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Química Inorgánica resumen parcial
Unidad 1: Hidrógeno
Isótopos de H Protio (H): no contiene neutrones, solo tiene un protón en su núcleo. su masa atómica es de 1,0078 uma y es estable. Abundancia: 99,985%. Deuterio (D): contiene un neutrón, por lo tanto, Z= 1 y A (número másico) =2. Su masa atómica es de 2,0141 uma y es estable. Se separa del agua como D 2 O (agua pesada), por destilación fraccionada o por electrólisis. Abundancia: 0,015%. Tritio (T): contiene dos neutrones, por lo tanto, Z=1 y A=3. Tiene una masa atómica de 3,016 uma. Se forma en las capas altas de la atmósfera debido a reacciones nucleares. Es radioactivo con una vida media de 12,4 años. Se puede producir artificialmente en
los reactores nucleares. Abundancia: 10-15%.
Al aumentar la masa molar de los isótopos hay un aumento significativo en el punto de ebullición y en la energía de enlace. Los enlaces del deuterio y el tritio con otros elementos también son más fuertes que los del hidrógeno común. Por ejemplo, cuando se electroliza agua para dar hidrógeno y oxígeno gaseosos, los enlaces covalentes O-H se rompen más fácilmente que los enlaces O-D. Por ello, el líquido remanente contiene una proporción cada vez más alta de agua pesada. Agua normal vs agua pesada: difieren en todas sus características físicas. El óxido de deuterio funde a 3.8°C y hierve a 101.4°C. La densidad del óxido de deuterio es cerca de un 10% mayor que la del óxido de protio a todas las temperaturas. Propiedades del H El dihidrógeno es un gas incoloro e inodoro que se licua a -253°C y solidifica a -259°C. El hidrógeno gaseoso no es muy reactivo, en parte a causa de la elevada energía del enlace covalente H-H (436 kJ·mol-1 ). Este enlace es más fuerte que los que el hidrógeno forma con la mayor parte de los demás no metales. El enlace fuerte nos indica que las reacciones son lentas a Tº ambiente, se activa fácilmente por calor, irradiación o catálisis. Ya activada la reacción es rápida y exotérmica (átomo de H muy reactivo). Debido a que el H 2 es no polar y tiene sólo dos electrones, las fuerzas de atracción entre moléculas son extremadamente débiles. En consecuencia, el punto de fusión (259°C) y el punto de ebullición (253°C) del H 2 son muy bajos. Como agente reductor: La entalpía del enlace O—H es de 463 kJ/mol. La formación del fuerte enlace O—H hace del hidrógeno un eficaz agente reductor (cede e-) de muchos óxidos metálicos. Alta energía de ionización (forma un ion positivo con mucha menor facilidad que cualquier metal alcalino), baja afinidad electrónica (sin embargo, no es tan grande como la de cualquiera de los halógenos), electronegatividad media. Métodos de obtención de H
- Acción de metales alcalinos/alcalinotérreos sobre agua (excepto Be) Metal + Agua hidróxido + H 2 (g)
- Acción de metales más reductores que el hidrógeno sobre ácidos no oxidantes. Metales que tengan menor Ered que el H 2 son capaces de desplazar al hidrogeno de los ácidos no oxidantes. Metal reductor + Ácido sal + H 2 (g)
- Acción de los metales que dan hidróxidos anfóteros. Caso típico: Al y Zn. Metal + base
- H 2 O. Generó un ion compuesto y el H2.
