TEMA 11.- QUÍMICA DESCRIPTIVA_ INORGÁNICA
Estudio del comportamiento químico de los siguientes grupos de elementos: alcalinos. alcalinotérreos, térreos,carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos, halógenos. ( El estudio del comportamiento químico de
los distintos grupos puede situarse en el contexto de las propiedades(químicas) periódicas resaltando las características generales del grupo.
• Estudio de los principales compuestos hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre: hidruros, óxidos y ácidos (fosfórico, sulfúrico, nítrico).
• La química del amoníaco y del ácido nítrico: estudio descriptivo de las sustancias que se necesitan para la obtencióndel amoníaco (hidrógeno y nitrógeno); características esenciales de la obtención industrial del amoníaco y del ácidonítrico; controles necesarios de sus vertidos por su influencia en el medio ambiente.
1. ALCALINOS (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) (1er grupo del S.P)
- Su estructura electrónica es [G.N]ns1, así que pierden fácilmente el e- exterior adquiriendo la estructura del gas noble (G.N) anterior en Z. (Alc Alc+1 +1e-). El catión así formado (Alc+1) es muy estable.
- La 1ª EI es bajísima. La 2ª es muy elevada ya que rompe la isoelectronia del gas noble anterior. La variación de la EI en el grupo: Li (+) Cs(-); ejemplo: Na(g) +500 kJ/mol Na+(g) +1e-. - Esta disminución de la EI en el grupo al aumentar Z se produce pq aumenta el radio atómico por
ello la atracción nuclear disminuye no variando la carga nuclear efectiva. - La afinidad electrónica es muy baja
- La electronegatividad es casi nula
- Presentan el típico carácter metálico que se explica por la teoría de bandas de conducción y nube electrónica.
- Débiles puntos de fusión: Li 180ºC, Cs 30ºC
- Bajos puntos de ebullición “comparados con sus vecinos” - Densidad pequeña (Li, Na, K flotan en el agua)
- Muy blandos (se cortan con cuchillo), maleables y dúctiles. - Conductividad elevada tanto térmica como eléctrica.
- Sus combinaciones salinas son muy abundantes (NaCl, KCl …)
- Sus sales son muy solubles por eso el mar es su fuente de obtención principal.
- Son reductores muy enérgicos: Li+ +1e- Liº ; Eº = -3,1V y por lo tanto presentan gran tendencia a perder un e-, por eso son reductores potentes.
- Son muy reactivos (tomaremos como ejemplo el Na que es el más abundante): Con O2: 2Na + ½ O2 Na2O
Con H2O: Na(s) + H2O Na(OH)aq + ½ H2 (g) es muy peligrosa y exotérmica
Con halógenos: Na + ½ Cl2 NaCl
Con ácidos: Na + HCl NaCl + ½ H2(g)
Con alcoholes: Na + CH3CH2OH CH3CH2ONa + 1/2H2(g)
- Sus óxidos dan hidrólisis básica
- Son fácilmente identificables por su espectro
- Como reaccionan tanto y tan fácilmente con agua y aire siempre estarán oxidados
- Además al ser sales solubles, no se encuentran en la superficie terrestre, salvo en desiertos muy secos y grandes profundidades (minas).
- OBTENCIÓN INDUSTRIAL: SÓLO POR ELECTRÓLISIS DE SUS SALES FUNDIDAS (ver tema
pilas pag 249)
NaCl -- +Q Cl- + Na+ ; Na+ +1e- Naº
El proceso Na+ + 1e- Naº: Eº (-2,7V) Hay una reducción del catión. Este proceso exige gran consumo energético y económico.
- Compuestos: destacan el NaCl (obtención en minas de sal, salinas marinas), Na2CO3 (obtención
industrial proceso Solvay) y el NaOH (obtención industrial mediante hidrólisis de disolución acuosa del NaCl), KCl, KI ..
- Aplicaciones industriales muy numerosas: textiles, jabones, detergentes, pilas …
2. ALCALINOTÉRREOS (Be, Mg; Ca, Sr, Ba; Ra ) (2º grupo del S.P)
- Su estructura electrónica es [G.N] ns2, así que pierden fácilmente los 2e- de valencia adquiriendo estructura estable del gas noble anterior: Alcterr Alcterr+2 +2e-. El catión formado (Alcterr+2) es muy estable.
