Sin título de diapositiva

23/05/2016
Tabla periódica moderna
Química General e Inorgánica
23 y 30 de mayo de 2016
Prof. Dr. Pablo Evelson
Grupos 13 y 14
Metales
Metaloides
No Metales
Grupo 13
Grupo 13
B
No metal
Al
Metal
Ga
Metal
Metal blanco.
In
Metal
Metal blanco plateado.
Tl
Metal
Es importante desde el punto de vista
de su toxicidad.
Grupo 13
Indio
El metal más abundante en la corteza
terrestre (7,5%).
Propiedades físicas
Aluminio
Boro
No se encuentra libre en la naturaleza.
Galio
Z
Nombre
Símbolo
Peso
Molecular
Punto de
fusión
(ºC)
Punto de
ebullición
(ºC)
Densidad
(g/mL)
5
Boro
B
10,8
2030
3700
2,47
13
Aluminio
Al
26,9
660
2350
2,70
31
Galio
Ga
69,7
30
2070
5,91
49
Indio
In
114,8
157
2050
7,29
81
Talio
Tl
204,4
304
1460
11,87
Talio
1
23/05/2016
Configuración electrónica:
ns2 np1
•Ninguno de los elementos muestra la más mínima tendencia a
formar aniones simples.
•El estado de oxidación más importante del grupo es 3 +.
•Ga, In, Tl pueden existir en el estado de oxidación +1 por pérdida
de 2 electrones (efecto par inerte).
Efecto del par inerte (I)
•Cuando consideremos los iones que pueden formar los
elementos del bloque p es necesario tener en cuenta la
diferencia de energía de ionización entre los e- s y los e- p de
la capa de valencia.
•Los e- p se pierden primero y a medida que descendemos
en el grupo el par de e- s se comportan como un par inerte.
Para el Ga y el In, el estado de oxidación +1 es menos importante y
estable que el estado de oxidación +3.
Para el Tl, los compuestos del Tl+ se parecen a los compuestos de
los metales del grupo 1.
Efecto del par inerte (II)
Un electrón s puede ser localizado muy cerca del núcleo y
puede penetrar los niveles internos.
Efecto del par inerte (IV)
Ejemplo:
El Tl forma Tl+ y Tl3+
Efecto del par inerte (III)
Un electrón p penetra mucho menos porque los orbitales p
poseen un nodo que pasan por el núcleo.
Boro
El boro se obtiene a partir del bórax.
El bórax es la sal hidratada del ácido tetrabórico:
Na2B4O7.10 H2O.
2
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Hidruros del boro
Hidruros del boro (II)
Enlace de tres centros
H
B
Diborano (B2H6)
Diborano (B2H6)
Ácido Bórico (H3BO3)
Aluminio
B(OH)3(ac) + 2 H2O(l)
B(OH)4-(ac) + H3O+(ac)
Ka = 4 x 10-10
B
OH
+ 2 H2O
OH
HO
•Es el tercero de los elementos en cuanto a su
abundancia (7,5%) y se encuentra repartido en forma de
miles de aluminiosilicatos y óxidos.
•Su principal mena es la bauxita (Al2O3 . H2O).
OH
HO
B
B
OH
+ H3O+
OH
•A partir de la bauxita se obtiene óxido de aluminio
anhidro.
Se utiliza en solución acuosa como antiséptico débil.
Proceso Hall (1886)
Ánodos de
grafito
Proceso Hall (II)
+
-
Ánodo (oxidación): 3 [ 2 O2-
Cátodo de
grafito
Cátodo (reducción): 4 [ Al3+ + 3 eProceso global: 2 Al2O3
Aluminio
fundido
Al2O3 disuelto en
criolita (Na3AlF6)
fundida
O2(g) + 4 e- ]
Al(l) ]
4 Al(l) + 3 O2(g)
El oxígeno reacciona con los ánodos de carbono para
formar CO, que se libera como gas.
3
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Proceso Hall (II)
4000 kg de bauxita (~ 50% de Al2O3)
1900 kg de Al2O3
Comportamiento anfótero
70 kg de criolita
450 kg de ánodos de C
Celda electrolítica
109
56 x
J de energía
(4,5 V, 105 A)
1000 kg de Al
Comportamiento anfótero
Tendencias periódicas en las propiedades anfóteras
Si una especie química puede reaccionar tanto con ácidos como
con bases, se dice que es anfótero.
Comportamiento anfótero del aluminio:
•Reacción con ácidos:
2 Al° + 6 HCl
2 AlCl3 + 3 H2
•Reacción con base fuerte:
Al° + NaOH + 3 H2O
NaAl(OH)4 + 3/2 H2
Óxido de aluminio (alúmina)
Corindón (alúmina )
Existen diferentes tipos de alúmina:
•Alúmina  (corindón): muy duro y resistente.
