Tema 11. Metales de los grupos principales. Tendencias periódicas de las propiedades metálicas. Propiedades de los metales alcalinos y metales

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1 Tema 11. Metales de los grupos principales. Tendencias periódicas de las propiedades metálicas. Propiedades de los metales alcalinos y metales alcalinotérreos. Métodos de obtención y compuestos industriales más importantes. Aluminio: métodos de obtención y química en disolución acuosa. Estaño y plomo: Estabilidad relativa de los estados de oxidación (II) y (IV). Aplicaciones industriales. El acumulador de plomo. Zinc y mercurio: Propiedades generales. Aplicaciones industriales. Toxicidad del mercurio. 1

2 Los metales alcalinos Los metales alcalinos nunca se encuentran en forma elemental en al naturaleza debido a su gran reactividad química. Se encuentran combinados con iones halogenuros, sulfatos, carbonatos y silicatos. Estudiaremos la química de los primeros tres miembros del grupo l, litio, sodio y potasio. La química del rubidio y cesio es menos importante; todos los isótopos del francio, el último miembro del grupo, son radiactivos. 2

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4 Litio Aproximadamente 0.006% en masa de la corteza terrestre es litio. El elemento también se encuentra presente en el agua de mar en casi 0.1 ppm en masa. El espodumeno (LiAlSi 2 O 6 ) es el mineral más importante que contiene litio. El litio metálico se obtiene por electrólisis del LiCl fundido, al que se agregan algunas sales inertes para bajar su punto de fusión a unos C. Como todos los metales alcalinos, el litio reacciona con el agua fría para producir hidrógeno gaseoso: 2Li(s) + 2H 2 O(l) 2LiOH(ac) + H 2 (g) 4

5 La química del Litio difiere de la del resto de elementos del mismo grupo. Los siguientes ejemplos muestran las diferencias entre el litio y los demás metales alcalinos: Por combustión, el litio forma el óxido (que contiene el ion O 2- ): 4Li(s) + O 2 (g) 2Li 2 O(s) Mientras que el sodio forma el peróxido (que contiene el ion O -2 2 ) y el potasio forma tanto el peróxido como el superóxido(que contiene el ion O - 2 ). El nitruro de litio se forma por combinación directa del metal con nitrógeno molecular. Los nitruros de los otros metales alcalinos se forman de modo menos directo. El carbonato y el fosfato de litio son mucho menos solubles que los carbonatos y fosfatos de los otros metales alcalinos. 5

6 El Li 2 O es básico y reacciona con agua para formar el correspondiente hidróxido: Li 2 O(s) + H 2 O(l) 2LiOH (ac) Esta reacción es la hidrólisis del ion óxido, que es una base fuerte de Brönsted: O 2- (ac) + H 2 O(l) 2OH - (ac) El hidróxido de litio reacciona con dióxido de carbono formando el carbonato. 2LiOH(ac) + CO 2 (g) Li 2 CO 3 (ac) + H 2 O(l) Es un útil purificador de aire en los vehículos espaciales y submarinos El litio se combina con hidrógeno molecular a altas temperaturas para formar hidruro de litio: 2Li(s) + H 2 (g) 2LiH(s) El hidruro de litio reacciona fácilmente con agua: 2LiH(s) + 2H 2 O(l) 2LiOH(ac) + 2H 2 (g) Útil para el secado de disolventes orgánicos. 6

7 LiAlH 4 se puede preparar por reacción del hidruro de litio con cloruro de aluminio 4LiH(s) + AICl 3 (s) LiAlH 4 (s) + 3LiCl(s) El cloruro y el bromuro de litio son sumamente higroscópicos Por esta razón se usan algunas veces como dehumidificadores y acondicionadores de aire. Algunas sales de litio, en particular el carbonato, son muy valiosas como fármacos en el tratamiento de pacientes maniaco-depresivos. 7