- La 2ª E.I. es pequeña en comparación con la 3ª E.I. ejemplo: Mg +740 kJ/mol Mg+ +1e-; Mg+ +1450 kJ/mol Mg+2 + 1e- . La variación periódica de la EI en el grupo Be (+) Ra(-);
- Esta disminución de la EI en le grupo al aumentar Z se produce pq va aumentando el radio atómico y la carga nuclear efectiva no varia por lo que la atracción sobre el 2º e- de valencia es débil.
- La afinidad electrónica decrece al aumentar Z. - La Electronegatividad es baja y poco significativa.
- Presentan comportamiento metálico aunque no tan pronunciado como los alcalinos. - Puntos de fusión Be (1300ºC) Ba (715º).
- Puntos de ebullición Be (2800ºC Ba (1700ºC).
- Densidad algo superior a los alcalinos Be (1,8 g/cm3) Ba (3,8 g/cm3). - Son blandos (salvo el Be), color blanco, buenos conductores y maleables. - Forman óxidos y sales fácilmente.
- Son buenos reductores: Mg+2 +2e- Mgº; Eº = -2,3V - Son perdedores de e-.
- Su reactividad es notable aunque menor que los alcalinos. - Si tomamos como ejemplo del grupo al Mg tendríamos:
Con O2: 2Mg + O2 2MgO (este óxido es de altísimo punto de fusión) Con H2O:
reaccionan con el agua en caliente (Mg) y en frío (Ca, Sr y Ba). Con halógenos: Mg + Cl2 MgCl2.
- todos los del grupo forman óxidos básicos cuya solubilidad aumenta con Z y con el aire forman óxidos espontáneamente el Sr y Ba.
- No se encuentran libres en la naturales, están combinados como sales: MgCl2, MgSO4, MgCO3,
CaCO3.
- Sus compuestos son muy abundantes destacando: CaCO3 (fundamental en los huesos, el
mármol es la forma cristalina, con su descomposición térmica se obtiene CaO (muy importante industrialmente) y CO2 ), Ca(NO3)2, Ca3(PO4)2, CaSO4, MgCO3, MgCl2, BaSO4, SrCO3.
- OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
POR ELECTRÓLISIS DE SALES FUNDIDAS:
MgCl2 (pf 710ºC) Mg+1 + 2Cl-; Eº = -2,3V
Mg+2 + 2e- Mgº; 2Cl- - 2e- Cl2 (g)
POR REDUCCIÓN CON CARBÓN:
MgO + C CO + Mg el metal así obtenido se lamina en cintas muy reactivas que al arder dan una luz blanca muy viva (flash fotográfico antiguamente)
- El Mg es la base de las aleaciones ligeras utilizadas en aeronáutica
3. TÉRREOS (B, Al, Ga, In, Tl) (3er grupo del S.P)
- Su estructura electrónica es [G.N]ns2 np1. Así que tienen 3e- en la capa de valencia. Si los pierden adquieren la configuración de gas noble. Ejemplo: Al Al+3 +3e-. Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Al+3: 1s2 2s2 2p6 + 3e-.
- Los cationes así formados (Al+3) son estables.
- La variación periódica de la E.I es B (+) Tl(-); las sucesivas EI van aumentando (Al: 1ª EI: 580; 2ª EI: 1820; 3ª EI: 2800 kJ/mol).
- El radio atómico varía aumentando con Z desde el B al Tl. - Son de baja electronegatividad y afinidad electrónica.
- Los puntos de fusión disminuyen al aumentar Z. B(2300ºC) Tl (155ºC). - La densidad aumenta al aumentar Z. B(2,3 g/cm3) Tl (7,5 g/cm3).
- La covalencia se presenta sólo en el B (ejemplo BCl3 como excepción al octeto)
- El B suele presentarse como borato y boranos Ej: tetraborato sódico Na2B4O7.10H2O
- El Al suele presentarse como aluminosilicato.
- En la naturaleza el Al es el metal más abundante y ocupa el 3er lugar en la tierra, se presenta como bauxita (Al2O3.nH2O)
- Aplicaciones: Al: aleaciones de todo tipo y uso.
