone a la orientación de los dipolos.
La susceptibilidad magnética molar de líquidos sólidos se mide mediante la técnica de Guoy. La muestra es
suspendida del brazo de una balanza en tal forma que quede situada entre los polos de un electroimán. Se
aplica un campo magnético. Conociendo la diferencia de pesos antes y después de aplicar el campo y la
sección de la muestra se obtiene la susceptibilidad.
Aplicaciones: se puede conocer el número de electrones desapareados para estudiar los complejos de los
metales de transición. Las medidas son sencillas de hacer.
• Paramagnetismo independiente de la temperatura (PIT)): . Es el paramagnetismo de alta
frecuencia de Van Vleck. Se presenta en el caso de especies químicas que en su estado fundamental
pueden poseer o no electrones desapareados.
Al aplicar un campo magnético externo se producen cambios en el estado fundamental por distorsión de la
distribución electrónica de un orbital. Se mezcla con estados de energía más alta, induciéndose una
susceptibilidad que disminuye con el aumento de la diferencia de energía entre los estados.
• Ferromagnetismo: Se asocia con interacciones cooperativas entre átomos individuales, los cuales
tienden a alinear sus momentos magnéticos paralelos entre sí. La teoría de Weiss supone a las
sustancias ferromagnéticas divididas en un gran número de dominios elementales que actúan como
iones permanentes dando lugar a una imanación dirigida en determinadas direcciones.
La pérdida por completo de ese magnetismo solo se consigue aplicando un campo en sentido contrario que sea
igual al campo coercitivo.
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• Antiferromagnetismo: Los momentos magnéticos atómicos se alinean en forma antiparalela
alternadamente. Hasta una cierta temperatura la susceptibilidad aumenta debido a la agitación térmica.
Por encima de dicha temperatura, el paramagnetismo normal reemplaza al antiferromagnetismo
− Ferrimagnetismo: La magnetización de los materiales ferrimagnéticos es menos que para los
ferromagnéticos. Se presenta en la magnetita. Mientras que los iones Fe3+ cancelan sus espines entre si, para
los iones Fe2+ se alinean los espines.
TEMA 13: POTENCIAL DE ELECTRDO. ESTADOS DE OXIDACION
POTENCIAL DE ELECTRODO
Mide la tendencia de una especie química a ganar o a perder electrones, en condiciones específicas.
• Potencial de oxidación: Especie reducida = Especie oxidada + ne−
• Potencial de reducción: Especie oxidada + ne− = Especie reducida
Medida de Eº: Se ha de construir una pila en la que uno de los electrodos es el electrodo que se pretende
medir y el otro electrodo es de referencia. E = Ec + Ea. Los electrodos de referencia más usados son el
electrodo normal de hidrógeno y el electrodo de calomelanos.
Valores de Eº: Están tabulados los potenciales de reducción. El valor de referencia es para el par H+/H2, que
tiene Eº=0.
Interpretación del signo y el valor de Eº
Signo de Eº
• Signo −: Gº = −nFEº. El proceso favorable es la oxidación de la especie reducida
• Signo +: Gº = −nFEº El proceso favorable es la reducción de la especie oxidada
Valor de Eº A mayor valor, mas favorable termodinámicamente es el proceso. Dan idea de la capacidad
oxidante o reductora de la especie. Cuanto más negativo, mayor poder reductor. Cuanto mas positivo, mayor
poder oxidante.
Factores con influencia sobre el valor de Eº
• Naturaleza química de las especies:
• Su concentración
• El pH
Un metal es tanto menos reductor cuanto mayor sea He.
CRITERIOS DE ESTABILIDAD DE LOS ESTADOS DE OXIDACION
La estabilidad o inestabilidad de una especie química se puede saber por dos métodos:
• Mediante un ciclo de energía para la oxidación de M(s) por H+ (ac) en disolución acuosa.
• A partir del potencial de reducción estándar (Eº)
DIAGRAMA DE FROST
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Permiten comparar la estabilidad relativa de los estados de oxidación, tanto para un metal como para
diferentes metales.
Equivalente voltio: para un compuesto o ión es el potencial de reducción de la especie química relativo al
elemento en su estado estándar y multiplicado por el estado de oxidación del elemento en el compuesto,
incluyendo su signo.
Los diagramas de Frost son una serie de líneas rectas, cuya pendiente es igual al valor de potencial de
reducción. Hay dos posibilidades.
• Que la pendiente de la recta sea negativa, en cuyo caso cuanto mayor sea su valor mayor será el poder
reductor de M y también la tendencia a su oxidación
• Que la pendiente sea positiva, pues entonces, cuanto mayor sea ésta más oxidante será Mn+ y mayor
será también la tendencia a su reducción.
Una especie química muestras tendencia termodinámica a la desproporción en las especies vecinas si el
potencial de la especie de la derecha es mayor que el potencial de la especie de la izquierda.
Elementos de transición
En relación con el carácter redox de los metales se deduce que:
• Todos los metales, excepto el Cu son reductores
• El Cu es el único elemento metálico de la primera seria de trasnsicon con EO I
• Los estados de oxidación más estables son II y III
• Conforme aumenta Z, es menos reductor el metal
• Ti2+, V2+, y Cr2+ son especies químicas reductoras
• Los estados de oxidación más altos para Co, Fe, Mn y Cr son oxidantes
En relación con el carácter ácido−base:
• Los estados de oxidación más bajos son básicos, los más elevados son ácidos y los intermedios son
anfóteros.
• Para la 2ª y 3ª seria de transición son muy parecidos entre sí pero diferentes a la primera serie.
• Los metales de las series 2ª y 3ª son oxidados con menor facilidad
• La facilidad de oxidación disminuye al desplazarnos hacia la derecha en las dos series.