- Acción del agua sobre hidruros salinos. Hidruro salino + Agua hidróxido + H 2 (g)
- Electrólisis del agua. Compuestos de H Hidruros Son compuestos que contienen hidrógeno y otro elemento, ya sea metálico o no metálico. El hidrógeno, que forma compuestos binarios con la mayor parte de los elementos, tiene una electro negatividad un poco mayor que la mediana de la electronegatividad de todos los elementos de la tabla periódica. Por ello, el hidrógeno se comporta como un no metal débilmente electronegativo y forma compuestos iónicos con metales muy electropositivos, y compuestos covalentes con todos los no metales. Se dividen en 3 tipos: Hidruros iónicos: se forman cuando el hidrógeno molecular se combina con los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos más pesados (Ca, Sr y Ba). Estos cristales iónicos contienen el catión del metal y el ion hidruro (H-) porque son menos electronegativos y el hidrógeno toma e- de ellos formando el ion. Todos los hidruros iónicos son sólidos que tienen altos puntos de fusión. En estos compuestos el ion hidruro es una base de Brønsted muy fuerte y un buen agente reductor. Hidruros metálicos/intersticiales: se forman cuando el hidrógeno molecular se combina con metales de transición. La relación de átomos de H y de metal no es constante (son no estequiométricos). Se les puede considerar como soluciones de átomos de hidrógeno en el metal, donde los átomos de hidrógeno ocupan los huecos de los intersticios entre los átomos metálicos de la red sólida. Los e- libres los que confieren el lustre metálico y la elevada conductividad eléctrica a estos compuestos. La densidad del hidruro metálico suele ser menor que la del metal puro a causa de cambios estructurales en la red cristalina metálica, y los compuestos casi siempre son quebradizos. También, la conductividad eléctrica de los hidruros metálicos suele ser más baja que la del metal progenitor. Hidruros covalentes: el átomo de H se encuentra unido de manera covalente a otro elemento. Se forman a partir de la reacción: H 2 + Be, Mg, B, Al, Ga y elementos de los grupos 14 a 17. Hay tres sub categorías de hidruros covalentes:
- Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es casi neutro.
- Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es considerablemente positivo.
- Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es un poco negativo, específicamente los compuestos de boro con deficiencia de e-. En la mayor parte de los hidruros covalentes el hidrógeno es casi neutro. A causa de su baja polaridad, la única fuerza intermolecular entre estas moléculas es la dispersión; por ello, estos hidruros covalentes son gases con puntos de ebullición bajos.
Isótopos del O Óxigeno-16: 8 protones, 8 e- y 8 neutrones. Óxigeno-17: 8 protones, 8 e- y 9 neutrones. Óxigeno-18: 8 protones, 8 e- y 10 neutrones. OZONO (O 3 ) El ozono es un gas tóxico de color azul pálido con un marcado olor irritante. La estructura de la molécula de O 3 posee un enlace π deslocalizado en tres átomos de oxígeno. Esta molécula se disocia con facilidad y forma átomos de oxígeno reactivos:
O 3 ( g ) → O 2 ( g ) + O ( g ) ∆ H ° = 105 kJ
El ozono es un agente oxidante más fuerte que el dioxígeno. Una medida de este poder oxidante es el gran potencial estándar de reducción del O 3 :
O 3 ( g )+ 2 H
- ¿+2e − →O 2 ( g )+ H (^) 2 O ( l ) E ° ¿=2,07 V ¿ Métodos de obtención de O
- Destilación fraccionada del aire líquido. El punto de ebullición normal del O 2 es de 183°C, en tanto que el del N 2 , el otro componente principal del aire, es de 196°C. Por tanto, cuando se licua el aire y luego se calienta, el N 2 ebulle y deja O 2 líquido contaminado con pequeñas cantidades de N 2 y Ar.
- Electrólisis. Al igual que el H 2 , el O 2 se puede recoger por desplazamiento de agua porque es relativamente poco soluble. 2 H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g)
- Descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno acuoso. 2 H 2 O 2 (ac) 2H 2 O(l) + O 2 (g)
- Descomposición térmica de sales ricas en oxígeno. Un método común de laboratorio para preparar oxígeno es la descomposición térmica de clorato de potasio (KClO 3 ) con dióxido de manganeso (MnO 2 ) agregado como catalizador. 2 KClO 3 (s) 2 KCl(s) + 3º 2 (g) 2 KNO 3 (s) 2 KNO 2 (s) + O 2 (g) 2 KMnO 4 (s) K 2 MnO 4 (s) + MnO 2 (s) + O 2 (g)
- Fotosíntesis. Gran parte del O 2 de la atmósfera se repone en virtud del proceso de fotosíntesis, en el que las plantas verdes utilizan la energía de la luz solar para generar O 2 a partir de CO 2 atmosférico.