- OBTENCIÓN INDUSTRIAL: ELECTRÓLISIS
- Reactividad del aluminio:
Con el O2: 4Al + 3O2 2Al2O3
Con el H2: Al2O3 + 3H2 2Al + 3H2O
Con el Cl2: 2Al + 3Cl2 2AlCl3
Con el NaOH: 2Al + 2Na(OH) + 2H2O 2NaAlO2 + 3H2(g) ; esta sal es NaAlO2 un
aluminato
4. CARBONOIDEOS (C, S, Ge, Sn, Pb ) (4º grupo del S.P)
- Configuración electrónica [G.N]ns2np2. 4e- de valencia
- En esta familia hay disparidad de comportamiento. El C es no metal; el Si y el Ge son semimetales; Sn y Pb metales.
- Se darán enlaces covalentes en el C, Si, Ge (ej:hidrocarburos CxHy, CO2, SiO2, SiH4, SiF4, CCl4;
GeO2, GeH4 y enlaces iónicos/metálicos en Sn y Pb (iónicos: PbF2, PbCl2, PbO, son, SnO2,
PbCO3…).
- El Si es el 2º más abundante en la tierra (minerales). Se combina con el oxígeno dando sílices y cuarzos y artificialmente se obtienen las siliconas.
- El C está presente en el mundo orgánico. En la naturaleza el C presenta estados alotrópicos notables:
C: diamante y grafito (cristalinos)
C: antracita, hulla, lignito y turba (amorfos)
C: negro de humo, coque, carbón vegetal … (artificiales) - El Ge es muy escaso, se emplea como semiconductor.
- El Sn y el Pb se conocen desde la antigüedad y se utilizan como aleaciones (Sn y Cu bronces, Sn y Fe hojalata, Sn y Pb metal imprenta).
- El punto de fusión disminuye del C (3700ºC) P (320ºC)
- La densidad no sigue una variación constante C: 3,5; Si: 2,5; Ge: 5,3; Sn: 7,3; Pb: 11,3 g/cm3.
Aprovechando el carácter reductor del carbono tendremos:
Podemos obtener Sn(s) a partir de SnO2 desprendiéndose CO2.
Podemos obtener Pb a partir de la galena (PbS). - Aplicaciones:
C: es el más importante. Ha sido utilizado como materia prima en siderurgia, hoy en día suele ser sustituído por los CxHy.
Pb: tiene grandes aplicaciones en laminados y pinturas anticorrosivas, baterías, ... hoy en día su uso está más limitado debido a la contaminación que produce
- Respecto a los enlaces del grupo:
C orgánico: enlaces simples y múltiples.
C diamante: sólido atómico covalente reticular de alto fusión 3600ºC. S: solido atómico covalente reticular alto punto fusión 1500ºC. C grafito: redes cristalinas hexagonales, blando y conductor. SiO2: atómica reticular duro en insoluble covalente.
Ge y Si: semiconductotres Sn y Pb: aleaciones metálicas. - Compuestos importantes:
Óxidos de carbono (CO y CO2), carburos.
Carbonatos y silicatos.
5. NITROGENOIDEOS (N, P, As, Sb, Bi) (5º grupo del S.P)
- Configuración electrónica [G.N] ns2 np3. 5e- en la capa de valencia.
- El que presenta mayor carácter covalente es el N. Forma un robusto triple enlace al formar N2. Muy inerte.
- El P es más reactivo que el N y suele aparecer como fosfato. - P y N forman hidruros notables (amoníaco y fosfina)
- Los compuestos iónicos se dan con los metales alcalinos (Li3N, Mg3N2) y tienen altos puntos
de fusión.
- Es importante destacar la existencia de los óxidos de nitrógenos NOx. - El P y el As presentan estados alotrópicos (P blanco y rojo) (As gris y negro)
- El As debido a su situación en el S.P se comporta como semiconductor, forma arseniatos y es un poderoso pesticida.
- Sb y Bi presentan una notable smejanza con los metales.
- Los compuestos más interesantes de esta familia son NH3 y como ácidos HNO3 y H3PO4.
SÍNTESIS DEL NH3:
El amoníaco es un gas incoloro de característico olor sofocante y muy soluble en agua. El proceso que se introdujo para la obtención del amoníaco es el proceso Haber:
Proceso: N2 + 3H2 ↔ 2NH3; ∆H < 0 ; ∆H = -90 kJ/mol
El nitrógeno se obtiene del aire atmosférico por destilación fraccionada.
