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La fisica y quimica

22.S: Química de los no metales (resumen)

         

            
            
                

                

                
                     

                
            
         

                
                 

             

             

                

 

La química descriptiva de los elementos es consistente con los diversos principios discutidos anteriormente. Nos centraremos en las tendencias y explicaciones del comportamiento observado de los elementos.

 

 

Elementos principales del grupo: los electrones de valencia están llenando los orbitales syp

 

         

  • Tres tipos de elementos del grupo principal: metal, metaloide, no metal
  •      

  • Aumento del carácter metálico que baja por un grupo y de derecha a izquierda durante un período
  •      

  • Trabajo en grupo: enumere las propiedades relativas de los metales:
  •      

  • volatilidad
  •      

  • puntos de fusión y ebullición
  •      

  • densidad
  •      

  • conductancia térmica
  •      

  • conductancia eléctrica
  •      

  • apariencia como sólidos
  •      

  • fragilidad
  •      

  • estructura típica
  •      

  • unión
  •      

  • tendencia a perder o ganar electrones
  •      

  • acidez / basicidad de los óxidos
  •  

 

Metales

 

Los metales son no volátiles, de alto punto de fusión y ebullición, alta densidad y conductancia térmica y eléctrica, brillo o lustre característicos como sólidos cristalinos, maleables y dúctiles, consisten en grandes conjuntos de átomos con fuerzas de enlace de largo alcance (el enlace metálico) entre electrones libres y cationes, tienden a perder electrones, los óxidos son alcalinos

 

         

  • Trabajo en grupo: enumere las propiedades relativas de los no metales:
  •      

  • volatilidad
  •      

  • puntos de fusión y ebullición
  •      

  • densidad
  •      

  • conductancia térmica
  •      

  • conductancia eléctrica
  •      

  • apariencia como sólidos
  •      

  • fragilidad
  •      

  • estructura típica
  •      

  • unión
  •      

  • tendencia a perder o ganar electrones
  •      

  • acidez / basicidad de los óxidos
  •  

 

No metales

 

Los no metales son volátiles, de bajo punto de fusión y ebullición, baja densidad, frágiles o blandos como sólidos, baja conductancia térmica y eléctrica, sólidos de apariencia opaca, muchos son moléculas pequeñas discretas con átomos unidos por fuertes enlaces covalentes, fuerzas intermoleculares entre moléculas son débiles, propiedades químicas caracterizadas por su tendencia a ganar electrones, los óxidos suelen ser ácidos

 

         

  • Trabajo en grupo: ¿Qué grupo de metales es el más reactivo?
  •      

  • Metales alcalinos: ¿por qué?
  •      

  • ¿Qué grupo de no metales es el más reactivo?
  •      

  • Halógenos: ¿por qué?
  •      

  • Compare los metaloides con los metales y los no metales.
  •  

 

Metaloides

 

         

  • Metaloides: propiedades físicas más parecidas a las de los metales, pero la reactividad química es más parecida a la de los no metales; muchas propiedades atómicas son intermedias entre las de los metales y las de los no metales. Los elementos del período 2 son únicos
  •      

  • Los compuestos formados entre no metales tienden a ser moleculares.
  •      

  • A medida que avanzamos hacia abajo, la tabla periódica cambia los enlaces.
  •      

  • El tercer período en adelante tiene d-orbitales accesibles que pueden participar en la vinculación.
  •      

  • Por lo tanto, la regla del octeto se puede romper para el tercer período en adelante.
  •      

  • El primer miembro de un grupo puede formar enlaces π más fácilmente que los miembros posteriores.
  •      

  • Si es mucho más grande que C y el orbital 3p es mucho más grande que el orbital 2p, por lo que la superposición entre los orbitales 3p para formar un enlace π3p es significativamente más pobre que para un enlace π2p.
  •      

  • Dado que el enlace Si-Si π es mucho más débil que el enlace C-C π, Si tiende a formar enlaces σ.
  •      

  • Ejemplo: CO2 es un gas con enlaces O = C = O. SiO2 es una red sólida con enlaces Si-O.
  •  

 

Los elementos más ligeros son únicos

 

         

  • Las propiedades del primer elemento de cada grupo suelen ser más distintivas, mientras que el resto de los elementos de un grupo tienen propiedades similares
  •      

  • Las propiedades inusuales del primer elemento en un grupo se pueden explicar sobre la base de su tamaño inusualmente pequeño, que surge porque los electrones de valencia no están protegidos del núcleo y los electrones se mantienen relativamente apretados en el átomo Metales con Covalente Bonos
  •      

  • Los iones metálicos pequeños como Be2 + se polarizan y extraen electrones de aniones no metálicos para formar enlaces parcialmente covalentes.
  •      

  • Los pequeños no metales (como N, O, F) son altamente electronegativos debido a la mayor atracción del núcleo por los electrones a distancias cortas y forman enlaces múltiples porque los orbitales p pueden superponerse. Capítulo 22 22-3
  •  

 

Relaciones diagonales

 

Además de las tendencias horizontales y verticales, existe una relación diagonal entre elementos como Li y Mg, Be y Al, B y Si, que tienen una ubicación relativa adyacente superior izquierda / inferior derecha en la tabla periódica.