Óxidos Combinación del oxígeno con la mayoría de los elementos de la tabla periódica para formar compuestos binarios. 3 tipos de aniones con distintos estados de oxidación Óxido (^) O2-^ Uniones O-Elemento Con casi todos los metales, metaloides y no metales. Est. Ox: - Peróxido (^) O 2 2-^ Uniones O-O y O-Elemento H 2 O 2 / Na 2 O 2 , BaO 2 (peróxidos inorgánicos) Est. Ox: - Superóxido (^) O 2 -^ Uniones O-O y O-Elemento KO 2 , RbO 2 , CsO 2 Est. Ox: -0, Todos estos iones son bases fuertes de B-L y reaccionan con el agua como sigue:
Óxido: O^2 −¿(^ ac )+^ H^2 O^ (^ l )^ →^2 O^ H
−¿( ac ) ¿¿
Peróxido: 2 O 22 −¿( ac )^ +^2 H^2 O^ (^ l^ ) →^ O^2 (^ g )+^4 O^ H
−¿( ac )¿ (^) ¿
Superóxido: 4 O 2 −¿(^ ac )+^2 H^^2 O^ (^ l )^ →^3 O^2 (^ g^ )+^4 O^ H
−¿( ac ) ¿¿ La reacción del O^2 -^ con el agua es una reacción de hidrólisis, pero las que implican los iones O 2 2-
y O 2 -^ son procesos redox.
El oxígeno presenta estados de oxidación negativos en todos sus compuestos excepto en los que forma con el flúor: OF 2 y O 2 F 2. Clasificación de óxidos Óxidos normales : El oxígeno forma óxidos normales por combinación directa con todos los elementos excepto Na, K, Rb, Cs, gases nobles y metales nobles (Pd, Pt). Óxido iónico: Metal + O 2 Óxido covalente: No metal + O 2 Ácidos: Los óxidos que reaccionan con agua para formar oxoácidos se llaman anhídridos ácidos óxidos ácidos. También, si los hacemos reaccionar con una solución acuosa de una base, obtenemos una sal y agua.
Es una reacción ácido base en la cual el anión peróxido es una base de B-L que tiene la fuerza suficiente para sacarle un protón al agua transformándose en peróxido de hidrógeno y liberando el oxidrilo de la molécula de agua. Por ej:
Na 2 O 2 (^ s )^ + 2 H 2 O ( l ) → H 2 O 2 (^ ac )+ 2 NaO H
−¿( ac )¿ Superóxidos: El oxígeno que tiene un estado de oxidación -0,5 se conoce como anión superóxido. Los metales más activos (K, Rb y Cs) reaccionan con O 2 para formar superóxidos (KO 2 , RbO 2 y CsO 2 ). Son todos óxidos iónicos. Reaccionan con agua en una reacción redox de la siguiente forma:
2 O 2
−¿( ac )+ 2 H (^) 2 O ( l ) → H (^) 2 O 2 ( l ) + O 2 ( g )+ 2 O H −¿( ac )^ ¿¿ Por ej:
2 K O 2 ( s ) + 2 H 2 O ( l ) → O 2 ( g ) + 2 K O H
−¿ ( ac ) + H (^) 2 O 2 ( ac )¿ Peróxido de H El peróxido de hidrógeno puro es un líquido viscoso casi incoloro, su elevada viscosidad es resultado del alto grado de formación de puentes de hidrógeno. Su densidad es de 1.47 g/cm a 0°C. Funde a 0.4°C, y su punto de ebullición normal es de 151°C. Estas propiedades son características de un líquido muy polar y con fuertes puentes de hidrógeno, como el agua. El peróxido de hidrógeno concentrado es una sustancia muy reactiva porque su descomposición en agua y oxígeno gaseoso es muy exotérmica. Se descompone con facilidad por calentamiento, por exposición a la luz solar o incluso por la presencia de partículas de polvo o de ciertos metales, incluyendo el hierro y el cobre. El peróxido de hidrógeno puede oxidarse y reducirse. Ambas reacciones conducen a su autooxidoreducción: se oxida a oxígeno y se reduce a agua. Volúmenes de agua oxigenada Se expresa su concentración en volúmenes. Los volúmenes son los L de O 2 liberados por 1L solución de H 2 O 2 , en CNPT (0°C y 1 atm). Para calcularlo, siempre debemos plantear la reacción de descomposición del agua oxigenada. En las reacciones de combustión con O2, los compuestos que contienen hidrógeno producen H2O. Los que contienen carbono producen CO2 (a menos que la cantidad de O2 sea insuficiente, en cuyo caso se forma CO o incluso C). Combustión completa: todo el C se transforma en dióxido de carbono