El hidrógeno se se obtiene a partir del gas natural en varios pasos de refino o reformado. Según Le Chatelier (*) para desplazar el equilibrio hacia la derecha o hacia la formación de amoníaco es necesario elevar la presión total y realizar la reacción a baja temperatura. Como la reacción a Tª ambiente es prácticamente inapreciable el nitrogeno y el hidrógeno se ponen en contacto con un catalizador de Fe finamente dividido. Como no todo el nitrógeno e hidrógeno reaccionan se enfría la mezcla de gases final (N2, H2, NH3) licuándose el amoníaco
y separando el nitrógeno y el hidrógeno para recircularlos.
(*) Vamos a estudiar con detalle esta reacción de equilibrio: según el principio de Le
según se puede observar en la gráfica:
• a P = 100 atm y T= 600 ºC (reacción rápida), el Rendimiento es del 5%.
• a P = 100 atm y T= 200ºC (reacción lenta), el Rendimiento es del 77%.
es necesario encontrar una situación en la que se consiga un buen rendimiento con una reacción rápida de los productos. El francés George Claude comprobó que a una presión de 1000 atm y 500 ºC de temperatura el proceso es bastante rápido y el rendimiento es del orden del 40%, ya rentable industrialmente.
PROPIEDADES DEL NH3:
El amoniaco (NH3) es un compuesto gaseoso de olor característico y muy soluble en agua.
trigonal. El ángulo de enlace H-N-H es de 107'5°. L a molécula de amoniaco es polar debido a la falta de simetría de la molécula, siendo su momento dipolar de 1'5 D.
Disuelto en agua actúa como base débil: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-.
Forma sales de amonio como el sulfato de amonio (abono): (NH4)2(SO4)
Como ácido débil forma amidas, imidas y nitruros. Por oxidación produce óxidos.
Es fundamental en síntesis de ácido nítrico y derivados.
La molécula de amoníaco es una piramide triangular y es polar.
APLICACIONES DEL NH3:
El amoniaco es una de las sustancias químicas más importantes de entre las que se producen industrialmente. El 90% del producido se utiliza como fertilizante agrícola; bien directamente o a través de la producción de abonos de dos tipos fundamentalmente: Sulfato de amonio: Procede de la neutralización del ácido sulfúrico con el amoniaco. Su uso es recomendable para terrenos alcalinos (ya que la disolución de este abono produce pH
ácidos) y con escaso contenido en azufre.
Nitrato de amonio: Procede de la neutralización del ácido nítrico con el amoniaco, y por ser uno de los abonos con mayor contenido en nitrógeno, económicamente resulta muy interesante. Es recomendado para suelos con alto contenido en humedad y terrenos anegados.
- ÁCIDO NÍTRICO:
HNO3: tiene una estructura de Lewis resonante (puede tener el doble enlace con oxígeno en
dos posiciones).
SÍNTESIS DEL HNO3:
Antiguamente se obtenía: 2NaNO3 + H2SO4→ Na2SO4 + 2HNO3.
En la actualidad se utiliza el proceso Ostwald (industrial):
Se parte del amoníaco gaseoso y lo oxidaremos: 4NH3 + 5O2 → 4NO + agua
(reacción exotérmica, lenta, catalizada)
Oxidación del óxido nítrico anteriormente obtenido a NO2: 2NO + O2→ 2NO2; ∆H<0
El óxido de N(IV) NO2 sufre una dismutación al hidratarse. 3NO2 + H2O → 2HNO3 +
NO. De esta forma se obtienen concentraciones del 70% de densidad 1,4g/cm3 y de 16mol/L de concentración molar.
PROPIEDADES DEL HNO3:
descompone para dar:
formándose dióxido de nitrógeno que tiene color; por este motivo, su almacenaje se efectúa en frascos de vidrio ahumado o de color ámbar.
Posee tres comportamientos químicos bien diferentes que vamos a analizar por separado: como ácido: El ácido nítrico es totalmente miscible en agua siendo catalogado como
uno de los ácidos más fuertes que se conocen (Ka muy alta). En disoluciones acuosas
se encuentra disociado prácticamente en un 100%:
HNO3 + H2O H3O+ + NO3- pKa = -1'32
este equilibrio se encuentra muy desplazado hacia la derecha debido a la estabilidad del ion nitrato (NO3-).
como oxidante: Cuando se encuentra disuelto en elevadas concentraciones, posee, un elevado poder oxidante, reflejado en su alto potencial de reducción de la semirreacción:
NO3- + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O Eº = + 0'96 V
de forma análoga reaccionan la plata, el mercurio y otros muchos metales
como agente nitrante: el ácido nítrico es capaz de sustituir a un átomo de hidrógeno de un compuesto orgánico por el grupo funcional nitro (-NO2), dando agua y un
nitrocompuesto. Para facilitar la formación del agua se utiliza un deshidratante como el ácido sulfúrico:
R-H + HO-NO2 R-NO2 + H2O
APLICACIONES DEL HNO3:
Con HCl forma el agua regia. (3 partes de HCl y 1 parte de HNO3)
Como agente nitrante en la fabricación de explosivos (2,4,6-trinitrotolueno, nitroglicerina, nitrocelulosa, etc.).