 

         

  • Estos pares de elementos tienen un tamaño y una electronegatividad similares, lo que da como resultado propiedades similares. 22.2 Isótopos de hidrógeno del hidrógeno
  •      

  • Hay tres isótopos de hidrógeno: protio 1 1H, deuterio 2 1H y tritio 3 1H.
  •      

  • El deuterio (D) es aproximadamente el 0.0156% de H. natural
  •      

  • El tritio (T) es radiactivo con una vida media de 12,3 años.
  •  

 

22.2: Hidrógeno

 

         

  • El hidrógeno es único.
  •      

  • El hidrógeno tiene una configuración electrónica 1s1, por lo que se coloca por encima de Li en la tabla periódica.
  •      

  • Sin embargo, H es significativamente menos reactivo que los metales alcalinos.
  •      

  • El hidrógeno puede ganar un electrón para formar H-, que tiene una configuración de electrones He. Por lo tanto, H podría colocarse por encima de los halógenos.
  •      

  • Sin embargo, la afinidad electrónica de H es menor que cualquier halógeno.
  •      

  • El hidrógeno elemental es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente.
  •      

  • Dado que H2 no es polar y solo tiene dos electrones, las fuerzas intermoleculares son débiles (punto de ebullición -253 ° C, punto de fusión -259 ° C).
  •      

  • La entalpía de enlace H-H es alta (436 kJ / mol). Por lo tanto, las reacciones con hidrógeno son lentas y es necesario utilizar un catalizador.
  •      

  • Cuando el hidrógeno reacciona con el resultado de explosiones aéreas (Hindenburg explotó en 1937):
  •  

 

[2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l) ]

 

con (∆H = -571.7 , kJ / mol )

 

Preparación de hidrógeno

 

         

  • En el laboratorio, el hidrógeno generalmente se prepara por reducción de un ácido.
  •      

  • Se agrega Zn a una solución ácida y se forman burbujas de hidrógeno.
  •      

  • El hidrógeno sale de la solución y se recoge en un matraz.
  •      

  • El matraz de recolección generalmente se llena con agua, por lo que el volumen de hidrógeno recolectado es el volumen de agua desplazada.
  •  

 

En grandes cantidades, el hidrógeno puede prepararse mediante la reducción de metano en presencia de vapor a 1100 ° C:

 

[CH4 (g) + H2O (g) → CO (g) + 3H2 (g) ]

 

[CO (g) + H2O (g) → CO2 (g) + H2 (g) ]

 

Usos del hidrógeno

 

         

  • El hidrógeno se usa para la producción de amoníaco y para hidrogenar aceites vegetales para hacer margarina y manteca.
  •      

  • El hidrógeno se usa para fabricar metanol: [CO (g) + 2H2 (g) → CH3OH (g) ]
  •      

  • Capítulo 22
  •  

 

Compuestos de hidrógeno binarios

 

         

  • Se forman tipos de compuestos de hidrógeno binarios:
  •      

  • hidruros iónicos (por ejemplo, LiH, hecho entre metales y H);
  •      

  • hidruros metálicos (por ejemplo, TiH2, hechos entre metales de transición y H); y
  •      

  • hidruros moleculares (por ejemplo, CH4, hecho entre no metales y metaloides y H).
  •      

  • La estabilidad térmica (medida por ∆G ° f) disminuye a medida que bajamos un grupo y aumenta a lo largo de un período.
  •      

  • El más estable es el HF.
  •      

  • Los hidruros metálicos, como CaH2, reaccionan con agua para dar H2 e hidróxido metálico.
  •  

 

 

         

  • Los gases nobles son muy poco reactivos.
  •      

  • Todos los elementos tienen altas energías de ionización.
  •      

  • Es el gas noble más importante ya que el helio líquido se usa como refrigerante.
  •      

  • Los gases nobles más pesados ​​reaccionan más fácilmente que los más ligeros.
  •      

  • Los compuestos más comunes de gases nobles son los fluoruros de xenón.
  •      

  • Los fluoruros de xenón tienen Xe en los estados de oxidación de +2 a +8.
  •      

  • Los compuestos de gases nobles violan la regla del octeto.
  •      

  • En presencia de agua, los fluoruros de xenón forman oxifluoruros:
  •      

  • XeF6 (s) + H2O (l) → XeOF4 (l) + 2HF
  •      

  • XeF6 (s) + 3H2O (l) → XeO3 (aq) + 6HF
  •      

  • El único otro compuesto de gas noble conocido es KrF2, que se descompone a -10 ° C.
  •      

  • Los fluoruros de xenón son más estables que los óxidos y oxifluoruros.
  •  

 

 

         

  • F, Cl, Br, I, At
  •      

  • Los más comunes son el cloro, el bromo y el yodo
  •      

  • El flúor tiene propiedades atípicas del grupo
  •      

  • La astatina es radiactiva y existe naturalmente solo en cantidades muy pequeñas
  •      

  • Los halógenos existen como moléculas diatómicas
  •      

  • A temperatura ambiente, el flúor es un gas amarillo, el cloro es un gas verde pálido, el bromo es un líquido rojo y el yodo es un sólido púrpura
  •      

  • Los elementos tienen energías de ionización muy altas, típicas de los no metales
  •  

 

Propiedades de los halógenos

 

Configuraciones externas de electrones: ns2np5.

