Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno El hidrógeno es el elemento más abundante del universo. El sol y otras estrellas están compuestas en gran parte por hidrógeno. Los astrónomos estiman que el 90 % de los átomos del universo son átomos de hidrógeno. El hidrógeno es un componente de más compuestos que cualquier otro elemento. El agua es el compuesto de hidrógeno más abundante que se encuentra en la Tierra. El hidrógeno es una parte importante del petróleo, de muchos minerales, de la celulosa y el almidón, del azúcar, de las grasas, de los aceites, de los alcoholes, de los ácidos y de miles de otras sustancias. A temperaturas normales, el hidrógeno es un gas incoloro, inodoro, insípido y no venenoso, formado por la molécula diatómica H 2 . El hidrógeno se compone de tres isótopos y, a diferencia de otros elementos, estos isótopos tienen nombres y símbolos químicos diferentes: protio, 1 H, deuterio, 2 H (o "D"), y tritio 3 H (o "T"). En una muestra natural de hidrógeno, hay un átomo de deuterio por cada 7.000 átomos de H y un átomo de tritio radiactivo por cada 10 18 átomos de H. Las propiedades químicas de los distintos isótopos son muy similares porque tienen estructuras electrónicas idénticas, pero difieren en algunas propiedades físicas debido a sus diferentes masas atómicas. El deuterio y el tritio elementales tienen una presión de vapor inferior a la del hidrógeno ordinario. En consecuencia, cuando el hidrógeno líquido se evapora, los isótopos más pesados se concentran en las últimas porciones a evaporarse. La electrólisis del agua pesada, D 2 O, produce deuterio. La mayor parte del tritio se origina en reacciones nucleares. Preparación del hidrógeno El hidrógeno elemental debe prepararse a partir de los compuestos rompiendo los enlaces químicos. Los métodos más comunes para preparar el hidrógeno son los siguientes. De vapor y carbono o hidrocarburos El agua es la fuente más barata y abundante de hidrógeno. Al pasar el vapor sobre el coque (una forma impura de carbono elemental) a 1.000 °C se produce una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno conocida como gas de agua: C ( s ) + H 2 O ( g ) → 1.000 °C CO ( g ) + H 2 ( g ) gas de agua El gas de agua se utiliza como combustible industrial. Es posible producir hidrógeno adicional mezclando el gas de agua con vapor en presencia de un catalizador para convertir el CO en CO 2 . Esta reacción es la reacción de desplazamiento de gas de agua. También es posible preparar una mezcla de hidrógeno y monóxido de carbono haciendo pasar hidrocarburos del gas natural o del petróleo y vapor sobre un catalizador a base de níquel. El propano es un ejemplo de reactivo de hidrocarburo: C 3 H 8 ( g ) + 3 H 2 O ( g ) → catalizador 900 °C 3CO ( g ) + 7 H 2 ( g ) Electrólisis El hidrógeno se forma cuando la electricidad de corriente continua pasa por el agua que contiene un electrolito como el H 2 SO 4 , como se ilustra en la . En el cátodo se forman burbujas de hidrógeno y en el ánodo se desprende oxígeno. La reacción neta es: 2H 2 O ( l ) + energía eléctrica ⟶ 2H 2 ( g ) + O 2 ( g ) La electrólisis del agua produce hidrógeno y oxígeno. Como hay el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno y ambos elementos son diatómicos, se produce el doble de volumen de hidrógeno en el cátodo que de oxígeno en el ánodo. Reacción de los metales con los ácidos Este es el método de laboratorio más conveniente para producir hidrógeno. Los metales con potenciales de reducción más bajos reducen el ion de hidrógeno en los ácidos diluidos para producir hidrógeno gaseoso y sales metálicas. Por ejemplo, como se muestra en la , el hierro en ácido clorhídrico diluido produce hidrógeno gaseoso y cloruro de hierro(II): Fe ( s ) + 2H 3 O + ( a q ) + 2Cl – ( a q ) ⟶ Fe 2+ ( a q ) + 2Cl – ( a q ) + H 2 ( g ) + 2H 2 O ( l ) La reacción del hierro con un ácido produce hidrógeno. Aquí, el hierro reacciona con el ácido clorhídrico (créditos: Mark Ott). Reacción de los hidruros metálicos iónicos con el agua Es posible producir hidrógeno a partir de la reacción de los hidruros de los metales activos, que contienen el anión fuertemente básico H - , con el agua: CaH 2 ( s ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ Ca 2+ ( a q ) + 2OH – ( a q ) + 2H 2 ( g ) Los hidruros metálicos son fuentes de hidrógeno caras pero convenientes, especialmente cuando el espacio y el peso son factores importantes. Son importantes en el inflado de chalecos salvavidas, balsas salvavidas y globos militares. Reacciones En condiciones normales, el hidrógeno es relativamente inactivo químicamente, pero cuando se calienta, entra en muchas reacciones químicas. Dos tercios de la producción mundial de hidrógeno se dedican a la fabricación de amoníaco, que es un fertilizante y se utiliza en la fabricación de ácido nítrico. Las grandes cantidades de hidrógeno también son importantes en el proceso de hidrogenación , que se trata en el capítulo de química orgánica. Es posible utilizar el hidrógeno como combustible no contaminante. La reacción del hidrógeno con el oxígeno es una reacción muy exotérmica, que libera 286 kJ de energía por mol de agua formada. El hidrógeno se quema sin explosión en condiciones controladas. El soplete de oxígeno-hidrógeno, debido al elevado calor de combustión del hidrógeno, puede alcanzar temperaturas de hasta 2800 °C. La llama caliente de este soplete es útil para cortar chapas gruesas de muchos metales. El hidrógeno líquido es también un importante combustible para cohetes ( ). Antes de la retirada de la flota en 2011, se utilizaba hidrógeno líquido y oxígeno líquido en los tres motores principales de un transbordador espacial. Dos compartimentos en el gran tanque contenían estos líquidos hasta el lanzamiento del transbordador (créditos: "reynermedia"/Flickr). Un átomo de hidrógeno sin combinar está formado por un núcleo y un electrón de valencia en el orbital 1 s . La capa de valencia n = 1 tiene capacidad para dos electrones, y el hidrógeno puede ocupar legítimamente dos lugares en la tabla periódica. Es posible considerar al hidrógeno como un elemento del grupo 1 porque el hidrógeno puede perder un electrón para formar el catión, H + . También se puede considerar que el hidrógeno es un elemento del grupo 17 porque solo necesita un electrón para llenar su orbital de valencia para formar un ion de hidruro, H - , o puede compartir un electrón para formar un enlace simple y covalente. En realidad, el hidrógeno es un elemento único que casi merece su propia ubicación en