Fabricación de abonos como el nitrato amónico.
Pasivado de metales creándoles una capa de óxido que les hace más resistentes al ataque de otras sustancias.
síntesis de derivados nitrados no sólo en la fabricación de explosivos, sino también en el campo de los plásticos, fibras, perfumes, colorantes, productos farmacéuticos, etc.
- ÁCIDO FOSFÓRICO:
También llamado ortofosfórico es un ácido tripótrico débil que se obtiene por reacción del fosfato de calcio con ácido sulfúrico: Ca3(PO4)2 (s) + 3H2SO4 (aq) → 2H3PO4 (aq) + 3CaSO4
(aq). El ácido ortofosfórico y sus sales tienen aplicación en la fabricación de fertilizantes, detergentes, dentífricos, bebidas carbonatadas etc.
6. ANFÍGENOS (O, S, Se, Te, Po) (grupo 4º del S.P)
- Configuración electrónica [G.N] ns2 np4. Tienen 6e- en la capa de valencia. Tienden a ganar 2e- para adquirir octeto completo, por lo que tienen carácter oxidante.
S +2e-S-2 ión sulfuro ; O +2e- O-2 ión óxido: estos aniones son muy estables formarán óxidos y sulfuros.
- El radio atómico varía con regularidad aumentando en el grupo hacia abajo y el radio ionico aumenta de la misma manera.
- El O es gaseoso y el resto son sólidos.
- La mayor afinidad electrónica corresponde al O.
- La electronegatividad mayor también corresponde al O. (sólo es superado por el F)
- En esta familia hay alotropías notables (polimosfismo) y sus estados moleculares típicos son O2/O3 (resonante); S8/S2 (rómbico (variedad cristalina ) y monoclínico(variedad amorfa));
Se2/Se8.
- El oxígeno forma unos óxidos muy notales con el S: SO2 y SO3 responsables de la
contaminación por lluvia ácida. Éstos óxidos reaccionan con el agua dado su carácter de óxidos ácidos y dando lugar al H2SO3 y al H2SO4 respectivamente: SO2 + H2O → H2SO3; SO3
+ H2O → H2SO4;
- Se y Te son escasos aunque son muy semejantes a los sulfuros en sus combinaciones. - Algunas propiedades y preparaciones interesantes:
Oxígeno: se obtiene por destilación fraccioanada de aire líquido.
Azufre: se obtiene por el proceso Claus a partir del H2S presente en el gas natural y
en el petróleo mediante oxidación en hornos. Si lo que tenemos es un yacimiento de S se obtiene por el proceso Frasch: se inyecta agua sobre calentada que funde el S y después aire comprimido que lo lleva a la superficie.
Selenio y Teluro: se obtienen como subproducto de la metalurgia del Cu, Pb y otros metales.
- Productos químicos de interés de este grupo son: óxidos, peróxidos, superóxidos, H2O, H2O2,
H2S, SO2, SO3, H2SO4, H2SO3, H2S2O7 ...
Óxidos: contienen O2- y su naturaleza varía según el elemento unido al oxígeno: óxidos básicos (oxígeno + metales grupo 1 o 2); óxidos anfóteros (oxígeno + metales de transición) ; óxidos ácidos (oxígeno + no metales).
Peróxidos: contienen el grupo (O2)2- y se unen con metales o hidrógeno : H2O2: es
anfótera y puede actuar como oxidante o reductor.
Superóxidos: se obtienen por reacción del oxíegeno con los metales alcalinos más reactivos (K, Rb y Fr).
AGUA: sustancia esencial para el desarrollo y funcionamiento de los procesos vitales. La mayoría de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a su especial estructura de molécula angular, polaridad y los puentes de hidrógeno.Las principales características importantes del agua son:
Poder disolvente: debido a su polaridad es el mejor disolvente de la naturaleza.