Elementos lantánidos
Para el par M3+/m, Eº disminuye ligeramente desde Ce a Lu, lo que se relaciona con la variación que se
produce en Hh como consecuencia de la disminución del radio.
Elementos actínidos
Para el Uranio:
• U y U3+ son reductores
• UO2+ desproporciona a U4+ y UO22+
• El U(V) puede estabilizarse por complejación con F−.
Para el americio:
32
• El estado de oxidación más estable es el III
• Todos los estados de oxidación superiores al estado III son agentes oxidantes muy poderosos.
CORROSION METALICA
Tipos de corrosión
• Corrosión bioquímica: Los metales son atacados por bacterias en partes de las canalizaciones que se
encuentran enterradas. El azufre permite el desarrollo de colonias de Tiobacilos que metabolizan el
azufre y dan lugar a la formación de ácido sulfúrico que acata al metal.
En ciertos casos se observan sobre las canalizaciones depósitos adherentes debido al ataque por las bacterias
no del propio metal, sino de ciertos constituyentes del medio.
• Corrosión química: reacción heterogénea entre una fase sólida, el metal y una fase gaseosa o líquida.
Cuando el reactivo es gaseoso se presenta el fenómeno llamado corrosión seca. No interviene la
corriente eléctrica.
• Corrosión electroquímica: Es el tipo más frecuente. Tiene lugar cuando existe heterogeneidad, ya sea
en el metal o en el reactivo, formándose una pila, circulando la corriente eléctrica entre el ánodo y el
cátodo y siendo atacada la zona anódica.
Un ejemplo de corrosión electroquímica es la formación de la herrumbre u orín, cuando el hierro se introduce
en agua. Es necesaria la presencia de oxígeno. El agua actúa como un medio idóneo para el transporte de las
especies químicas cargadas, mientras que el metal hace lo propio con los electrones.
El Fe(OH)2 es el producto primario de la corrosión. Una vez que se ha formado, primero se disuelve en legua
y después precipita. El hidróxido se deposita sobre el hierro cuando la capa de agua tiene poco espesor,
comenzando entonces el proceso químico.
Morfología de la corrosión
• Corrosión uniforme: se desarrolla con igual velocidad en todos los puntos de la superficie del metal.
• Corrosión intergranular: se desarrolla en las juntas granulares
• Corrosión por picaduras: se localizan en ciertos puntos de la superficie metálica. La cantidad
atacada de metal es pequeña, pero es muy peligrosa por que suele ser profunda.
Factores de la corrosión
• Concentración del reactivo: es variable. El ataque del Zn es mayor a mayor concentración y el Fe no
lo es debido al pasivado.
• pH del medio: Las reacciones químicas que tienen lugar en los procesos de corrosión dependen del
pH de la disolución. Los diagramas de Pourbaix muestran tres zonas diferentes de corrosión,
pasivación y estabilidad.
• Estado de la superficie metálica dado que la corrosión es el resultado de una acción provocada en la
superficie de un metal.
Protección frente a la corrosión
Hay que actuar sobre la disolución corrosiva o sobre el metal.
• Disolución: adicionando pequeñas cantidades de inhibidores de la corrosión.
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• Metal: utilización de un metal noble de una aleación químicamente inerte o pasiva, aunque esta
solución es cara. Otro método es construir las instalaciones con aleaciones baratas y recubrirlas con
un revestimiento delgado que las aísle. Otro método consiste en modificar el proceso electroquímico
de corrosión haciendo que la intensidad de la corrosión anódica sea muy débil o nula.
TEMA 14: METALES DEL BLOQUE P
GRUPO 13: Al, Ga, In y Tl
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Aluminio: feldespatos, arcilla, bauxita y criolita. Galio en pequeñas cantidad junto con esfalerita. Indio en la
galena. Talio disperso en feldespatos y otros silicatos
PROPIEDADES FÍSICAS
Color blanco plateado. El Tl es gris plata. El galio es el elemento que posee un intervalo más grande de
temperatura en estado líquido. La resistividad eléctrica es muy baja.
El aluminio en estado puro es maleable, dúctil y blando. Estructura cúbica centrada en las caras. Densidad
baja, por lo que es un metal ligero. Es un excelente reflector.
El indio tiene una plasticidad muy alta.
PROPIEDADES QUÍMICAS
El estado de oxidación principal suele ser el +3. El EO +1 se hace mas estable al descender. En comparación
con el boro:
• Son más reactivos
• Forman complejos catiónicos y complejos moleculares covalentes.
• No forman hidruros volátiles.
El aluminio tiene alta afinidad por el oxígeno. Es estable frente a la oxidación. Es resistente a la corrosión,
debido a que se pasiva (Al2O3). Esta capa de pasivado puede eliminarse mediante amalgamación de cloruro
mercúrico.
METODOS DE PREPARACIÓN
Aluminio: se parte de la bauxita, que tiene impurezas de sílice y óxidos de hierro y titanio. Hay dos bauxitas:
rojas (con alto contenido en hierro) y blanca (con alto contenido en sílice). La preparación se lleva a cabo en
dos etapas:
• Extracción, purificación y deshidratación de la bauxita.
♦ Disolución de la alúmina en NaOH
♦ Separación de las impurezas por decantación.
♦ Precipitación del Al(OH)3
♦ Calcinación con lo que se obtiene alúmina anhidra no higroscópica.
• Electrolisis de Al2O3 disuelto en criolita en estado fundido.. La cuba electrolítica esta revestida de
carbono. El fondo es el cátodo.
