Periodicidad Comenzamos esta sección examinando los comportamientos de los metales representativos en relación con sus posiciones en la tabla periódica. El objetivo principal de esta sección será la aplicación de la periodicidad a los metales representativos. Es posible dividir los elementos en grupos según sus configuraciones electrónicas. Los elementos representativos son elementos en los que los orbitales s y p se llenan. Los elementos de transición son elementos en los que se llenan los orbitales d (grupos 3 a 11 de la tabla periódica), y los metales de transición interna son los elementos en los que se llenan los orbitales f . Los orbitales d se llenan con los elementos del grupo 11; por lo tanto, los elementos del grupo 12 se califican como elementos representativos porque el último electrón entra en un orbital s . Los metales entre los elementos representativos son los metales representativos . El carácter metálico es el resultado de la capacidad de un elemento de perder sus electrones de valencia externos y da lugar a una alta conductividad térmica y eléctrica, entre otras propiedades físicas y químicas. Hay 20 metales representativos no radiactivos en los grupos 1, 2, 3, 12, 13, 14 y 15 de la tabla periódica (los elementos sombreados en amarillo en la ). Los elementos radiactivos copernicio, flerovio, polonio y livermorio también son metales, pero quedan fuera del ámbito de este capítulo. Además de los metales representativos, algunos de los elementos representativos son metaloides. Un metaloide es un elemento que tiene propiedades que están entre las de los metales y las de los no metales; estos elementos suelen ser semiconductores. El resto de elementos representativos son no metales. A diferencia de los metales , que suelen formar cationes y compuestos iónicos (que contienen enlaces iónicos), los no metales tienden a formar aniones o compuestos moleculares. En general, la combinación de un metal y un no metal produce una sal. Una sal es un compuesto iónico formado por cationes y aniones. La ubicación de los metales representativos se muestra en la tabla periódica. Los no metales se muestran en verde, los metaloides en púrpura y los metales de transición y los metales de transición interna en azul. La mayoría de los metales representativos no se encuentran en estado natural sin combinar porque reaccionan fácilmente con el agua y el oxígeno del aire. Sin embargo, es posible aislar el berilio elemental, el magnesio, el zinc, el cadmio, el mercurio, el aluminio, el estaño y el plomo de sus minerales naturales y utilizarlos porque reaccionan muy lentamente con el aire. Parte de la razón por la que estos elementos reaccionan lentamente es que estos reaccionan con el aire para formar una capa protectora. La formación de esta capa protectora es la pasivación . El revestimiento es una película no reactiva de óxido u otro compuesto. El magnesio elemental, el aluminio, el zinc y el estaño son importantes en la fabricación de muchos artículos conocidos, como el alambre, los utensilios de cocina, el papel de aluminio y muchos objetos domésticos y personales. Aunque el berilio, el cadmio, el mercurio y el plomo son fáciles de conseguir, su uso está limitado por su toxicidad. Grupo 1: Los metales alcalinos Los metales alcalinos litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio constituyen el grupo 1 de la tabla periódica. Aunque el hidrógeno está en el grupo 1 (y también en el grupo 17), es un no metal y merece una consideración aparte más adelante en este capítulo. El nombre de metal alcalino hace referencia al hecho de que estos metales y sus óxidos reaccionan con el agua para formar soluciones muy básicas (alcalinas). Las propiedades de los metales alcalinos son similares entre sí, tal y como se espera de los elementos de la misma familia. Los metales alcalinos tienen los mayores radios atómicos y la menor primera energía de ionización de sus periodos. Esta combinación hace que sea muy fácil eliminar el único electrón de la capa más externa (de valencia) de cada uno. La fácil pérdida de este electrón de valencia hace que estos metales formen fácilmente cationes estables con una carga de 1+. Su reactividad aumenta con el aumento del número atómico debido a la facilidad para perder el electrón de valencia solitario (disminución de la energía de ionización). Dado que la oxidación es tan fácil, lo contrario, la reducción, es difícil, lo que explica por qué es difícil aislar los elementos. Los metales alcalinos sólidos son muy blandos; el litio, mostrado en la , tiene la menor densidad de todos los metales (0,5 g/cm 3 ). Todos los metales alcalinos reaccionan enérgicamente con el agua para formar hidrógeno gaseoso y una solución básica de hidróxido metálico. Esto significa que son más fáciles de oxidar que el hidrógeno. Como ejemplo, la reacción del litio con el agua es: 2Li ( s ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ 2LiOH ( a q ) + H 2 ( g ) El litio flota en el aceite de parafina porque su densidad es menor que la del aceite de parafina. Los metales alcalinos reaccionan directamente con todos los no metales (excepto los gases nobles) para dar lugar a compuestos iónicos binarios que contienen iones metálicos 1+. Estos metales son tan reactivos que es necesario evitar el contacto con la humedad y el oxígeno del aire. Por lo tanto, se almacenan en contenedores sellados bajo aceite mineral, como se muestra en la , para evitar el contacto con el aire y la humedad. Los metales puros nunca existen libres (sin combinar) en la naturaleza debido a su alta reactividad. Además, esta alta reactividad hace necesaria la preparación de los metales por electrólisis de compuestos de metales alcalinos. Para evitar el contacto con el aire y el agua, el potasio para uso en laboratorio se presenta en forma de barritas o perlas almacenadas bajo queroseno o aceite mineral, o en recipientes sellados (créditos: http://images-of-elements.com/potassium.php). A diferencia de muchos otros metales, la reactividad y la suavidad de los metales alcalinos hacen que estos metales no sean adecuados para aplicaciones estructurales. Sin embargo, hay aplicaciones en las que la reactividad de los metales alcalinos es una ventaja. Por ejemplo, la producción de metales como el titanio y el circonio depende, en parte, de la capacidad del sodio para reducir los compuestos de estos metales. La fabricación de muchos compuestos orgánicos, como ciertos tintes, fármacos y perfumes, utiliza la reducción por litio o sodio. El sodio y sus compuestos confieren un color amarillo brillante a la llama, como se ve en la . El paso de una descarga eléctrica a través del vapor de sodio también produce este color. En ambos casos, se trata de un ejemplo de espectro de emisión, tal y como se ha comentado en el capítulo sobre la estructura electrónica. En ocasiones, las farolas emplean luces de vapor de sodio porque el vapor de sodio penetra en la niebla mejor que la mayoría de las otras luces. Esto se debe a que la niebla no dispersa la luz amarilla tanto como la blanca. Los demás metales alcalinos y sus sales también dan color a la llama. El litio crea un color carmesí brillante, mientras que los otros crean un color violeta pálido. Sumergir un alambre en una solución de una sal de sodio y luego calentarlo provoca la emisión de una luz amarilla brillante, característica del sodio. Este video muestra las reacciones de los metales alcalinos con el agua. Grupo 2: Los metales alcalinotérreos Los metales alcalinotérreos (berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio) constituyen el grupo 2 de la tabla periódica. El nombre de metal alcalino proviene del hecho de que los óxidos de los miembros más pesados del grupo reaccionan con el agua para formar soluciones alcalinas. La carga nuclear aumenta al pasar del grupo 1 al grupo 2. Debido a este aumento de carga, los átomos de los metales alcalinotérreos son más pequeños y tienen primeras energías de ionización más altas que los metales alcalinos dentro del mismo periodo. La mayor energía de ionización hace que los metales alcalinotérreos sean menos reactivos que los metales alcalinos; sin embargo, siguen siendo elementos muy reactivos. Su reactividad aumenta, como era de esperar, con el aumento del tamaño y la disminución de la energía de ionización. En las reacciones químicas, estos metales pierden fácilmente ambos electrones de valencia para formar compuestos en los que presentan un estado de oxidación 2+. Debido a su alta reactividad, es habitual producir los metales alcalinotérreos, al igual que los metales alcalinos, por electrólisis. Aunque las energías de ionización son bajas, los dos metales con las energías de ionización más altas (berilio y magnesio) forman compuestos que presentan algunos caracteres covalentes. Al igual que los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos más pesados dan color a la llama. Como en el caso de los metales alcalinos, esto forma parte del espectro de emisión de estos elementos. El calcio y el estroncio producen tonos rojos, mientras que el bario produce un color verde. El magnesio es un metal blanco plateado, maleable y dúctil a altas temperaturas. La pasivación disminuye la reactividad del magnesio metálico. Al exponerse al aire, se forma una capa de oxicarbonato de magnesio fuertemente adherida a la superficie del metal que inhibe la reacción posterior. (El carbonato procede de la reacción del dióxido de carbono en la atmósfera). El magnesio es el más ligero de los metales estructurales más utilizados, por lo que la mayor parte de la producción de magnesio se destina a aleaciones ligeras. El magnesio (mostrado en la ), el calcio, el estroncio y el bario reaccionan con el agua y el aire. A temperatura ambiente, el bario muestra la reacción más vigorosa. Los productos de la reacción con el agua son el hidrógeno y el hidróxido metálico. La formación de hidrógeno gaseoso indica que los metales alcalinotérreos más pesados son mejores agentes reductores (se oxidan más fácilmente) que el hidrógeno. Como era de esperar, estos metales reaccionan tanto con ácidos como con no metales para formar compuestos iónicos. A diferencia de la mayoría de las sales de los metales alcalinos, muchas de las sales comunes de los metales alcalinotérreos son insolubles en agua debido a las altas energías reticulares de estos compuestos, que contienen un ion metálico divalente. De izquierda a derecha: Mg( s ), agua caliente a pH 7, y la solución resultante con un pH superior a 7, como indica el color rosa del indicador de fenolftaleína (créditos: modificación del trabajo de Sahar Atwa). El potente poder reductor del magnesio caliente es útil para preparar algunos metales a partir de sus óxidos. De hecho, la afinidad del magnesio por el oxígeno es tan grande que la combustión del magnesio reacciona con el dióxido de carbono, produciendo carbono elemental: 2Mg ( s ) + CO 2 ( g ) ⟶ 2MgO ( s ) + C ( s ) . Por esta razón, un extintor de CO 2 no extinguirá un incendio de magnesio. Además, la brillante luz blanca que emite el magnesio en combustión lo hace útil en bengalas y fuegos artificiales. Grupo 12 Los elementos del grupo 12 son elementos de transición; sin embargo, el último electrón añadido no es un electrón d , sino un electrón s . Dado que el último electrón añadido es un electrón s , estos elementos se califican como metales representativos, o metales de postransición. Los elementos del grupo 12 se comportan más como los metales alcalinotérreos que como los metales de transición. El grupo 12 contiene los cuatro elementos zinc, cadmio, mercurio y copernicio. Cada uno de estos elementos tiene dos electrones en su capa exterior( ns 2 ). Cuando los átomos de estos metales forman cationes con carga 2+, en los que se pierden los dos electrones exteriores, tienen configuraciones electrónicas de gas pseudonoble. El mercurio es a veces una excepción porque también presenta un estado de oxidación de 1+ en compuestos que contienen un ion diatómico Hg 2 2+ . Tanto en sus formas elementales como en sus compuestos, el cadmio y el mercurio son tóxicos. El zinc es el más reactivo del grupo 12, y el mercurio es el menos reactivo. (Esto es lo contrario de la tendencia de reactividad de los metales de los grupos 1 y 2, en la que la reactividad aumenta hacia abajo en un