la tabla periódica. Reacciones con elementos Cuando se calienta, el hidrógeno reacciona con los metales del grupo 1 y con el Ca, Sr y Ba (los metales más activos del grupo 2). Los compuestos formados son hidruros iónicos cristalinos que contienen el anión hidruro, H - , un fuerte agente reductor y una base fuerte, que reacciona vigorosamente con el agua y otros ácidos para formar hidrógeno gaseoso. Las reacciones del hidrógeno con los no metales generalmente producen compuestos acídicos de hidrógeno con el hidrógeno en el estado de oxidación 1+. Las reacciones se vuelven más exotérmicas y vigorosas a medida que aumenta la electronegatividad del no metal. El hidrógeno reacciona con el nitrógeno y el azufre solo cuando se calienta, pero reacciona de forma explosiva con el flúor (formando HF) y, en algunas condiciones, con el cloro (formando HCl). Una mezcla de hidrógeno y oxígeno explota si se enciende. Debido a la naturaleza explosiva de la reacción, es necesario tener precaución al manipular el hidrógeno (o cualquier otro gas combustible) para evitar la formación de una mezcla explosiva en un espacio confinado. Aunque la mayoría de los hidruros de los no metales son acídicos, el amoníaco y la fosfina (PH 3 ) son ácidos muy, muy débiles y generalmente funcionan como bases. Hay un resumen de estas reacciones del hidrógeno con los elementos en la . Reacciones químicas del hidrógeno con otros elementos Ecuación general Comentarios MH o MH 2 ⟶ MOH o M ( OH ) 2 + H 2 hidruros iónicos del grupo 1 y Ca, Sr y Ba H 2 + C ⟶ (sin reacción) 3H 2 + N 2 ⟶ 2NH 3 requiere alta presión y temperatura; bajo rendimiento 2H 2 + O 2 ⟶ 2H 2 O exotérmico y potencialmente explosivo H 2 + S ⟶ H 2 S requiere calentamiento; bajo rendimiento H 2 + X 2 ⟶ 2HX X = F, Cl, Br e I; explosivo con F 2 ; bajo rendimiento con I 2 Reacción con compuestos El hidrógeno reduce los óxidos calentados de muchos metales, con la formación del metal y del vapor de agua. Por ejemplo, al pasar el hidrógeno sobre el CuO calentado se forma cobre y agua. El hidrógeno también puede reducir los iones metálicos de algunos óxidos metálicos a estados de oxidación más bajos: H 2 ( g ) + MnO 2 ( s ) → Δ MnO ( s ) + H 2 O ( g ) Compuestos de hidrógeno Aparte de los gases nobles, cada uno de los no metales forma compuestos con el hidrógeno. Para ser breves, aquí solo hablaremos de algunos compuestos de hidrógeno de los no metales. Compuestos de hidrógeno y nitrógeno El amoníaco, NH 3 , se forma de manera natural cuando cualquier materia orgánica que contenga nitrógeno se descompone en ausencia de aire. La preparación del amoníaco en el laboratorio se realiza mediante la reacción de una sal de amonio con una base fuerte como el hidróxido de sodio. La reacción ácido-base con el ion de amonio débilmente acídico da lugar al amoníaco, ilustrado en la . El amoníaco también se forma cuando los nitruros iónicos reaccionan con el agua. El ion de nitruro es una base mucho más fuerte que el ion de hidróxido: Mg 3 N 2 ( s ) + 6H 2 O ( l ) ⟶ 3Mg ( OH ) 2 ( s ) + 2NH 3 ( g ) La producción comercial de amoníaco se realiza mediante la combinación directa de los elementos del proceso de Haber : N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) ⇌ catalizador 2NH 3 ( g ) Δ H ° = −92 kJ La estructura del amoníaco se muestra con un átomo de nitrógeno central y tres átomos de hidrógeno. El amoníaco es un gas incoloro con un olor penetrante. Las sales aromáticas utilizan este poderoso olor. El amoníaco gaseoso se licua fácilmente para dar lugar a un líquido incoloro que hierve a -33 °C. Debido al enlace de hidrógeno intermolecular, la entalpía de vaporización del amoníaco líquido es mayor que la de cualquier otro líquido, excepto el agua, por lo que el amoníaco es útil como refrigerante. El amoníaco es bastante soluble en agua (658 L a condiciones estándar de temperatura y presión [Standard Conditions for Temperature and Pressure, STP] se disuelven en 1 L de H 2 O). Las propiedades químicas del amoníaco son las siguientes: El amoníaco actúa como una base de Brønsted, tal y como se ha comentado en el capítulo dedicado a la química de ácidos y bases. El ion de amonio tiene un tamaño similar al ion de potasio; los compuestos de ambos iones presentan muchas similitudes en sus estructuras y solubilidades. El amoníaco puede mostrar un comportamiento acídico, aunque es un ácido mucho más débil que el agua. Al igual que otros ácidos, el amoníaco reacciona con los metales, aunque es tan débil que son necesarias altas temperaturas. Se forma hidrógeno y (dependiendo de la estequiometría) amidas (sales de NH 2 – ) , , imidas (sales de NH 2- ), o nitruros (sales de N 3- ). El átomo de nitrógeno del amoníaco tiene su estado de oxidación más bajo posible (3-) y, por lo tanto, no es susceptible de reducción. Sin embargo, puede oxidarse. El amoníaco se quema en el aire, produciendo NO y agua. El amoníaco caliente y el ion de amonio son agentes reductores activos. Son especialmente interesantes las oxidaciones del ion de amonio por el ion de nitrito, NO 2 – , para producir nitrógeno puro y por el ion de nitrato para producir óxido nitroso, N 2 O. Hay una serie de compuestos que podemos considerar derivados del amoníaco mediante la sustitución de uno o varios átomos de hidrógeno por algún otro átomo o grupo de átomos. Las derivaciones inorgánicas incluyen la cloramina, NH 2 Cl, y la hidracina, N 2 H 4 : La cloramina, NH 2 Cl, resulta de la reacción del hipoclorito de sodio, NaOCl, con el amoníaco en solución básica. En presencia de un gran exceso de amoníaco a baja temperatura, la cloramina reacciona aún más para producir hidracina, N 2 H 4 : NH 3 ( a q ) + OCl – ( a q ) ⟶ NH 2 Cl ( a q ) + OH – ( a q ) NH 2 Cl ( a q ) + NH 3 ( a q ) + OH – ( a q ) ⟶ N 2 H 4 ( a q ) + Cl – ( a q ) + H 2 O ( l ) La hidracina anhidra es relativamente estable a pesar de su energía libre de formación positiva: N 2 ( g ) + 2H 2 ( g ) ⟶ N 2 H 4 ( l ) Δ G f ° = 149,2 kJ mol – 1 La hidracina es un líquido incoloro y humeante que tiene algunas propiedades físicas muy similares a las del H 2 O (se funde a 2 °C, hierve a 113,5 °C y tiene una densidad a 25 °C de 1,00 g/mL). Se quema rápida y completamente en el aire con una importante evolución del calor: N 2 H 4 ( l ) + O 2 ( g ) ⟶ N 2 ( g ) + 2H 2 O ( l ) Δ H ° = -621,5 kJ mol – 1 Al igual que el amoníaco, la hidracina es una base de Brønsted y una base de Lewis, aunque es más débil que el amoníaco. Reacciona con ácidos fuertes y forma dos series de sales que contienen los iones de N 2 H 