Galio, Indio y Talio: electrolisis tras su concentración en procesos metalúrgicos de otros elementos. El galio
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ultrapuro para semiconductores se prepara por tratamiento químico posterior con ácidos y O2, seguido de
recristalización y refino por zonas.
APLICACIONES
Aluminio:
• Agente reductor en la obtención de metales como el Cr, Mn...
• Se puede formar una capa más gruesa de Al2O3 mediante anodización. Se usa para absorber tintes de
distintos colores.
• Aleaciones con diferentes elementos:
♦ Con Cu: alta fuerza y resistencia a la fractura
♦ Con Mn: buena capacidad para trabajarlo y soldarlo.
♦ Con Si: Baja temperatura de fusión, bajo coeficiente de expansión
♦ Con Mg: Alta resistencia a la corrosión
♦ Con Mg y Si: resistencia al calor
• Espejos para telescopios, conductores eléctricos, pinturas metalizadas
• Explosivos, fuegos artificiales, papel de aluminio, limpieza de desagües.
Galio:
• Semiconductor. diodos luminosos y transistores
• Recubrimiento superficial de vidrios, porcelanas...
• En fase líquida, transporte de calor
• Líquido para termómetros
• Análisis espectroscópico del uranio, mejora la sensibilidad de las bandas espectrales.
Indio:
• Aleaciones de baja temperatura de fusión
• Aleaciones para soldadura de juntas metal−no metal en aparatos de alto vacío.
• Fabricación de dispositivos electrónicos.
Talio:
• Ninguna aplicación industrial.
GRUPO 13: Sn y Pb
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Estaño: Casiterita o piedra de estaño, SnO2. No es tóxico
Plomo: carbonato (cerusita), sulfato (anglesita) y sulfuro (galena). Tóxico. Es retenido por los suelos,
contaminándolos.
PROPIEDADES FÍSICAS
Dos formas cristalinas del estaño interconvertibles entre sí. Color blanco plateado.
• −Sn: Gris, estructura cúbica tipo diamante. Coordinación tetraédrica.
• −Sn: Blanco, estructura tetragonal. Coordinación octaédrica distorsionada.
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El Plomo solo presenta una forma cristalina cúbica centrada en las caras. Gris pálido. Posee lustre brillante en
estado puro.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Tendencia a la concatenación, menor para el Plomo. El plomo finamente dividido es pirofórico (arde
espontáneamente en contacto con el aire).
METODOS DE PREPARACIÓN
Estaño: a partir de la casiterita por reducción con carbón
Plomo: tostación del sulfuro y reducción del óxido con carbón o con el sulfuro remanente.
APLICACIONES
Estaño:
• Protección del hierro (hoja de lata). Fabricación de latas.
• Componente de aleaciones para soldadura
♦ Babbitt: Sn−Cu−Sb para la fabricación de cojinetes.
Plomo:
• Preparación de compuestos alquilados de plomo
• Cámaras de plomo para la fabricación de ácido sulfúrico
• Fabricación de tubos para cables conductores de electricidad.
• Aleaciones fusibles:
♦ Pb−Sn: baterias eléctricas
♦ Pb−Sn : soldadura de electricista
♦ Aleación de Wood: Bi−Pb−Sn−Cd: fusibles y equipos antiincendios
♦ Pb−Sn−Pb: tipografía como caracteres de imprenta
♦ Aleación de Plomo: Pb−Sn−Sb aleaciones antifricción
♦ Pb−As: fabricación de perdigones y metralla
TEMA 15: METALES ALCALINOS
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Sodio y Potasio presente en la litosfera en depósitos de NaCl y carnalita. Litio, Rubidio y Cesio en minerales
de silicatos. Francio escaso y radiactivo.
PROPIEDADES FÍSICAS
Tamaño y densidad. Mayor del correspondiente. Al eliminar el e− más externo, la carga positiva del núcleo
es mayor que el número de e−, habiendo más atracción y siendo el ión más pequeño. Baja densidad, que
aumenta a medida que se desciende en el grupo.
Dureza y puntos de fusión: blandos. Las energías de enlace en las redes cristalinas metálicas de
empaquetamiento compacto son débiles. Los PF y PE son bajos y disminuyen al aumenta el tamaño.
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Estructura: cúbica centrada en el cuerpo a T ambiente (NC = 8). A T bajas, el Li es hexagonal con
empaquetamiento compacto.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Cuando se irradian con luz pueden emitir electrones, el Cs y K se usan en células fotoeléctricas.
Llama característica al volver los e− a su posición original: Li (carmesí), Na (amarillo), K (lila), Rb y Cs
(azul−violeta).
Electropositivos y reactivos. La reactividad aumenta del Li al Cs. EI bajas, debido a que el e− más externo se
encuentra muy alejado del núcleo. La EI disminuye al bajar en el grupo porque el electrón está más distante y
menos fuertemente retenidos.
El Li muestra unas diferencias considerables en comparación con los restantes elementos del grupo. Los iones
diamagnéticos e incoloros.
Baja EN, forma enlaces iónicos. Compuestos blancos.
Agentes reductores poderosos. Las reactividades con respecto al aire y el aguas aumentan según se baja en el
grupo. La amalgama de Na/Hg es un buen agente reductor.
Disolución de los metales en amoniaco líquido.
• En disoluciones diluidas, las especies presentes son iones metálicos y electrones solvatados. El color
azul oscuro de la disolución se debe a estos electrones.
• En disoluciones concentradas, color bronce−cobre y lustre metálico debido a que se forman clústers
de iones metálicos. Los clústers son complejos moleculares con enlaces M−M que forman estructuras
cerradas triangulares o de mayor tamaño. Estas disoluciones conducen bien la corriente eléctrica por
los iones solvatados.
