23/05/2016. Efecto del par inerte (I) Efecto del par inerte (II) Efecto del par inerte (III) Boro. Efecto del par inerte (IV)

Grupos 13 y 14

23 y 30 de mayo de 2016 Prof. Dr. Pablo Evelson

Metales Metaloides No Metales

Tabla periódica moderna

Grupo 13

B

Al

Ga

In

Tl

No metal

Metal

Metal

Metal

Metal

No se encuentra libre en la naturaleza.

Grupo 13

El metal más abundante en la corteza terrestre (7,5%).

Es importante desde el punto de vista de su toxicidad.

Metal blanco plateado. Metal blanco.

Boro Aluminio Galio

Indio Talio

Grupo 13

_{Propiedades físicas}

Z Nombre Símbolo Peso Molecular Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Densidad (g/mL) 5 Boro B 10,8 2030 3700 2,47 13 Aluminio Al 26,9 660 2350 2,70 31 Galio Ga 69,7 30 2070 5,91 49 Indio In 114,8 157 2050 7,29 81 Talio Tl 204,4 304 1460 11,87

•El estado de oxidación más importante del grupo es 3+_. •Ninguno de los elementos muestra la más mínima tendencia a formar aniones simples.

•Ga, In, Tl pueden existir en el estado de oxidación +1 por pérdida de 2 electrones (efecto par inerte).

Para el Ga y el In, el estado de oxidación +1 es menos importante y estable que el estado de oxidación +3.

Para el Tl, los compuestos del Tl+ _{se parecen a los compuestos de} los metales del grupo 1.

Configuración electrónica:

ns

_np

Efecto del par inerte (I)

•

Cuando consideremos los iones que pueden formar los

elementos del bloque p es necesario tener en cuenta la

diferencia de energía de ionización entre los e

s y los e

p de

la capa de valencia.

•

Los e

p se pierden primero y a medida que descendemos

en el grupo el par de e

s se comportan como un par inerte.

Ejemplo:

El Tl forma Tl

_{y Tl}

Efecto del par inerte (II)

Un electrón s puede ser localizado muy cerca del núcleo y puede penetrar los niveles internos.

Efecto del par inerte (III)

Un electrón p penetra mucho menos porque los orbitales p poseen un nodo que pasan por el núcleo.

Efecto del par inerte (IV)

El boro se obtiene a partir del bórax. El bórax es la sal hidratada del ácido tetrabórico:

Diborano (B

H

)

Hidruros del boro

Diborano (B

H

)

Hidruros del boro (II)

B

B

H

Enlace de tres centros

Ácido Bórico (H

BO

)

B(OH)

O(l) B(OH)

O

K

= 4 x 10

Se utiliza en solución acuosa como antiséptico débil.

HO B OH OH HO B OH OH OH

+ 2 H

O + H

O

•Su principal mena es la bauxita (Al2O3 . H2O).

•Es el tercero de los elementos en cuanto a su abundancia (7,5%) y se encuentra repartido en forma de miles de aluminiosilicatos y óxidos.

•A partir de la bauxita se obtiene óxido de aluminio anhidro.

Aluminio

Al2O3 disuelto en

criolita (Na₃AlF₆) fundida Aluminio fundido + - Ánodos de grafito Cátodo de grafito

Proceso Hall (1886)

Proceso Hall (II)

Ánodo (oxidación): 3 [ 2 O

_O

2(g) + 4 e-

]

Cátodo (reducción): 4 [ Al

_{+ 3 e}

_{Al(l) ]}

El oxígeno reacciona con los ánodos de carbono para formar CO, que se libera como gas.

Proceso Hall (II)

Comportamiento anfótero

Comportamiento

anfótero

•

Reacción con base fuerte:

2 Al

°

+ 6 HCl 2 AlCl

+ 3 H

•

Reacción con ácidos:

Al

°

+ NaOH + 3 H

O

NaAl(OH)

+

3/2 H

Comportamiento anfótero del aluminio:

Si una especie química puede reaccionar tanto con ácidos como con bases, se dice que es anfótero.