 

Todos los halógenos tienen grandes afinidades electrónicas.

 

El estado de oxidación más común es -1, pero son posibles estados de oxidación de +1, +3, +5 y +7.

 

Los halógenos son buenos agentes oxidantes.

 

Cada halógeno es el elemento más electronegativo de su fila.

 

Las propiedades de los halógenos varían regularmente con su número atómico. Capítulo 22 22-5 Flúor

 

La entalpía de enlace de F2 es baja. Por lo tanto, el flúor es muy reactivo.

 

El agua se oxida más fácilmente que el flúor, por lo que F2 no se puede preparar por electrólisis de una solución salina. F2 es un gas extremadamente reactivo, que reacciona con todos los elementos, excepto el oxígeno y los gases nobles más ligeros, para formar fluoruros estables, a menudo explosivos.

 

F2 es un agente oxidante tan fuerte que puede convertir óxidos, incluyendo agua, en oxígeno molecular

 

Escribe una ecuación balanceada para la reacción de F2 con H2O (para formar O2 y ??).

 

Cloro

 

         

  • El cloro existe como cloruros en el agua de mar, lagos salados y depósitos de salmuera
  •      

  • Gas Cl2 preparado industrialmente por electrólisis de soluciones de cloruro de sodio
  •      

  • También es un subproducto de la preparación de metales por electrólisis de sales fundidas como NaCl, MgCl2 y CaCl2
  •      

  • La mayor parte del Cl2 se utiliza como materia prima en la producción de otros productos químicos, en la síntesis de herbicidas e insecticidas, en el blanqueo de textiles y papel, en la purificación del agua potable y en la producción de plásticos como el cloruro de polivinilo ( PVC)
  •  

 

Bromo

 

         

  • El bromo existe en pequeñas cantidades en forma de bromuros coexistentes con cloruros
  •      

  • Preparado haciendo reaccionar una solución que contiene ion bromuro con cloro
  •      

  • Usos del bromo:
  •      

  • como un blanqueador
  •      

  • en la fabricación de compuestos de bromuro
  •      

  • bromuro de etileno, (C_2H_4Br_2 ), utilizado como agente antidetonante en la gasolina
  •  

 

Yodo

 

         

  • El yodo existe como yoduros en salmueras y algas marinas, y como yodatos en depósitos de nitrato de sodio (NaNO3 o salitre de Chile)
  •      

  • Recuperado por oxidación de I- con Cl2 o por reducción de IO3 – con HSO3 –
  •      

  • Utilizado como antiséptico y desinfectante y como reactivo para análisis químicos
  •  

 

Astatina

 

         

  • No se sabe mucho sobre su química
  •      

  • Es altamente radiactivo; Todos los estudios químicos han utilizado pequeñas cantidades añadidas a las soluciones de yodo y miden el comportamiento determinando dónde termina la radiactividad.
  •      

  • La cantidad total en la corteza terrestre se estima en <30 g en cualquier momento.
  •  

 

Halógenos

 

         

  • Además de los números comunes de oxidación -1 y 0, los halógenos (excepto el flúor) existen con cada número de oxidación positiva hasta +7
  •      

  • Los óxidos de halógeno se conocen con números de oxidación tan altos como +7; la mayoría son agentes oxidantes muy fuertes
  •  

 

22-6 Oxiácidos y oxianiones

 

         

  • El flúor solo forma un oxácido: HOF. El oxígeno está en el estado de oxidación cero.
  •      

  • Todos son agentes oxidantes fuertes.
  •      

  • Todos son inestables y se descomponen fácilmente.
  •      

  • Los oxianiones son más estables que los oxiácidos.
  •      

  • La fuerza ácida aumenta a medida que aumenta el estado de oxidación del halógeno.
  •  

 

Ácido periódico

 

         

  • El ácido periódico (HIO4) y paraperiódico (H5IO6) tienen yodo en el estado de oxidación +7.
  •      

  • El ácido periódico es un ácido fuerte, el ácido paraperiódico es un ácido débil (Ka1 = 2.8 × 10-2, Ka2 = 4.9 × 10-9).
  •      

  • El gran átomo de yodo permite 6 átomos de oxígeno a su alrededor.
  •      

  • Los halógenos más pequeños no pueden formar este tipo de compuesto.
  •  

 

Halógenos

 

Muchas especies de halógenos acuosos son susceptibles a la desproporción:

 

         

  • ClO2
  •      

  • HClO2
  •      

  • HOCl
  •      

  • Cl2 (en base)
  •      

  • HOBr
  •      

  • Br2 (en base)
  •      

  • HOI
  •      

  • IO-
  •      

  • I2 (en base)
  •  

 

¿Cómo decidimos qué especies se desproporcionarán?