Diferencias entre el Litio y los otros elementos del Grupo 1
• PF y PE altos
• Dureza menor
• Reacción con el oxígeno. Da Li2o con trazas de Li2O2. Los demás óxidos alcalinos reaccionan aún
más.
• Menos electropositivo. Sus compuestos son menos estables y cuando se calientan suavemente forman
el óxido.
• Forma nitruro, Li3N
• Reacciona directamente con el carbono para forma un carburo iónico
• Mayor tendencia a formar complejos con los elementos más pesados.
• Las sales de Li+ son poco solubles en agua.
• El ion Li+ y sus compuestos se hidratan con más facilidad
METODOS DE PREPARACIÓN
Litio: electrolisis de una mezcla de LiCl y KCl
Sodio: Proceso Downs. electrolisis de NaCl con CaCl2.
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Potasio: No se puede preparar como el sodio porque es soluble en la mezcla de cloruros fundida, en las
condiciones de operación se evapora con facilidad y se forman superóxidos que producen explosión. Se
obtiene por reducción de KCl fundido con vapor de Na metálico.
Rubidio y Cesio: Parecido al potasio pero como reductor se utiliza Ca.
Francio: desintegración radiactiva y reacciones nucleares.
APLICACIONES
Litio:
• Aleaciones ligeras de alta resistencia. Al−Li para la industria aeronáutica y Mg−Li para la
aeroespacial.
• producción de tritio
Sodio:
• Fabricación de PbEt4 para aditivos antidetonantes de la gasolina.
• Preparación de metales por reducción de los cloruros
• Preparación de compuestos químicos
• En estado líquido como intercambiador de calor en reactores nucleares
Potasio:
• Preparación por combustión directa del superóxido KO2 que se usa en máscaras respiratorias.
TEMA 16: METALES ALCALINOTERREOS
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Be: silicatos: fenacita y berilio. No muy familiar y difícil de extraer
Mg: sales en el agua del mar y magnesita
Ca: calcita, dolomita y yeso.
Sr: celestita y estroncianita. Concentrados en menas y fácil de extraer.
Ba: baritas. Concentrados en menas y fácil de extraer.
Ra: escaso y radictivo.
PROPIEDADES FÍSICAS
Color blanco plateado, aspecto lustroso y blandos. El Mg es gris por una película superficial de óxidos.
Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor
contracción de los orbitales atómicas. Más densos.
Dureza y PF: Tiene dos electrones de valencia que participan en el enlace metálico, por lo que son más
duros. PF más elevados y no varia de forma regular debido a las diferentes estructuras cristalinas.
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PROPIEDADES QUÍMICAS
Menos electropositivos y más básico. Forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias
significativas con los restos de los elementos.
La EI más altas compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
Compuestos diamagnéticos e incoloros. Agentes reductores poderosos.
Diferencias entre el Berilio y los otros elementos del Grupo 2
• PF de sus compuestos bajos
• Los compuestos son solubles en disolventes orgánicos.
• Se hidrolizan en el agua. El ión Be2+ está hidratado. El enlace Be−O es fuerte, lo que debilita el
enlace O−H y hay tendencia a la pérdida de protones.
• Gran número de complejos
• Se pasiva por acción del HNO3
• Los haluros, hidruros... son poliméricos.
• Be2C forma metano por hidrólisis.
METODOS DE PREPARACIÓN
Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrolisis
Berilio: Reducción del BeF2 con magnesio. Reacción exotérmica. Electrolisis
Magnesio: Reducción electgrolítica usando mezcla de haluros en estado fundido. Reducción térmica de la
dolomita calcinada o del óxido.
Calcio: Método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2
Estrroncio y Bario: a partir de los óxidos por reducción con aluminio
Radio: Se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.
APLICACIONES
Berilio:
• Aleado con Cu
• Industria de la energía nuclear. Es un mal absorbente de neutrones.
• Transparente a la radicación de rayos X.
Magnesio:
• Aleaciones que pesan poco
• Preparación de reactivos de Grignard.
• Tipo especial de baterías secas
• Protección de otros metales
• Preparación de titanio
• Desoxidación y desulfuración de aceros
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Calcio:
• Aleado con Al
• Agente desoxidante y eliminación de azufre y fósforo del hierro.
• Agente reductor en la preparación de otros metales raros y en la síntesis orgánica
• Obtención de CaH2. Fuente útil de H2.
• Eliminación del nitrógeno de los gases inertes.
Estroncio:
• Ninguna aplicación comercial.
Bario:
• Eliminación de gases activos
• Aleación Ni−Ba para la fabricación de alambre de bujías.
TEMA 17: METALES DEL BLOQUE D
GRUPO 3: Sc, Y, La y Ac
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Sc: Thorveitita
Y: asociado con elementos lantánidos más pesados
La: asociado con elementos lantánidos más ligeros
Ac: asociado con minerales de uranio y torio. Presente en la naturaleza por desintegración radiactiva de otros
elementos
PROPIEDADES FÍSICAS
Color blanco plateado. Disminución del tamaño atómico y aumento de la densidad y del PF.
PROPIEDADES QUÍMICAS
La EI disminuye al bajar en el grupo de acuerdo a la variación del tamaño atómico. EO más estable. Iones y
compuestos incoloros y diamagnéticos. Bastante reactivos. La reactividad aumenta a medida que lo hace el
tamaño atómico. Al reaccionar con el aire, formar una película protectora de óxido. Reducen el agua con
liberación de H2, sobre todo en estado finamente dividido y cuando se calienta.
El Sc3+ es el de menor radio iónico y es el ión complejante más poderoso de todos.