5 + y N 2 H 6 2+ , respectivamente. Algunos cohetes utilizan hidracina como combustible. Compuestos de hidrógeno y fósforo El hidruro de fósforo más importante es la fosfina, PH 3 , un análogo gaseoso del amoníaco tanto en términos de fórmula como de estructura. A diferencia del amoníaco, no es posible formar fosfina por unión directa de los elementos. Existen dos métodos para la preparación de la fosfina. Un método es por la acción de un ácido sobre un fosfuro iónico. El otro método es la desproporción del fósforo blanco con base concentrada caliente para producir fosfina y el ion de fosfito de hidrógeno: AlP ( s ) + 3H 3 O + ( a q ) ⟶ PH 3 ( g ) + Al 3+ ( a q ) + 3H 2 O ( l ) P 4 ( s ) + 4OH – ( a q ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ 2HPO 3 2− ( a q ) + 2PH 3 ( g ) La fosfina es un gas incoloro, muy venenoso, que tiene un olor parecido al del pescado en descomposición. El calor descompone fácilmente la fosfina ( 4PH 3 ⟶ P 4 + 6H 2 ) , y el compuesto arde con el aire. Los principales usos de la fosfina son la fumigación de granos y el procesamiento de semiconductores. Al igual que el amoníaco, la fosfina gaseosa se une a los haluros de hidrógeno gaseosos, formando compuestos de fosfonio como el PH 4 l y el PH 4 I. La fosfina es una base mucho más débil que el amoníaco; por lo tanto, estos compuestos se descomponen en el agua, y el PH 3 insoluble se escapa de la solución. Compuestos de hidrógeno y azufre El sulfuro de hidrógeno, H 2 S, es un gas incoloro responsable del olor desagradable de los huevos podridos y de muchas aguas termales. El sulfuro de hidrógeno es tan tóxico como el cianuro de hidrógeno; por lo tanto, es necesario tener mucho cuidado al manipularlo. El sulfuro de hidrógeno es especialmente engañoso porque paraliza los nervios olfativos; tras una breve exposición, uno no lo huele. La producción de sulfuro de hidrógeno por la reacción directa de los elementos (H 2 + S) es insatisfactoria porque el rendimiento es bajo. Un método de preparación más eficaz es la reacción de un sulfuro metálico con un ácido diluido. Por ejemplo: FeS ( s ) + 2H 3 O + ( a q ) ⟶ Fe 2+ ( a q ) + H 2 S ( g ) + 2H 2 O ( l ) Es fácil oxidar el azufre en los sulfuros metálicos y en el sulfuro de hidrógeno, por lo que los sulfuros metálicos y el H 2 S son buenos agentes reductores. En soluciones acídicas, el sulfuro de hidrógeno reduce el Fe 3+ a Fe 2+ , MnO 4 – a Mn 2+ , Cr 2 O 7 2− a Cr 3+ , y HNO 3 a NO 2 . El azufre del H 2 S suele oxidarse a azufre elemental, a menos que haya un gran exceso del agente oxidante. En este caso, el sulfuro puede oxidarse a SO 3 2− o SO 4 2− (o a SO 2 o SO 3 en ausencia de agua): 2H 2 S ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2S ( s ) + 2H 2 O ( l ) Este proceso de oxidación conduce a la eliminación del sulfuro de hidrógeno que se encuentra en muchas fuentes de gas natural. Los depósitos de azufre en las regiones volcánicas pueden ser el resultado de la oxidación del H 2 S presente en los gases volcánicos. El sulfuro de hidrógeno es un ácido diprótico débil que se disuelve en agua para formar ácido hidrosulfúrico. El ácido se ioniza en dos etapas, dando lugar a iones de sulfuro de hidrógeno, HS - , en la primera etapa y a iones de sulfuro, S 2- , en la segunda. Dado que el sulfuro de hidrógeno es un ácido débil, las soluciones acuosas de sulfuros solubles y sulfuros de hidrógeno son básicas: S 2− ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ HS – ( a q ) + OH – ( a q ) HS – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 2 S ( g ) + OH – ( a q ) Compuestos de hidrógeno y halógenos Los compuestos binarios que solo contienen hidrógeno y un halógeno son haluros de hidrógeno . A temperatura ambiente, los haluros de hidrógeno puros HF, HCl, HBr y HI son gases. En general, es posible preparar los haluros mediante las técnicas generales utilizadas para preparar otros ácidos. El flúor, el cloro y el bromo reaccionan directamente con el hidrógeno para formar el haluro de hidrógeno correspondiente. Esta es una reacción comercialmente importante para preparar cloruro de hidrógeno y bromuro de hidrógeno. La reacción ácido-base entre un ácido fuerte no volátil y un haluro metálico dará lugar a un haluro de hidrógeno. El escape del haluro de hidrógeno gaseoso impulsa la reacción hasta su finalización. Por ejemplo, el método habitual para preparar el fluoruro de hidrógeno es calentar una mezcla de fluoruro de calcio, CaF 2 , y ácido sulfúrico concentrado: CaF 2 ( s ) + H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ CaSO 4 ( s ) + 2HF ( g ) El fluoruro de hidrógeno gaseoso es también un subproducto en la preparación de fertilizantes fosfatados por la reacción de la fluoroapatita, Ca 5 (PO 4 ) 3 F, con el ácido sulfúrico. La reacción del ácido sulfúrico concentrado con una sal de cloruro produce cloruro de hidrógeno tanto comercialmente como en el laboratorio. En la mayoría de los casos, el cloruro de sodio es el cloruro elegido porque es el menos caro. El bromuro de hidrógeno y el yoduro de hidrógeno no pueden prepararse con ácido sulfúrico porque este ácido es un agente oxidante capaz de oxidar tanto el bromuro como el yoduro. Sin embargo, es posible preparar tanto el bromuro de hidrógeno como el yoduro de hidrógeno utilizando un ácido como el fosfórico porque es un agente oxidante más débil. Por ejemplo: H 3 PO 4 ( l ) + Br – ( a q ) ⟶ HBr ( g ) + H 2 PO 4 – ( a q ) Todos los haluros de hidrógeno son muy solubles en agua, formando ácidos hidráulicos. A excepción del fluoruro de hidrógeno, que tiene un fuerte enlace hidrógeno-fluoruro, son ácidos fuertes. Las reacciones de los ácidos hidrohalicos con metales, hidróxidos metálicos, óxidos o carbonatos producen sales de los haluros. La mayoría de las sales de cloruro son solubles en agua. AgCl, PbCl 2 y Hg 2 Cl 2 son las excepciones más comunes. Los iones de haluro confieren a las sustancias las propiedades asociadas a X - ( aq ). Los iones de haluro más pesados (Cl - , Br - y I - ) pueden actuar como agentes reductores, y los halógenos más ligeros u otros agentes oxidantes los oxidarán: Cl 2 ( a q ) + 2e – ⟶ 2Cl – ( a q ) E ° = 1,36 V Br 2 ( a q ) + 2e – ⟶ 2Br – ( a q ) E ° = 1,09 V I 2 ( a q ) + 2e – ⟶ 2I – ( a q ) E ° = 0,54 V Por ejemplo, el bromo oxida el yodo: Br 2 ( a q ) + 2HI ( a q ) ⟶ 2HBr ( a q ) + I 2 ( a q ) E ° = 0,55 V El ácido fluorhídrico es único en sus reacciones con la arena (dióxido de silicio) y con el vidrio, que es una mezcla de silicatos: SiO 2 ( s ) + 4HF ( a q ) ⟶ SiF 4 ( g ) + 2H 2 O ( l ) CaSiO 3 ( s ) + 6HF ( a q ) ⟶ CaF 2 ( s ) + SiF 4 ( g ) + 3H 2 O ( l ) El tetrafluoruro de silicio volátil se escapa de estas reacciones. Dado que el fluoruro de hidrógeno ataca al vidrio, puede escarchar o grabar el vidrio y se utiliza para grabar marcas en termómetros, buretas y otros objetos de vidrio. El mayor uso del fluoruro de hidrógeno es la producción de hidroclorofluorocarbonos para refrigerantes, en plásticos y en propulsores. El segundo uso más importante es la fabricación de criolita, Na 3 AlF 6 , que es importante en la producción de aluminio. El ácido también es importante en la producción de otros fluoruros inorgánicos (como el BF 3 ), que sirven como catalizadores en la síntesis industrial de ciertos compuestos orgánicos. El ácido clorhídrico es relativamente barato. Es un ácido importante y versátil en la industria y es importante para la fabricación de cloruros metálicos, tintes, pegamento, glucosa y otros productos químicos. Una cantidad considerable también es importante para la activación de pozos de petróleo y como licor de pasivado, un ácido utilizado para eliminar el revestimiento de óxido del hierro o el acero que se va a galvanizar, estañar o esmaltar. Las cantidades de ácido bromhídrico e hidródico utilizadas comercialmente son insignificantes en comparación. Conceptos clave y resumen El hidrógeno es el elemento más abundante del universo y su química es realmente única. Aunque tiene una reactividad química similar a la de los metales alcalinos, el hidrógeno tiene muchas de las propiedades químicas de un no metal con una electronegatividad relativamente baja. Forma hidruros iónicos con metales activos, compuestos covalentes en los que tiene un estado de oxidación de 1- con elementos menos electronegativos, y compuestos covalentes en los que tiene un estado de oxidación de 1+ con no metales más electronegativos. Reacciona de forma explosiva con el oxígeno, el flúor y el cloro, menos fácilmente con el bromo y mucho menos con el yodo, el azufre y el nitrógeno. El hidrógeno reduce los óxidos de los metales con potenciales de reducción inferiores al del cromo para formar el metal y el agua. Los haluros de hidrógeno son todos acídicos cuando se disuelven en agua. Ejercicios de química del final del capítulo ¿Por qué el hidrógeno no presenta el estado de oxidación 1- cuando se une a los no metales? La electronegatividad de los no metales es mayor que la del hidrógeno. Por lo tanto, la carga negativa está mejor representada en el no metal, que tiene mayor tendencia a atraer electrones en el enlace hacia sí mismo. La reacción del hidruro de calcio, CaH 2 , con el agua puede caracterizarse como una reacción ácido-base de Lewis: CaH 2 ( s ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( a q ) + 2H 2 ( g ) Identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis entre los reactivos. La reacción es también una reacción de reducción-oxidación. Identifique el agente oxidante, el agente reductor y los cambios en el número de oxidación que se producen en la reacción. Al dibujar las estructuras de Lewis, aprendemos que un átomo de hidrógeno solo forma un enlace en un compuesto covalente. ¿Por qué? El hidrógeno solo tiene un orbital con el que se puede unir a otros átomos. En consecuencia, solo se puede formar un enlace de dos electrones. ¿Qué masa de CaH 2 es necesaria para reaccionar con el agua y proporcionar suficiente hidrógeno gaseoso para llenar un globo a 20 °C y 0,8 atm de presión con un volumen de 4,5 L? La ecuación balanceada es: CaH 2 ( s ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( a q ) + 2H 2 ( g ) ¿Qué masa de hidrógeno gaseoso resulta de la reacción de 8,5 g de KH con agua? KH + H 2 O ⟶ KOH + H 2 0,43 g de H 2 proceso de Haber principal proceso industrial utilizado para producir amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno; implica el uso de un catalizador de hierro y elevadas temperaturas y presiones haluro de hidrógeno compuesto binario formado entre el hidrógeno y los halógenos: HF, HCl, HBr y HI hidrogenación adición de hidrógeno (H 2 ) para reducir un compuesto

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Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos La química del carbono es extensa; sin embargo, la mayor parte de esta química no es relevante para este capítulo. Los demás aspectos de la química del carbono aparecerán en el capítulo dedicado a la química orgánica. En este capítulo, nos centraremos en el ion de carbonato y las sustancias relacionadas. Los metales de los grupos 1 y 2, así como el zinc, el cadmio, el mercurio y el plomo(II), forman carbonatos iónicos, es decir, compuestos que contienen aniones de carbonato, CO 3 2− . Los metales del grupo 1, el magnesio, el calcio, el estroncio y el bario también forman carbonatos de hidrógeno , compuestos que contienen el anión carbonato de hidrógeno, HCO 3 – , también conocido como el anión bicarbonato . A excepción del carbonato de magnesio, es posible preparar carbonatos de los metales de los grupos 1 y 2 mediante la reacción del dióxido de carbono con el óxido o hidróxido respectivo. Ejemplos de estas reacciones son: Na 2 O ( s ) + CO 2 ( g ) ⟶ Na 2 CO 3 ( s ) . Ca ( OH ) 2 ( s ) + CO 2 ( g ) ⟶ CaCO 3 ( s ) + H 2 O ( l ) Los carbonatos de los metales alcalinotérreos del grupo 12 y del plomo(II) no son solubles. Estos carbonatos se precipitan al mezclar una solución de carbonato de metal alcalino soluble con una solución de sales solubles de estos metales. Ejemplos de ecuaciones iónicas netas para las reacciones son: Ca 2+ ( a q ) + CO 3 2− ( a q ) ⟶ CaCO 3 ( s ) . Pb 2+ ( a q ) + CO 3 2− ( a q ) ⟶ PbCO 3 ( s ) . Las perlas y las conchas de la mayoría de los moluscos son de carbonato de calcio. El estaño(II) o uno de los iones trivalentes o tetravalentes como el Al 3+ o el Sn 4+ se comportan de forma diferente en esta reacción, ya que se forma dióxido de carbono y el óxido correspondiente en lugar del carbonato. Los carbonatos de hidrógeno de metales alcalinos, como el NaHCO 3 y el CsHCO 3 , se forman al saturar una solución de los hidróxidos con dióxido de carbono. La reacción iónica neta implica al ion de hidróxido y al dióxido de carbono: OH – ( a q ) + CO 2 ( a q ) ⟶ HCO 3 – ( a q ) Es posible aislar los sólidos por evaporación del agua de la solución. Aunque son insolubles en agua pura, los carbonatos alcalinotérreos se disuelven fácilmente en agua que contiene dióxido de carbono porque se forman sales de carbonato de hidrógeno. Por ejemplo, las cuevas y los sumideros se