Carácter anfótero: a pesar de que la autoionización del agua se da en un pequeño porcentaje de moléculas es de gran importancia ya que le permite tener un comportamiento de ácido o de base.
Formación de hidratos: muchas sustancias retienen moléculas de agua al cristalizar. Ej: CuSO4.5H2O.
- OBTENCIÓN DEL H2SO4:
La obtención del ácido sulfúrico se realiza a partir del SO2, éste se oxida a SO3 y luego se
obtiene ácido sulfúrico por reacción con el agua.En la actualidad hay dos variantes para la obtención del trióxido de azufre (proceso lento), denominadas el método de contacto y el método de las cámaras de plomo. El primero es más caro pero produce ácido sulfúrico muy concentrado (95%) y de elevada pureza. El segundo es más económico, tiene mayor capacidad de producción, pero el ácido sulfúrico obtenido es de menor concentración (70%) y de menor pureza. En ambos métodos, se parte del dióxido de azufre previamente obtenido (a partir de la tostación de la pirita) y se oxida a trióxido de azufre utilizando un catalizador. El método de contacto necesita un trióxido de azufre muy puro para no envenenar el catalizador que suele ser arsénico u óxido de hierro, y es por esta razón por lo que resulta más caro.
Métodos habituales de obtención: de contacto y de cámaras de plomo: De contacto: las fases son:
S + O2→ SO2 (reacción catalizada)
SO3 + H2O → H2SO4 (proceso muy lento)
SO3 + H2SO4→ H2S2O7 (ac. Disulfúrico)
H2S2O7 + H2O → 2H2SO4 (
El problema es que el azufre debe ser muy puro para que no se envenene el
catalizador por elementos no deseados como As y P. Los catalizadores más frecuentes son: malla de platino, V2O5 y PtCl4.
De cámaras: se llaman de plomo por el forro de Pb de los reactores, ya que este ácido no ataca fácilmente al plomo. Como catalizadores se emplean los óxidos de nitrógeno que abaratan su producción. En esencia es:
NO2 + H2O + SO2→ NO + H2SO4
2NO + O2 → 2NO2 ( este NO2 se vuelve a reutilizar)
El SO2 proviene de la tostación de las piritas de hierro. Y el NO2 puede ser un
producto de la oxidación del amoníaco.
Este es un esquema muy simplificado del método para obtener ácido sulfúrico a escala industrial:
- PROPIEDADES DEL H2SO4: también se le llamaba aceite de vitriolo.
En general actúa como: ácido fuerte, oxidante, deshidratante y sulfatante.
Ac.Fuerte: es un ácido que puede disociarse parcialmente dando hidrogenosulfato (HSO4-)
(que actuaría como ácido semifuerte si se disociara una segunda vez) o bien totalmente dando el importantísimo sulfato (SO42-) .
Oxidante: ataca a los metales no nobles (Pt y Au), es decir al Cu, Fe, Zn, P y gana e-.
Deshidratante: el sulfúrico tiene una gran avidez por el agua por lo que se utiliza como agente desecante, ennegrece al azúcar (sacarosa), seca el aire húmedo, formación de hidratos. Hay que tener especial cuidado en el laboratorio vertiendo siempre el ácido sobre el agua y nunca al revés!.
Sulfatante: como en el ácido bencenosulfónico.
- APLICACIONES DEL H2SO4:
El ácido sulfúrico se utiliza en grandes cantidades en muchas industrias para:
Abonos: En la producción de sulfato de amonio y de superfosfatos.
Refino de petróleo: En la eliminación de impurezas de productos varios del petróleo, tales como gasolinas, queroseno, disolventes, etc. Si no se hiciera así, las impurezas colorearían los productos, originarían depósitos céreos en los combustibles líquidos y lubricantes, y
provocarían olores desagradables.
Fabricación de productos químicos: En la producción de otros ácidos como el clorhídrico y el
nítrico, sulfatos metálicos, carbonato de sodio y éteres.
Fabricación de colorantes y drogas: Obtención de productos derivados del alquitrán de hulla
Decapado de acero: La superficie del acero se limpia de herrumbre sumergiéndola en un baño de ácido sulfúrico antes de recubrirlo de esmalte, estaño o cinc. Metalurgia: Ciertos metales se obtienen por electrólisis de disoluciones de sus sulfatos. Pinturas y pigmentos: Muchos de los pigmentos y óleos utilizados en pinturas son sulfatos. Aplicaciones diversas: El ácido sulfúrico también se utiliza en la fabricación de tejidos, plásticos, explosivos, acumuladores y otros productos.