METODOS DE PREPARACIÓN
El Escandio se prepara en pequeñas cantidades. Se prepara como subproducto en el tratamiento de las menas
de uranio.
Los metales Y y La es difícil la separación de sus compuestos de los compuestos de los elementos lantánidos
y su aislamiento a partir de los óxidos, que son muy estables. Un método que puede seguirse es la reducción
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de los cloruros o fluoruros con calcio.
Otro método de preparación de Sc, Y, La y Ac es por electrolisis de los cloruros en estado fundido.
El actino se forma en la desintegración del U y por bombardeo neutrónico de Ra.
APLICACIONES
Y:
• Preparación de semiconductores, aleaciones refractarias, sustancias fosforescentes de color rojo,
pantallas de televisión...
La:
• Preparación de la aleación Mischmetal (La−Ce−Ln ligeros), se emplea en la fabricación de piedras de
mecheros.
GRUPO 4: Ti, Zr, Hf
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Ti: ilmenita y rutilo. Muy abundante.
Zr: circón, y baddeleyita. Relativamente abundante
Hf: alvita. Menos abundante
PROPIEDADES FÍSICAS
Color plata brillante y lustre metálico. El Hf tiene menor radio atómico e iónico por la contracción lantánida.
Son metales densos y mayor PF. El aumento de electrones d conduce a un fortalecimiento del enlace en la red
cristalina metálica. Mejores conductores del calor y la electricidad.
El Ti es duro y refractario, PF elevado y buen conductor del calor y la electricidad, ligero y resistentes a
ciertos tipos de corrosión. Estructura hexagonal compacta.
PROPIEDADES QUÍMICAS
EO más importante +4. Los compuestos de Ti con este EO son covalentes. Compuestos diamagnéticos e
incoloros o blancos.
El Ti y el Ti2+ son especies reductoras. No son muy reactivos y se pasivan. El mejor disolvente es el HF por
la tendencia a formar complejos hexafluorados.
A T mayores de 600ºC son muy reactivos (óxidos, haluros, nitruros y carburos). En estado finamente dividido
son pirofóricos.
METODOS DE PREPARACIÓN
Proceso Kroll: reducción de MCl4 con magnesio en atmósfera de argón. El TiCl4 se obtiene por tratamiento
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del rutilo al rojo con carbono y cloro.
El Ti se obtiene por reducción del cloruro con sodio en atmósfera de argón.
Método de Van Arkel−de Boer:
El Hf se obtiene como subproducto del refino del Zr.
APLICACIONES
Ti:
• Fabricación de prótesis, equipos y utensilios ligeros
• Aleaciones Ti/Al para la industria aeronáutica
Zr:
• Resistencia a la corrosión, sustituye al Pt, Ti y Ta en la industria química y nuclear.
• Aleaciones férreas (aceros) y no férreas (Nb/Zr) son superconductores a bajas temperaturas.
Hf:
• Absorbente de neutrones. Se emplea en el blindaje de reactores nucleares.
• Filamentos de lámparas de incandescencia y como absorbente de gases
GRUPO 5: V, Nb, Ta
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Vanadio: patronita (VS4) y vanadita. Petróleos de Venezuela
Niobio y Tántalo: columbita y tantalita.
PROPIEDADES FÍSICAS
Color plata brillante. Densidad alta. Debido a la contracción lantánida, los radios atómicos e iónicos del Nb y
Ta son muy parecidos, se encuentran juntos en los minerales y son difíciles de separar.
Debido al electrón de más, el enlace M−M es más fuerte. El vanadio puro es duro, resistente a la corrosión y
de color gris acero.
PROPIEDADES QUÍMICAS
El vanadio presenta un número elevado de EO. Los EO 0 y +2 son reductores. El +5 es oxidante. Al bajar en
el grupo son menos estables los EO bajos.
La tendencia a formar compuestos iónicos simples disminuye a medida que aumenta el estado de oxidación.
La reactividad del Vanadio depende de la temperatura:
• A T ambiente: no es atacado por aire, agua, álcalis o ácidos no oxidantes.
• A T elevada: se combina con la mayoría de los no metales.
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METODOS DE PREPARACIÓN
Vanadio: Difícil de separar en estado muy puro debido a que es muy reactivo con carbono, oxígeno,
nitrógeno...
Tostación de menas de vanadio con Na2CO3, da NaVO3 soluble en agua. Se precipita como NH4VO3 y por
calentamiento se transforma en V2O5 que se reduce con Al. Se obtiene muy puro por reducción de haluros
metálicos con H2 o Mg.
Niobio y Tántalo: electrolisis de fluoruros o complejos fluorados en estado fundido o por reducción de los
pentóxidos con Na o C. El Nb también se obtiene como subproducto en la obtención del Sn.
APLICACIONES
Vanadio:
• Aleaciones férreas (ferrovanadio) fabricación de herramientas y muelles.
• Catalizador en procesos de oxidación o de hidrogenación.
Niobio:
• Aceros inoxidables resistentes a la corrosión a altas temperaturas.
• Semiconductores
• Aleaciones especiales como Nb/Zr que se comporta como superconductor
• Electrodos para soldadura eléctrica
Tántalo:
• Elevada resistencia a la corrosión. Fabricación de plantas químicas, material quirúrgico (inerte a los
fluidos corporales), filamentos para lámparas de incandescencia y componentes electrónicos.
• Preparación de vidrio para instrumentos ópticos
• Aleaciones de alta resistencia al desgaste
GRUPO 6: Cr, Mo, W
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Cromo: cromita
Molibdeno: molibdenita y molibdatos
Tungsteno: tungstatos (wolframita o scheelita)
PROPIEDADES FÍSICAS
Color: Cr plata azulado, Mo plata brillante, W blanco plateado.