Unidad 3: Grupo 1 y 2
Grupo 1: metales alcalinos Propiedades Tienen conductividades eléctricas y térmicas elevadas. Son muy blandos, y se vuelven más conforme se desciende en el grupo. Casi todos los metales tienen puntos de fusión altos, pero los de los metales alcalinos son muy bajos
y se vuelven más aún al descender en el grupo 1. Lo blando y lo bajo del punto de fusión de los metales alcalinos se puede atribuir a los enlaces metálicos tan débiles de estos elementos. Todos estos metales tienen estructuras cristalinas centradas en el cuerpo con baja eficiencia de empaquetado, lo que explica sus bajas densidades entre los metales. Las densidades aumentan al bajar por el grupo porque si bien la masa va aumento, el volumen también lo hace. Sin embargo, el aumento en la masa es mucho más significativo que el aumento en el tamaño y eso hace que se verifique un aumento en la densidad. Propiedades químicas Son los elementos más electropositivos (o los menos electronegativos) que se conocen. A partir de sus configuraciones electrónicas, es de esperar que el número de oxidación de estos elementos en sus compuestos sea +1, ya que los cationes serían isoelectrónicos de los gases nobles. Las E.I disminuyen al bajar por el grupo porque los átomos son más grandes (+ orbitales) y el e- externo se encuentra más alejado del grupo. Al estar menos retenido por el grupo es más fácil sacarlo, por eso se requiere menos energía. Son buenos reductores (potenciales de reducción negativos). Baja E.I y baja afinidad electrónica por lo que tienden a perder su e- de valencia y formar cationes monovalentes. Entalpia de hidratación negativa, son exotérmicos, se hidratan con facilidad. Atraen los dipolos del agua, hidratándose con facilidad liberando energía. Esto sucede porque son muy pequeños y tienen alta densidad de carga. En especial el Li. Son muy reactivos. Reaccionan con la mayor parte de los no metales. Reacción de los metales alcalinos con agua HIDRÓXIDOS La reacción de los metales alcalinos con agua es sumamente exotérmica. El hecho de que sea exotérmica combinado con que se genera H 2 que es un combustible, hace que ese hidrógeno pueda explotar y se produzcan llamas. A medida que bajamos en el grupo, es más exotérmica ya que los elementos pierden el e- con más facilidad.
2 MI ( s )+ H 2 O ( l ) → 2 MIOH ( ac )+ H 2 ( g )
Reacción de los metales alcalinos con oxígeno ÓXIDOS IÓNICOS/SALINOS/BÁSICOS Con respecto a la reacción con oxígeno, pueden formar óxidos, peróxidos y superóxidos. Bajo la clasificación de su reacción con agua son básicos ya que al reaccionar con agua dan hidróxidos (bases fuertes). Son iónicos porque su diferencia de EN con el oxígeno es grande. Son soluciones acuosas básicas por la liberación de hidróxidos, su pH es mayor a 7. H 2 O 2 = H 2 O(L) + ½ O El hecho de que se formen más estables los peróxidos de sodio y los superóxidos de potasio tiene que ver con una cuestión de tamaño y estabilidad de las redes cristalinas. Los cationes grandes estabilizan aniones grandes y viceversa.