 

 

Propiedades del oxígeno

 

         

  • El oxígeno tiene dos alótropos: O2 y O3.
  •      

  • El O2 es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente.
  •      

  • La configuración electrónica es [He] 2s2 2p4, lo que significa que el estado de oxidación dominante es 2-.
  •      

  • El enlace O = O es fuerte (entalpía de enlace 495 kJ / mol). Preparación de oxígeno
  •      

  • Comercialmente: obtenido por destilación fraccionada de aire. (El punto de ebullición normal de O2 es -183 ° C y N2 -196 ° C.)
  •      

  • La preparación de oxígeno en el laboratorio es la descomposición catalítica de KClO3 en presencia de [MnO2: 2KClO3 (s) → 2KCl (s) + 3O2 (g). ]
  •      

  • El oxígeno atmosférico se repone mediante la fotosíntesis (proceso en plantas donde el CO2 se convierte en O2 en presencia de luz solar).
  •  

 

Usos del oxígeno

 

         

  • El más utilizado como agente oxidante. (Por ejemplo, en la industria del acero para eliminar impurezas)
  •      

  • El oxígeno se usa en medicina.
  •      

  • Se utiliza con acetileno, C2H2 para la soldadura de oxiacetileno: [2C2H2 (g) + 5O2 (g) → 4CO2 (g) + 2H2O (g) ]
  •  

 

Ozono

 

         

  • Azul pálido, gas venenoso.
  •      

  • El ozono se disocia para formar oxígeno: O3 (g) → O2 (g) + O (g) ∆H ° = 107 kJ
  •      

  • El ozono es un agente oxidante más fuerte que el oxígeno: O3 (g) + 2H + (aq) + 2e- → O2 (g) + H2O (l) E ° = 2.07 V O2 (g) + 4H + (aq) + 4e – → 2H2O (l) E ° = 1.23 V
  •      

  • El ozono se puede hacer pasando una corriente eléctrica a través de O2 seco: 3O2 (g) → 2O3 (g)
  •  

 

Peróxidos y superóxidos

 

         

  • Peróxidos: tienen un enlace O-O y O en el estado de oxidación -1.
  •      

  • El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone en agua y oxígeno: 2H2O2 (l) → 2H2O (l) + O2 (g) ∆H = -196.0 kJ
  •      

  • El oxígeno producido matará las bacterias.
  •      

  • Los peróxidos son importantes en bioquímica: se produce cuando se metaboliza el O2.
  •  

 

Peróxidos

 

         

  • La desproporción ocurre cuando un elemento se oxida y reduce simultáneamente: 2H + (aq) + H2O2 (aq) + 2e- → 2H2O (l) E ° = 1.78 V O2 (g) + 2H + (aq) + 2e- → H2O2 (aq) E ° = 0.68 V
  •      

  • Desproporción: 2H2O2 (aq) → 2H2O (l) + O2 (g) E ° = 1.10 V
  •  

 

Superóxidos

 

         

  • Superóxidos: tienen un enlace O-O y O en un estado de oxidación de -½ (el ion superóxido es O2-).
  •      

  • Generalmente se forman con metales activos (KO2, RbO2 y CsO2).
  •      

  • El superóxido de potasio reacciona con el vapor de agua de la respiración para formar oxígeno gaseoso. 4KO2 + 2H2O → 3O2 + 4KOH 22.6 Los otros elementos del Grupo 6A: S, Se, Te y Po (Calcógenos)
  •      

  • La tendencia que afecta a otras propiedades es el aumento del carácter metálico en el grupo, indicado por la disminución de la energía de ionización y la electronegatividad
  •  

 

22.6: Los otros elementos del grupo 16: S, Se, Te y Po

 

         

  • El carácter no metálico domina en este grupo
  •      

  • El O no metálico existe como moléculas diatómicas
  •      

  • El S no metálico existe como varias formas poliatómicas unidas covalentemente
  •      

  • Los metaloides Se y Te son más metálicos que S, pero tienen cierta semejanza con S
  •      

  • El Po es aún más metálico, pero su comportamiento es poco conocido ya que es un elemento raro y radiactivo
  •      

  • Oxígeno dominado por el número de oxidación -2
  •      

  • Los otros elementos tienen números de oxidación de -2 a +6, los más altos son bastante comunes, especialmente en combinación con oxígeno
  •  

 

Azufre

 

         

  • S encontrado en la corteza terrestre como minerales de sulfuro y sulfato y como elemento libre
  •      

  • También es un componente pequeño pero crítico del tejido vegetal y animal
  •      

  • Se produce como dióxido de azufre y trióxido de azufre en la atmósfera
  •      

  • El azufre elemental es un sólido amarillo combustible, inodoro e insípido que existe en una variedad de alótropos con diferentes estructuras moleculares
  •      

  • Las formas rómbicas y monoclínicas consisten en anillos S8
  •      

  • El uso principal de azufre es la preparación de ácido sulfúrico, que se utiliza principalmente para fabricar fertilizantes de fosfato y ácido fosfórico impuro a partir de roca de fosfato
  •      

  • El azufre forma compuestos binarios con todos los elementos excepto el yodo y los gases nobles
  •      

  • Sulfuro de hidrógeno (H2S):
  •      

  • generalmente preparado por reacción de un sulfuro metálico con un ácido
  •      

  • gas bien conocido por su olor a “huevo podrido”
  •      

  • extremadamente venenoso
  •      

  • mayor fuente de azufre en la atmósfera
  •      

  • El azufre reacciona con el oxígeno para formar dos óxidos, dióxido de azufre y trióxido de azufre, que forman oxoaniones (SO3 2- y SO4 2-) y oxoácidos (H2SO3 y H2SO4) por reacción con óxidos metálicos o agua
  •      