•Alúmina : menos densa y más reactiva. Se utiliza
en cromatografía.
•Reacción con ácidos:
Al2O3(s) + 6 H3O+(ac) + 3 H2O(l)
2 Al(H2O)63+(ac)
•Reacción con bases:
Al2O3(s) + 2 OH-(ac) + 3 H2O(l)
2 Al[H2O]4-(ac)
4
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Formas impuras de alúmina 
Formación del óxido de aluminio
•El aluminio reacciona rápidamente con el oxígeno del
aire:
4 Al(s) + 3 O2(g)
2 Al2O3(s)
•Una película de este óxido queda adherida a la superficie
del metal.
Este proceso se denomina pasivación.
Rubí (Cr3+)
Zafiro (Fe3+ y Ti4+)
Topacio (Fe3+)
Carácter ácido del catión Al3+
Carácter ácido del catión Al3+
Al3+ + H2O
Al(H2O)63+
+ H2O
Al(H2O)5(OH)2+
+
H+
Ka = 1 x 10-5
Al(OH)2+
Al(OH)2+ + H+
Al(OH)2+ + H+
+ H2O
Al(OH)2+ + H2O
Al(OH)3 + H+
•En presencia de una base fuerte:
Al3+ + 3 OH-
Al(OH)3  + OH-
Al(OH)4-
•En presencia de una base débil:
Al3+ + 3 OH-
Al(OH)3 
Carácter anfótero del hidróxido de aluminio
Formación del sulfato de aluminio
•Reacción con ácidos:
Al(OH)3(s) + 3 H+(ac)
Al3+(ac) + 3 H2O(l)
•Reacción con bases:
Al(OH) (s) + OH-(ac)
Al(OH)4-(ac)
3
El hidróxido de aluminio
(imagen) se utiliza como
antiácido estomacal.
•El óxido de aluminio puede reaccionar con el ácido
sulfúrico para formar sulfato de aluminio:
Al2O3(s) + 3 H2SO4(ac)
Al2(SO4)3(ac) + 3 H2O(l)
El sulfato de aluminio se conoce con el nombre
de alumbre.
•El alumbre se utiliza en la industria del papel para coagular
las fibras de celulosa.
5
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Estructura de la celulosa
Acidez de cationes metálicos
Acidez de cationes metálicos
Acidez de cationes metálicos
Acidez de cationes metálicos
Carácter ácido del catión Al3+
Catión
Al(H2O)63+
+ H2O
Al(H2O)5(OH)2+
Ka = 1 x 10-5
+
H+
Co(H2O)63+
Fe(H2O)63+
Cr(H2O)63+
Al(H2O)63+
Fe(H2O)62+
Cu(H2O)42+
Zn(H2O)42+
Cd(H2O)42+
Co(H2O)62+
Ni(H2O)62+
Mn(H2O)62+
Ka
2,0 x 10-2
2,0 x 10-3
1,0 x 10-4
1,0 x 10-5
2,0 x 10-7
3,0 x 10-8
1,0 x 10-9
1,0 x 10-9
1,0 x 10-10
1,0 x 10-10
3,0 x 10-11
6
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Carácter ácido del catión Al3+
Formación del sulfato de aluminio
Al3+ + H2O
Al(OH)2+
+ H2O
Al(OH)2+ + H2O
Al(OH)2+ + H+
Al(OH)2+ + H+
Al(OH)3 + H+
•En presencia de una base fuerte:
Al3+ + 3 OH-
Al(OH)3  + OH-
Al(OH)4-
•El óxido de aluminio puede reaccionar con el ácido
sulfúrico para formar sulfato de aluminio:
Al2O3(s) + 3 H2SO4(ac)
Al2(SO4)3(ac) + 3 H2O(l)
El sulfato de aluminio se conoce con el nombre
de alumbre.
•El alumbre se utiliza en la industria del papel para coagular
las fibras de celulosa.
•En presencia de una base débil:
Al3+ + 3 OH-
Al(OH)3 
Galio, indio, talio
Talio
Galio
Indio
Talio
Propiedades químicas
Reactivo
Reacción con el elemento (E) del grupo 13
Oxígeno
4 E (s) + 3 O2 (g) — 2 E2O3 (s)
Nitrógeno
2 E (s) + N2 (g) — 2 EN (s), E = B, Al
Halógeno (X2)
2 B (s) + 3 X2 (g, l, s) —2 BX3 (g)
2 E (s) + 3 X2 (g, l, s) — E2X6 (s) E = Al, Ga, In
2 Tl (s) + X2 (g, l, s) —2 TlX (s)
Agua
2 Tl (s) + 2 H2O (l) — 2 TlOH (ac) + H2 (g)
Ácido
2 E (s) + 6 H3O+ (ac) — E3+ (ac) + 6 H2O (l) + 3 H2 (g),
E = Al, Ga, Tl
Base
2 E (s) + 6 H2O (l) + 2 OH- (ac) — E(OH)42- (ac) + 3
H2(g),
E = Al, Ga
Grupo 14
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Grupo 14
C
No metal
Grupo 14
El grafito conduce la corriente
Si
No metal
Comportamiento químico de no metal,
pero propiedades físicas y eléctricas de
un metaloide.