grupo. El aumento de la reactividad con el aumento del número atómico solo se produce para los metales de los grupos 1 y 2). La disminución de la reactividad se debe a la formación de iones con una configuración de gas pseudonoble y a otros factores que están fuera del alcance de esta discusión. Los comportamientos químicos del zinc y el cadmio son bastante similares entre sí, pero difieren del mercurio. El zinc y el cadmio tienen potenciales de reducción más bajos que el del hidrógeno y, al igual que los metales alcalinos y alcalinotérreos, producirán hidrógeno gaseoso cuando reaccionen con ácidos. La reacción del zinc con el ácido clorhídrico, mostrada en la , es: Zn ( s ) + 2H 3 O + ( a q ) + 2Cl – ( a q ) ⟶ H 2 ( g ) + Zn 2+ ( a q ) + 2Cl – ( a q ) + 2H 2 O ( l ) El zinc es un metal activo. Se disuelve en ácido clorhídrico, formando una solución de iones incoloros de Zn 2+ , iones de Cl - e hidrógeno gaseoso. El zinc es un metal plateado que se empaña rápidamente hasta adquirir un aspecto gris azulado. Este cambio de color se debe a una capa adherida de un carbonato básico, Zn 2 (OH) 2 CO 3 , que pasiva el metal para inhibir una mayor corrosión. Las pilas secas y las baterías alcalinas contienen un ánodo de zinc. El latón (Cu y Zn) y algunos bronces (Cu, Sn, y a veces Zn) son importantes aleaciones de zinc. Aproximadamente la mitad de la producción de zinc sirve para proteger el hierro y otros metales de la corrosión. Esta protección puede adoptar la forma de un ánodo de sacrificio (también conocido como ánodo galvánico, que es un medio de proporcionar protección catódica a diversos metales) o como un fino revestimiento sobre el metal protegido. El acero galvanizado es un acero con una capa protectora de zinc. Ánodos de sacrificio Un ánodo de sacrificio, o ánodo galvánico, es un medio para proporcionar protección catódica a varios metales. La protección catódica se refiere a la prevención de la corrosión mediante la conversión del metal que se corroe en un cátodo. Como cátodo, el metal resiste la corrosión, que es un proceso de oxidación. La corrosión se produce en el ánodo de sacrificio en lugar de en el cátodo. La construcción de un sistema de este tipo comienza con la fijación de un metal más activo (potencial de reducción más negativo) al metal que necesita protección. La fijación puede ser directa o a través de un alambre. Para completar el circuito, es necesario un puente salino . Este puente salino suele ser agua de mar o agua subterránea. Una vez completado el circuito, la oxidación (corrosión) se produce en el ánodo y no en el cátodo. Los ánodos de sacrificio más utilizados son el magnesio, el aluminio y el zinc. El magnesio tiene el potencial de reducción más negativo de los tres y sirve mejor cuando el puente salino es menos eficiente debido a una baja concentración de electrolitos, como en el agua dulce. El zinc y el aluminio funcionan mejor en agua salada que el magnesio. El aluminio es más ligero que el zinc y tiene una mayor capacidad; sin embargo, un revestimiento de óxido puede pasivar el aluminio. En casos especiales, son útiles otros materiales. Por ejemplo, el hierro protegerá al cobre. El mercurio es muy diferente al zinc y al cadmio. El mercurio es el único metal que es líquido a 25 °C. Muchos metales se disuelven en el mercurio, formando soluciones llamadas amalgamas (vea el artículo sobre Amalgamas), que son aleaciones de mercurio con uno o más metales. El mercurio, mostrado en la , es un elemento no reactivo que es más difícil de oxidar que el hidrógeno. Por lo tanto, no desplaza el hidrógeno de los ácidos; sin embargo, reaccionará con ácidos oxidantes fuertes, como el ácido nítrico: Hg ( l ) + HCl ( a q ) ⟶ no hay reacción 3Hg ( l ) + 8HNO 3 ( a q ) ⟶ 3Hg ( NO 3 ) 2 ( a q ) + 4H 2 O ( l ) + 2NO ( g ) El NO claro que se forma inicialmente se oxida rápidamente hasta convertirse en el NO 2 de color marrón rojizo. De izquierda a derecha: Hg( l ), Hg + HCl concentrado, Hg + HNO 3 concentrado (créditos: Sahar Atwa). La mayoría de los compuestos de mercurio se descomponen al calentarse. La mayoría de los compuestos de mercurio contienen mercurio con un estado de oxidación 2+. Cuando hay un gran exceso de mercurio, es posible que se formen compuestos que contengan el ion de Hg 2 2+ . Todos los compuestos de mercurio son tóxicos y es necesario tener mucho cuidado en su síntesis. Amalgamas Una amalgama es una aleación de mercurio con uno o más metales. Esto es similar a considerar que el acero es una aleación de hierro con otros metales. La mayoría de los metales forman una amalgama con el mercurio, siendo las principales excepciones el hierro, el platino, el tungsteno y el tantalio. Debido a los problemas de toxicidad del mercurio, ha disminuido considerablemente el uso de amalgamas. Históricamente, las amalgamas eran importantes en las celdas electrolíticas y en la extracción de oro. Las amalgamas de los metales alcalinos siguen utilizándose porque son fuertes agentes reductores y más fáciles de manejar que los metales alcalinos puros. Los buscadores de oro tenían un problema cuando encontraban oro finamente dividido. Aprendieron que añadiendo mercurio a sus bateas el oro se juntaba con el mercurio para formar una amalgama que facilitaba su recogida. Desgraciadamente, las pérdidas de pequeñas cantidades de mercurio a lo largo de los años dejaron muchos arroyos de California contaminados con mercurio. Los dentistas utilizan amalgamas que contienen plata y otros metales para rellenar las caries. Hay varias razones para utilizar una amalgama, como el bajo costo, la facilidad de manipulación y la longevidad en comparación con otros materiales. Las amalgamas dentales tienen aproximadamente un 50 % de mercurio en peso, lo que, en los últimos años, se ha convertido en una preocupación debido a la toxicidad del mercurio. Tras revisar los mejores datos disponibles, la Administración de Alimentos y Medicamentos (FDA) considera que los empastes a base de amalgama son seguros para adultos y niños mayores de seis años. Incluso con múltiples empastes, los niveles de mercurio en los pacientes permanecen muy por debajo de los niveles más bajos asociados con el daño. Los estudios clínicos no han encontrado ninguna relación entre las amalgamas dentales y los problemas de salud. Los problemas de salud pueden no ser los mismos en los casos de niños menores de seis años o mujeres embarazadas. Las conclusiones de la FDA coinciden con las opiniones de la Agencia de Protección Medioambiental (Environmental Protection Agency, EPA) y los Centros de Control de Enfermedades (Centers for Disease Control, CDC). La única consideración sanitaria señalada es que algunas personas son alérgicas a la amalgama o a alguno de sus componentes. Grupo 13 El grupo 13 contiene el metaloide boro y los metales aluminio, galio, indio y talio. El elemento más ligero, el boro, es semiconductor, y sus compuestos binarios tienden a ser covalentes y no iónicos. Los demás elementos del grupo son metales, pero sus óxidos e hidróxidos cambian de carácter. Los óxidos e hidróxidos de aluminio y galio presentan comportamientos tanto ácidos como básicos. Una sustancia, como estas dos, que reacciona tanto con ácidos como con bases es anfótera. Esta característica ilustra la combinación de comportamientos no metálicos y metálicos de estos dos elementos. Los óxidos e hidróxidos de indio y talio solo presentan un comportamiento básico, de acuerdo con el carácter claramente metálico de estos dos elementos. El punto de fusión del galio es inusualmente bajo (unos 30 °C) y se derrite en la mano. El aluminio es anfótero porque reacciona tanto con ácidos como con bases. Una reacción típica con un ácido es: 2Al ( s ) + 6HCl ( a q ) ⟶ 2AlCl 3 ( a q ) + 3H 2 ( g ) Los productos de la reacción del aluminio con una base dependen de las condiciones de reacción, siendo una posibilidad la siguiente: 2Al ( s ) + 2NaOH ( a q ) + 6H 2 O ( l ) ⟶ 2Na [ Al ( OH ) 4 ] ( a q ) + 3H 2 ( g ) Tanto con los ácidos como con las bases, la reacción con el aluminio genera hidrógeno gaseoso. Los elementos del grupo 13 tienen una configuración electrónica de la capa de valencia de ns 2 np 1 . El aluminio utiliza normalmente todos sus electrones de valencia cuando reacciona, dando lugar a compuestos en los que tiene un estado de oxidación de 3+. Aunque muchos de estos compuestos son covalentes, otros, como el AlF 3 y Al 2 (SO 4 ) 3 , son iónicos. Las soluciones acuosas de sales de aluminio contienen el catión [ Al ( H 2 O ) 6 ] 3+ , abreviado como Al 3+ ( aq ). El galio, el indio y el talio también forman compuestos iónicos que contienen iones M 3+ . Estos tres elementos muestran no solo el estado de oxidación esperado de 3+ de los tres electrones de valencia, sino también un estado de oxidación (en este caso, 1+) que está dos niveles por debajo del valor esperado. Este fenómeno, el efecto del par inerte, se refiere a la formación de un ion estable con un estado de oxidación dos inferior al esperado para el grupo. El par de electrones es el orbital s de valencia para esos elementos. En general, el efecto del par inerte es importante para los elementos del bloque p inferior. En una solución acuosa, el ion de Tl + ( aq ) es más estable que el Tl 3+ ( aq ). En general, estos metales reaccionan con el aire y el agua para formar iones 3+; sin embargo, el talio reacciona para dar derivados del talio(I). Todos los metales del grupo 13 reaccionan directamente con no metales como el azufre, el fósforo y los halógenos, formando compuestos binarios. Los metales del grupo 13 (Al, Ga, In y Tl) son todos reactivos. Sin embargo, la pasivación se produce cuando se forma una película fina, dura y resistente de óxido metálico al exponerse al aire. La alteración de esta película puede contrarrestar la pasivación, permitiendo que el metal reaccione. Una forma de alterar la película es exponer el metal pasivado al mercurio. Una parte del metal se disuelve en el mercurio para formar una amalgama, que se desprende de la capa de óxido protectora para exponer el metal a una nueva reacción. La formación de una amalgama permite que el metal reaccione con el aire y el agua. Aunque se oxida fácilmente, la pasivación del aluminio lo hace muy útil como material de construcción fuerte y ligero. Debido a la formación de una amalgama, el mercurio es corrosivo para los materiales estructurales de aluminio. Este video demuestra cómo la integridad de una viga de aluminio puede ser destruida por la adición de una pequeña cantidad de mercurio elemental. Los usos más importantes del aluminio son en las industrias de la construcción y el transporte, y la fabricación de latas y papel de aluminio. Estos usos dependen de la ligereza, la dureza y la resistencia del metal, así como de su resistencia a la corrosión. Como el aluminio es un excelente conductor del calor y resiste la corrosión, es útil en la fabricación de utensilios de cocina. El aluminio es un muy buen agente reductor y puede sustituir a otros agentes reductores en el aislamiento de ciertos metales a partir de sus óxidos. Aunque es más caro que la reducción por carbono, el aluminio es importante en el aislamiento de Mo, W y Cr de sus óxidos. Grupo 14 Los miembros metálicos del grupo 14 son el estaño, el plomo y el flerovio. El carbono es un no metal típico. Los demás elementos del grupo, el silicio y el germanio, son ejemplos de semimetales o metaloides. El estaño y el plomo forman los cationes divalentes estables, Sn 2+ y Pb 2+ , con estados de oxidación dos niveles por debajo del estado de oxidación del grupo 4+. La estabilidad de este estado de oxidación es una consecuencia del efecto del par inerte. El estaño y el plomo también forman compuestos covalentes con un estado de oxidación formal 4+. Por ejemplo, el SnCl 4 y el PbCl 4 son líquidos covalentes de bajo punto de ebullición. (a) El cloruro de estaño(II) es un sólido iónico; (b) el cloruro de estaño(IV) es un líquido covalente. El estaño reacciona fácilmente con los no metales y los ácidos para formar compuestos de estaño(II) (lo que indica que se oxida más fácilmente que el hidrógeno) y con los no metales para formar compuestos de estaño(II) o de estaño(IV) (mostrados en la ), dependiendo de la estequiometría y las condiciones de reacción. El plomo es menos reactivo. Es solo un poco