8 Sodio y potasio Se presentan en forma de silicatos como la albita (NaAlSi 3 O 8 ) y la ortoclasa (KAlSi 3 O 8 ). Otros minerales que contienen sodio y potasio son la halita (NaCl), que se muestra en la figura 20.14, el "nitro de Chile" (NaNO 3 ) y silvita (KCl). El cloruro de sodio también se obtiene de la sal de roca. La forma más conveniente de obtener el sodio metálico es por electrólisis del cloruro de sodio fundido en la celda Down NaCl PF(801 C),. con CaCl 2, el punto de fusión 200ºC 8

9 Potasio se obtiene por destilación de KCl fundido en presencia de vapor de sodio a 892 C. Na(g) + KCl(l) NaCl(l) + K(g) El potasio tiene un punto de ebullición (770 C) menor que el del sodio (892 C), de modo que destila más fácilmente. Tanto el sodio como el potasio son muy activos, 2Na(s) + O 2 (g) Na 2 O 2 (s) amarillo pálido: Na 2 O 2 (s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(ac) + H 2 O 2 (ac) K(s) + O 2 (g) KO 2 (s) 2KO 2 (s) + 2H 2 O(l) 2KOH(ac) + O 2 (g) + H 2 O 2 (ac) 4KO 2 (s) + 2CO 2 (g) 2K 2 CO 3 (s) + 3O 2 (g) El sodio y el potasio metálicos se disuelven en amoniaco líquido para producir una hermosa disolución azul: Na Na + + e Los electrones solvatados son responsables del color azul característico. 9

10 Las disoluciones metal-amoniaco son poderosos agentes reductores (porque contienen electrones libres), que son útiles en las síntesis de compuestos orgánicos e inorgánicos. Esto significa que la disolución amoniacal de un metal alcalino contiene pares iónicos tales como Na + Na - y K + K - El sodio y el potasio son elementos esenciales para la materia viviente. Los iones sodio y potasio están presentes en los fluidos intra y extracelulares, y son esenciales para el balance osmótico y las funciones enzimáticas. 10

11 Carbonato de sodio Na 2 (CO 3 ). El carbonato de sodio es un importante compuesto que se usa en toda clase de procesos industriales, incluyendo el tratamiento de aguas y la fabricación de jabones, detergentes, medicinas, en la industria del vidrio y aditivos alimentarios. Proceso Solvay, NH 3 (ac) + NaCl(sat.) + H 2 CO 3 (ac) NaHCO 3 (s)+ H 4 Cl(ac) 2NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O(g) En los ultimos años se ha descubierto grandes depósitos de trona Na 3 (HCO 3 )(CO 3 ) - 2H 2 O. 2HCO 3-2Na 3 (CO 3 ) 2 (HCO 3 ).2H 2 O(s) CO H 2 O + CO 2 5Na 2 CO 3 (s) + CO 2 (g) + 3H 2 O(g) Hidróxido de sodio e hidróxido de potasio. Las propiedades de los dos hidróxidos son muy similares. Ambos se preparan por electrólisis de las disoluciones acuosas de los cloruros respectivos NaCl y KCl 11

12 Nitrato de sodio y nitrato de potasio. En Chile se encuentran grandes depósitos de nitrato de sodio (salitre). A 500 C aproximadamente se descompone con desprendimiento de oxígeno: 2NaNO 3 (s) 2NaNO 2 (s) + O 2 (g) Preparación del nitrato de potasio: KCl(ac) + NaNO 3 (ac) KNO 3 (ac) + NaCl(ac) La pólvora está constituida por nitrato de potasio, carbón de madera y azufre en las proporciones de 6:1:1 en masa. La reacción que se lleva a cabo cuando la pólvora se calienta es: 2KNO 3 (s) + S(s) + 3C(s) K 2 S(s) + N 2 (g) + 3CO 2 (g) 12

13 Los metales alcalinotérreos Los metales alcalinotérreos son un poco menos electropositivos y menos reactivos que los metales alcalinos. El estado de oxidación de los metales alcalinotérreos en las formas combinadas es casi siempre