Ge
Metaloide
Sus propiedades se parecen mucho a las
de un metal.
Sn
Metal
Pb
Metal
Carbono (grafito)
Carbono (diamante)
Silicio
Ambos poseen vestigios de carácter no
metálico.
Germanio
Propiedades físicas
Plomo
Estaño
Configuración electrónica:
ns2 np2
Z
Nombre
Símbolo
Peso
Molecular
Punto de
fusión
(ºC)
Punto de
ebullición
(ºC)
Densidad
(g/mL)
6
Carbono
(grafito)
C
12,0
3370
(sublima)
-
1,9 a 2,3
14
Silicio
Si
28,1
1410
2620
2,3
32
Germanio
Ge
72,6
937
2830
5,3
50
Estaño
Sn
118,7
232
2720
7,3
82
Plomo
Pb
207,2
328
1760
11,3
Configuración electrónica:
ns2 np2
• En la mayoría de sus compuestos, los elementos del
grupo 14 están unidos covalentemente.
•Los compuestos tipo AB4 son tetraédricos.
•La formación de iones 4- por ganancia de electrones no
se observa.
•La energía de ionización para extraer 4 electrones es
extremadamente alta: no se conocen iones sencillos 4+.
•Ge, Sn, Pb pueden formar iones d10s2 por pérdida de 2
electrones (efecto par inerte).
•Sólo los compuestos PbCl2 y PbF2 son iónicos.
•Los compuestos del Ge2+ y Sn2+ son covalentes.
Forma natural de los elementos del Grupo 14
Elemento
Forma normal
Carbono
Grafito
Diamante
Fullerita
Silicio
No metal negro
No metal transparente
No metal naranja
Germanio
Metaloide gris-blanco
Estaño
Metal blanco lustroso
Plomo
Metal lustroso blanco
azulado
Metaloide gris
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Enlaces 
Enlaces 
El grafito consiste en redes hexagonales de átomos de carbono con
hibridación sp2 dispuestas en capas planas.
En el diamante, cada átomo de carbono tiene hibridación sp 3 y se enlaza
tetraédricamente a sus vecinos con todos sus electrones situados en
enlaces C-C de tipo .
Diagrama de fases del carbono
Fullerenos
Sólido
Diamante
Líquido
Grafito
Gas
Buckminsterfullereno, C60
Temperatura (K)
Nanotubos
Concatenación
H
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
El carbono tiene capacidad de
formar compuestos en los cuales
se enlazan entre sí muchos átomos
de carbono en cadenas o anillos.
Se denomina concatenación y
explica el gran número de
compuestos orgánicos.
H
n-hexano
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La tendencia a la autounión disminuye marcadamente con el
número atómico.
Energía de enlace
Por ejemplo, en los hidruros (EnH2n+2):
Enlace
(kJ/mol)
Elemento
Hidruro
Carbono
Hasta 50 carbonos
C―C
347
Silicio
Si6H14
Si―Si
226
Germanio
Ge9H20
Ge―Ge
188
Estaño
Sn2H6
Sn―Sn
151
Plomo
PbH4
Eenlace
Enlace
Eenlace
Enlace
C―C
347
Si―Si
226
C―O
335
Si―O
C―H
414
C―Cl
326
Enlace
Eenlace
Enlace
C―C
347
Si―Si
226
368
C―O
335
Si―O
368
Si―H
328
C―H
414
Si―H
328
Si―Cl
391
C―Cl
326
Si―Cl
391
(kJ/mol)
(kJ/mol)
El enlace C-C es casi tan fuerte como cualquier enlace que
forma el carbono con otro elemento.
El carbono también posee gran capacidad de formar enlaces múltiples entre
sí y con otros elementos no metálicos.
C
C
Energía de enlace
N
C
C
C
O
Eenlace
(kJ/mol)
(kJ/mol)
El Si tiene más tendencia a unirse a otros elementos que a
sí mismo.
Tipos de unión
C
C
S
Ningún otro elemento del grupo 14 utiliza orbitales p para formar enlaces .