más fácil de oxidar que el hidrógeno, y la oxidación normalmente requiere un ácido concentrado caliente. Muchos de estos elementos existen como alótropos. Los alótropos son dos o más formas del mismo elemento en el mismo estado físico con diferentes propiedades químicas y físicas. Hay dos alótropos comunes del estaño. Estos alótropos son el estaño gris (frágil) y el estaño blanco. Como ocurre con otros alótropos, la diferencia entre estas formas de estaño radica en la disposición de los átomos. El estaño blanco es estable por encima de 13,2 °C y es maleable como otros metales. A bajas temperaturas, el estaño gris es la forma más estable. El estaño gris es frágil y tiende a deshacerse en polvo. En consecuencia, los artículos de estaño se desintegran con el frío, sobre todo si éste es prolongado. El cambio progresa lentamente desde el punto de origen, y el estaño gris que se forma primero cataliza el cambio posterior. En cierto modo, este efecto es similar a la propagación de una infección en un organismo vegetal o animal, lo que lleva a la gente a llamar a este proceso enfermedad de estaño o plaga de estaño. El principal uso del estaño es en el recubrimiento del acero para formar la chapa de hierro estañada, que constituye el estaño de las latas de estaño. Las aleaciones de estaño más importantes son el bronce (Cu y Sn) y la soldadura (Sn y Pb). El plomo es importante en los acumuladores de plomo de los automóviles. Grupo 15 El bismuto , el miembro más pesado del grupo 15, es un metal menos reactivo que los demás metales representativos. Cede fácilmente tres de sus cinco electrones de valencia a los no metales activos para formar el ion tripositivo de Bi 3+ . Forma compuestos con el estado de oxidación del grupo 5+ solo cuando se trata con agentes oxidantes fuertes. La estabilidad del estado de oxidación 3+ es otro ejemplo del efecto del par inerte. Conceptos clave y resumen Esta sección se centra en la periodicidad de los elementos representativos. Estos son los elementos en los que los electrones entran en los orbitales s y p . Los elementos representativos se encuentran en los grupos 1, 2 y 12 al 18. Estos elementos son metales representativos, metaloides y no metales. Los metales alcalinos (grupo 1) son muy reactivos, forman fácilmente iones con carga 1+ para formar compuestos iónicos que suelen ser solubles en agua, y reaccionan vigorosamente con el agua para formar hidrógeno gaseoso y una solución básica del hidróxido metálico. Los electrones más externos de los metales alcalinotérreos (grupo 2) son más difíciles de eliminar que el electrón externo de los metales alcalinos, lo que hace que los metales del grupo 2 sean menos reactivos que los del grupo 1. Estos elementos forman fácilmente compuestos en los que los metales presentan un estado de oxidación 2+. El zinc, el cadmio y el mercurio (grupo 12) suelen presentar el estado de oxidación del grupo 2+ (aunque el mercurio también presenta un estado de oxidación de 1+ en compuestos que contienen Hg 2 2+ ) . El aluminio, el galio, el indio y el talio (grupo 13) son más fáciles de oxidar que el hidrógeno. El aluminio, el galio y el indio se presentan con un estado de oxidación 3+ (sin embargo, el talio también se presenta comúnmente como el ion de Tl + ). El estaño y el plomo forman cationes divalentes estables y compuestos covalentes en los que los metales presentan el estado de oxidación 4+. Ejercicios de química del final del capítulo ¿En qué se diferencian los metales alcalinos de los alcalinotérreos en cuanto a estructura atómica y propiedades generales? Todos los metales alcalinos tienen un solo electrón s en su capa más externa. En cambio, los metales alcalinotérreos tienen una subcapa s completa en su capa más externa. En general, los metales alcalinos reaccionan más rápidamente y son más reactivos que los correspondientes metales alcalinotérreos en el mismo periodo. ¿Por qué la reactividad de los metales alcalinos disminuye del cesio al litio? Prediga las fórmulas de los nueve compuestos que pueden formarse cuando cada especie de la columna 1 de la tabla reacciona con cada especie de la columna 2. 1 2 Na I Sr Se Al O Na + I 2 ⟶ 2NaI 2Na + Se ⟶ Na 2 Se 2Na + O 2 ⟶ Na 2 O 2 Sr + I 2 ⟶ SrI 2 Sr + Se ⟶ SrSe 2Sr + O 2 ⟶ 2SrO 2Al + 3I 2 ⟶ 2AlI 3 2Al + 3Se ⟶ Al 2 Se 3 4Al + 3O 2 ⟶ 2Al 2 O 3 Prediga la mejor opción en cada una de los siguientes. Puede revisar el capítulo sobre la estructura electrónica para ver ejemplos relevantes. (a) el más metálico de los elementos Al, Be y Ba b) el más covalente de los compuestos NaCl, CaCl 2 y BeCl 2 (c) la menor primera energía de ionización entre los elementos Rb, K y Li (d) el más pequeño entre Al, Al + y Al 3+ (e) el más grande entre Cs + , Ba 2+ y Xe El cloruro de sodio y el cloruro de estroncio son sólidos blancos. ¿Cómo se puede distinguir uno de otro? Las posibles formas de distinguir entre los dos incluyen la espectroscopia infrarroja por comparación de compuestos conocidos, una prueba de llama que da el color amarillo característico para el sodio (el estroncio tiene una llama roja), o la comparación de sus solubilidades en agua. A 20 °C, el NaCl se disuelve hasta 35,7 g 100 mL en comparación con 53,8 g 100 mL para SrCl 2 . El calentamiento a 100 °C proporciona una prueba fácil, ya que la solubilidad del NaCl es 39,12 g 100 mL , pero la del SrCl 2 es 100,8 g 100 mL . La determinación de la densidad en un sólido es a veces difícil, pero hay suficiente diferencia (2,165 g/mL del NaCl y 3,052 g/mL del SrCl 2 ) como para que este método sea viable y quizás la prueba más fácil y menos costosa de realizar. La reacción de la cal viva, CaO, con el agua produce cal apagada, Ca(OH) 2 , que se utiliza ampliamente en la industria de la construcción para hacer mortero y yeso. La reacción de la cal viva y el agua es altamente exotérmica: CaO ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( s ) Δ H = -350 kJ mol -1 (a) ¿Cuál es la entalpía de reacción por gramo de cal viva que reacciona? (b) ¿Cuánto calor, en kilojulios, está asociado a la producción de 1 tonelada de cal apagada? Escriba una ecuación balanceada para la reacción del estroncio elemental con cada uno de los siguientes elementos: (a) oxígeno (b) bromuro de hidrógeno (c) hidrógeno (d) fósforo (e) el agua (a) 2Sr ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ 2SrO ( s ) ; (b) Sr ( s ) + 2HBr ( g ) ⟶ SrBr 2 ( s ) + H 2 ( g ) ; (c) Sr ( s ) + H 2 ( g ) ⟶ SrH 2 ( s ) ; (d) 6Sr ( s ) + P 4 ( s ) ⟶ 2Sr 3 P 2 ( s ) ; (e) Sr ( s ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ Sr ( OH ) 2 ( a q ) + H 2 ( g ) ¿Cuántos moles de especies iónicas están presentes en 1,0 L de una solución marcada como 1,0 M de nitrato de mercurio(I)? ¿Cuál es la masa de pescado, en kilogramos, que habría que consumir para obtener una dosis mortal de mercurio, si el pescado contiene 30 partes por millón de mercurio en peso? (Supongamos que todo el mercurio del pescado termina como cloruro de mercurio(II) en el cuerpo y que una dosis mortal es de 0,20 g de HgCl 2 ). ¿Cuántos kilos de pescado son? 11 lb Los elementos sodio, aluminio y cloro se encuentran en el mismo periodo. (a) ¿Cuál tiene la mayor electronegatividad? (b) ¿Cuál de los átomos es más pequeño? (c) Escriba la estructura de Lewis para el compuesto covalente más sencillo que se puede formar entre el aluminio y el cloro. (d) ¿El óxido de cada elemento será ácido, básico o anfótero? ¿Reacciona el estaño metálico con el HCl? Sí, el estaño reacciona con el ácido clorhídrico para producir hidrógeno gaseoso. ¿Qué es la plaga del estaño, también conocida como enfermedad del estaño? Compare la naturaleza de los enlaces del PbCl 2 con la de los enlaces del PbCl 4 . En el PbCl 2 , el enlace es iónico, como indica su punto de fusión de 501 °C. En el PbCl 4 , el enlace es covalente, como lo demuestra que sea un líquido inestable a temperatura ambiente. ¿La reacción del rubidio con el agua es más o menos vigorosa que la del sodio? ¿Cómo se compara la velocidad de reacción del magnesio? metal alcalinotérreo cualquiera de los metales (berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio) que ocupan el grupo 2 de la tabla periódica; son metales reactivos y divalentes que forman óxidos básicos alótropos dos o más formas del mismo elemento, en el mismo estado físico, con estructuras químicas diferentes bismuto el miembro más pesado del grupo 15; un metal menos reactivo que otros metales representativos metal (representativo) átomos de los elementos metálicos de los grupos 1, 2, 12, 13, 14, 15 y 16, que forman compuestos iónicos al perder electrones de sus orbitales exteriores s o p metaloide elemento que tiene propiedades que se encuentran entre las de los metales y las de los no metales; estos elementos suelen ser semiconductores pasivación metales con una película protectora no reactiva de óxido u otro compuesto que crea una barrera para las reacciones químicas; la eliminación física o química de la película pasivante permite a los metales demostrar su reactividad química esperada elemento representativo elemento donde los orbitales s y p se llenan metal representativo metal entre los elementos representativos

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Incidencia y preparación de los metales representativos Debido a su reactividad, no encontramos la mayoría de los metales representativos como elementos libres en la naturaleza. Sin embargo, los compuestos que contienen iones de la mayoría de los metales representativos son abundantes. En esta sección, consideraremos las dos técnicas comunes utilizadas para aislar los metales de estos compuestos: la electrólisis y la reducción química. Estos metales se encuentran principalmente en los minerales, el litio en los minerales de silicato o fosfato, y el sodio y el potasio en los depósitos de sal procedentes de la evaporación de antiguos mares y en los silicatos. Los metales alcalinotérreos se presentan como silicatos y, a excepción del berilio, como carbonatos y sulfatos. El berilio se presenta como el mineral berilo, e 3 Al 2 Si 6 O 18 , que, con ciertas impurezas, puede ser la piedra preciosa esmeralda o aguamarina. El magnesio se encuentra en el agua de mar y, junto con los metales alcalinotérreos más pesados, se presenta en forma de silicatos, carbonatos y sulfatos. El aluminio se encuentra abundantemente en muchos tipos de arcilla y en la bauxita, un hidróxido de óxido de aluminio impuro. El principal mineral de estaño es el óxido de casiterita, SnO 2 , y los principales minerales de plomo y talio son los sulfuros o los productos de la meteorización de los sulfuros. El resto de los metales representativos aparecen como impurezas en los minerales de zinc o aluminio. Electrólisis Los iones de los metales de los grupos 1 y 2, junto con el aluminio, son muy difíciles de reducir; por lo tanto, es necesario preparar estos elementos por electrólisis, un proceso importante que se trata en el capítulo sobre electroquímica. En pocas palabras, la electrólisis consiste en utilizar la energía eléctrica para llevar a término las reacciones químicas desfavorables; es útil para aislar los metales reactivos en sus formas puras. El sodio, el aluminio y el magnesio son ejemplos típicos. La preparación del sodio El método más importante para la producción de sodio es la electrólisis del cloruro de sodio fundido; el montaje es una celda de Downs , que se muestra en la . La reacción involucrada en este proceso es: 2NaCl ( l ) → 600 °C electrólisis 2Na ( l ) + Cl 2 ( g ) La celda de electrólisis contiene cloruro de sodio fundido (punto de fusión 801 °C), al que se ha añadido cloruro de calcio para bajar el punto de fusión a 600 °C (efecto coligativo). El paso de una corriente continua a través de la celda hace que los iones de sodio migren hacia el cátodo cargado negativamente y recojan electrones, reduciendo los iones a sodio metálico. Los iones de cloruro migran hacia el ánodo cargado positivamente, pierden electrones y se oxidan en cloro gaseoso. La reacción global de la celda proviene de la suma de las siguientes reacciones: en el cátodo: 2Na + + 2e – ⟶ 2Na ( l ) en el ánodo: 2Cl – ⟶ Cl 2 ( g ) + 2e – cambio global: 2Na + + 2Cl – ⟶ 2Na ( l ) + Cl 2 ( g ) La separación del sodio y el cloro fundidos evita la recombinación. El sodio líquido, que es menos denso que el