Como consecuencia de la contracción lantánida el tamaño es parecido para el Mo y W. Metales duros y PF
elevados. El W es el metal con el PF más alto. El Mo y W son extremadamente refractarios.
PROPIEDADES QUÍMICAS
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Forman compuestos con enlace por donación de electrones por el grupo CO al metal y enlace d−p por
retrodonación de electrones desde orbitales metálicos llenos al grupo CO.
En el caso del cromo:
• Cr+ se estabiliza por formación de complejos.
• Cr2+ forma compuestos iónicos muy conocidos. Agente reductor muy fuerte.
• Cr3+ compuestos más importantes y más estables. En disolución alcalina se oxida a Cr6+.
• Cr5+ raro e inestable.
• Cr6+ (cromatos y dicromatos) son poderosos agentes reductores.
La reactividad del cromo depende de la temperatura. A mayor T mayor reactividad. A bajas T se pasiva.
METODOS DE PREPARACIÓN
Cromo: Por reducción de la cromita con carbón en horno eléctrico. En estado puro, la cromita en estado
fundido se trata con carbonato de sodio en presencia de aire, se extrae el producto en agua, se acidifica y se
cristaliza Na2Cr2O7 que se reduce a óxido por calentamiento y se reduce a cromo con Al.
Molibdeno: Producto primario o subproducto en la producción de cobre. Se separa MoS2 por flotación y se
somete a tostación obteniendo el ácido. Tras su purificación se reduce al metal con hidrógeno.
Tungsteno: Menas atacadas por fusión con Na2CO3, es lixiviado con agua y se descompone por acción de
HCl concentrado y caliente. El ácido tungstíco que precipita es calentado para su transformación en trióxido
de tungsteno que se reduce con C o H2.
APLICACIONES
Cromo: baja ductilidad y resistente a la corrosión
• Aleaciones no férreas
• Aleaciones férreas. Aceros inoxidables. Se forma una película delgada superficial y adherente al
óxido de cromo. Esta película es estable y autorenovable.
• Recubrimiento electrolítico protector y decorativo de metales
• Aleación Kantal: Cr−Al−Co−Fe: fabricación de resistencias eléctricas
• Aleación Smith: Cr−Al−Fe
Molibdeno y Tunsteno:
• Aleaciones férreas. Aceros inoxidables de gran dureza y resistencia destinados a la fabricación de
herramientas e instrumentos de corte.
Molibdeno:
• armas de fuego (cañones)
• Electrodos y bujías
Tungsteno:
• Filamentos de focos y bombillas eléctricas.
Los tres se usan como catalizadores en la industria petroquímica.
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GRUPO 7: Mn, Tc y Re
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Manganeso: pirolusita, rodocrosita. Nódulos de ferromanganeso en el lecho del océano Pacífico.
Tecnecio: elemento radiactivo. Fisión de combustibles nucleares.
Renio: junto con molibdenitas, muy parecido al molibdeno.
PROPIEDADES FÍSICAS
Color plateado. El Mn es duro y quebradizo, menos refractario que el Fe. El Re es muy refractario y posee el
2º PF más alto.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Los EO más bajos se encuentra en compuestos carbonílicos. Para el Mn el EO +2 es el más estable, frecuente
y característico. Todos los EO superiores son agentes oxidantes energéticos. Los EO +3 y +6 tienen tendencia
a la desproporción.
Para el Tc y Te
• El EO +7 es el más estable y frecuente, siendo tan sólo ligeramente oxidante.
• El EO +6 muestra tendencia a desproporcionar
• El EO +5 y +4 poseen una química muy extensa.
• El EO +3 es estable para el Re
• El EO +2 e inferiores son poco frecuentes y muy reductores.
Al descender en el grupo se produce un aumento en la estabilidad del EO más elevado y una disminución de
estabilidad en el EO mas bajo.
El carácter básico de cualquier elemento disminuye conforme aumenta el EO. En el caso de Manganeso:
• Los óxidos MnO y Mn2O3 son básicos e iónicos.
• El MnO2 es anfotérico
• El MnO3 es ácido inestable.
• El Mn2O7 es fuertemente ácida.
Casi todos los compuestos de Mn son coloreados.
METODOS DE PREPARACIÓN
Manganeso: Calentado MnO2, se forma Mn3O4 que se reduce con Al o C. El metal obtenido puede
purificarse electrolíticamente.
Tecnecio: Reducción de Tc2S7 con H2 a alta temperatura. También se obtiene en plantas nucleares, ya que se
encuentra en los productos de fisión del uranio.
Renio: Re recupera en los polvos que se generan en los tostadores de los minerales de sulfuro de molibdeno.
En la tostación de sulfuro se produce la oxidación del renio que se reduce con H2
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APLICACIONES
Manganeso:
• Preparación de aleaciones férreas y no férreas. Evita que el acero sea quebradizo.
♦ Silimanganseo (Mn−Si.−Fe)
♦ Manganin (Cu−Mn y Ni) resistividad cero.
• Fertilizantes en pequeñas cantidades
Tecnecio:
• No tiene aplicaciones industriales y comerciales.
• Artificial y radiactivo.
Renio: refractario y resistente a la corrosión.
• Joyería
• Filamentos para espectrómetros de masas
• catalizar en reacciones de hidrogenación y deshidrogenación.
GRUPO 8: Fe, Ru y Os
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Hierro: oligisto, magnetita, limonita, siderita, pirita.
Rutenio y Osmio: en estado nativo. En estado metálico junto con otros metales de la mena del platino y los
metales de acuñar.