14 Berilio El berilo (aluminiosilicato de berilio, Be 3 Al 2 Si 6 O 18 ) es la única mena importante de berilio. El berilio puro se obtiene transformando la mena en el óxido (BeO). Entonces el óxido se convierte en el cloruro o fluoruro. El fluoruro de berilio se calienta a 1000 C en presencia de magnesio para producir berilio metálico: BeF 2 (s) + Mg(l) Be(s) + MgF 2 (s) El berilio es muy tóxico. Su toxicidad proviene de la capacidad del ion Be 2+ para competir con el Mg 2+ en muchos sitios enzimáticos. 14

15 El berilio forma numerosos compuestos simples covalentes gaseosos, tales como el BeH 2, BeCl 2, y BeBr 2. En muchos de sus compuestos el berilio forma cuatro enlaces tetraédricos, con el Be en el centro, por ejemplo en los complejos BeF 2-4, BeCl -2 4, y BeBr Como ejemplo de relaciones diagonales, el berilio se parece al aluminio en numerosos aspectos. Magnesio El magnesio se encuentra en la brucita, Mg(OH) 2 ; la dolomita, CaCO 3.MgCO 3 y la epsomita MgSO 4.7H 2 O. El agua de mar es una buena fuente de magnesio; hay casi 1.3g de magnesio en cada kilogramo de agua de mar. 15

16 Como en el caso de la mayoría de los metales alcalinos y alcalinotérreos, el magnesio metálico se obtiene por electrólisis de su cloruro fundido, MgCl 2 (obtenido del agua de mar). La química del magnesio es intermedia entre la del berilio y la de los elementos más pesados del grupo 2. El magnesio no reacciona con agua fría, pero la hace lentamente con vapor: Mg(s) + H 2 O(g) MgO(s) + H 2 (g) 16

17 Arde brillantemente en el aire para producir el óxido y el nitruro : 2Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) 3Mg(s) + N 2 (g) Mg 3 N 2 (s) (flash) para fotografía El óxido de magnesio reacciona en forma muy lenta con el agua para formar hidróxido de magnesio, la leche de magnesia se usa para tratar la indigestión ácida: MgO(s) + H 2 O(l) Mg(OH) 2 (s) Solubilidades de los hidróxidos alcalinotérreos a 25 C Producto de solubilidad (K.p) Solubilidad molar (M) Be(OH) 2 1 x x 10-7 Mg(OH) X x 10-4 Ca(OH) x Sr(OH) x Ba(OH) x

18 El magnesio encuentra sus principales usos en las aleaciones, como metal estructural ligero, en la protección catódica, en síntesis orgánicas y en las baterías. El magnesio es esencial para la vida animal y vegetal, y los iones Mg 2+ no son tóxicos. Se calcula que un adulto consume 0.3 g de magnesio diario. Los iones magnesio son esenciales para el funcionamiento correcto de numerosas enzimas. El magnesio también está presente en el pigmento verde de las plantas, la clorofila, que participa de manera relevante en la fotosíntesis. 18

19 Calcio El calcio se encuentra en la piedra caliza, la calcita, el gis y el mármol como CaCO 3, en la dolomita como CaCO 3 MgCO 3 ; en el yeso como CaSO 4 2H 2 0; y en la fluorita como CaF 2 La mejor forma de preparar calcio metálico es por electrólisis de su cloruro (CaCl 2 ) fundido. Reacciona con agua fría para dar el correspondiente hidróxido; sin embargo, la velocidad de reacción es mucho menor que las implicadas en el caso de los metales alcalinos: Ca(s) + 2H 2 O(l) Ca(OH) 2 (ac) + H 2 (g) Cal viva, u óxido de calcio (CaO). Cal apagada, o hidróxido de calcio [Ca(OH) 2 ]. 19