  • El ácido sulfúrico es un poderoso agente deshidratante, ácido fuerte y oxidante moderado.
  •      

  • El ácido sulfúrico elimina el H2O del azúcar y deja una masa negra de C. Se produce vapor porque la reacción es muy exotérmica.
  •  

 

 

Ejercicio ( PageIndex {1} )

 

¿Cuáles son las estructuras de:

 

         

  • SO2
  •      

  • SO3
  •      

  • SO3 2-
  •      

  • SO4 2-
  •      

  • H2SO3
  •      

  • H2SO4
  •  

 

 

 

         

  • La configuración electrónica de los elementos del Grupo VA (15) es ns2 np3
  •      

  • Poco parecido entre la química del nitrógeno y los otros elementos en este capítulo del grupo
  •  

 

Nitrógeno

 

         

  • El nitrógeno como elemento es la molécula diatómica incolora, inodoro, N2, el componente principal del aire
  •      

  • Un componente esencial de toda la materia viva en proteínas y aminoácidos
  •      

  • Los compuestos de nitrógeno son componentes importantes de los fertilizantes químicos
  •      

  • La mayoría de los usos del nitrógeno implican sus compuestos, como el amoníaco y los óxidos de nitrógeno.
  •  

 

 

Ejercicio ( PageIndex {2} )

 

         

  • Enumera las fórmulas para todos los óxidos que esperas que se forme nitrógeno.
  •  

 

 

Preparación de nitrógeno

 

         

  • El N2 se produce por destilación fraccionada de aire.
  •      

  • El nitrógeno se fija formando NH3 (Proceso Haber).
  •      

  • El NH3 se convierte en otros productos químicos útiles (NO, NO2, nitritos y nitratos).
  •  

 

Nitrógeno

 

         

  • Se producen números de oxidación positivos de nitrógeno en los óxidos, incluidos N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4 y N2O5.
  •      

  • El N2O3 acuoso se convierte en ácido nitroso (HNO2) y el N2O5 en ácido nítrico (HNO3).
  •      

  • El óxido nitroso, N2O, se produce naturalmente en la atmósfera, como resultado de la degradación natural de las proteínas.
  •      

  • El N2O puede formarse por descomposición térmica de NH4NO3
  •      

  • El N2O se usa como anestésico (en gas hilarante)
  •      

  • El óxido nítrico, NO, se forma por reacción del metal Cu con ácido nítrico acuoso diluido o en procesos de combustión a alta temperatura y en la oxidación de gas amoniaco comercialmente
  •      

  • NO reacciona rápidamente con O2 para formar NO2 marrón rojizo.
  •      

  • El trióxido de dinitrógeno resulta de la reacción entre NO y NO2.
  •      

  • El N2O3 es azul como líquido.
  •      

  • El N2O3 gaseoso reacciona con el agua para formar el ácido débil, ácido nitroso, HNO2.
  •  

 

 

Ejercicio ( PageIndex {3} )

 

         

  • Escribe una ecuación para la preparación de dióxido de nitrógeno a partir de productos químicos comunes de laboratorio.
  •  

 

 

Nitrógeno

 

         

  • El dióxido de nitrógeno, NO2, es un gas venenoso de color marrón rojizo con un olor irritante, que existe en equilibrio con el N2O4 incoloro
  •      

  • El pentóxido de dinitrógeno, N2O5, es un sólido blanco volátil de baja fusión; disuelto en agua, forma HNO3, ácido nítrico
  •  

 

22.8: Los otros elementos del Grupo 15: P, AS, Sb y Bi

 

         

  • Aunque el nitrógeno se encuentra en la naturaleza principalmente como N2 no reactivo, los otros elementos se encuentran solo en los compuestos
  •      

  • La naturaleza metálica aumenta en el grupo
  •  

 

 

Ejercicio ( PageIndex {43} )

 

Predecir las siguientes propiedades para el fósforo:

 

         

  • carácter metálico
  •      

  • tipo de unión
  •      

  • carácter ácido / base de los óxidos
  •      

  • fórmulas de óxidos Fósforo
  •  

 

 

         

  • El fósforo es esencialmente no metálico, forma enlaces covalentes y tiene óxidos ácidos. Trabajo en grupo
  •      

  • Predecir el carácter ácido / base de los óxidos de As, Sb y Bi, en relación con los de P. ¿Cómo podemos explicar la tendencia predicha? Grupo 5A
  •      

  • El arsénico tiene propiedades entre las de un no metal y un metaloide, con óxidos anfóteros (aunque más ácidos que básicos)
  •      

  • El antimonio es principalmente metálico, pero con algunas propiedades de un metaloide y óxidos anfóteros (más básicos que ácidos)
  •      

  • Bismuto, es metálico, con óxidos básicos
  •      

  • Estas tendencias son consistentes con reducciones dramáticas en la energía de ionización en el grupo
  •      

  • Tendencias en el número de oxidación:
  •      

  • N y P van de -3 a +5
  •      

  • Como principalmente +3 y +5
  •      

  • Sb mayormente +3, ocasionalmente +5
  •      

  • Bi casi exclusivamente +3, rara vez como +5
  •      

  • Los elementos metálicos más bajos del grupo tienen menos números de oxidación estables que el N
  •  