forman en la piedra caliza cuando el CaCO 3 se disuelve en agua que contiene dióxido de carbono disuelto: CaCO 3 ( s ) + CO 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ Ca 2+ ( a q ) + 2HCO 3 – ( a q ) Los carbonatos de hidrógeno de los metales alcalinotérreos solo son estables en solución; la evaporación de la solución produce el carbonato. Las estalactitas y estalagmitas, como las que se muestran en la , se forman en las cuevas cuando las gotas de agua que contienen hidrogenocarbonato de calcio disuelto se evaporan y dejan un depósito de carbonato de calcio. (a) Las estalactitas y (b) las estalagmitas son formaciones de las cuevas de carbonato cálcico (créditos: a: modificación del trabajo de Arvind Govindaraj; b: modificación del trabajo del Servicio de Parques Nacionales). Los dos carbonatos más utilizados comercialmente son el carbonato de sodio y el carbonato de calcio. En los Estados Unidos, el carbonato de sodio se extrae del mineral trona, Na 3 (CO 3 )(HCO 3 )(H 2 O) 2 . Tras la recristalización para eliminar la arcilla y otras impurezas, el calentamiento de la trona recristalizada produce Na 2 CO 3 : 2Na 3 ( CO 3 ) ( HCO 3 ) ( H 2 O ) 2 ( s ) ⟶ 3Na 2 CO 3 ( s ) + 5H 2 O ( l ) + CO 2 ( g ) Los carbonatos son bases moderadamente fuertes. Las soluciones acuosas son básicas porque el ion de carbonato acepta el ion de hidrógeno del agua en esta reacción reversible: CO 3 2− ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ HCO 3 – ( a q ) + OH – ( a q ) Los carbonatos reaccionan con los ácidos para formar sales del metal, dióxido de carbono gaseoso y agua. La reacción del carbonato de calcio, el ingrediente activo del antiácido Tums, con el ácido clorhídrico (ácido del estómago), como se muestra en la , ilustra la reacción: CaCO 3 ( s ) + 2HCl ( a q ) ⟶ CaCl 2 ( a q ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) Se muestra la reacción del carbonato de calcio con el ácido clorhídrico (créditos: Mark Ott). Otras aplicaciones de los carbonatos son la fabricación de vidrio (donde los iones de carbonato sirven como fuente de iones de óxido) y la síntesis de óxidos. Los carbonatos de hidrógeno son anfóteros porque actúan como ácidos débiles y como bases débiles. Los iones de carbonato de hidrógeno actúan como ácidos y reaccionan con soluciones de hidróxidos solubles para formar un carbonato y agua: KHCO 3 ( a q ) + KOH ( a q ) ⟶ K 2 CO 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) Con los ácidos, los carbonatos de hidrógeno forman una sal, dióxido de carbono y agua. El polvo para hornear (bicarbonato sódico o bicarbonato de sodio) es el carbonato de hidrógeno de sodio. La levadura en polvo contiene bicarbonato sódico y un ácido sólido como el tartrato de hidrógeno de potasio (cremor tártaro), KHC 4 H 4 O 6 . Mientras el polvo esté seco, no se produce ninguna reacción; inmediatamente después de la adición de agua, el ácido reacciona con los iones de carbonato de hidrógeno para formar dióxido de carbono: HC 4 H 4 O 6 – ( a q ) + HCO 3 – ( a q ) ⟶ C 4 H 4 O 6 2− ( a q ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) La masa atrapará el dióxido de carbono, haciendo que se expanda durante la cocción, produciendo la textura característica de los productos horneados. Conceptos clave y resumen El método habitual para la preparación de los carbonatos de los metales alcalinos y alcalinotérreos es la reacción de un óxido o hidróxido con dióxido de carbono. Otros carbonatos se forman por precipitación. Los carbonatos metálicos o los carbonatos de hidrógeno, como la piedra caliza (CaCO 3 ), el antiácido Tums (CaCO 3 ) y el bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) son ejemplos comunes. Los carbonatos y los hidrogenocarbonatos se descomponen en presencia de ácidos y la mayoría se descomponen al calentarse. Ejercicios de química del final del capítulo El carbono forma el ion de CO 3 2− , sin embargo el silicio no forma un ion análogo de SiO 3 2− . ¿Por qué? Complete y balancee las siguientes ecuaciones químicas: (a) endurecimiento del yeso que contiene cal apagada Ca ( OH ) 2 + CO 2 ⟶ (b) eliminación del dióxido de azufre de los gases de combustión de las plantas eléctricas CaO + SO 2 ⟶ (c) reacción del polvo de hornear que produce gas de dióxido de carbono y hace que el pan crezca NaHCO 3 + NaH 2 PO 4 ⟶ (a) Ca ( OH ) 2 ( a q ) + CO 2 ( g ) ⟶ CaCO 3 ( s ) + H 2 O ( l ) ; (b) CaO ( s ) + SO 2 ( g ) ⟶ CaSO 3 ( s ) ; (c) 2NaHCO 3 ( s ) + NaH 2 PO 4 ( a q ) ⟶ Na 3 PO 4 ( a q ) + 2CO 2 ( g ) + 2H 2 O ( l ) Calentar una muestra de Na 2 CO 3 ⋅ x H 2 O que pesa 4,640 g hasta la eliminación del agua de hidratación deja 1,720 g de Na 2 CO 3 anhidro. ¿Cuál es la fórmula del compuesto hidratado? anión bicarbonato sal del ion de hidrogenocarbonato, HCO 3 – carbonato sal del anión CO 3 2− ; formado a menudo por la reacción del dióxido de carbono con las bases carbonato de hidrógeno sal del ácido carbónico, H 2 CO 3 (que contiene el anión HCO 3 – ) en el que se ha sustituido un átomo de hidrógeno; un carbonato ácido; también conocido como ion de bicarbonato

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Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno La mayor parte del nitrógeno puro procede de la destilación fraccionada del aire líquido. La atmósfera está compuesta por un 78 % de nitrógeno en volumen. Esto significa que hay más de 20 millones de toneladas de nitrógeno en cada milla cuadrada de la superficie terrestre. El nitrógeno es un componente de las proteínas y del material genético (ADN / ARN) de todas las plantas y animales. En condiciones normales, el nitrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. Hierve a 77 K y se congela a 63 K. El nitrógeno líquido es un refrigerante útil porque es barato y tiene un punto de ebullición bajo. El nitrógeno es muy poco reactivo debido al fuerte triple enlace entre los átomos de nitrógeno. Las únicas reacciones comunes a temperatura ambiente se producen con el litio para formar Li 3 N, con ciertos complejos de metales de transición y con el hidrógeno o el oxígeno en las bacterias fijadoras de nitrógeno. La falta general de reactividad del nitrógeno hace que la notable capacidad de algunas bacterias para sintetizar compuestos nitrogenados utilizando como fuente el nitrógeno atmosférico gaseoso sea uno de los acontecimientos químicos más apasionantes de nuestro planeta. Este proceso es un tipo de fijación del nitrógeno . En este caso, la fijación del nitrógeno es el proceso por el que los organismos convierten el nitrógeno atmosférico