Tendencias periódicas en las propiedades anfóteras

Óxido de aluminio (alúmina)

Existen diferentes tipos de alúmina:

•Alúmina  (corindón): muy duro y resistente.

•Alúmina : menos densa y más reactiva. Se utiliza en cromatografía.

•Reacción con bases:

Al2O3(s) + 6 H3O+(ac) + 3 H2O(l) 2 Al(H2O)63+(ac)

•Reacción con ácidos:

Al2O3(s) + 2 OH-(ac) + 3 H2O(l) 2 Al[H2O]4-(ac)

Rubí (Cr3+_{) Zafiro (Fe}3+ _{y Ti}4+_{) Topacio (Fe}3+₎

Formas impuras de alúmina



•Una película de este óxido queda adherida a la superficie del metal.

Este proceso se denomina pasivación.

4 Al

+ 3 O

2 Al

O

•El aluminio reacciona rápidamente con el oxígeno del aire:

Formación del óxido de aluminio

Carácter ácido del catión Al

Al(H

O)

+ H

O Al(H

O)

(OH)

+ H

K

= 1 x 10

Carácter ácido del catión Al

Al

_{+ 3 OH}

_Al(OH)

3



+ OH

Al(OH)

Al

_{+ 3 OH}

_Al(OH)



Al

_{+ H}

O Al(OH)

+ H

Al(OH)

_{+ H}

O Al(OH)

+ H

Al(OH)

_{+ H}

O Al(OH)

+ H

Carácter anfótero del hidróxido de aluminio

•Reacción con bases:

Al(OH)

O(l)

•Reacción con ácidos:

Al(OH)

+ OH

Al(OH)

El hidróxido de aluminio (imagen) se utiliza como antiácido estomacal.

Formación del sulfato de aluminio

El sulfato de aluminio se conoce con el nombre de alumbre.

•El óxido de aluminio puede reaccionar con el ácido sulfúrico para formar sulfato de aluminio:

Al

O

SO

(SO

)

O(l)

•El alumbre se utiliza en la industria del papel para coagular las fibras de celulosa.

Estructura de la celulosa

Acidez de cationes metálicos

Acidez de cationes metálicos

_{Acidez de cationes metálicos}

Carácter ácido del catión Al

Al(H

O)

+ H

O Al(H

O)

(OH)

+ H

K

= 1 x 10

Carácter ácido del catión Al

Al

_{+ 3 OH}

_Al(OH)

3



+ OH

Al(OH)

•En presencia de una base fuerte:

Al

_{+ 3 OH}

_Al(OH)



•En presencia de una base débil:

Al

_{+ H}

2

O Al(OH)

+ H

Al(OH)

_{+ H}

2

O Al(OH)

+ H

Al(OH)

+ H

O Al(OH)

+ H

Formación del sulfato de aluminio

El sulfato de aluminio se conoce con el nombre de alumbre.

•El óxido de aluminio puede reaccionar con el ácido sulfúrico para formar sulfato de aluminio:

Al

O

SO

(SO

)

O(l)

•El alumbre se utiliza en la industria del papel para coagular las fibras de celulosa.

Galio, indio, talio

Galio Indio

Talio

Talio

Reactivo Reacción con el elemento (E) del grupo 13 Oxígeno 4 E (s) + 3 O2 (g) — 2 E2O3 (s)

Nitrógeno 2 E (s) + N2 (g) — 2 EN (s), E = B, Al

Halógeno (X2) 2 B (s) + 3 X2 (g, l, s) —2 BX3 (g)

2 E (s) + 3 X2 (g, l, s) — E2X6 (s) E = Al, Ga, In

2 Tl (s) + X2 (g, l, s) —2 TlX (s)

Agua 2 Tl (s) + 2 H2O (l) — 2 TlOH (ac) + H2 (g)

Ácido 2 E (s) + 6 H₃O+ (ac) — E3+ (ac) + 6 H₂O (l) + 3 H₂ (g), E = Al, Ga, Tl

Base 2 E (s) + 6 H2O (l) + 2 OH- (ac) — E(OH)42- (ac) + 3

H₂(g), E = Al, Ga

Propiedades químicas

C

Si

Ge

Sn

Pb

No metal

No metal

Metaloide

Metal

Metal

Grupo 14

El grafito conduce la corriente Comportamiento químico de no metal, pero propiedades físicas y eléctricas de un metaloide.