20 Síntesis de cal viva CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) La cal apagada se produce por la reacción entre la cal viva y el agua: CaO(s) + H 2 O(l) Ca(OH) 2 (s) La cal viva se usa en metalurgia, en la eliminación del SO 2 cuando se queman combustibles fósiles. La cal apagada se usa en el tratamiento del agua. El calcio juega un importante papel en la acción del corazón, la coagulación de la sangre, la contracción muscular y la transmisión nerviosa. Estroncio y bario El estroncio se encuentra como carbonato SrCO 3 (estroncionita) y como sulfato SrSO 4 (celestita). El estroncio no tiene usos en gran escala; se extrae por electrólisis de su cloruro fundido (SrCl 2 ). 20

21 El bario se encuentra en forma de carbonato BaCO 3 (witherita) y como sulfato BaSO 4 (barita ). El bario metálico se puede preparar por electrólisis de su cloruro fundido (BaCl 2 ) o por reducción de su óxido con aluminio: 3BaO(s) + 2Al(s) 3Ba(s) + Al 2 O 3 (s) BaSO 4, es poco soluble(ksp = 1.1 X ). Esta densa sal de bario absorbe los rayos X. Aluminio El aluminio no se encuentra en forma elemental en la naturaleza; su mineral principal es la bauxita (A1 2 O 3.2H 2 O). La ortoclasa (KAlSi 3 O 2 ), el berilio (Be 3 A1 2 Si 6 O 18 ), la criolita (Na 3 AlF 6 ) y el corindón (A1 2 O 3 ). 21

22 El aluminio se prepara a partir de bauxita Al 2 O 3 (s) + 20H-(ac) 2AlO - 2 (ac) + H 2 O(l) AlO 2 {ac) + H 3 O + (ac) Al(OH) 3 (s) Calentando :2Al(OH) 3 (s) Al 2 O 3 (s) + 3H 2 O(g) El óxido de aluminio por el proceso Hall. Se usa la criolita, Na 3 AlF 6 (p.f C), como disolvente del óxido de aluminio (p.f C). Ánodo (oxidación): 3[2O 2- O 2 (g) + 4e Cátodo (reducción): 4[Al e- Al(l) Global: 2Al 2 O 3 4Al(l) + 3O 2 (g) 22

23 El aluminio reacciona con ácido clorhídrico y con bases fuertes: 2Al(s) + 6HCl(ac) 2AlCl 3 (ac) + 3H 2 (g) 2Al(s) + 2NaOH(ac) +2H 2 O(l) 2NaAlO 2 (ac)+ H 2 (g) El aluminio forma rápidamente el óxido A1 2 O 3 cuando se expone al aire: 4Al(s) + 3O 2 (g) 2Al 2 O 3 (s) El óxido de aluminio tiene una entalpía de formación exotérmica muy grande ( Ht = -670 kj/mol). Se usa para la obtención de metales 2Al(s) + Fe 2 O 3 (s) Al 2 O 3 (l) +2Fe(l) H = -852 kj El cloruro de aluminio existe como dímero y se hidroliza de la siguiente manera: [AlCl 3 ] 2 (s) + 3H 2 O(l) Al(OH) 3 (s) + 3HCl(ac) El hidróxido de aluminio es un hidróxido anfótero: Al(OH) 3 (s) + 3H + (ac) Al 3+ (ac) + 3H 2 O(l) Al(OH) 3 (s) + OH- (ac) Al(OH) - 4 (ac) 23

24 KAl(SO 4 ) 2.12H 2 O es el primer compuesto de una serie que se obtiene si se sustituye el K + por Na + o NH 4 y el Cr +3. o Fe 3+ por Al 3+. Estos compuestos se llaman alumbres, M + M 3+ (SO 4 ) 2.12H 2 O M + : K +, Na +, NH 4 + : M 3+ : Al 3+, Cr 3+, Fe 3+ Estaño y plomo Estaño temperaturas elevadas: SnO 2 (s) + 2C(s) La principal mena del estaño es el óxido de estaño(iv) o casiterita El estaño metálico se prepara por reducción del SnO 2 con carbono a Sn(l) + 2CO(g) Hay tres formas alotrópicas del estaño, a las cuales corresponden las siguientes temperaturas de transición 13ºC 161ºC estaño gris estaño blanco -γ-estaño 24