Eteno (C2H4)
Etino o acetileno (C2H2)
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Monóxido de carbono (CO)
El monóxido de carbono se forma por la combustión del carbono
en presencia de una cantidad limitada de oxígeno a altas
temperaturas (1000 ºC):
2 C (s) + O2 (g)  2 CO (g)
Oxidos y oxiácidos del carbono
El monóxido de carbono es isoeletrónico con la molécula de
nitrógeno:
:C O:
Dióxido de carbono (CO2)
:O
C
O:
El dióxido de carbono se forma:
•por la combustión completa del carbono o hidrocarburos
•por reacción del CO con el oxígeno del aire:
Ácido carbónico (H2CO3)
El ácido carbónico nunca se ha obtenido en estado puro. Las
soluciones de dióxido de carbono en agua consisten
principalmente en moléculas de CO2 disueltas (menos del 1%
está en forma de moléculas de H2CO3).
2 CO (s) + O2 (g)  2 CO2 (g)
•por reacción de los carbonatos o carbonatos ácidos con
ácidos:
CaCO3 (s) + 2 H+ (ac)  Ca2+ (ac) + CO2(g) + H2O(l)
CO2(g) + H2O(l)
H2CO3 (ac)
H2CO3 (ac)
HCO3- (ac) + H+ (ac)
•por calentamiento de carbonatos:
CaCO3 (s)  OCa (s) + CO2(g)
Silicio
HCO3- (ac)
CO32- (ac) + H+ (ac)
Silicatos
El silicio se presenta en la naturaleza en forma de silicatos y
también como sílice (dióxido de silicio, SO2).
Cuarzo
Cuarcita
Cristobalita
Tres formas comunes de sílice
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Silicatos
El vidrio es un producto de
fusión de materiales
inorgánicos ópticamente
transparente que se ha enfriado
a un estado rígido sin
cristalizar.
•El número de silicatos naturales ronda el millar.
•Las diferencias entre los diversos silicatos provienen del número
de cargas negativas en cada tetraedro del número de átomos de O
en los vértices enlazados con otros tetraedros y de la manera en
que las cadenas y capas de tetraedros se colocan unas con
respecto a otras.
Está formado por una mezcla
fundida de dióxido de silicio
(SiO2), con compuestos como
óxido de sodio, oxido de boro
y óxidos de metales de
transición.
• Se pueden mencionar: asbestos, mica, talco, feldespatos,
granito, etc.
•Siliconas: Polímeros sintéticos.
Compuestos del estaño y plomo
Poder oxidante del óxido de plomo
•Debido a que el Sn y Pb tienen configuraciones ns 2 np2 en los
niveles de valencia, se observan dos estados de oxidación: +4 y +2
(especies con par inerte).
El dióxido de plomo es un agente oxidante fuerte:
•El estado +4 pierde importancia y el estado +2 se hace más
importante a los largo de la serie: Ge, Sn, Pb.
2 e- + 4 H+ (ac) + PbO2(g)  Pb2+ (ac) + 2 H2O
E° = + 1,46 V
•El Sn2+ y Pb2+ son las únicas especies catiónicas del grupo que
existen en agua.
Propiedades químicas
Carácter ácido del estaño y el plomo
Sn(H2O)62+ + H2O
Sn(H2O)5(OH)+ + H3O+
Reactivo
Reacción con el elemento (E) del grupo 14
Hidrógeno
C (s) + 2 H2 (g) — CH4 (g) y otros hidrocarburos
Oxígeno
E (s) + O2 (g) — EO2 (s), E = C, Si, Ge, Sn
2 Pb(s) + O2 (g) — 2 PbO (s)
Halógeno (X2)
E (s) + 2 X2 (g, l, s) — EX4 (s, l, g), E = C, Si, Ge, Sn
Pb (s) + X2 (g, l, s) — PbX2 (s)
Agua
C (s) + H2O (g) — CO (g) + H2 (g)
Si (s) + 2 H2O (l) — SiO2 (s) + 2 H2 (g)
Ácido
E (s) + 2 H3O+ (ac) — E2+ (ac) + 2 H2O (l) + 2 H2 (g),
E = Sn, Pb
Base
E (s) + 2 H2O (l) + 2 OH- (ac) — E(OH)42- (ac) + 2 H2 (g),
E = Sn, Pb
Ka = 3 x 10-4
Pb(H2O)62+ + H2O
Pb(H2O)5(OH)+ + H3O+
Ka = 2 x 10-8
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Bibliografía
• Chang R. Química. Ed. Mc Graw Hill. Novena edición. 2007.
Capítulos 8, 20 y 21.
• Atkins PW, Jones L. Principios de química . 3ra edición. Ed.
Panamericana. 2005.
Capítulos 1 y 14.
• Brown T, LeMay E, Bursten B. Química: La ciencia central.
12ava edición. Ed. Pearson. 2014.
Capítulos 7 y 22.
Consultas:
- a través del campus virtual
- [email protected] (Pablo Evelson)
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