cloruro de sodio fundido, flota en la superficie y fluye hacia un colector. El cloro gaseoso va a los tanques de almacenamiento. El cloro también es un producto valioso. El sodio metálico puro se aísla por electrólisis del cloruro de sodio fundido mediante una celda de Downs. No es posible aislar el sodio por electrólisis de soluciones acuosas de sales de sodio porque los iones de hidrógeno se reducen más fácilmente que los de sodio; como resultado, se forma hidrógeno gaseoso en el cátodo en lugar del sodio metálico deseado. La alta temperatura necesaria para fundir el NaCl hace que se forme sodio metálico líquido. La preparación del aluminio La preparación del aluminio utiliza un proceso inventado en 1886 por Charles M. Hall , que empezó a trabajar en el problema cuando era estudiante en el Oberlin College de Ohio. Paul L. T. Héroult descubrió el proceso de forma independiente uno o dos meses después en Francia. En honor a los dos inventores, esta celda de electrólisis se conoce como celda de Hall-Héroult. La celda de Hall-Héroult es una celda de electrólisis para la producción de aluminio. La ilustra la celda de Hall-Héroult. La producción de aluminio comienza con la purificación de la bauxita, la fuente más común de aluminio. La reacción de la bauxita, AlO(OH), con el hidróxido de sodio caliente forma aluminato de sodio soluble, mientras que la arcilla y otras impurezas permanecen sin disolver: AlO ( OH ) ( s ) + NaOH ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ Na [ Al ( OH ) 4 ] ( a q ) Tras la eliminación de las impurezas por filtración, la adición de ácido al aluminato conduce a la reprecipitación del hidróxido de aluminio: Na [ Al ( OH ) 4 ] ( a q ) + H 3 O + ( a q ) ⟶ Al ( OH ) 3 ( s ) + Na + ( a q ) + 2H 2 O ( l ) El siguiente paso es eliminar el hidróxido de aluminio precipitado por filtración. El calentamiento del hidróxido produce óxido de aluminio, Al 2 O 3 , que se disuelve en una mezcla fundida de criolita, Na 3 AlF 6 , y fluoruro de calcio, CaF 2 . La electrólisis de esta solución tiene lugar en una celda como la que se muestra en la . La reducción de los iones de aluminio al metal se produce en el cátodo, mientras que el oxígeno, el monóxido de carbono y el dióxido de carbono se forman en el ánodo. Para la producción de aluminio se utiliza una celda electrolítica. La electrólisis de una solución de criolita y fluoruro de calcio da como resultado aluminio metálico en el cátodo, y oxígeno, monóxido de carbono y dióxido de carbono en el ánodo. La preparación del magnesio El magnesio es el otro metal que se aísla en grandes cantidades por electrólisis. El agua de mar, que contiene aproximadamente un 0,5 % de cloruro de magnesio, es la principal fuente de magnesio. La adición de hidróxido de calcio al agua de mar precipita el hidróxido de magnesio. La adición de ácido clorhídrico al hidróxido de magnesio, seguida de la evaporación de la solución acuosa resultante, deja cloruro de magnesio puro. La electrólisis del cloruro de magnesio fundido forma magnesio líquido y cloro gaseoso: MgCl 2 ( a q ) + Ca ( OH ) 2 ( a q ) ⟶ Mg ( OH ) 2 ( s ) + CaCl 2 ( a q ) Mg ( OH ) 2 ( s ) + 2HCl ( a q ) ⟶ MgCl 2 ( a q ) + 2H 2 O ( l ) MgCl 2 ( l ) ⟶ Mg ( l ) + Cl 2 ( g ) Algunas instalaciones de producción han abandonado por completo la electrólisis. En la siguiente sección, veremos cómo el proceso de Pidgeon conduce a la reducción química del magnesio. Reducción química Es posible aislar muchos de los metales representativos por reducción química utilizando otros elementos como agentes reductores. En general, la reducción química es mucho menos costosa que la electrólisis, y por esta razón, la reducción química es el método de elección para el aislamiento de estos elementos. Por ejemplo, es posible producir potasio, rubidio y cesio por reducción química, ya que es posible reducir los cloruros fundidos de estos metales con sodio metálico. Esto puede ser sorprendente dado que estos metales son más reactivos que el sodio; sin embargo, los metales formados son más volátiles que el sodio y pueden ser destilados para su recogida. La eliminación del vapor de metal conduce a un cambio en el equilibrio para producir más metal (vea cómo las reacciones pueden ser impulsadas en las discusiones del principio de Le Châtelier en el capítulo sobre conceptos fundamentales del equilibrio). La producción de magnesio, zinc y estaño ofrece otros ejemplos de reducción química. La preparación del magnesio El proceso de Pidgeon consiste en la reacción del óxido de magnesio con el silicio elemental a altas temperaturas para formar magnesio puro: Si ( s ) + 2MgO ( s ) → Δ SiO 2 ( s ) + 2Mg ( g ) Aunque esta reacción es desfavorable en términos de termodinámica, la eliminación del vapor de magnesio producido aprovecha el principio de Le Châtelier para continuar el avance de la reacción. Más del 75 % de la producción mundial de magnesio, principalmente en China, procede de este proceso. La preparación del zinc Los minerales de zinc suelen contener sulfuro de zinc, óxido de zinc o carbonato de zinc. Tras la separación de estos compuestos de los minerales, el calentamiento en el aire convierte el mineral en óxido de zinc mediante una de las siguientes reacciones: 2ZnS ( s ) + 3O 2 ( g ) → Δ 2ZnO ( s ) + 2SO 2 ( g ) ZnCO 3 ( s ) → Δ ZnO ( s ) + CO 2 ( g ) El carbono, en forma de carbón, reduce el óxido de zinc para formar vapor de zinc: ZnO ( s ) + C ( s ) ⟶ Zn ( g ) + CO ( g ) El zinc puede destilarse (punto de ebullición 907 °C) y condensarse. Este zinc contiene impurezas de cadmio (767 °C), hierro (2862 °C), plomo (1750 °C) y arsénico (613 °C). Una redestilación cuidadosa produce zinc puro. El arsénico y el cadmio se destilan del zinc porque tienen puntos de ebullición más bajos. A mayor temperatura, el zinc se destila de las demás impurezas, principalmente el plomo y el hierro. La preparación del estaño La fácil reducción del óxido de estaño(IV) por las brasas de una hoguera explica el conocimiento del estaño en el mundo antiguo. En el proceso moderno, la tostación de los minerales de estaño que contienen SnO 2 elimina contaminantes como el arsénico y el azufre en forma de óxidos volátiles. El tratamiento del material restante con ácido clorhídrico elimina los óxidos de otros metales. Al calentar el mineral purificado con carbón a una temperatura superior a 1.000 °C se obtiene estaño: SnO 2 ( s ) + 2C ( s ) → Δ Sn ( s ) + 2CO ( g ) El estaño fundido se acumula en el fondo del horno, se extrae y se funde en bloques. Conceptos clave y resumen Debido a su reactividad química, es necesario producir los metales representativos en sus formas puras por reducción a partir de compuestos naturales. La electrólisis es importante en la producción de sodio, potasio y aluminio. La reducción química es el principal método para el aislamiento del magnesio, el zinc y el estaño. Procedimientos similares son importantes para los demás metales representativos. Ejercicios de química del final del capítulo Escriba una ecuación para la reducción del cloruro de cesio por el calcio elemental a alta temperatura. 2CsCl ( l ) + Ca ( g ) → columna de fraccionamiento a contracorriente 2Cs ( g ) + CaCl 2 ( l ) ¿Por qué es necesario mantener separados el cloro y el sodio, resultantes de la electrólisis del cloruro de sodio, durante la producción de sodio metálico? Proporcione ecuaciones balanceadas para la reacción global en la electrólisis del cloruro de litio fundido y para las reacciones que se producen en los electrodos. Quizás quiera repasar el capítulo sobre electroquímica para ver ejemplos relevantes. Cátodo (reducción): 2Li + + 2e – ⟶ 2Li ( l ) ; Ánodo (oxidación): 2Cl – ⟶ Cl 2 ( g ) + 2e – ; Reacción global: 2Li + + 2Cl – ⟶ 2Li ( l ) + Cl 2 ( g ) La electrólisis del cloruro de sodio fundido o del cloruro de sodio acuoso produce cloro. Calcule la masa de cloro producida a partir de 3,00 kg de cloruro de sodio en cada caso. Quizás quiera repasar el capítulo sobre electroquímica para ver ejemplos relevantes. ¿Qué masa, en gramos, de hidrógeno gaseoso se forma durante la reacción completa de 10,01 g de calcio con agua? 0,5035 g H 2 ¿Cuántos gramos de oxígeno gaseoso son necesarios para reaccionar completamente con 3,01 × 10 21 átomos de magnesio para producir óxido de magnesio? El magnesio es un metal activo; arde en forma de polvo, cintas y filamentos para proporcionar destellos de luz brillante. ¿Por qué es posible utilizar el magnesio en la construcción? A pesar de su reactividad, el magnesio puede utilizarse en la construcción incluso cuando va a entrar en contacto con una llama, ya que se forma una capa de óxido protectora que impide la oxidación bruta. Una llama de alta intensidad provocará su rápida combustión solo si el metal está finamente subdividido o se presenta en una lámina fina. ¿Por qué es posible que un metal activo como el aluminio sea útil como metal estructural? Describa la producción de aluminio metálico por reducción electrolítica. Extracción del mineral: AlO ( OH ) ( s ) + NaOH ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ Na [ Al ( OH ) 4 ] ( a q ) Recuperación: 2Na [ Al ( OH ) 4 ] ( s ) + H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ 2Al ( OH ) 3 ( s ) + Na 2 SO 4 ( a q ) + 2H 2 O ( l ) Sinterización: 2Al ( OH ) 3 ( s ) ⟶ Al 2 O 3 ( s ) + 3H 2 O ( g ) Disuelva en Na 3 AlF 6 ( l ) y electrolice: Al 3+ + 3e – ⟶ Al ( s ) ¿Cuál es el mineral común del estaño y cómo se separa el estaño de él? Una química disuelve una muestra de 1,497 g de un tipo de metal (una aleación de Sn, Pb, Sb y Cu) en ácido nítrico, y se precipita el ácido metano, H 2 SnO 3 . Calienta el precipitado para expulsar el agua, lo que deja 0,4909 g de óxido de estaño(IV). ¿Cuál era el porcentaje de estaño en la muestra original? 25.83% Considere la producción de 100 kg de sodio metálico utilizando una corriente de 50.000 A, suponiendo un rendimiento del 100 %. (a) ¿Cuánto tiempo se tarda en producir los 100 kg de sodio metálico? (b) ¿Qué volumen de cloro se forma a 25 °C y 1,00 atm? ¿Qué masa de magnesio se forma al hacer pasar 100.000 A por una masa fundida de MgCl 2 durante 1,00 h si el rendimiento de magnesio es el 85 % del rendimiento teórico? 39 kg reducción química método de preparación de un metal representativo utilizando un agente reductor Celda de Downs celda electroquímica utilizada para la preparación comercial de sodio metálico (y cloro) a partir de cloruro de sodio fundido celda de Hall-Héroult aparato de electrólisis utilizado para aislar el aluminio metálico puro a partir de una solución de alúmina en criolita fundida Proceso de Pidgeon proceso de reducción química utilizado para producir magnesio mediante la reacción térmica del óxido de magnesio con el silicio