PROPIEDADES FÍSICAS
Color gris plata para el Fe y Ru y plata brillante para Os. El Fe en estado puro es un metal blanco y no es
particularmente duro.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Para el Fe: EO +6 raro. EO +2 más estable. EO +3 ligeramente oxidante.
Para el Ru +3 y para Os +4.
El hierro en estado puro es un metal bastante reactivo:
• Se disuelve fácilmente en ácidos no oxidantes diluidos.
• Con los ácidos oxidantes se forma Fe3+
• Con agentes oxidantes muy poderosos se pasiva.
El Ru y Os son metales nobles menos reactivos. Son muy resistentes al ataque de los ácidos.
METODOS DE PREPARACIÓN
Fe: reducción de sus óxidos con hidrógeno o por descomposición térmica del pentacarbonilo.
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Preparación del arrabio
Se lleva a cabo en un alto horno. Consta de tragante, cuba, vierten, etalajes y crisol. El alto horno se carga por
el tragante con la mena, el carbón de coque y el fundente. El carbón de coque actua como combustible y como
reductor. El fundente ayuda a formar la escoria.
El proceso más importante es la reducción de los óxidos de hierro. La acción reductora es debida al CO y
tiene lugar al entra en contacto las dos corrientes que se desplazan en sentido opuesto. Las reacciones que
tiene lugar son:
• El aire que es soplado por las toberas origina la combustión del carbón
• El CO2 formado se desplaza en sentido ascendente y pasa por una capa de carbón al rojo
reduciéndose:
• Este CO interviene en la reducción de los óxidos de hierro. Los procesos que tiene lugar de arriba
abajo, conforme aumenta la temperatura es la reducción de Fe2O3, Fe3O4 y FeO.
Fundiciones
Son aleaciones de segunda fusión. Las fundiciones ordinarias son aleaciones de Fe−C−Si. Clasificación:
• Fundición blanca: el carbono se encuentra como Fe3C
• Fundición gris, el carbono está como grafito laminar y distribuido no uniformemente
• Fundición maleable: el carbono está como grafito nodular y distribuido uniformemente, puede ser de
núcleo blanco o de núcleo negro.
Las fundiciones especiales tiene Ni o Cr como elemento de aleación
Acero
Fe, C, Si, Mn, P y S y otros elementos variables. Sus propiedades dependen del tipo de impureza y de la
distribución en el acero. El efecto negativo es tanto mayor cuanto menos uniforme se encuentran distribuidas
las impurezas.
Preparación: Se funde el material de partida, se oxidan las impurezas para disminuir su prsencia.
Ru y Os: se obtienen a partir de los concentrados de platino que resultan como lodos anódicos en el afino
electrolítico del níquel.
APLICACIONES
Hierro:
• Catalizador o promotor de algunos principios químcos.
• Preparación de aceros
Rutenio:
• Catalizador
• En joyería
• Fabricación de semiconductores
• Aleaciones de gran dureza y resistentes a la corrosión y al desgaste.
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Osmio:
• Catalizador
• Componente de aleaciones de gran dureza y resistente al desgaste.
GRUPO 9: Co, Rh e Ir
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Co: asociado con Ni y con Ar. Esmaltita y cobaltita
Rh: minerales de Cu y Ni
Ir: osidirio. Junto con otros metales de la mena del platino.
PROPIEDADES FÍSICAS
Color: Co plata azulado, Rh plata brillante, Ir plata brillante.
El cobalto posee una elevada dureza y TF y es ferromagnético. El Rh e Ir son metales muy duros. La densidad
y PF son muy elevados para el Ir
PROPIEDADES QUÍMICAS
En los EO más bajos solo se forman algunos compuestos. El Co es poco reactivo a bajas temperaturas. Los
tres metales forman un gran número de compuestos de coordinación.
METODOS DE PREPARACIÓN
Cobalto: Residuos que se obtienen en la fusión de minerales arsenicales de níquel, cobre y plomo. El cobalto
como óxido se reduce a metal por calentamiento con carbón.
Rodio e Iridio: se encuentran en estado nativo, se obtienen por procedimientos ideados para separa la plata, el
oro y todos los metales de la mena del platino.
APLICACIONES
Cobalto:
• Aleaciones no férreas duras y no experimentan corrosión
• Producción de productos químicos para la industria cerámica y de pinturas
• Catalizadores
• Medicina
• Forma parte de la vitamina B12 que previene la anemia perniciosa.
Rodio:
• Recubrimiento de reflectores y utensilios de cocina.
• Catalizadores Pt/Rh cataliza el proceso de Ostwald. y en tubos de escape de automóviles para el
control de la contaminación.
Iridio:
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• Aleación Pt/Ir para la fabricación de materiales para la industria química, aeronáutica y militar
• Fabricación de electrodos y en plumas estilográficas.
GRUPO 10: Ni, Pd y Pt
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Níquel: garnierita y pentlandita.
Paladio y Platino: asociados con otros metales de la mena del platino, en estado nativo o como sulfuros y
arseniuros.
PROPIEDADES FÍSICAS
Color blanco plateado. Aspecto lustroso. Estructura cúbica centrada en las caras. Metales dúctiles y maleables.
Densidad elevada y PF altos. Alta conductividad eléctrica y térmica. El Ni es ferromagnético.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Hay una disminución de formas iónicas sencillas con el aumento del número atómico. El ni es mucho más
reactivo que los otros dos metales.
METODOS DE PREPARACIÓN
Niquel: Se parte de menas sulfuradas, que se concentran por separación magnética o flotación. El sulfuro se
somete a tostación y el óxido resultante se reduce a níquel metálico. El metal bruto se refina por electrolisis o
por el proceso de Mond. En el método electrolítico se reduce el óxido con carbón. En el proceso de Mond, se
reduce con hidrógeno.