 

Fósforo

 

         

  • Fósforo encontrado como fosfatos en 190 minerales diferentes, lo más importante apatita, Ca5 (PO4) 3OH
  •      

  • Los fosfatos son un componente importante de todo el tejido óseo
  •      

  • Se produce principalmente en minerales de fósforo (por ejemplo, roca de fosfato, Ca3 (PO4) 2).
  •      

  • P4 elemental producido por reducción [2 Ca3 (PO4) 2 (s) + 6SiO2 (s) + 10C (s) → P4 (g) + 6CaSiO3 (l) + 10CO (g) ]
  •      

  • El ácido fosfórico, hecho de roca de fosfato, es uno de los ingredientes de Coca-Cola.
  •      

  • El fósforo se presenta como 19 alótropos, los principales son el blanco (tetraédrico P4), el fósforo rojo y el negro
  •      

  • El fósforo blanco es un sólido blando, con moléculas unidas por fuerzas intermoleculares débiles.
  •      

  • El fósforo blanco es venenoso y causa quemaduras dolorosas en la piel.
  •      

  • El fósforo blanco es bastante reactivo y se enciende espontáneamente en el aire
  •      

  • El fósforo rojo es un sólido amorfo formado al calentar fósforo blanco
  •      

  • El fósforo rojo involucra moléculas tetraédricas P4 unidas entre sí en largas cadenas
  •      

  • El fósforo negro es aún menos reactivo
  •      

  • El fósforo negro puede ser amorfo o tener una estructura tipo grafito; Tiene un aspecto metálico y un conductor eléctrico
  •  

 

 

Ejercicio ( PageIndex {1} )

 

¿Qué ácidos se forman cuando los óxidos, P4O6 y P4O10, reaccionan con exceso de agua?

 

 

Fósforo

 

         

  • Dos óxidos de fósforo, P4O6 y P4O10, formados por la quema de fósforo
  •      

  • Reaccionar con agua para formar ácido fosforoso, H3PO3 y ácido fosfórico, H3PO4
  •      

  • P4O10 se usa como agente de secado debido a su afinidad por el agua. 22.9 Carbono
  •      

  • El carbono constituye aproximadamente el 0.027% de la corteza terrestre.
  •      

  • El carbono es el componente principal de la materia viva.
  •      

  • El estudio de los compuestos de carbono se llama química orgánica.
  •      

  • El carbono forma más compuestos que todos los demás elementos excepto el hidrógeno; compuestos típicos son los hidrocarburos y sus derivados
  •      

  • Existe como diamante, grafito y una forma amorfa, así como el alótropo C60 recientemente descubierto, llamado buckminsterfullereno
  •      

  • Diamante: forma cristalina transparente de carbono, una de las sustancias más duras conocidas, se puede sintetizar a partir de grafito a alta temperatura y presión y un catalizador metálico
  •  

 

 

Ejercicio ( PageIndex {1} )

 

¿Por qué el diamante es tan duro, mientras que el grafito es blando y resbaladizo, aunque ambos son de carbono puro?

 

 

22.9: Carbono

 

         

  • Grafito:
         

               

    • sólido resbaladizo gris-negro
    •          

    • strong covalent bonds hold atoms together in each layer, but the layers are bonded only by weak van der Waals forces, so the layers slide across one another readily
    •          

    • found widely distributed in the earth’s crust and synthesized from amorphous carbon
    •      

         

  •      

  • Uses of graphite:
         

               

    • crucibles
    •          

    • lubricants
    •          

    • pencils
    •          

    • nuclear reactors (to slow down fast neutrons)
    •          

    • electrodes for electrolysis reactions
    •      

         

  •      

  • Amorphous carbon:
         

               

    • carbon blacks
    •          

    • charcoal
    •          

    • activated carbon
    •          

    • soot
    •          

    • coke
    •      

         

  •      

  • Essentially microcrystalline forms of graphite with no layering
  •      

  • Formed by thermal decomposition or partial decomposition of coal, petroleum, natural gas, and wood with an insufficient supply of oxygen
  •      

  • burning oil gives lampblack
  •      

  • heating coal in the absence of air produces coke
  •      

  • heating wood in the absence of air gives charcoal
  •      

  • Carbon black used as a filler in rubber tires to increase toughness and prevent brittleness
  •      

  • Lampblack used in inks, paints, coating on carbon paper
  •      

  • Charcoal used:
         

               

    • in filters to adsorb odors
    •          

    • in gas masks to adsorb poisonous gases
    •          

    • in the decolorizing of sugar
    •          

    • in water treatment
    •          

    • in the reclamation of dry-cleaning solvents
    •      

         

  •      

  • Coke used in the extraction of metals from their oxide ores
  •      

  • Buckminsterfullerene consists of molecules of C60 formed by laser or high- temperature carbon arc vaporization of graphite
  •      

  • One member of a class of new forms of carbon called fullerenes, which consist of clusters of carbon atoms containing even numbers from 44 to 84
  •      

  • C60 exists as a truncated icosahedron, which contains 12 pentagonal faces and 20 hexagonal faces
  •      

  • Remarkable physical stability, but chemically reactive
  •      

  • Now being prepared as tubes, into which metals can be inserted. These are the thinnest capillary tubes known.
  •      