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Estructura y propiedades generales de los metaloides Una serie de seis elementos llamados metaloides separa los metales de los no metales en la tabla periódica. Los metaloides son el boro, el silicio, el germanio, el arsénico, el antimonio y el telurio. Estos elementos parecen metálicos; sin embargo, no conducen la electricidad tan bien como los metales, por lo que son semiconductores. Son semiconductores porque sus electrones están más unidos a sus núcleos que los de los conductores metálicos. Su comportamiento químico se sitúa entre el de los metales y el de los no metales. Por ejemplo, los metaloides puros forman cristales covalentes como los no metales, pero al igual que estos, no suelen formar aniones monoatómicos. Este comportamiento intermedio se debe en parte a sus valores intermedios de electronegatividad. En esta sección, discutiremos brevemente el comportamiento químico de los metaloides y trataremos con más detalle dos de estos elementos: el boro y el silicio. El metaloide boro presenta muchas similitudes con su vecino el carbono y su vecino diagonal el silicio. Los tres elementos forman compuestos covalentes. Sin embargo, el boro tiene una clara diferencia, ya que su estructura electrónica externa 2 s 2 2 p 1 le da un electrón de valencia menos de los orbitales de valencia que tiene. Aunque el boro presenta un estado de oxidación de 3+ en la mayoría de sus compuestos estables, esta deficiencia de electrones proporciona al boro la capacidad de formar otros estados de oxidación, a veces fraccionados, que se dan, por ejemplo, en los hidruros de boro. El silicio tiene la configuración de electrones 3 s 2 3 p 2 de la capa de valencia, y suele formar estructuras tetraédricas en las que está hibridado sp 3 con un estado de oxidación formal de 4+. Las principales diferencias entre la química del carbono y del silicio se deben a la fuerza relativa del enlace carbono-carbono, a la capacidad del carbono de formar enlaces estables consigo mismo y a la presencia de orbitales de valencia 3 d vacíos en el silicio. Los orbitales d vacíos del silicio y el orbital p vacío del boro permiten que los compuestos tetraédricos de silicio y los compuestos trigonales planos de boro actúen como ácidos de Lewis. El carbono, en cambio, no tiene orbitales capa de valencia disponibles; los compuestos tetraédricos de carbono no pueden actuar como ácidos de Lewis. El germanio es muy similar al silicio en su comportamiento químico. El arsénico y el antimonio generalmente forman compuestos en los que se muestra un estado de oxidación de 3+ o 5+; sin embargo, el arsénico puede formar arseniuros con un estado de oxidación de 3-. Estos elementos solo se deslustran ligeramente en aire seco, pero se oxidan fácilmente cuando se calientan. El telurio se combina directamente con la mayoría de los elementos. Los compuestos de telurio más estables son los telururos (sales de Te 2 ) formados con metales activos y lantánidos, y los compuestos con oxígeno, flúor y cloro, en los que el telurio presenta normalmente un estado de oxidación 2+ o 4+. Aunque se conocen compuestos de telurio(VI) (por ejemplo, TeF 6 ), existe una marcada resistencia a la oxidación hasta este estado de oxidación máximo del grupo. Estructuras de los metaloides El enlace covalente es la clave de las estructuras cristalinas de los metaloides. En este sentido, estos elementos se asemejan a los no metales en su comportamiento. El silicio elemental, el germanio, el arsénico, el antimonio y el telurio son sólidos brillantes de aspecto metálico. El silicio y el germanio cristalizan con una estructura de diamante. Cada átomo dentro del cristal tiene enlaces covalentes con cuatro átomos vecinos en las esquinas de un tetraedro regular. Los monocristales de silicio y germanio son moléculas gigantes y tridimensionales. Existen varios alótropos del arsénico, siendo los más estables los que tienen forma de capa y contienen láminas plegadas de átomos de arsénico. Cada átomo de arsénico forma enlaces covalentes con otros tres átomos dentro de la lámina. La estructura cristalina del antimonio es similar a la del arsénico, ambas mostradas en la . Las estructuras del arsénico y el antimonio son similares a la del grafito, que se trata más adelante en este capítulo. El telurio forma cristales que contienen infinitas cadenas espirales de átomos de telurio. Cada átomo de la cadena se enlaza a otros dos átomos. Explore la estructura cristalina del diamante cúbico . (a) El arsénico y (b) el antimonio tienen una estructura en capas similar a la del (c) grafito, salvo que las capas son plegadas en lugar de planas. (d) El telurio elemental forma cadenas en espiral. El boro cristalino puro es transparente. Los cristales consisten en icosaedros, como se muestra en la , con un átomo de boro en cada esquina. En la forma más común del boro, los icosaedros se empaquetan de forma similar al empaquetamiento cúbico más cercano de las esferas. Todos los enlaces boro-boro dentro de cada icosaedro son idénticos y tienen una longitud de aproximadamente 176 pm. En las diferentes formas de boro, hay diferentes disposiciones y conexiones entre los icosaedros. Un icosaedro es una forma sólida y simétrica con 20 caras, cada una de las cuales es un triángulo equilátero. Las caras se encuentran en 12 esquinas. El nombre de silicio deriva de la palabra latina silex , que significa sílex. El metaloide silicio forma fácilmente compuestos que contienen enlaces Si-O-Si, que tienen una importancia capital en el mundo mineral. Esta capacidad de enlace contrasta con el carbono no metálico, cuya capacidad de formar enlaces carbono-carbono le confiere una importancia primordial en el mundo vegetal y animal. Presencia, preparación y compuestos de boro y silicio El boro constituye menos del 0,001 % en peso de la corteza terrestre. En la naturaleza, solo se da en compuestos con oxígeno. El boro está ampliamente distribuido en las regiones volcánicas en forma de ácido bórico, B(OH) 3 , y en las regiones lacustres secas, incluidas las áreas desérticas de California, en forma de boratos y sales de oxiácidos de boro, como el bórax, Na 2 B 4 O 7 ⋅10H 2 O. El boro elemental es químicamente inerte a temperatura ambiente, reaccionando solo con flúor y oxígeno para formar trifluoruro de boro, BF 3 , y óxido bórico, B 2 O 3 , respectivamente. A temperaturas más altas, el boro reacciona con todos los no metales, excepto el telurio y los gases nobles, y con casi todos los metales; se oxida aB 2 O 3 cuando se calienta con ácido nítrico o ácido sulfúrico concentrado. El boro no reacciona con los ácidos no oxidantes. Muchos compuestos de boro reaccionan fácilmente con el agua para producir ácido bórico, B(OH) 3 (a veces escrito como H 3 BO 3 )). La reducción del óxido bórico con el polvo de magnesio forma boro (con una pureza del 95 al 98,5 %) en forma de polvo amorfo de color marrón: B 2 O 3 ( s ) + 3Mg ( s ) ⟶ 2B ( s ) + 3MgO ( s ) . Una sustancia amorfa es un material que parece ser un sólido, pero no tiene un orden de largo alcance como un verdadero sólido. El tratamiento con ácido clorhídrico elimina el óxido de magnesio. La purificación posterior del boro comienza con la conversión del boro impuro en tricloruro de boro. El siguiente paso es calentar una mezcla de tricloruro de boro e hidrógeno: 2BCl 3 ( g ) + 3H 2 ( g ) → 1.500 °C 2B ( s ) + 6HCl ( g ) Δ H ° = 253,7 kJ El silicio constituye casi una cuarta parte de la masa de la corteza terrestre, solo superado por el oxígeno. La corteza está compuesta casi en su totalidad por minerales en los que los átomos de silicio están en el centro del tetraedro de silicio-oxígeno, que se conectan de diversas maneras para producir, entre otras cosas, cadenas, capas y estructuras tridimensionales. Estos minerales constituyen la mayor parte de las rocas, suelos y arcillas más comunes. Además, materiales como los ladrillos, la cerámica y los vidrios contienen compuestos de silicio. Es posible producir silicio mediante la reducción a alta temperatura del dióxido de silicio con fuertes agentes reductores, como el carbono y el magnesio: SiO 2 ( s ) + 2C ( s ) → Δ Si ( s ) + 2CO ( g ) SiO 2 ( s ) + 2Mg ( s ) → Δ Si ( s ) + 2MgO ( s ) El silicio extremadamente puro es necesario para la fabricación de dispositivos electrónicos semiconductores. Este proceso comienza con la conversión del silicio impuro en tetrahaluros de silicio, o silano (SiH 4 ), seguido de una descomposición a altas temperaturas. El refinamiento por zonas, ilustrado en la , completa la purificación. En este método, se calienta una varilla de silicio en un extremo mediante una fuente de calor que produce una fina sección transversal de silicio fundido. Al bajar lentamente la varilla a través de la fuente de calor, la zona fundida se desplaza de un extremo a otro de la varilla. A medida que esta fina región fundida se desplaza, las impurezas del silicio se disuelven en el silicio líquido y se desplazan con la región fundida. Al final, las impurezas se desplazan a un extremo de la varilla, que se corta. Un aparato de refinado por zonas utilizado para purificar el silicio. Este silicio altamente purificado, que no contiene más de una parte de impureza por millón de partes de silicio, es el elemento más importante de la industria informática. El silicio puro es necesario en los dispositivos electrónicos semiconductores, como los transistores, los chips de computadora y las celdas solares. Al igual que algunos metales, la pasivación del silicio se produce por la formación de una película muy fina de óxido (principalmente dióxido de silicio, SiO 2 ). El dióxido de silicio es soluble en bases acuosas calientes, por lo que las bases fuertes destruyen la pasivación. La eliminación de la capa de pasivación permite que la base disuelva el silicio, formando hidrógeno gaseoso y aniones de silicato. Por ejemplo: Si ( s ) + 4OH – ( a q ) ⟶ SiO 4 4− ( a q ) + 2H 2 ( g ) El silicio reacciona con los halógenos a altas temperaturas, formando tetrahaluros volátiles, como el SiF 4 . A diferencia del carbono, el silicio no forma fácilmente dobles o triples enlaces. Los compuestos de silicio de fórmula general SiX 4 , donde X es un grupo altamente electronegativo, pueden actuar como ácidos de Lewis para formar silicio de seis coordenadas. Por ejemplo, el tetrafluoruro de silicio, SiF 4 , reacciona con el fluoruro de sodio para producir Na 2 [SiF 6 ], que contiene el ion octaédrico [ SiF 6 ] 2− en el que el silicio está hibridado sp 3 d 2 : 2NaF ( s ) + SiF 4 ( g ) ⟶ Na 2 SiF 6 ( s ) . El antimonio reacciona fácilmente con cantidades estequiométricas de flúor, cloro, bromo o yodo, produciendo trihaluros o, con exceso de flúor o cloro, formando los pentahaluros SbF 5 y SbCl 5 . Dependiendo de la estequiometría, forma sulfuro de antimonio(III), Sb 2 S 3 , o sulfuro de antimonio(V) cuando se calienta con azufre. Como era de esperar, la naturaleza metálica del elemento es mayor que la del arsénico, que se encuentra inmediatamente por encima de él en el grupo 15. Haluros de boro y silicio Los trihaluros de boro (BF 3 , BCl 3 , BBr 3 y BI 3 ) pueden prepararse por reacción directa de los elementos. Estas moléculas no polares contienen boro con hibridación sp 2 y una geometría molecular trigonal plana. Los compuestos de fluoruro y cloruro son gases incoloros, el bromuro es un líquido y el yoduro es un sólido cristalino blanco. Exceptuando el trifluoruro de boro, los trihaluros de boro se hidrolizan fácilmente en agua para formar ácido bórico y el correspondiente ácido hidrohalico. El tricloruro de boro reacciona según la ecuación: BCl 3 ( g ) + 3H 2 O ( l ) ⟶ B (OH) 3 ( a q ) + 3HCl ( a q ) El trifluoruro de boro reacciona con el ácido fluorhídrico, para producir una solución de ácido fluorobórico, HBF 4 : BF 3 ( a q ) + HF ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ H 3 O + ( a q ) + BF 4 – ( a q ) En esta reacción, la molécula de BF 3 actúa como ácido de Lewis (aceptor de pares de electrones) y acepta un par de electrones de un ion de fluoruro: Se han preparado todos los tetrahaluros de silicio, SiX 4 . El tetracloruro de silicio puede prepararse por cloración directa a temperaturas elevadas o por calentamiento del dióxido de silicio con cloro y carbono: SiO 2 ( s ) + 2C ( s ) + 2Cl 2 ( g ) → Δ SiCl 4 ( g ) + 2CO ( g ) El tetracloruro de silicio es una molécula tetraédrica covalente, que es un líquido no polar, de bajo punto de ebullición (57 °C) e incoloro. Es posible preparar tetrafluoruro de silicio mediante la reacción del dióxido de silicio con ácido fluorhídrico: SiO 2 ( s ) + 4HF ( g ) ⟶ SiF 4 ( g ) + 2H 2 O ( l ) Δ H ° = -191,2 kJ El ácido fluorhídrico es el único ácido común que reacciona con el dióxido de silicio o los silicatos. Esta reacción se produce porque el enlace silicio-flúor es el único enlace que forma el silicio que es más fuerte que el enlace silicio-oxígeno. Por esta razón, es posible almacenar todos los ácidos comunes, excepto el ácido fluorhídrico, en recipientes de vidrio. Exceptuando el tetrafluoruro de silicio, los haluros de silicio son extremadamente sensibles al agua. Al exponerse al agua, el SiCl 4 reacciona rápidamente con los grupos de hidróxido, sustituyendo los cuatro átomos de cloro para producir ácido ortosilícico inestable, Si(OH) 4 o H 4 SiO 4 , que se descompone lentamente en SiO 2 . Óxidos de boro y silicio y sus derivados El boro arde a 700 °C en el oxígeno, formando óxido bórico, B 2 O 3 . El óxido bórico es necesario para la producción de vidrio de borosilicato resistente al calor, como el que se muestra en la y de ciertos vidrios ópticos. El óxido bórico se disuelve en agua caliente para formar ácido bórico, B(OH) 3 : B 2 O 3 ( s ) + 3H 2 O ( l ) ⟶ 2B (OH) 3 ( a q ) La cristalería de laboratorio, como Pyrex y Kimax, está hecha de vidrio de borosilicato porque no se rompe al calentarse. La