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

Ciencia


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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