Sus propiedades se parecen mucho a las de un metal.

Ambos poseen vestigios de carácter no metálico.

Carbono (grafito) Carbono (diamante) Silicio

Plomo Estaño Germanio

Grupo 14

Propiedades físicas

•La energía de ionización para extraer 4 electrones es

extremadamente alta: no se conocen iones sencillos 4

_.

•La formación de iones 4

_{por ganancia de electrones no}

se observa.

•Ge, Sn, Pb pueden formar iones d

_s

_{por pérdida de 2}

electrones (efecto par inerte).

•Sólo los compuestos PbCl

y PbF

son iónicos.

•Los compuestos del Ge

_{y Sn}

_{son covalentes.}

Configuración electrónica:

ns

_np

•

Los compuestos tipo AB

son tetraédricos.

•

En la mayoría de sus compuestos, los elementos del

grupo 14 están unidos covalentemente.

Configuración electrónica:

ns

_np

Metal lustroso blanco azulado

Plomo

Metal blanco lustroso Estaño Metaloide gris-blanco Germanio Metaloide gris Silicio No metal negro No metal transparente No metal naranja Carbono Grafito Diamante Fullerita Forma normal Elemento

El grafito consiste en redes hexagonales de átomos de carbono con hibridación sp2 _{dispuestas en capas planas.}

Enlaces 

Enlaces 

En el diamante, cada átomo de carbono tiene hibridación sp3 _{y se enlaza}

tetraédricamente a sus vecinos con todos sus electrones situados en enlaces C-C de tipo



Diagrama de fases del carbono

_Fullerenos

Buckminsterfullereno, C

Nanotubos

_{Concatenación}

El carbono tiene capacidad de formar compuestos en los cuales se enlazan entre sí muchos átomos

de carbono en cadenas o anillos.

Se denomina concatenación y explica el gran número de

compuestos orgánicos.

H

C H

H

H

C H

H

C H

H

H

C H

H

C H

H

C H

La tendencia a la autounión disminuye marcadamente con el número atómico.

PbH

Plomo

Sn

H

Estaño

Ge

H

Germanio

Si

H

Silicio

Hasta 50 carbonos

Carbono

Hidruro

Elemento

Por ejemplo, en los hidruros (E

H

):

151

Sn―Sn

188

Ge―Ge

226

Si―Si

347

C―C

Energía de enlace

(kJ/mol)

Enlace

Energía de enlace

C―Cl

C―H

C―O

C―C

Si―Cl

Si―H

Si―O

Si―Si

El enlace C-C es casi tan fuerte como cualquier enlace que forma el carbono con otro elemento.

326

C―Cl

C―H

C―O

C―C

Si―Cl

Si―H

Si―O

Si―Si

El Si tiene más tendencia a unirse a otros elementos que a sí mismo.

C

N

C

C

C

O

C

S

C

C

El carbono también posee gran capacidad de formar enlaces múltiples entre sí y con otros elementos no metálicos.

Ningún otro elemento del grupo 14 utiliza orbitales p para formar enlaces

.

Oxidos y oxiácidos del carbono

:C O:

El monóxido de carbono es isoeletrónico con la molécula de nitrógeno:

El monóxido de carbono se forma por la combustión del carbono en presencia de una cantidad limitada de oxígeno a altas temperaturas (1000 ºC):

2 C (s) + O

(g)



2 CO (g)

Monóxido de carbono (CO)

El dióxido de carbono se forma:

•por la combustión completa del carbono o hidrocarburos

2 CO (s) + O2 (g)  2 CO2 (g)

Dióxido de carbono (CO

)

:

O

C

O

:

•por reacción del CO con el oxígeno del aire:

•por reacción de los carbonatos o carbonatos ácidos con ácidos:

CaCO3 (s) + 2 H+ (ac)  Ca2+ (ac) + CO2(g) + H2O(l)

•por calentamiento de carbonatos:

CaCO3 (s)  OCa(s) + CO2(g)

Ácido carbónico (H

CO

)

H2CO3 (ac) HCO3- (ac) + H+ (ac)

HCO₃- _{(ac) CO}

32- (ac) + H+ (ac)

El ácido carbónico nunca se ha obtenido en estado puro. Las soluciones de dióxido de carbono en agua consisten principalmente en moléculas de CO2 disueltas (menos del 1%

está en forma de moléculas de H2CO3).

CO2(g) + H2O(l) H2CO3 (ac)

Silicio

El silicio se presenta en la naturaleza en forma de silicatos y también como sílice (dióxido de silicio, SO2).

Tres formas comunes de sílice Cuarzo Cuarcita Cristobalita

Silicatos

•Las diferencias entre los diversos silicatos provienen del número de cargas negativas en cada tetraedro del número de átomos de O en los vértices enlazados con otros tetraedros y de la manera en que las cadenas y capas de tetraedros se colocan unas con respecto a otras.

• Se pueden mencionar: asbestos, mica, talco, feldespatos, granito, etc.

•Siliconas: Polímeros sintéticos.

El vidrio es un producto de fusión de materiales inorgánicos ópticamente transparente que se ha enfriado

a un estado rígido sin cristalizar. Está formado por una mezcla

fundida de dióxido de silicio (SiO2), con compuestos como

óxido de sodio, oxido de boro y óxidos de metales de

transición.

•Debido a que el Sn y Pb tienen configuraciones ns2 _np2 _{en los} niveles de valencia, se observan dos estados de oxidación: +4 y +2 (especies con par inerte).

•El estado +4 pierde importancia y el estado +2 se hace más importante a los largo de la serie: Ge, Sn, Pb.

•El Sn2+ _{y Pb}2+ _{son las únicas especies catiónicas del grupo que} existen en agua.

Compuestos del estaño y plomo

2 e- _{+ 4 H}+ _{(ac) + PbO}

2(g)  Pb2+ (ac) + 2 H2O

El dióxido de plomo es un agente oxidante fuerte:

E° = + 1,46 V

Poder oxidante del óxido de plomo

Carácter ácido del estaño y el plomo

Sn(H

O)

+ H

O Sn(H

O)

(OH)

+ H

O

Ka = 3 x 10

Pb(H

O)

+ H

O Pb(H

O)

(OH)

+ H

O

Ka = 2 x 10

E (s) + 2 H₂O (l) + 2 OH- (ac) — E(OH)₄2- (ac) + 2 H₂ (g), Base E (s) + 2 H3O+ (ac) — E2+ (ac) + 2 H2O (l) + 2 H2 (g), E = Sn, Pb Ácido C (s) + H₂O (g) — CO (g) + H₂ (g) Si (s) + 2 H2O (l) — SiO2 (s) + 2 H2 (g) Agua E (s) + 2 X2 (g, l, s) — EX4 (s, l, g), E = C, Si, Ge, Sn Pb (s) + X2 (g, l, s) — PbX2 (s) Halógeno (X2) E (s) + O₂ (g) — EO₂ (s), E = C, Si, Ge, Sn 2 Pb(s) + O2 (g) — 2 PbO (s) Oxígeno C (s) + 2 H2 (g) — CH4 (g) y otros hidrocarburos Hidrógeno

Reacción con el elemento (E) del grupo 14 Reactivo

• Chang R. Química. Ed. Mc Graw Hill. Novena edición. 2007. Capítulos 8, 20 y 21.

• Atkins PW, Jones L. Principios de química . 3ra edición. Ed. Panamericana. 2005.

Capítulos 1 y 14.

• Brown T, LeMay E, Bursten B. Química: La ciencia central. 12ava edición. Ed. Pearson. 2014.

Capítulos 7 y 22.

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