inclusión de boratos en el vidrio ayuda a mediar los efectos de la expansión y la contracción térmica. Esto reduce la probabilidad de que se produzca un choque térmico, que hace que el vidrio de silicato se agriete al calentarse o enfriarse rápidamente (créditos: "Tweenk" / Wikimedia Commons). El átomo de boro en el B(OH) 3 está hibridado sp 2 y se encuentra en el centro de un triángulo equilátero con átomos de oxígeno en las esquinas. En el B(OH) 3 sólido, el enlace de hidrógeno mantiene unidas estas unidades triangulares. El ácido bórico, mostrado en la , es un ácido muy débil que no actúa como donante de protones sino como ácido de Lewis, aceptando un par de electrones no compartidos de la base de Lewis OH - : B ( OH ) 3 ( a q ) + 2H 2 O ( l ) ⇌ B ( OH ) 4 – ( a q ) + H 3 O + ( a q ) K a = 5,8 × 10 -10 El ácido bórico tiene una estructura planar con tres grupos -OH repartidos equitativamente en ángulos de 120° entre sí. El calentamiento del ácido bórico a 100 °C hace que las moléculas de agua se separen entre pares de grupos -OH adyacentes para formar el ácido metabórico, HBO 2 . A unos 150 °C, se forman enlaces B-O-B adicionales que conectan los grupos BO 3 con átomos de oxígeno compartidos para formar el ácido tetrabórico, H 2 B 4 O 7 . La pérdida total de agua, a temperaturas aún más elevadas, da lugar al óxido bórico. Los boratos son sales de los oxiácidos del boro. Los boratos son el resultado de las reacciones de una base con un oxiácido o de la fusión de ácido bórico u óxido bórico con un óxido o hidróxido metálico. Los aniones borato van desde el simple trigonal plano BO 3 3− a especies complejas que contienen cadenas y anillos de átomos de boro de tres y cuatro coordenadas. Las estructuras de los aniones que se encuentran en el aB 2 O 4 , K[B 5 O 6 (OH) 4 ]⋅2H 2 O (comúnmente escrito KB 5 O 8 ⋅4H 2 O) y el Na 2 [B 4 O 5 (OH) 4 ]⋅8H 2 O (comúnmente escrito Na 2 B 4 O 7 ⋅10H 2 O) se muestran en la . Comercialmente, el borato más importante es el bórax, Na 2 [B 4 O 5 (OH) 4 ]⋅8H 2 O, que es un componente importante de algunos detergentes para ropa. La mayor parte del suministro de bórax procede directamente de lagos secos, como el lago Searles en California, o se prepara a partir de la kernita, Na 2 B 4 O 7 ⋅4H 2 O. Los aniones borato son (a) CaB 2 O 4 , (b) KB 5 O 8 ⋅4H 2 O, y (c) Na 2 B 4 O 7 ⋅10H 2 O. El anión en el CaB 2 O 4 es una cadena "infinita". El dióxido de silicio, la sílice, se presenta tanto en forma cristalina como amorfa. La forma cristalina habitual del dióxido de silicio es el cuarzo, un sólido duro, quebradizo, transparente e incoloro. Es útil de muchas maneras: en decoraciones arquitectónicas, en joyas semipreciosas y en el control de la frecuencia en transmisores de radio. La sílice adopta muchas formas cristalinas, o polimorfos , en la naturaleza. Trazas de Fe 3+ en el cuarzo dan a la amatista su característico color púrpura. El término cuarzo también se utiliza para artículos como tubos y lentes que se fabrican con sílice amorfa. El ópalo es una forma natural de sílice amorfa. El contraste en la estructura y las propiedades físicas entre el dióxido de silicio y el dióxido de carbono es interesante, como se ilustra en la . El dióxido de carbono sólido (hielo seco) contiene moléculas individuales de CO 2 con cada uno de los dos átomos de oxígeno unidos al átomo de carbono por dobles enlaces. Fuerzas intermoleculares muy débiles mantienen las moléculas unidas en el cristal. La volatilidad del hielo seco refleja estas fuerzas débiles entre las moléculas. En cambio, el dióxido de silicio es un sólido de red covalente. En el dióxido de silicio, cada átomo de silicio se une a cuatro átomos de oxígeno mediante enlaces simples dirigidos hacia las esquinas de un tetraedro regular, y los tetraedros de SiO 4 comparten átomos de oxígeno. Esta disposición da lugar a una red tridimensional y continua de silicio-oxígeno. Un cristal de cuarzo es una macromolécula de dióxido de silicio. La diferencia entre estos dos compuestos es la capacidad de los elementos del grupo 14 para formar fuertes enlaces π. Los elementos del segundo periodo, como el carbono, forman enlaces π muy fuertes, por lo que el dióxido de carbono forma pequeñas moléculas con fuertes dobles enlaces. Los elementos por debajo del segundo periodo, como el silicio, no forman enlaces π tan fácilmente como los elementos del segundo periodo, y cuando se forman, los enlaces π son más débiles que los formados por los elementos del segundo periodo. Por esta razón, el dióxido de silicio no contiene enlaces π sino solo enlaces σ. Dado que el carbono tiende a formar dobles y triples enlaces y el silicio no, (a) el dióxido de carbono es una molécula discreta con dos dobles enlaces C=O y (b) el dióxido de silicio es una red infinita de átomos de oxígeno que hacen de puente entre los átomos de silicio y cada átomo de silicio posee cuatro enlaces simples Si-O (créditos: foto a: modificación del trabajo de Erica Gerdes; foto b: modificación del trabajo de Didier Descouens). A 1.600 °C, el cuarzo se funde para dar lugar a un líquido viscoso. Cuando el líquido se enfría, no cristaliza fácilmente, sino que suele sobreenfriarse y formar un vidrio, también llamado sílice. Los tetraedros de SiO 4 de la sílice vítrea tienen una disposición aleatoria característica de los líquidos superenfriados, y el vidrio tiene algunas propiedades muy útiles. La sílice es muy transparente a la luz visible y ultravioleta. Por ello, es importante en la fabricación de lámparas que emiten radiación rica en luz ultravioleta y en ciertos instrumentos ópticos que funcionan con luz ultravioleta. El coeficiente de dilatación del vidrio de sílice es muy bajo, por lo que los cambios rápidos de temperatura no provocan su fractura. CorningWare y otros utensilios de cocina de cerámica contienen sílice amorfa. Los silicatos son sales que contienen aniones compuestos de silicio y oxígeno. En casi todos los silicatos, los átomos de silicio con hibridación sp 3 se encuentran en los centros de los tetraedros con oxígeno en las esquinas. Hay una variación en la relación silicio-oxígeno que se produce porque los tetraedros de silicio-oxígeno pueden existir como unidades discretas e independientes o pueden compartir átomos de oxígeno en las esquinas de diversas maneras. Además, la presencia de una variedad de cationes da lugar al gran número de minerales de silicato. Muchas cerámicas están compuestas por silicatos. Al incluir pequeñas cantidades de otros compuestos, es posible modificar las propiedades físicas de los materiales de silicato para producir cerámicas con características útiles. Conceptos clave y resumen Los elementos boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio y telurio separan los metales de los no metales en la tabla periódica. Estos elementos, llamados metaloides o a veces semimetales, presentan propiedades características tanto de los metales como de los no metales. Las estructuras de estos elementos son similares en muchos aspectos a las de los no metales, pero los elementos son semiconductores eléctricos. Ejercicios de química del final del capítulo Indique la hibridación del metaloide y la geometría molecular para cada uno de los siguientes compuestos o iones. Puede revisar los capítulos sobre enlace químico y enlace covalente avanzado para ver ejemplos relevantes. (a) GeH 4 (b) SbF 3 (c) Te(OH) 6 (d) H 2 Te (e) GeF 2 (f) TeCl 4 (g) SiF 6 2− (h) SbCl 5 (i) TeF 6 Escriba una estructura de Lewis para cada una de las siguientes moléculas o iones. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico. (a) H 3 BPH 3 (b) BF 4 – (c) BBr 3 (d) B(CH 3 ) 3 (e) B(OH) 3 (a) H 3 BPH 3 : (b) BF 4 – : (c) BBr 3 : (d) B(CH 3 ) 3 : (e) B(OH) 3 : Describa la hibridación del boro y la estructura molecular sobre el boro en cada uno de los siguientes: (a) H 3 BPH 3 (b) BF 4 – (c) BBr 3 (d) B(CH 3 ) 3 (e) B(OH) 3 Utilizando solo la tabla periódica, escriba la configuración de electrones completa del silicio, incluyendo los orbitales vacíos en la capa de valencia. Quizás quiera repasar el capítulo sobre la estructura de electrones. 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 2 3 d 0 . Escriba una estructura de Lewis para cada una de las siguientes moléculas e iones: (a) (CH 3 ) 3 SiH (b) SiO 4 4− (c) Si 2 H 6 (d) Si(OH) 4 (e) SiF 6 2− Describa la hibridación del silicio y la estructura molecular de las siguientes moléculas e iones: (a) (CH 3 ) 3 SiH (b) SiO 4 4− (c) Si 2 H 6 (d) Si(OH) 4 (e) SiF 6 2− (a) (CH 3 ) 3 SiH: enlace sp 3 sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (b) SiO 4 4− : enlace sp 3 sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (c) Si 2 H 6 : enlace sp 3 sobre cada Si; la estructura es lineal a lo largo del enlace Si-Si; (d) Si(OH) 4 : enlace sp 3 sobre el Si; la estructura es tetraédrica; (e) SiF 6 2− : enlace sp 3 d 2 sobre el Si; la estructura es octaédrica Describa la hibridación y el enlace de un átomo de silicio en el silicio elemental. Clasifique cada una de las siguientes moléculas como polares o no polares. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico. (a) SiH 4 (b) Si 2 H 6 (c) SiCl 3 H (d) SiF 4 (e) SiCl 2 F 2 (a) no polar; (b) no polar; (c) polar; (d) no polar; (e) polar El silicio reacciona con el azufre a temperaturas elevadas. Si 0,0923 g de silicio reaccionan con el azufre para dar 0,3030 g de sulfuro de silicio, determine la fórmula empírica del sulfuro de silicio. Nombre cada uno de los siguientes compuestos: (a) TeO 2 (b) Sb 2 S 3 (c) GeF 4 (d) SiH 4 (e) GeH 4 (a) dióxido de teluro u óxido de teluro(IV); (b) sulfuro de antimonio(III); (c) fluoruro de germanio(IV); (d) hidruro de silano o de silicio(IV); (e) hidruro de germanio(IV) Escriba una ecuación balanceada para la reacción del boro elemental con cada uno de los siguientes elementos (la mayoría de estas reacciones requieren alta temperatura): (a) F 2 (b) O 2 (c) S (d) Se (e) Br 2 ¿Por qué el boro está limitado a un número de coordinación máximo de cuatro en sus compuestos? El boro solo dispone de orbitales s y p , que pueden albergar un máximo de cuatro pares de electrones. A diferencia del silicio, el boro no dispone de orbitales d . Escriba la fórmula para cada uno de los siguientes compuestos: (a) dióxido de silicio (b) tetrayoduro de silicio (c) silano (d) carburo de silicio (e) siliciuro de magnesio A partir de los datos del Apéndice G , determine el cambio de entalpía estándar y el cambio de energía libre estándar para cada una de las siguientes reacciones: (a) BF 3 ( g ) + 3H 2 O ( l ) ⟶ B ( OH ) 3 ( s ) + 3HF ( g ) (b) BCl 3 ( g ) + 3H 2 O ( l ) ⟶ B ( OH ) 3 ( s ) + 3HCl ( g ) (c) B 2 H 6 ( g ) + 6H 2 O ( l ) ⟶ 2B ( OH ) 3 ( s ) + 6H 2 ( g ) (a) Δ H ° = 87 kJ; Δ G ° = 44 kJ; (b) Δ H ° = -109,9 kJ; Δ G° = -154,7 kJ; (c) Δ H ° = -510 kJ; Δ G ° = -601,5 kJ Un hidruro de silicio preparado por la reacción de Mg 2 Si con ácido ejerció una presión de 306 torr a 26 °C en un bulbo con un volumen de 57,0 mL. Si la masa del hidruro era de 0,0861 g, ¿cuál es su masa molecular? ¿Cuál es la fórmula molecular del hidruro? Supongamos que descubre un diamante completamente encerrado en una roca de silicato. ¿Cómo se puede liberar químicamente el diamante sin dañarlo? Una solución suave de ácido fluorhídrico disolvería el silicato y no dañaría el diamante. amorfo material sólido como un vidrio que no tiene un componente de repetición regular en su estructura tridimensional; un sólido pero no un cristal borato compuesto que contiene enlaces de boro-oxígeno, normalmente con racimos o cadenas como parte de la estructura química polimorfo variación de la estructura cristalina que da lugar a diferentes propiedades físicas del compuesto resultante silicato compuesto que contiene enlaces silicio-oxígeno, con tetraedros de silicato conectados en anillos, láminas o redes tridimensionales, dependiendo de los otros elementos que intervienen en la formación de los compuestos