en sustancias químicas biológicamente útiles. La fijación del nitrógeno también se produce cuando los rayos atraviesan el aire, haciendo que el nitrógeno molecular reaccione con el oxígeno para formar óxidos de nitrógeno, que luego son transportados al suelo. Fijación del nitrógeno Todos los organismos vivos necesitan compuestos de nitrógeno para sobrevivir. Por desgracia, la mayoría de estos organismos no pueden absorber el nitrógeno de su fuente más abundante: la atmósfera. El nitrógeno atmosférico está formado por moléculas de N 2 , que son muy poco reactivas debido al fuerte triple enlace nitrógeno-nitrógeno. Sin embargo, unos pocos organismos pueden superar este problema mediante un proceso conocido como fijación del nitrógeno, ilustrado en la . Todos los organismos vivos necesitan nitrógeno. Unos pocos microorganismos son capaces de procesar el nitrógeno atmosférico mediante la fijación de nitrógeno (créditos "raíces": modificación del trabajo del Departamento de Agricultura de los Estados Unidos; créditos "nódulos de las raíces": modificación del trabajo de Louisa Howard). La fijación del nitrógeno es el proceso por el que los organismos convierten el nitrógeno atmosférico en sustancias químicas biológicamente útiles. Hasta la fecha, el único tipo de organismos biológicos conocidos capaces de fijar el nitrógeno son los microorganismos. Estos organismos emplean unas enzimas llamadas nitrogenasas, que contienen hierro y molibdeno. Muchos de estos microorganismos viven en una relación simbiótica con las plantas, siendo el ejemplo más conocido la presencia de rizobios en los nódulos de las raíces de las legumbres. Se necesitan grandes volúmenes de nitrógeno atmosférico para fabricar amoníaco, el principal material de partida utilizado para la preparación de grandes cantidades de otros compuestos que contienen nitrógeno. La mayoría de los demás usos del nitrógeno elemental dependen de su inactividad. Es útil cuando un proceso químico requiere una atmósfera inerte. Los alimentos enlatados y las carnes frías no pueden oxidarse en una atmósfera de nitrógeno puro, por lo que conservan mejor el sabor y el color, y se estropean menos rápidamente, cuando se sellan en nitrógeno en lugar de aire. Esta tecnología permite disponer de productos frescos durante todo el año, independientemente de la temporada de cultivo. Existen compuestos con nitrógeno en todos sus estados de oxidación, desde el 3- al 5+. Gran parte de la química del nitrógeno implica reacciones de reducción-oxidación. Algunos metales activos (como los metales alcalinos y alcalinotérreos) pueden reducir el nitrógeno para formar nitruros metálicos. En el resto de esta sección, examinaremos la química del nitrógeno-oxígeno. Existen óxidos de nitrógeno bien caracterizados en los que el nitrógeno presenta cada uno de sus números de oxidación positivos de 1+ al 5+. Cuando se calienta cuidadosamente el nitrato de amonio, se forma óxido nitroso (óxido de dinitrógeno) y vapor de agua. Un calentamiento más fuerte genera nitrógeno gaseoso, oxígeno gaseoso y vapor de agua. Nadie debería intentar esta reacción: puede ser muy explosiva. En 1947, hubo una gran explosión de nitrato de amonio en Texas City, Texas, y, en 2013, hubo otra gran explosión en West, Texas. En los últimos 100 años se produjeron cerca de 30 catástrofes similares en todo el mundo, con la consiguiente pérdida de numerosas vidas. En esta reacción de reducción-oxidación, el nitrógeno del ion de nitrato oxida el nitrógeno del ion de amonio. El óxido nitroso, mostrado en la , es un gas incoloro que posee un olor suave y agradable y un sabor dulce. Se aplica como anestésico para operaciones menores, especialmente en odontología, bajo el nombre de "gas hilarante" El óxido nitroso, N 2 O, es un anestésico que tiene estas estructuras moleculares (izquierda) y de resonancia (derecha). Cuando se calienta el nitrógeno y el oxígeno juntos, se forman bajos rendimientos de óxido nítrico, NO. El NO también se forma cuando los rayos atraviesan el aire durante las tormentas eléctricas. La quema de amoníaco es el método comercial para preparar el óxido nítrico. En el laboratorio, la reducción del ácido nítrico es el mejor método para preparar el óxido nítrico. Cuando el cobre reacciona con ácido nítrico diluido, el óxido nítrico es el principal producto de la reducción: 3Cu ( s ) + 8HNO 3 ( a q ) ⟶ 2NO ( g ) + 3Cu ( NO 3 ) 2 ( a q ) + 4H 2 O ( l ) El óxido nítrico gaseoso es el más estable térmicamente de los óxidos de nitrógeno y es la molécula más sencilla conocida con un electrón desapareado. Es uno de los contaminantes atmosféricos generados por los motores de combustión interna, resultante de la reacción del nitrógeno atmosférico y el oxígeno durante el proceso de combustión. A temperatura ambiente, el óxido nítrico es un gas incoloro formado por moléculas diatómicas. Como suele ocurrir con las moléculas que contienen un electrón desapareado, dos moléculas se combinan para formar un dímero emparejando sus electrones desapareados para formar un enlace. Tanto el NO líquido como el sólido contienen dímeros de N 2 O 2 , como el que se muestra en la . La mayoría de las sustancias con electrones desapareados muestran color al absorber la luz visible; sin embargo, el NO es incoloro porque la absorción de la luz no se produce en la región visible del espectro. Esto muestra el equilibrio entre el NO y el N 2 O 2 . La molécula, N 2 O 2 , absorbe la luz. Al enfriar una mezcla de partes iguales de óxido nítrico y dióxido de nitrógeno a -21 °C se produce trióxido de dinitrógeno, un líquido azul formado por moléculas de N 2 O 3 (mostrado en la ). El trióxido de dinitrógeno solo existe en estado líquido y sólido. Cuando se calienta, se convierte en una mezcla de NO y NO 2 . El trióxido de dinitrógeno, N 2 O 3 , solo existe en estado líquido o sólido y tiene estas estructuras molecular (izquierda) y de resonancia (derecha). Es posible preparar dióxido de nitrógeno en el laboratorio calentando el nitrato de un metal pesado, o mediante la reducción del ácido nítrico concentrado con cobre metálico, como se muestra en la . Comercialmente, es posible preparar dióxido de nitrógeno mediante la oxidación del óxido nítrico con aire. La reacción del cobre metálico con HNO 3 concentrado produce una solución de Cu(NO 3 ) 2 y humos marrones de NO 2 (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). La molécula de dióxido de nitrógeno (ilustrada en la ) contiene un electrón desapareado, responsable de su color y paramagnetismo. También