25 El estaño forma compuestos con números de oxidación +2 y +4. Los compuestos de Sn(II) (denominados compuestos estañosos) son generalmente más iónicos y reductores, mientras que los de Sn(IV) (llamados compuestos estánnicos) son más covalentes y oxidantes. El estaño reacciona con ácido clorhídrico para dar cloruro de estaño(ii): Sn(s) + 2HCl(ac) SnCl 2 (ac) + H 2 (g) y con ácidos oxidantes como el nítrico para dar compuestos de estaño(iv): Sn(s) + 4HNO 3 (ac) SnO 2 (s) + 4NO 2 (g) + 2H 2 O(l) El estaño también reacciona con disoluciones acuosas concentradas calientes de hidróxido de sodio o de potasio para formar el ion estannato (SnO 3-2 ) 25

26 El estaño se usa sobre todo para formar aleaciones. Bronce 20% estaño y 80% cobre La soldadura suave es 33% estaño y 6% plomo Peltre es 85% estaño, 6.8% cobre, 6% bismuto y 1.7% antimonio. El estaño se usa también en la manufactura de las latas de hojalata. Plomo La mena principal del plomo es la galena, PbS. El plomo metálico se obtiene tostando en primer lugar el sulfuro en aire: 2PbS(s) + 3O 2 (g) 2PbO(l) + 2SO 2 (g) Entonces ese reduce con coque: PbO(s) + C(s) Pb(l) + CO(g) PbO(s) + CO(g) Pb(l) + CO 2 (g) 26

27 El óxido de plomo(ii) es conocido como litargirio, se usa para vidriar vasijas de cerámica, pero debido a su toxicidad, su uso ha sido prohibido. El óxido de plomo(iv) es un compuesto covalente y un poderoso agente oxidante. Puede oxidar el ácido clorhídrico a cloro molecular: PbO 2 (s) + 4HCl(ac) PbCl 2 (s) + Cl 2 (g) + 2H 2 O(l) El uso principal del plomo se encuentra en los acumuladores plomo/ácido. Como el plomo es relativamente impenetrable a la alta energía radiante, rayos X etc.. Zinc, cadmio y mercurio Zinc y cadmio El zinc se presenta sobre todo como esfalerita, ZnS, (blenda de zinc). 27

28 El zinc metálico se obtiene por tostación del sulfuro en aire para convertirlo en óxido y después recubrirlo con carbón finamente dividido: 2ZnS(l) + 3O 2 (g) ZnO(l) + 2SO 2 (g) 2ZnO(s) +C(s) Zn(l) + CO(g) Cadmio se presenta en pequeñas cantidades en la mayoría de las menas de zinc como CdS. El cadmio se obtiene del polvo emitido durante la purificación del zinc por destilación. Como el cadmio es más volátil (p. eb. 767 C) que el zinc (p. eb. 907 C), se evapora primero. Ambos metales son plateados. El zinc es duro y quebradizo, pero el cadmio es lo suficientemente suave para ser cortado con una navaja. Ambos reaccionan con ácidos fuertes para producir hidrógeno gaseoso: Zn(s) + 2H + (ac) Cd(s)+ 2H + (ac) Zn +2 (ac) + H 2 (g) Cd +2 (ac) + H 2 (g) 28