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Estructura y propiedades generales de los no metales Los no metales son elementos situados en la parte superior derecha de la tabla periódica. Sus propiedades y comportamiento son muy diferentes a los de los metales del lado izquierdo. En condiciones normales, más de la mitad de los no metales son gases, uno es un líquido y el resto incluye algunos de los sólidos más blandos y más duros. Los no metales presentan una rica variedad de comportamientos químicos. Incluyen los elementos más reactivos y los menos reactivos, y forman muchos compuestos iónicos y covalentes diferentes. Esta sección presenta una visión general de las propiedades y comportamientos químicos de los no metales, así como de la química de elementos específicos. Muchos de estos no metales son importantes en los sistemas biológicos. En muchos casos, las tendencias de la electronegatividad nos permiten predecir el tipo de enlace y los estados físicos en los compuestos que implican a los no metales. Sabemos que la electronegatividad disminuye a medida que nos desplazamos hacia abajo en un grupo determinado y aumenta cuando nos desplazamos de izquierda a derecha a través de un periodo. Los no metales tienen mayor electronegatividad que los metales, y los compuestos formados entre metales y no metales son generalmente de naturaleza iónica debido a las grandes diferencias de electronegatividad entre ellos. Los metales forman cationes, los no metales forman aniones y los compuestos resultantes son sólidos en condiciones normales. Por otro lado, los compuestos formados entre dos o más no metales tienen pequeñas diferencias de electronegatividad entre los átomos, y se produce un enlace covalente que comparte electrones. Estas sustancias suelen ser de naturaleza molecular y son gases, líquidos o sólidos volátiles a temperatura y presión de ambiente. En los procesos químicos normales, los no metales no forman iones positivos monoatómicos (cationes) porque sus energías de ionización son demasiado altas. Todos los iones monoatómicos no metálicos son aniones; algunos ejemplos son el ion de cloruro, Cl - , el ion de nitruro, N 3- , y el ion seleniuro, Se 2- . Los estados de oxidación comunes que presentan los no metales en sus compuestos iónicos y covalentes se muestran en la . Recuerde que un elemento presenta un estado de oxidación positivo cuando se combina con un elemento más electronegativo y que presenta un estado de oxidación negativo cuando se combina con un elemento menos electronegativo. Los no metales presentan estos estados de oxidación comunes en compuestos iónicos y covalentes. El primer miembro de cada grupo de no metales muestra comportamientos diferentes, en muchos aspectos, de los demás miembros del grupo. Las razones para ello son su menor tamaño, su mayor energía de ionización y (lo más importante) el hecho de que el primer miembro de cada grupo solo tiene cuatro orbitales de valencia (un 2 s y tres 2 p ) disponibles para el enlace, mientras que los demás miembros del grupo tienen orbitales d vacíos en sus capas de valencia, lo que hace posible cinco, seis o incluso más enlaces alrededor del átomo central. Por ejemplo, el nitrógeno solo forma NF 3 , mientras que el fósforo forma tanto PF 3 como PF 5 . Otra diferencia entre el primer miembro del grupo y los siguientes es la mayor capacidad del primero para formar enlaces π . Esto se debe principalmente al menor tamaño del primer miembro de cada grupo, que permite una mejor superposición de los orbitales atómicos. Los no metales, que no sean el primer miembro de cada grupo, rara vez forman enlaces π con los no metales que son el primer miembro de un grupo. Por ejemplo, los enlaces π de azufre-oxígeno son bien conocidos, mientras que el azufre no suele formar enlaces π estables consigo mismo. La variedad de estados de oxidación que presentan la mayoría de los no metales hace que muchas de sus reacciones químicas impliquen cambios de estado de oxidación mediante reacciones de reducción-oxidación. Hay cinco aspectos generales de la química de reducción-oxidación: Los no metales oxidan la mayoría de los metales. El estado de oxidación del metal se vuelve positivo cuando se oxida y el del no metal se vuelve negativo cuando se reduce. Por ejemplo: 4Fe ( s ) + 3O 2 ( g ) ⟶ 2Fe 2 O 3 ( s ) 0 0 +3 -2 A excepción del nitrógeno y el carbono, que son malos agentes oxidantes, un no metal más electronegativo oxida a un no metal menos electronegativo o al anión del no metal: S ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ 2SO 2 ( s ) 0 0 +4 -2 Cl 2 ( g ) + 2I – ( a q ) ⟶ I 2 ( s ) + 2Cl – ( a q ) 0 0 El flúor y el oxígeno son los agentes oxidantes más fuertes dentro de sus respectivos grupos; cada uno de ellos oxida todos los elementos que se encuentran por debajo de ellos en sus grupos. Dentro de cualquier periodo, el agente oxidante más fuerte está en el grupo 17. Un no metal suele oxidar un elemento que se encuentra a su izquierda en el mismo periodo. Por ejemplo: 2As ( s ) + 3Br 2 ( l ) ⟶ 2AsBr 3 ( s ) 0 0 +3 -1 Cuanto más fuerte sea un no metal como agente oxidante, más difícil será la oxidación del anión formado por el no metal. Esto significa que los iones negativos más estables están formados por elementos de la parte superior del grupo o del grupo 17 del periodo. El flúor y el oxígeno son los elementos oxidantes más fuertes conocidos. El flúor no forma compuestos en los que presente estados de oxidación positivos; el oxígeno solo presenta un estado de oxidación positivo cuando se combina con el flúor. Por ejemplo: 2F 2 ( g ) + 2OH – ( a q ) ⟶ OF 2 ( g ) + 2F – ( a q ) + H 2 O ( l ) 0 +2 -1 A excepción de la mayoría de los gases nobles, todos los no metales forman compuestos con el oxígeno, dando lugar a óxidos covalentes. La mayoría de estos óxidos son acídicos, es decir, reaccionan con el agua para formar oxiácidos. Recordemos del capítulo sobre ácidos y bases que un oxiácido es un ácido formado por hidrógeno, oxígeno y algún otro elemento. Las excepciones notables son el monóxido de carbono, CO, el óxido nitroso, N 2 O, y el óxido nítrico, NO. Hay tres características de estos óxidos acídicos: Los óxidos como el SO 2 y el N 2 O 5 , en los que el no metal presenta uno de sus estados de oxidación comunes, son anhídridos de ácido y reaccionan con el agua para formar ácidos sin cambio de estado de oxidación. El producto es un oxiácido. Por ejemplo: SO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ H 2 SO 3 ( a q ) N 2 O 5 ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2HNO 3 ( a q ) Aquellos óxidos como el NO 2 y el ClO 2 , en los que el no metal no presenta uno de sus estados de oxidación comunes, también reaccionan con el agua. En estas reacciones, el no metal se oxida y se reduce. Por ejemplo: 3NO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2HNO 3 ( a q ) + NO ( g ) +4 +5 +2 Las reacciones en las que un mismo elemento se oxida y se reduce se denominan reacciones de desproporción . La fuerza del ácido aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. Para saber más, vea la discusión en el capítulo sobre la química de ácidos y bases. Los compuestos binarios de hidrógeno de los no metales también presentan un comportamiento acídico en el agua, aunque solo el HCl, el HBr y el HI son ácidos fuertes. La fuerza ácida de los compuestos de hidrógeno no metálicos aumenta de izquierda a derecha a través de un periodo y hacia abajo de un grupo. Por ejemplo, el amoníaco, NH 3 , es un ácido más débil que el agua, H 2 O, que es más débil que el fluoruro de hidrógeno, HF. El agua, H 2 O, es también un ácido más débil que el sulfuro de hidrógeno, H 2 S , que es más débil que el seleniuro de hidrógeno, H 2 Se. Un carácter acídico más débil implica un mayor carácter básico. Estructuras de los no metales Las estructuras de los no metales difieren drásticamente de las de los metales. Los metales se cristalizan en conjuntos muy compactos que no contienen moléculas ni enlaces covalentes. Las estructuras no metálicas contienen enlaces covalentes y muchos no metales están formados por moléculas individuales. Los electrones en los no metales están localizados en enlaces covalentes, mientras que en un metal hay deslocalización de los electrones en todo el sólido. Los gases nobles son todos monoatómicos, mientras que los demás gases no metálicos (hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor y cloro) existen normalmente como moléculas diatómicas H 2 , N 2 , O 2 , F 2 y Cl 2 . Los otros halógenos también son diatómicos; el Br 2 es un líquido y el I 2 existe como sólido en condiciones normales. Los cambios de estado a medida que se desciende en la familia de los halógenos ofrecen excelentes ejemplos de la creciente fortaleza de las fuerzas intermoleculares de London con el aumento de la masa molecular y la creciente polarizabilidad. El oxígeno tiene dos alótropos: O 2 , dioxígeno, y O 3 , ozono. El fósforo tiene tres alótropos comunes, denominados comúnmente por sus colores: blanco, rojo y negro. El azufre tiene varios alótropos. También hay muchos alótropos del carbono. La mayoría de la gente conoce el diamante, el grafito y el carbón vegetal, pero menos gente conoce el reciente descubrimiento de los fullerenos, los nanotubos de carbono y el grafeno. A continuación se describen las propiedades físicas de tres no metales que son características de los sólidos moleculares. Carbono El carbono se presenta en estado no combinado (elemental) en muchas formas, como el diamante, el grafito, el carbón vegetal, el coque, el negro de carbón, el grafeno y el fullereno. El diamante, mostrado en la , es un material cristalino muy duro que es incoloro y transparente cuando es puro. Cada átomo forma cuatro enlaces simples con otros cuatro átomos en las esquinas de un tetraedro (hibridación sp 3 ); esto hace del diamante una molécula gigante. Los enlaces simples carbono-carbono son muy fuertes y, como se extienden por todo el cristal para formar una red tridimensional, los cristales son muy duros y tienen puntos de fusión elevados (~4400 °C). (a) El diamante y (b) el grafito son dos formas de carbono. (c) En la estructura cristalina del diamante, los enlaces covalentes forman tetraedros tridimensionales. (d) En la estructura cristalina del grafito, cada capa plana está compuesta por anillos de seis miembros (créditos: a: modificación del trabajo d de "Fancy Diamonds"/Flickr; b: modificación del trabajo de http://images-of-elements.com/carbon.php). El grafito, que también aparece en la , es un sólido blando, resbaladizo y de color negro grisáceo que conduce la electricidad. Estas propiedades están relacionadas con su estructura, que consiste en capas de átomos de carbono, con cada átomo rodeado por otros tres átomos de carbono en una disposición trigonal plana. Cada átomo de carbono del grafito forma tres enlaces σ, uno con cada uno de sus vecinos más cercanos, mediante orbitales híbridos sp 2 . El orbital p no hibridado de cada átomo de carbono se superpondrá a los orbitales no hibridados de los átomos de carbono adyacentes en la misma capa para formar enlaces π. Son necesarias muchas formas de resonancia para describir la estructura electrónica de una capa de grafito; la ilustra dos de estas formas. (a) Los átomos de carbono del grafito tienen orbitales p no hibridados. Cada orbital p es perpendicular al plano de los átomos de carbono. (b) Estas son dos de las muchas formas de resonancia del grafito necesarias para describir su estructura electrónica como un híbrido de resonancia. Los átomos dentro de una capa de grafito están fuertemente enlazados por los enlaces σ y π; sin embargo, las fuerzas entre las capas son débiles. Las fuerzas de dispersión de London mantienen las capas unidas. Para saber más, consulte la discusión de estas fuerzas débiles en el capítulo sobre líquidos y sólidos. Las débiles fuerzas entre las capas dan al grafito el carácter blando y escamoso que lo hace útil como la llamada "mina" de los lápices y el carácter resbaladizo que lo hace útil como lubricante. Los electrones sueltos en los enlaces π resonantes pueden moverse por todo el sólido y son responsables de la conductividad eléctrica del grafito. Otras formas de carbono elemental son el negro de carbón, el carbón vegetal y el coque. El negro de carbón es una forma amorfa de carbono preparada por la combustión incompleta del gas natural, CH 4 . Es posible producir carbón vegetal y coque calentando madera y carbón, respectivamente, a altas temperaturas en ausencia de aire. Recientemente, se han identificado nuevas formas de moléculas de carbono elemental en el hollín generado por una llama humeante y en el vapor producido