es responsable de la dimerización del NO 2 . A bajas presiones o a altas temperaturas, el dióxido de nitrógeno tiene un color marrón intenso que se debe a la presencia de la molécula de NO 2 . A bajas temperaturas, el color desaparece casi por completo al formarse tetraóxido de dinitrógeno, N 2 O 4 . A temperatura ambiente, existe un equilibrio: 2NO 2 ( g ) ⇌ N 2 O 4 ( g ) K P = 6,86 Se muestran las estructuras moleculares y de resonancia del dióxido de nitrógeno (NO 2 , izquierda) y del tetraóxido de dinitrógeno (N 2 O 4 , derecha). El pentaóxido de dinitrógeno, N 2 O 5 (ilustrado en la ), es un sólido blanco que se forma por la deshidratación del ácido nítrico por el óxido de fósforo(V) (decaóxido de tetrafósforo): P 4 O 10 ( s ) + 4HNO 3 ( l ) ⟶ 4HPO 3 ( s ) + 2N 2 O 5 ( s ) . Es inestable por encima de la temperatura ambiente, descomponiéndose en N 2 O 4 y O 2 . Esta imagen muestra la estructura molecular y una estructura de resonancia de una molécula de pentaóxido de dinitrógeno, N 2 O 5. Los óxidos de nitrógeno(III), nitrógeno(IV) y nitrógeno(V) reaccionan con el agua y forman oxiácidos que contienen nitrógeno. El óxido de nitrógeno(III), N 2 O 3 , es el anhídrido del ácido nitroso; el HNO 2 se forma cuando el N 2 O 3 reacciona con el agua. No existen oxiácidos estables que contengan nitrógeno con un estado de oxidación de 4+; por lo tanto, el óxido de nitrógeno(IV), NO 2 , se desproporciona de una de las dos maneras cuando reacciona con el agua. En el agua fría se forma una mezcla de HNO 2 y HNO 3 . A mayores temperaturas, se formará HNO 3 y NO. El óxido de nitrógeno(V), N 2 O 5 , es el anhídrido del ácido nítrico; el HNO 3 se produce cuando el N 2 O 5 reacciona con el agua: N 2 O 5 ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2HNO 3 ( a q ) Los óxidos de nitrógeno presentan un amplio comportamiento de oxidación-reducción. El óxido nitroso se asemeja al oxígeno en su comportamiento cuando se calienta con sustancias combustibles. El N 2 O es un fuerte agente oxidante que se descompone cuando se calienta para formar nitrógeno y oxígeno. Como un tercio del gas liberado es oxígeno, el óxido nitroso favorece la combustión mejor que el aire (una quinta parte de oxígeno). Una astilla incandescente se incendia cuando se introduce en una botella de este gas. El óxido nítrico actúa como agente oxidante y como agente reductor. Por ejemplo: agente oxidante: P 4 ( s ) + 6NO ( g ) ⟶ P 4 O 6 ( s ) + 3N 2 ( g ) agente reductor: Cl 2 ( g ) + 2NO ( g ) ⟶ 2ClNO ( g ) El dióxido de nitrógeno (o tetraóxido de dinitrógeno) es un buen agente oxidante. Por ejemplo: NO 2 ( g ) + CO ( g ) ⟶ NO ( g ) + CO 2 ( g ) NO 2 ( g ) + 2HCl ( a q ) ⟶ NO ( g ) + Cl 2 ( g ) + H 2 O ( l ) Conceptos clave y resumen El nitrógeno presenta estados de oxidación que van de 3- a 5+. Debido a la estabilidad del triple enlace N≡N, se requiere una gran cantidad de energía para hacer compuestos a partir del nitrógeno molecular. Los metales activos, como los metales alcalinos y los alcalinotérreos, pueden reducir el nitrógeno para formar nitruros metálicos. Los óxidos de nitrógeno y los hidruros de nitrógeno también son sustancias importantes. Ejercicios de química del final del capítulo Escriba las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes: (a) NH 2− (b) N 2 F 4 (c) NH 2 – (d) NF 3 (e) N 3 – (a) NH 2- : (b) N 2 F 4 : (c) NH 2 – : (d) NF 3 : (e) N 3 – : Para cada una de las siguientes, indique la hibridación del átomo de nitrógeno (para N 3 – , el nitrógeno central). (a) N 2 F 4 (b) NH 2 – (c) NF 3 (d) N 3 – Explique cómo el amoníaco puede funcionar tanto como una base de Brønsted como una base de Lewis. El amoníaco actúa como una base de Brønsted porque acepta fácilmente protones y como una base de Lewis porque tiene un par de electrones que donar. Base de Brønsted: NH 3 + H 3 O + ⟶ NH 4 + + H 2 O Base de Lewis: 2NH 3 + Ag + ⟶ [H 3 N – Ag – NH 3 ] + Determine el estado de oxidación del nitrógeno en cada uno de los siguientes. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico para ver ejemplos relevantes. (a) NCl 3 (b) ClNO (c) N 2 O 5 (d) N 2 O 3 (e) NO 2 – (f) N 2 O 4 (g) N 2 O (h) NO 3 – (i) HNO 2 (j) HNO 3 Para cada una de las siguientes, dibuje la estructura de Lewis, prediga el ángulo de enlace del ONO y dé la hibridación del nitrógeno. Quizás quiera repasar los capítulos sobre enlace químico y las teorías avanzadas del enlace covalente para ver ejemplos relevantes. (a) NO 2 (b) NO 2 – (c) NO 2 + (a) NO 2 : El nitrógeno está hibridado sp 2 . La molécula tiene una geometría doblada con un ángulo de enlace del ONO de aproximadamente 120°. (b) NO 2 – : El nitrógeno está hibridado sp 2 . La molécula tiene una geometría doblada con un ángulo de enlace del ONO ligeramente inferior a 120°. (c) NO 2 + : El nitrógeno está hibridado sp . La molécula tiene una geometría lineal con un ángulo de enlace del ONO de 180°. ¿Cuántos gramos de amoníaco gaseoso producirá la reacción de 3,0 g de hidrógeno gaseoso y 3,0 g de nitrógeno gaseoso? Aunque el PF 5 y el AsF 5 son estables, el nitrógeno no forma moléculas de NF 5 . Explique esta diferencia entre los miembros de un mismo grupo. El nitrógeno no puede formar una molécula NF 5 porque no tiene orbitales d para enlazar con los dos átomos de flúor adicionales. El punto de equivalencia para la valoración de una muestra de 25,00 mL de solución de CsOH con 0,1062 M de HNO 3 está en 35,27 mL. ¿Cuál es la concentración de la solución de CsOH? fijación del nitrógeno formación de compuestos de nitrógeno a partir de nitrógeno molecular

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Incidencia, preparación y propiedades del fósforo La preparación industrial del fósforo consiste en calentar el fosfato de calcio, obtenido de la roca fosfórica, con arena y coque: 2Ca 3 ( PO 4 ) 2 ( s ) + 6SiO 2 ( s ) + 10C ( s ) → Δ 6CaSiO 3 ( l ) + 10CO ( g ) + P 4 ( g ) El fósforo se destila fuera del horno y se condensa en un sólido o se quema para formar P 4 O 10 . La preparación de muchos otros compuestos de fósforo comienza con P 4 O 10 . Los ácidos y fosfatos son útiles como fertilizantes y en la industria química. Otros usos son la fabricación de aleaciones especiales como el ferrofósforo y el bronce de fósforo. El fósforo es importante para fabricar pesticidas, cerillas y algunos plásticos. El fósforo es un no metal activo. En los compuestos, el fósforo suele presentarse en los estados de oxidación 3-, 3+ y 5+. El fósforo presenta números de oxidación inusuales para un elemento del grupo 15 en compuestos