7. HALÓGENOS (F, Cl, Br, I, At) (7º grupo del S.P)
- Configuración electrónica [G.N] ns2 np5.
- Poderosos oxidantes y muy reactivos (Hal +1e-Hal-1 ). - La E.I es altísima.
- La afinidad electrónica es elevada Cl +1e- Cl-1+ 350kj/mol. Disminuye al aumentar Z. - El radio ionico varía aumeentando Z.
- La electronegatividad máxima del S.P corresponde al F (4,0).
- Son formadores típicos de sales con metales alcalinos: NaF, NaCl, Kcl, KI, Kbr, CaCl2...
- Son los típicos no metales del S.P
- Entre ellos forman moléculas diatómicas covalentes F2, Cl2, Br2, I2...
- F y Cl se presentan en estado gaseoso, Br líquido y I y At sólido. - El carácter oxidante disminuye del F al I.
- Fuertemente iónicos con los metales dando reacciones exotérmicas: Cl2(g) + 2Na(s)
2NaCl(s) + Energía. Formación de sales.
- Reaccionan entre sí formando compuestos covalentes y con otros no metales también: PF3,
SCl2, Ibr3.
- Los haluros de hidrógeno HCl, HBr y HI son fuertes. El HF debido a los puentes de H es débil.
- Con C el F forma freones de uso en refrigeración pero altamente contaminantes y prohibidos. - Con C el Cl, Br, I forman los derivados halogenados.
- El Cl2 es un poderoso bactericida de uso en piscinas y desinfecciones varias.
- OBTENCIÓN: la fuente de obtención de los halógenos son las sales del mar. Como proceso representativo obtendremos el Cl2 de las sales de mar y sal piedra (sal gema).
NaCl(s) + Q Na+Cl- . A ccontinuación se procede a la electrólisis de la sal fundida con electrodos de grafito (ver pag 249 libro). En el cátodo de reduce el Na y en el ánodo se oxida el Cl-,Debido a la gran reactividad del Na y el Cl2 hay que separarlos para que no reaccionen.
El Cl2 se licua y se embotella y el Na se guarda al vacío o en aceite bencénico.
- Otros productos de interés a parte de las sales (o halogenuros) son: los ácidos oxiácidos: HClO2, HClO3, HClO4, HBrO3, HIO4,...
los halogenuros de hidrógeno: ácidos hidrácidos HF, HCl, HBr, HI.
8. EL HIDRÓGENO.
- No tiene un lugar claro en el S.P. Ya que se asemeja a los alcalinos por su configuración electrónica 1s1 y a los halógenos por su capacidad para formar el ión H-.
- Es el elemento más abundante del universo. En c.n es un gas diatómico H2 incoloro, inodoro,
muy poco soluble en agua e inflamable.
- Industrialmente se obtiene por diversos procedimientos, pero el más habitual es a partir del metano, a alta Tª y en presencia de catalizadores.
- En el laboratorio puede prepararse a partir de HCl sobre Zn.
- También se obtiene por electrólisis del agua en disolución de ac. Sulfúrico.
- COMPUESTOS: HIDRUROS
H. Iónicos: hidrógeno con metales muy electropositivos (grupo 1, calcio, bario y estroncio)
H. Metálicos: hidrógeno con metales de transición
• Diferencias fundamentales entre la química que se realiza en el laboratorio y la industrial. Importancia industrial que tiene la química para el desarrollo de un país. Efectos nocivos que ocasiona la falta de racionalización de su uso.
Hay importantes diferencias entre las técnicas de preparación de productos químicos en el laboratorio y las utilizadas en la industria.
− En el laboratorio, se consideran secundarios y no suelen tenerse en cuenta aspectos como la preparación y purificación de reactivos, la energía intercambiada, el acondicionamiento del producto obtenido, el coste de la operación, el tiempo invertido, el rendimienton...
− En la preparación industrial: los aspectos citados anteriormente junto con las consideraciones medioambientales (reciclado de sustancias no transformadas e impacto ambiental) tienen gran importancia además de otras cuestiones que no se presentan en el laboratorio como el transporte de materiales, bombeo de fluídos ...
Cualquuier proceso químico industrial requiere de un estudio experimental previo desarrollado en el
laboratorio. A continuación el proceso se lleva a cabo en planta piloto (es una escala intermedia