  • Elemental carbon is relatively unreactive at room temperature
  •      

  • Insoluble in water, dilute acids and bases, and organic solvents
  •      

  • At high temperatures, carbon becomes highly reactive and combines directly with many elements, including oxygen
  •      

  • Carbon at high temperatures also reduces water, metal oxides, oxoanions (e.g., phosphate in phosphate rock), hydrogen
  •  

 

Oxides of Carbon

 

         

  • Carbon forms CO and CO2.
  •      

  • CO is very toxic (binds irreversibly to Fe in hemoglobin, causing respiratory arrest).
  •      

  • CO also has a lone pair on C, which is unusual.
  •      

  • CO is a good Lewis base Ni(CO)4 forms when Ni is warmed in CO
  •      

  • CO can be used as a fuel 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ∆H = -566 kJ Chapter 22 22-13
  •      

  • CO is a good reducing agent Fe3O4(s) + 4CO(g) → 3Fe(s) + 4CO2(g)
  •      

  • CO2 is produced when organic compounds are burned in oxygen: C(s) + O2(g) → CO2(g) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
  •      

  • CO2 is produced by treating carbonates with acid.
  •      

  • Fermentation of sugar to produce alcohol also produces CO2: C6H12O6(aq) → 2C2H5OH(aq) + 2CO2(g)
  •      

  • At atmospheric pressure, CO2 condenses to form CO2(s) or dry ice.
  •      

  • CO2 is used as dry ice (refrigeration), carbonation of beverages, washing soda (Na2CO3.10H2O) and baking soda (NaHCO3.10H2O).
  •  

 

Carbonic Acid and Carbonates

 

         

  • When CO2 dissolves in water (moderately soluble) carbonic acid forms: [CO2(aq) + H2O(l) ! H2CO3(aq)]
  •      

  • Carbonic acid is responsible for giving carbonated beverages a sharp acidic taste.
  •      

  • Partial neutralization of H2CO3 gives hydrogen carbonates (bicarbonates) and full neutralization gives carbonates.
  •      

  • Many minerals contain CO3 2-.
  •      

  • At elevated temperatures CaCO3 decomposes: [CaCO3(s) → CaO(s) + 2CO2(g)]
  •      

  • This reaction is the commercial source of lime, CaO.
  •      

  • CaO reacts with water and CO2 to form CaCO3 which binds the sand in mortar: CaO(s) + H2O(l) ! Ca2+(aq) + 2OH- (aq) Ca2+(aq) + 2OH- (aq) + CO2(aq) → CaCO3(s) + H2O(l)
  •  

 

Carbides

 

         

  • Carbon combines with elements with a lower electronegativity to form carbides, which exist in three classes
  •      

  • Salt-like carbides form with the most electropositive metals and are ionic, so they are hydrolyzed by water or dilute acid to give hydrocarbons
  •      

  • Interstitial carbides are formed with transition metals, are very hard and have very high melting points, high metallic conductivity, and metallic luster; they consist of a metal with carbon atoms located in some of the interstitial sites (or holes) in the metal structure
  •      

  • Covalent carbides include those of silicon and boron, which are close in size and electronegativity to carbon; they are completely covalent and form infinite network structures, are exceptionally hard materials widely used as abrasives 22.10 The Other Group 4A Elements: Si, Ge, Sn, and Pb General Characteristics of Group 4A Elements
  •      

  • The electronegativities are low.
  •      

  • The dominant oxidation state for Ge, Sn and Pb is +2.
  •      

  • Carbon has a coordination number of 4, the other members have higher coordination numbers.
  •      

  • C-C bonds are very strong, so C tends to form long chains.
  •      

  • Because the Si-O bond is stronger than the Si-Si bond, Si tends to form oxides (silicates).
  •  

 

 

Exercise (PageIndex{1})

 

Compare the following properties on going down Group 4A:

 

         

  • Metallic character
  •      

  • Ionization energies
  •      

  • Melting points
  •      

  • Acid/base nature of oxides
  •  

 

 

22.10: The Other Group 14 Elements: Si, Ge, Sn, and Pb

 

         

  • Si is nonmetallic/metalloid with only some of its chemistry similar to carbon
  •      

  • Ge is a metalloid
  •      

  • Sn and Pb are metallic
  •      

  • Ionization energies and melting points decrease down the group, reflecting the change from nonmetal to metal
  •      

  • Carbon bonds readily to itself
  •      

  • This tendency diminishes on going down the group because the bond strength decreases considerably as the elements get larger
  •      

  • Oxidation number +4 dominates near the top of the group, +2 becomes more stable down the group
  •  

 

Silicon

 

         

  • Silicon exists in the earth’s crust as silicon dioxide and over 800 silicate minerals
  •      

  • Elemental silicon obtained by reduction of SiO2 with C or CaC2 at high temperature, purified by zone refining [SiO2(l) + 2C(s) → Si(l) + 2CO(g)]
  •      

  • Silicon:
         

               

    • brittle gray-black metallic-looking solid
    •          

    • quite hard
    •          

    • high melting point
    •          

    • diamond-like tetrahedral network structure
    •          

    • inert at room temperature but reactive at high temperatures
    •      

         

  •      

  • Used in semiconductor devices
  •      

  • Silicon hydrides or silanes arise from reaction of Mg2Si with acids, giving a mixture of SiH4, Si2H6, Si3H8, Si4H10, Si5H12, and Si6H14
  •  

 

 

Exercise (PageIndex{1})

 

What is the structure and bonding for (Si_2H_6)?