Preparación de Níquel Raney
Preparación de metales activos catalíticamente. El metal catalíticamente activo es aleado con un metal
catalíticamente inactivo, es pulverizada y el metal inactivo es separado por disolución. Para preparar el Níquel
se funde Ni con Al, tratando la aleación obtenida con una disolución alcalina. Resulta un polvo de color
negro. El producto obtenido es sensible al aire y con frecuencia pirofórico.
Paladio: se obtiene como subproducto en el refino del cobre y cinc
Platino: se obtiene como subproducto en el refino del níquel y el cobre.
APLICACIONES
Níquel:
• Acero inoxidable
• Acero inoxidable Anilco (Fe−Ni−Co−Al) ferromagnético, para la fabricación de imanes.
• Constantant (Ni−Cu) resistencia térmica y bajo coeficiente de dilatación lineal. Resistencias.
• Hasteloy (Ni−Mo−Fe) Resistente a la corrosión
• Metal Monel (Ni−Cu−trazas de Mn y Fe) recipientes para sustancias corrosivas.
• Niplata: (Cu−Ni−Zn) sustitución de la plata en orfebrería y ornamentación.
• Recubrimiento electrolítico de otros metales para su protección
• Niquel Raney para catalizador en procesos de hidrogenación y polimerización de alquinos.
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Paladio:
• Preparación de aleaciones para joyería, (Pd(Au oro blanco) relojes y material quirúrgico
• Catalizador en procesos de hidrogenación.
Platino:
• Joyería
• Fabricación de instrumentos de laboratorio, material quirúrgico, eléctrico...
• Catalizador.
GRUPO 11: Cu, Ag y Au
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Cobre: sulfuro, óxido y carbonato. Calcopirita.
Plata: en estado nativo y sulfuros. Argentita
Oro: en estado nativo y como telururos.
PROPIEDADES FÍSICAS
Color Cu rojo pardo, Ag gris plata, Au amarillo. Los metales de este grupo poseen las conductividades
eléctrica y térmica más altas conocidas. Blandos, muy dúctiles y maleables. Estructura cúbica centrada en las
caras
PROPIEDADES QUÍMICAS
Los iones Cu+ y Ag+ desproporcionan en el agua y sólo tienen existencia real en compuestos insolubles y
complejos.
Son metales nobles no reactivos.
METODOS DE PREPARACIÓN
Cobre: Tostación de menas sulfuras en presencia de aire, formándose Cu2S que se transforma en parte en
Cu2O que es reducido con la cantidad remanente de Cu2S. El cobre con impurezas conocido como Blister se
refina electrolíticamente.
Playa y Oro: Lixiviación de la plata o oro con cianuro y posterior precipitación con Zn
Plata: subproducto en la preparación de cobre, plomo y cinc.
Oro: Se separa el oro de la arena por métodos hidráulicos y el producto obtenido se aísla de la plata y cobre
por tratamiento con ácido. El método de amalgamación disuelve el oro en mercurio y se separan por
destilación.
APLICACIONES
Cobre: buen conductor de la electricidad y cierta inercia química
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• Fabricación de cables para tendido eléctrico, tubos de conducciones...
• Catalizador en reacciones químicas
• En aleaciones no férreas
♦ Bronce (Cu−Sn) campanas, estatuas, objetos de ornamentación...
♦ Latón (Cu−Zn) utensilios domésticos, de ornamentación, de construcción.
Plata:
• Joyería, fotografía, espejos
• Procesos de electroplateado, monea, aleaciones para empastes dentales
• baterías eléctricas Ag/Zn y Ag/Cd
Oro:
• Joyería, artesanía, prótesis dentales
• electrónica, espejos...
GRUPO 12: Zn, Cd y Hg
ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA
Elementos calcófilos, asociados con cobre, como sulfuros
Cinc: blenda de cinc, esfalerita y carbonato.
Cadmio: sulfuro, greenockita
Mercurio: cinabrio.
PROPIEDADES FÍSICAS
Color Zn blanco plateado, Cd Gris plata, Hg gris plata. Blandos, bajos PF y PE. Poseen configuración
electrónica d10 y puede que estos electrones no participen en la formación del enlace metálico.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Compuestos divalentes. El Hg+ es importante, pero los compuestos mercuriosos son diméricos. La reactividad
disminuye al descender en el grupo.
METODOS DE PREPARACIÓN
Cinc: mineral bruto concentrado por flotación, el producto obtenido es sometido a tostación y el óxido
formado es reducido con carbón. El Zn resultante está en estado vapor y puede oxidarse. Para evitarlo se
controla la atmósfera en los crisoles.
Cadmio: Subproducto en el afino del cinc. Se separan por destilación o por precipitación de disoluciones de
sulfatos por acción del polvo de cinc.
Mercurio: Se calienta el cinabrio en presencia de aire para formar el óxido, el cual descompone a vapor de
Hg que condensa.
APLICACIONES
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Cinc:
• Aleaciones
• Galvanizado para la protección frente a la corrosión
• Pilas eléctricas (normales, alcalinas o de mercurio)
• Fabricación de láminas para el recubrimiento de tejados
• Pinturas, colorantes y neumáticos.
Cadmio:
• Aleaciones de bajo PF
• Protección electrolítica del hierro para la protección frente a la corrosión.
• Fabricación de células fotoeléctricas.
• Baterías eléctricas Ni/Cd
• Estabilizadores de plásticos y en pigmentos.
Mercurio:
• Fabricación de termómetros, barómetros, lámparas de arco...
• Extracción de metales preciosos
• Preparación de azida de mercurio
• Algunos medicamentos
•
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