Colores a la llama : Cuando una muestra de sal de un metal alcalino se calienta en la llama da un color característico. Esta transferencia calórica hace que e- de los átomos del metal alcalino se eleven a estados excitados. La energía se libera en forma de radiación visible cuando el electrón regresa al estado basal. Grupo 2: metales alcalinotérreos Propiedades físicas y químicas Tienen densidades bajas. Sus densidades son mayores que las de elementos del grupo 1 porque tienen más masa. De todas formas, la tendencia es la misma, la densidad aumenta al bajar por el grupo. Los enlaces metálicos de los metales alcalinotérreos también se reflejan en su punto de fusión más alto y en su mayor dureza. Esto sucede porque cada átomo aporta dos e- al mar de e- que los mantiene unidos en el enlace metálico, por lo tanto, son enlaces más fuertes que hacen que los metales sean más duros. Las primeras E.I son mayores que las del grupo 1 porque el tamaño del átomo es más chico ya que al aumentar la carga nuclear efectiva atrae a su e- externo con más fuerza. Por ello, cuesta más trabajo sacarlo. Las segundas E.I son menores que las del grupo 1. Esto tiene que ver con la config. electrónica. Al sacarle el e- externo a los elementos del grupo 1 llegamos a una C.E estable, no le conviene perder un e- más porque hay que sacar el e- de una capa interna e implica un gasto energético alto. Sin embargo, en el caso del grupo 2, pierden el e- más externo y les conviene perder el segundo e- porque infiere llegar a un nivel energético estable y completo. Por eso pierden con mucha facilidad sus dos e- para formar cationes divalentes. Tanto el radio atómico y el radio iónico son menores que los del grupo 1. Las entalpías de hidratación son más negativas (más exotérmicas). Son cationes con densidad de carga mayor (tienen 2 cargas positivas en lugar de una) y además son más chiquititos, por lo tanto, se hidratan con más facilidad organizando los dipolos del agua a su alrededor de forma más eficiente, liberando más energía. Sus potenciales de reducción son negativos, son muy buenos reductores. Los iones de los metales alcalinotérreos siempre tienen un número de oxidación de +2, Y sus compuestos son en su mayor parte sólidos estables. Reacción de metales alcalinotérreos con agua HIDRÓXIDOS Los metales alcalinotérreos reaccionan con agua formando hidróxidos e hidrógeno. A excepción del Be que no reacciona por un impedimento cinético, es una reacción que puede llevar años y se considera que no reacciona con agua. Por otro lado, el Mg reacciona con agua caliente (por arriba de 100°C) y en ese caso no se forma hidróxido de Mg, sino que se forma MgO y H2. Ca, Sr y Ba si reaccionan con agua a temperatura ambiente.
MII ( s ) + 2 H 2 O → MII ( OH ) 2 ( ac ) + H 2 ( g )
Reacción de metales alcalinotérreos con hidrógeno HIDRUROS IÓNICOS
Reaccionan con H dando hidruros iónicos o salinos. El Be y Mg reaccionan con hidrógeno dando hidruros covalentes ya que la diferencia de EN no es tan grande. Además, son covalentes poliméricos, es decir, que tienden a formar cadenas.
MII ( s ) + H 2 ( g ) → MII H 2 ( g )
Reacción de metales alcalinotérreos con oxígeno ÓXIDOS IÓNICOS/BÁSICOS Reaccionan con oxígeno dando óxidos y peróxidos básicos (pH superior a 7 al reaccionar con agua). En el caso de Be y Mg solo reaccionan con oxígeno a muy altas temperaturas. Además, el óxido que se obtiene a partir del Be es anfótero. Reacción de metales alcalinotérreos con halógenos HALUROS
MII ( s ) + X 2 → MII X 2 ( s )
Reaccionan con los halógenos para dar haluros. Reacción de metales alcalinotérreos con ácidos SALES Reaccionan con los ácidos para dar sales y liberar H. Con excepción del Be que también reacciona con bases por ser anfótero, tanto el óxido como el elemento.
MII ( s ) + 2 H
+¿( ac ) → MII^2 +¿^ ( ac )+^ H^^2 (^ g )¿^ ¿ Reacción de metales alcalinotérreos con nitrógeno NITRUROS Con excepción del Be, todos los demás reaccionan con nitrógeno dando nitruros estables.
3 M ( s )+ N 2 → M 3 N 2 ( s )
Compuestos del grupo 2 Óxidos: los metales del grupo 2 arden en el aire para dar los óxidos normales, a excepción del miembro del grupo con más baja densidad de carga, el Ba, que también forma un poco de peróxido de bario. Se obtienen de dos formas: por combinación directa con el oxígeno o por descomposición térmica de los carbonatos, obteniéndose el óxido + dióxido de carbono. Hidróxidos: se obtienen por reacción de los óxidos con agua. Los hidróxidos de los elementos del grupo 2 son poco solubles. La solubilidad aumenta con Z Sulfatos: la solubilidad disminuye con Z. Se pueden obtener por el tratamiento del óxido con ácido sulfúrico:
MO + S O 4 H 2 → MS O 4 + H 2 O
Carbonatos: únicamente los metales alcalinos tienen una densidad de carga suficientemente pequeña para estabilizar el ion carbonato ácido, grande y polarizable. Se descomponen térmicamente dando el óxido y dióxido de carbono.