cuando el grafito se calienta a temperaturas muy altas en el vacío o en el helio. Una de estas nuevas formas, aislada por primera vez por el profesor Richard Smalley y sus colaboradores de la Universidad de Rice, consiste en moléculas icosaédricas (con forma de balón de fútbol) que contienen 60 átomos de carbono, C 60 . Se trata del buckminsterfullereno (a menudo llamado buckybolas) en honor al arquitecto Buckminster Fuller , que diseñó estructuras abovedadas de aspecto similar ( ). La estructura molecular del C 60 , el buckminsterfullereno, es icosaédrica. Nanotubos y grafeno El grafeno y los nanotubos de carbono son dos alótropos del carbono descubiertos recientemente. Ambas formas guardan cierta relación con el grafito. El grafeno es una sola capa de grafito (de un átomo de espesor), como se ilustra en la , mientras que los nanotubos de carbono enrollan la capa en un pequeño tubo, como se ilustra en la . (a) El grafeno y (b) los nanotubos de carbono son alótropos del carbono. El grafeno es un conductor de calor y electricidad muy fuerte, ligero y eficaz, descubierto en 2003. Al igual que en el grafito, los átomos de carbono forman una capa de anillos de seis miembros con átomos de carbono hibridizado sp 2 en las esquinas. La resonancia estabiliza el sistema y lleva a su conductividad. A diferencia del grafito, no hay apilamiento de las capas para dar una estructura tridimensional. Andre Geim y Kostya Novoselov , de la Universidad de Manchester, ganaron el Premio Nobel de Física en 2010 por su trabajo pionero en la caracterización del grafeno. El procedimiento más sencillo para preparar el grafeno es utilizar un trozo de cinta adhesiva para eliminar una sola capa de grafeno de la superficie de un trozo de grafito. Este método funciona porque en el grafito solo existen débiles fuerzas de dispersión de London entre las capas. Los métodos alternativos consisten en depositar una sola capa de átomos de carbono en la superficie de algún otro material (rutenio, iridio o cobre) o sintetizarlo en la superficie del carburo de silicio mediante la sublimación del silicio. Actualmente no existen aplicaciones comerciales del grafeno. Sin embargo, sus propiedades inusuales, como la alta movilidad de los electrones y la conductividad térmica, deberían hacerlo adecuado para la fabricación de muchos dispositivos electrónicos avanzados y para aplicaciones de gestión térmica. Los nanotubos de carbono son alótropos de carbono que tienen una estructura cilíndrica. Al igual que el grafito y el grafeno, los nanotubos están formados por anillos de átomos de carbono hibridados sp 2 . A diferencia del grafito y el grafeno, que se presentan en capas, las capas se envuelven en un tubo y se unen para producir una estructura estable. Las paredes del tubo pueden tener un átomo o varios átomos de grosor. Los nanotubos de carbono son materiales extremadamente resistentes y más duros que el diamante. Dependiendo de la forma del nanotubo, puede ser un conductor o un semiconductor. Para algunas aplicaciones, la forma conductora es preferible, mientras que otras aplicaciones utilizan la forma semiconductora. La base de la síntesis de los nanotubos de carbono es la generación de átomos de carbono en el vacío. Es posible producir átomos de carbono mediante una descarga eléctrica a través del grafito, la vaporización del grafito con un láser y la descomposición de un compuesto de carbono. La resistencia de los nanotubos de carbono acabará dando lugar a algunas de sus aplicaciones más interesantes, ya que un hilo producido a partir de varios nanotubos soportará un peso enorme. Sin embargo, las aplicaciones actuales solo emplean nanotubos a granel. La adición de nanotubos a los polímeros mejora las propiedades mecánicas, térmicas y eléctricas del material a granel. Actualmente hay nanotubos en algunas piezas de bicicleta, esquís, bates de béisbol, cañas de pescar y tablas de surf. Fósforo El nombre de fósforo proviene de las palabras griegas que significan que trae la luz . Cuando se aisló el fósforo por primera vez, los científicos observaron que brillaba en la oscuridad y ardía cuando se exponía al aire. El fósforo es el único miembro de su grupo que no se encuentra en estado puro en la naturaleza; existe en muchas formas alotrópicas. Consideraremos dos de esas formas: el fósforo blanco y el fósforo rojo. El fósforo blanco es un sólido blanco y ceroso que se funde a 44,2 °C y hierve a 280 °C. Es insoluble en agua (en la que se almacena, vea la ), es muy soluble en disulfuro de carbono y se incendia con el aire. Como sólido, como líquido, como gas y en solución, el fósforo blanco existe como moléculas P 4 con cuatro átomos de fósforo en las esquinas de un tetraedro regular, como se ilustra en la . Cada átomo de fósforo se une covalentemente a los otros tres átomos de la molécula mediante enlaces covalentes simples. El fósforo blanco es el alótropo más reactivo y es muy tóxico. (a) Como el fósforo blanco se incendia con el aire, se almacena en el agua. (b) La estructura del fósforo blanco consiste en moléculas P 4 dispuestas en un tetraedro. (c) El fósforo rojo es mucho menos reactivo que el blanco. (d) La estructura del fósforo rojo consiste en redes de tetraedros P 4 unidos por enlaces simples P-P (créditos a: modificación del trabajo de http://images-of-elements.com/phosphorus.php). Calentando el fósforo blanco a 270 a 300 °C en ausencia de aire se obtiene el fósforo rojo. El fósforo rojo (mostrado en la ) es más denso, tiene un punto de fusión más alto (~600 °C), es mucho menos reactivo, no es esencialmente tóxico y es más fácil y seguro de manejar que el fósforo blanco. Su estructura es altamente polimérica y parece contener redes tridimensionales de tetraedros P 4 unidos por enlaces simples P-P. El fósforo rojo es insoluble en los solventes que disuelven el fósforo blanco. Cuando se calienta el fósforo rojo, las moléculas de P 4 se subliman del sólido. Azufre La alotropía del azufre es mucho mayor y más compleja que la de cualquier otro elemento. El azufre es el azufre al que se hace referencia en la Biblia y en otros lugares, y las referencias al azufre aparecen a lo largo de la historia, hasta el descubrimiento relativamente reciente de que es un componente de las atmósferas de Venus y de Io, una luna de Júpiter. El alótropo más común y estable del azufre es el azufre rómbico, amarillo, llamado así por la forma de sus cristales. El azufre rómbico es la forma a la que revierten todos los demás alótropos a temperatura ambiente. Los cristales de azufre rómbico se funden a 113 °C. Al enfriar este líquido se obtienen largas agujas de azufre monoclínico. Esta forma es estable desde los 96 °C hasta el punto de fusión, 119 °C. A temperatura ambiente, revierte gradualmente a la forma rómbica. Tanto el azufre rómbico como el monoclínico contienen moléculas S 8 en las que los átomos forman anillos plegados de ocho miembros que se asemejan a coronas, como se ilustra en la . Cada átomo de azufre está unido a cada uno de sus dos vecinos en el anillo mediante enlaces simples covalentes S-S. Estos cuatro alótropos del azufre presentan anillos plegados de ocho miembros. Cada átomo de azufre se une a cada uno de sus dos vecinos en el anillo mediante enlaces simples covalentes S-S. Aquí se muestran (a) anillos S 8 individuales, (b) cadenas S 8 formadas cuando los anillos se abren, (c) cadenas más largas formadas al añadir átomos de azufre a las cadenas S 8 , y (d) parte de las cadenas de azufre muy largas formadas a temperaturas más altas. Cuando el azufre rómbico se funde, el líquido de color paja es bastante móvil; su viscosidad es baja porque las moléculas de S 8 son esencialmente esféricas y ofrecen relativamente poca resistencia al pasar unas junto a otras. Al aumentar la temperatura, los enlaces S-S de los anillos se rompen y se producen cadenas poliméricas de átomos de azufre. Estas cadenas se combinan de extremo a extremo, formando cadenas aún más largas que se enredan entre sí. El líquido se oscurece gradualmente y se vuelve tan viscoso que finalmente (a unos 230 °C) no se vierte fácilmente. Los átomos colgantes en los extremos de las cadenas de átomos de azufre son responsables del color rojo oscuro porque su estructura electrónica difiere de la de los átomos de azufre que tienen enlaces con dos átomos de azufre adyacentes. Esto hace que absorban la luz de forma diferente y que el color visible sea distinto. El enfriamiento del líquido produce rápidamente una masa amorfa parecida al caucho, llamada azufre plástico. El azufre hierve a 445 °C y forma un vapor compuesto por moléculas S 2 , S 6 y S 8 ; a unos 1.000 °C, la densidad del vapor corresponde a la fórmula S 2 , que es una molécula paramagnética como el O 2 con una estructura electrónica similar y un doble enlace azufre-azufre débil. Como se ha visto en esta discusión, una característica importante del comportamiento estructural de los no metales es que los elementos suelen aparecer con ocho electrones en sus capas de valencia. Si es necesario, los elementos forman suficientes enlaces covalentes para complementar los electrones ya presentes para poseer un octeto. Por ejemplo, los miembros del grupo 15 tienen cinco electrones de valencia y solo necesitan tres electrones adicionales para llenar sus capas de valencia. Estos elementos forman tres enlaces covalentes en su estado libre: triples enlaces en la molécula de N 2 o enlaces simples con tres átomos diferentes en el arsénico y el fósforo. Los elementos del grupo 16 solo requieren dos electrones adicionales. El oxígeno forma un doble enlace en la molécula de O 2 , y el azufre, el selenio y el telurio forman dos enlaces simples en varios anillos y cadenas. Los halógenos forman moléculas diatómicas en las que cada átomo participa en un solo enlace. Esto proporciona el electrón necesario para completar el octeto en el átomo de halógeno. Los gases nobles no forman enlaces covalentes con otros átomos de gases nobles porque ya tienen una capa exterior llena. Conceptos clave y resumen Los no metales tienen estructuras muy diferentes a las de los metales, principalmente porque tienen una mayor electronegatividad y los electrones están enlazados más estrechamente a los átomos individuales. La mayoría de los óxidos no metálicos son anhídridos de ácido, lo que significa que reaccionan con el agua para formar soluciones acídicas. Las estructuras moleculares son comunes para la mayoría de los no metales, y varios tienen múltiples alótropos con propiedades físicas variables. Ejercicios de fin de capítulo de química El carbono forma una serie de alótropos, dos de los cuales son el grafito y el diamante. El silicio tiene una estructura de diamante. ¿Por qué no existe ningún alótropo del silicio con estructura de grafito? El nitrógeno en la atmósfera existe como moléculas diatómicas muy estables. ¿Por qué el fósforo forma moléculas P 4 menos estables en lugar de moléculas P 2 ? En la molécula de N 2 , los átomos de nitrógeno tienen un enlace σ y dos enlaces π que mantienen unidos a los dos átomos. La presencia de tres enlaces fuertes hace del N 2 una molécula muy estable. El fósforo es un elemento del tercer periodo y, como tal, no forma enlaces π de manera eficiente; por lo tanto, debe cumplir su requisito de enlace formando tres enlaces σ. Escriba ecuaciones químicas balanceadas para la reacción de los siguientes anhídridos de ácido con agua: (a) SO 3 (b) N 2 O 3 (c) Cl 2 O 7 (d) P 4 O 10 (e) NO 2 Determine el número de oxidación de cada elemento en cada uno de los siguientes compuestos: (a) HCN (b) OF 2 (c) AsCl 3 (a) H = 1+, C = 2+, y N = 3-; (b) O = 2+ y F = 1-; (c) As = 3+ y Cl = 1- Determine el estado de oxidación del azufre en cada uno de los siguientes: (a) SO 3 (b) SO 2 (c) SO 3 2− Ordene los siguientes elementos en orden de aumento de electronegatividad: F; Cl; O; y S. S < Cl < O < F ¿Por qué el fósforo blanco está formado por moléculas tetraédricas P 4 mientras que el nitrógeno está formado por moléculas diatómicas N 2 ? anhídrido de ácido compuesto que reacciona con el agua para formar un ácido o una solución acídica reacción de desproporción reacción química en la que un solo reactivo se reduce y se oxida simultáneamente; es a la vez el agente reductor y el agente oxidante

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