 

 

Silicon

 

         

  • Silanes are quite reactive:
  •      

  • The first two are stable. Chapter 22 22-15
  •      

  • The others decompose to give SiH4, Si2H6, and H2.
  •      

  • Much more reactive than the corresponding alkanes because of the availability of empty 3d orbitals that can be used to form bonds with another reactant
  •      

  • They are spontaneously flammable in air. Group Work
  •  

 

 

Exercise (PageIndex{1})

 

         

  • SiO2, found as quartz, is quite hard. What feature of its structure gives rise to this hardness?
  •  

 

 

Silicon

 

         

  • SiO2 exists as polymeric (SiO2)n, which has silicon covalently bonded to four bridging oxygen atoms.
  •      

  • Extended covalent bonding network
  •      

  • Hard, high-melting solid
  •      

  • Glass is formed by heating together silicon dioxide, alkali metal and alkaline earth metal oxides, and sometimes other oxides, the particular mixture controlling the properties of the glass.
  •      

  • Silicate structure is somewhat random in contrast to crystalline silicates
  •      

  • Some bonds are under more strain than others, so the glass melts over a range of temperatures and can be softened without melting
  •      

  • 90 % of the earthís crust is composed of compounds of Si and O.
  •      

  • Silicates are compounds where Si has four O atoms surrounding it in a tetrahedral arrangement.
  •      

  • The oxidation state of Si is +4.
  •      

  • The silicate tetrahedra are building blocks for more complicated structures.
  •      

  • Many silicates naturally with the basic structural unit being the SiO4 tetrahedron occurring in several varieties:
         

               

    • singly
    •          

    • small groups sharing oxygen atoms
    •          

    • small cyclic groups
    •          

    • infinite chains
    •          

    • double-stranded chains (or bands)
    •          

    • infinite sheets
    •      

         

  •      

  • These few structures form many hundreds of minerals by combination of silicate anions with metal cations.
  •  

 

Silicon

 

         

  • The silicate structure is reflected in the physical structure of minerals such as mica and asbestos.
  •  

 

 

         

  • Black crystalline element, extremely hard and brittle, low density, high melting point and boiling point, low electrical conductivity (so classified as a semiconductor), used in semiconductor electronics and added to steel to increase strength and to copper to increase electrical conductivity
  •      

  • Similarities of some properties to those of carbon, of others to those of silicon (due to Chapter 22 22-16 the diagonal relationship leading to similar size and electronegativity)
  •      

  • Carbon, silicon, and boron all form covalently-bonded extended network solids and covalent halides
  •      

  • Occurs in deposits of borax, Na2B4O7 . 10H2O
  •      

  • Borax used as an additive to laundry detergents to soften the water.
  •      

  • Which U.S. president was associated with Twenty Mule Team Borax?
  •      

  • Resembles metals in its physical properties but is more like nonmetals chemically
  •      

  • Chemical behavior is complex and unusual: ionization energy is unusually high, so formation of a cation is difficult, high electronegativity (comparable to nonmetals)
  •      

  • All its compounds are covalent
  •  

 

 

Exercise (PageIndex{1})

 

         

  • What is the valence electron configuration of boron? How many covalent bonds will it normally form?
  •  

 

 

Boron

 

         

  • Valence electron configuration 2s2 2p1 , so forms only three normal covalent bonds, but electron deficiency makes it a good Lewis acid
  •      

  • Oxidation number +3 common, but others found in boranes
  •      

  • B3+ does not exist in aqueous solution. Por qué no?
  •      

  • Reacts with F2 and Cl2 to give trihalides
  •      

  • Great affinity for O2, which is used to remove oxygen from metal oxides to purify molten metals
  •      

  • B reacts with N2 at high temperature to give solid BN.
  •      

  • BN is very stable due to its graphite-like structure, which arises from the presence of only 3 valence electrons and the tendency to use sp2 hybrid orbitals.
  •      

  • BN is also known in a diamond-like structure, which is formed by application of high temperature and pressure, and is extremely hard and is used as an abrasive.
  •      

  • Large number of hydrides have been prepared
  •      

  • BH3 is known but very unstable (reactive)
  •      

  • Simplest stable one is diborane, B2H6, which decomposes to other boranes, e.g. B5H9, when heated
  •      

  • Unusual structure and bonding in the boranes, in which hydrogens act as bridges between boron and the B-H-B arrangement shares two electrons between three atoms (called three center bonding)
  •      

  • Because of their electron deficiencies, boranes are highly reactive
  •      

  • Diborane is very reactive:
  •  

 

[B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(g)]

 

with ∆H = -2030 kJ

 

         

  • Some boranes are reactive (B5H9) while some are stable in air at room temperature (B10H14).
  •      

  • B2O3 is the only important boron oxide.
  •      

  • Boric acid, H3BO3 or B(OH)3 is a weak acid (Ka = 5.8 × 10-10).
  •      

  • Boric acid is used as an eye wash.
  •