29 Además de reaccionar con ácidos fuertes, el zinc también reacciona con bases fuertes: Zn(s) + 2OH-(ac) + 2H 2 O(l) Zn(OH) -2 4 (ac) + H 2 (g) Los óxidos de zinc y cadmio se forman por combinación directa de estos metales con oxígeno. 2Zn(s) + O 2 (g) 2ZnO(s) y por descomposición térmica del nitrato o del carbonato de zinc, 2Zn(NO 3 ) 2 (l) 2ZnO(s) + 4NO 2 (g) + O 2 (g) ZnCO 3 (s) ZnO(s) + CO 2 (g) El óxido de zinc es anfótero: ZnO(s) + 2HCl(ac) ZnCl 2 (ac) + H 2 O(l) ZnO(s) + 2NaOH(ac) Na 2 ZnO 2 (ac) + H 2 O(l) El zinc metálico se usa para formar aleaciones. El latón 20% de zinc y 8C% de cobre. Como el zinc se oxida con facilidad, se usa para dar protección catódica a metales menos electropositivos. El hierro protegido en esta forma, llamado hierro galvanizado 29

30 El sulfuro de zinc se usa en el pigmento blanco (litopón), que contiene una mezcla más o menos equimolar de ZnS y BaSO 4 El sulfuro de zinc emite luz cuando chocan con él rayos X o rayos de electrones. Por lo tanto se usa en pantallas de aparatos de televisión, osciloscopios y fluoroscopios de rayos X. A pesar de que el cadmio no tiene importancia biológica, hay una corriente preocupación sobre su efecto como contaminante ambiental. Como los compuestos de la mayoría de los metales pesados, los de cadmio son extremadamente tóxicos. Los síntomas comunes de envenenamiento por cadmio son hipertensión (alta presión sanguínea), anemia e insuficiencia renal. 30

31 Mercurio Es el único metal líquido a temperatura ambiente La mena principal del mercurio es el sulfuro de mercurio(ii), HgS, llamado cinabrio. El cinabrio se tuesta en aire para producir óxido de mercurio(ii) 2HgS(s) + 3O 2 (g) 2HgO(s) + 2SO 2 (g) Que se descompone para dar vapor de mercurio, 2HgO(s) 2Hg(g) + O 2 (g) El mercurio metálico es un líquido denso, brillante, plateado, que se congela a C y hierve a 357 C. El mercurio líquido disuelve muchos metales como el cobre, la plata, el oro y los metales alcalinos. 31

32 A diferencia del cadmio y el zinc, el mercurio presenta en sus compuestos los números de oxidación +1 (mercurioso) y +2 (mercúrico). El potencial normal de reducción del mercurio es positivo, no reacciona con el agua ni descompone los ácidos no-oxidantes como el HC1 De acuerdo con lo predicho por el modelo RPECV, el cloruro de mercurio(ii) tiene una estructura lineal: Cl Hg Cl: Por otra parte, el fluoruro de mercurio(ii), HgF 2, es esencialmente iónico. El ion Hg +2 también tiene tendencia a formar iones complejos muy estables, tales como HgCl -2 4, Hg(NH 3 ) +2 4,y Hg(CN)

33 Si el ion mercurio(i) existiera como Hg + sería paramagnético (configuración electrónica 6s 1 ), pero no hay evidencia experimental que avale esta estructura. En vez de ello, el ion está constituido por [Hg-Hg] +2 Este fue uno de los primeros enlaces metal-metal conocidos en un compuesto. Hg 2 Cl 2, sólido blanco insoluble, llamado calomel. El calomel se usó en medicina como purgante. Sin embargo, muestra tendencia a desproporcionarse en Hg y Hg 2 Cl 2, que es bastante venenoso. El mercurio tiene un coeficiente de dilatación cúbica grande y homogéneo (con la temperatura) y por lo tanto es útil para los termómetros. El líquido tiene una densidad muy alta (13.6 g/cm 3 ) y se usa en los barómetros. A pesar de que la conductividad del mercurio sólo alcanza aproximadamente 2% de la del cobre, las ventajas de su fluidez son tan grandes que se usa el metal para hacer contactos eléctricos. 33

34 El mercurio también se usa para la producción electrolítica de muchos elementos, por ejemplo, el cloro. 34