que contienen enlaces fósforo-fósforo; algunos ejemplos son el tetrahidruro de difósforo, H 2 P-PH 2 , y el trisulfuro de tetrafósforo, P 4 S 3 , ilustrado en la . El P 4 S 3 es un componente de las cabezas de las cerillas de fácil encendido. Compuestos de fósforo y oxígeno El fósforo forma dos óxidos comunes, el óxido de fósforo(III) (o hexaóxido de tetrafósforo), P 4 O 6 , y el óxido de fósforo(V) (o decaóxido de tetrafósforo), P 4 O 10 , ambos mostrados en la . El óxido de fósforo(III) es un sólido cristalino blanco con olor similar al ajo. Su vapor es muy venenoso. Se oxida lentamente en el aire y se inflama cuando se calienta a 70 °C, formando P 4 O 10 . El óxido de fósforo(III) se disuelve lentamente en agua fría para formar ácido fosforoso, H 3 PO 3 . Esta imagen muestra las estructuras moleculares de P 4 O 6 (izquierda) y P 4 O 10 (derecha). El óxido de fósforo(V), P 4 O 10 , es un polvo blanco que se prepara quemando fósforo en exceso de oxígeno. Su entalpía de formación es muy alta (-2984 kJ), y es bastante estable y un agente oxidante muy pobre. Al dejar caer el P 4 O 10 en el agua se produce un siseo, calor y ácido ortofosfórico: P 4 O 10 ( s ) + 6H 2 O ( l ) ⟶ 4H 3 PO 4 ( a q ) Debido a su gran afinidad por el agua, el óxido de fósforo(V) es un excelente agente secante para gases y solventes, y para eliminar el agua de muchos compuestos. Compuestos de fósforo y halógenos El fósforo reacciona directamente con los halógenos, formando trihaluros, PX 3 , y pentahaluros, PX 5 . Los trihaluros son mucho más estables que los correspondientes trihaluros de nitrógeno; los pentahaluros de nitrógeno no se forman debido a la incapacidad del nitrógeno para formar más de cuatro enlaces. Los cloruros PCl 3 y PCl 5 , ambos mostrados en la , son los haluros de fósforo más importantes. El tricloruro de fósforo es un líquido incoloro que se prepara pasando cloro sobre fósforo fundido. El pentacloruro de fósforo es un sólido blanquecino que se prepara oxidando el tricloruro con exceso de cloro. El pentacloruro se sublima cuando se calienta y forma un equilibrio con el tricloruro y el cloro cuando se calienta. Esta imagen muestra la estructura molecular del PCl 3 (izquierda) y del PCl 5 (derecha) en fase gaseosa. Como la mayoría de los haluros no metálicos, ambos cloruros de fósforo reaccionan con un exceso de agua y dan lugar a cloruro de hidrógeno y a un oxiácido: El PCl 3 produce ácido fosforoso H 3 PO 3 y el PCl 5 produce ácido fosfórico, H 3 PO 4 . Los pentahaluros de fósforo son ácidos de Lewis debido a los orbitales d de valencia vacíos del fósforo. Estos compuestos reaccionan fácilmente con los iones haluro (bases de Lewis) para producir el anión PX 6 – . Mientras que el pentafluoruro de fósforo es un compuesto molecular en todos los estados, los estudios de rayos X muestran que el pentacloruro de fósforo sólido es un compuesto iónico, [ PCl 4 + ] [ PCl 6 – ] , como el pentabromuro de fósforo, [ PBr 4 + ] [Br - ], y pentaioduro de fósforo, [ PI 4 + ] [I - ]. Conceptos clave y resumen El fósforo (grupo 15) suele presentar estados de oxidación de 3- con metales activos y de 3+ y 5+ con no metales más electronegativos. Los halógenos y el oxígeno oxidarán el fósforo. Los óxidos son el óxido de fósforo(V), P 4 O 10 , y el óxido de fósforo(III), P 4 O 6 . Los dos métodos habituales para preparar ácido ortofosfórico, H 3 PO 4 , son la reacción de un fosfato con ácido sulfúrico o la reacción del agua con óxido de fósforo(V). El ácido ortofosfórico es un ácido triprótico que forma tres tipos de sales. Ejercicios de química del final del capítulo Escriba la estructura de Lewis para cada uno de los siguientes. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular. (a) PH 3 (b) PH 4 + (c) P 2 H 4 (d) PO 4 3− (e) PF 5 (a) (b) (c) (d) (e) Describa la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones enumerados. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular. (a) PH 3 (b) PH 4 + (c) P 2 H 4 (d) PO 4 3− Complete y balancee cada una de las siguientes ecuaciones químicas. (En algunos casos, puede haber más de una respuesta correcta). (a) P 4 + Al ⟶ (b) P 4 + Na ⟶ (c) P 4 + F 2 ⟶ (d) P 4 + Cl 2 ⟶ (e) P 4 + O 2 ⟶ (f) P 4 O 6 + O 2 ⟶ (a) P 4 ( s ) + 4Al ( s ) ⟶ 4AlP ( s ) ; (b) P 4 ( s ) + 12Na ( s ) ⟶ 4Na 3 P ( s ) ; (c) P 4 ( s ) + 10F 2 ( g ) ⟶ 4PF 5 ( l ) ; (d) P 4 ( s ) + 6Cl 2 ( g ) ⟶ 4PCl 3 ( l ) o P 4 ( s ) + 10Cl 2 ( g ) ⟶ 4PCl 5 ( l ) ; (e) P 4 ( s ) + 3O 2 ( g ) ⟶ P 4 O 6 ( s ) o P 4 ( s ) + 5O 2 ( g ) ⟶ P 4 O 10 ( s ) ; (f) P 4 O 6 ( s ) + 2O 2 ( g ) ⟶ P 4 O 10 ( s ) Describa la hibridación del fósforo en cada uno de los siguientes compuestos: P 4 O 10 , P 4 O 6 , PH 4 I (un compuesto iónico), PBr 3 , H 3 PO 4 , H 3 PO 3 , PH 3 , y P 2 H 4 . Quizás quiera repasar el capítulo sobre las teorías avanzadas del enlace covalente. ¿Qué volumen de 0,200 M de NaOH es necesario para neutralizar la solución producida al disolver 2,00 g de PCl 3 es un exceso de agua? Observe que cuando se valora el H 3 PO 3 en estas condiciones, solo reacciona un protón de la molécula de ácido. 291 mL ¿Qué cantidad de POCl 3 puede formarse a partir de 25,0 g de PCl 5 y la cantidad adecuada de H 2 O? ¿Cuántas toneladas de Ca 3 (PO 4 ) 2 son necesarios para preparar 5,0 toneladas de fósforo si el rendimiento es del 90 %? 28 toneladas Escriba ecuaciones que muestren la ionización secuencial del ácido fosforoso. Dibuje las estructuras de Lewis y describa la geometría de los siguientes: (a) PF 4 + (b) PF 5 (c) PF 6 – (d) POF 3 (a) (b) (c) (d) ¿Por qué el ácido fosforoso solo forma dos series de sales, a pesar de que la molécula contiene tres átomos de hidrógeno? Asigna un estado de oxidación al fósforo en cada uno de los siguientes casos: (a) NaH 2 PO 3 (b) PF 5 (c) P 4 O 6 (d) K 3 PO 4 (e) Na 3 P (f) Na 4 P 2 O 7 (a) P = 3+; (b) P = 5+; (c) P = 3+; (d) P = 5+; (e) P = 3-; (f) P = 5+ El ácido fosfórico, uno de los ácidos utilizados en algunas bebidas de cola, se produce por la reacción del óxido de fósforo(V), un óxido acídico, con el agua. El óxido de fósforo(V) se prepara mediante la combustión del fósforo. (a) Escriba la fórmula empírica del óxido de fósforo(V). (b) ¿Cuál es la fórmula molecular del óxido de fósforo(V) si la masa molar es de aproximadamente 280. (c) Escriba ecuaciones balanceadas para la producción de óxido de fósforo(V) y ácido fosfórico. (d) Determine la masa de fósforo necesaria para hacer 1,00 × 10 4 kg de ácido fosfórico, suponiendo un rendimiento del 98,85 %.

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