11 químicadescriptiva

Unidad 11: Química descriptiva. I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

QUÍMICA DESCRIPTIVA
CONTENIDOS

1.- Estudio de los grupos de la tabla periódica:
1.1. Alcalinos
1.2. Alcalinotérreos.
1.3. Térreos.
1.4. Carbonoideos.
1.5. Nitrogenoideos.
1.6. Anfígenos.
1.7. Halógenos.
2.- Estudio de los principales compuestos del hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre:
2.1. Hidruros..
2.2. Óxidos.
2.3. Ácidos.

METALES ALCALINOS.

Los metales alcalinos, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio integran el grupo 1
de la tabla periódica.

Deben su nombre a la basicidad (alcalinidad) de sus compuestos.

No existen en estado libre debido a su actividad química y constituyen casi el 5 % de
la composición de la corteza terrestre (especialmente sodio y potasio). Poseen las si-
guientes

Propiedades:

• Configuración electrónica: ns1.
• Baja primera energía de ionización, tanto menor según se avanza en el grupo
hacia abajo.
• Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
• Estado de oxidación habitual: +1.
• Forman siempre compuestos iónicos.
• Puntos de fusión y ebullición bastante bajos dentro de los metales, que son meno-
res según se baja en el grupo, aunque todos son sólidos a temperatura ambiente.
• Densidad también baja dentro de los metales debido a que son los elementos de
cada periodo con mayor volumen atómico y menor masa. Lógicamente, la densi-
dad aumenta según se baja en el grupo.
• Marcado carácter reductor con potenciales estándar de reducción muy negativos,
alrededor de –3 V y que disminuye según descendemos en el grupo, con la ex-
cepción del Li, que es el elemento más reductor.
• Poseen estructura cúbica centrada en el cuerpo.
• La mayoría de sus sales a excepción de las de litio, son muy so-
lubles en agua, por tratarse de compuestos muy iónicos.

F. Javier Gutiérrez Rodríguez Página 1 de 18


Reacciones:

Debido al marcado carácter reductor, los metales alcalinos son muy reactivos en la
búsqueda de su estado de oxidación natural (+1). Las principales reacciones son:

• Con el agua (de manera violenta): 2 M(s) + H2O → 2 MOH(aq) + H2(g).
• Con el hidrógeno (a temperatura alta) formando hidruros: 2 M + H2 → 2 MH
• Con azufre y halógeno formando sulfuros y haluros: 2 M+ X2 → 2 MX;
2 M + S → M2S.
• Con oxígeno formando peróxidos, excepto el litio que forma óxidos:
2 M + O2 → M2O2; 4 Li + O2 → 2 Li2O
• Sólo el litio reacciona con el nitrógeno formando nitruros: 6 Li + N2 → 2 Li3N

Métodos de obtención:

Como suelen formar compuestos iónicos en los que se encuentran con estado de
oxidación +1, hay que reducirlos para obtenerlos en estado puro. Dado que son muy re-
ductores hay que acudir a la electrólisis o a otros metales alcalinos.

Es conocida la electrólisis del cloruro de sodio fundido para obtener sodio en el cá-
todo, o la del hidróxido de potasio también fundido para obtener potasio e hidrógeno en el
cátodo, mientras se obtiene oxígeno en el ánodo:

• 2 NaCl(l) → Na(l) + Cl2(g).
• 2 KOH(l) → 2 K(l) + H2(g) + O2(g).

El potasio y elementos siguientes también puede obtenerse a partir de su cloruro
fundido con vapor de sodio en ausencia de aire:

• RbCl(l) + Na(g)→ Rb(g) + RbCl(l).

METALES ALCALINOTÉRREOS.

Son los elementos metálicos del grupo 2 de la Tabla Periódica, a saber, berilio,
magnesio, calcio, estroncio, bario y radio, si bien los primeros elementos del grupo, berilio
y magnesio, tienen unas propiedades ligeramente distintas.

El nombre del grupo es debido a su situación entre los metales alcalinos y los ele-
mentos térreos y a que muchos de sus compuestos (tierras) son básicos. Constituyen
más del 4% de la corteza terrestre (especialmente calcio y magnesio).

Al igual que los metales alcalinos no existen en estado libre debido a su actividad
química. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuen-
tran.

Propiedades:

• Configuración electrónica: ns2.



• Baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo periodo,
tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
• Afinidad electrónica positiva.
• Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
• Estado de oxidación habitual: +2.
• A excepción del berilio forman compuestos claramente iónicos.
• La solubilidad en agua de sus compuestos es bastante menor que la de los alcali-
nos.
• Son metales poco densos aunque algo mayor que sus correspondientes alcalinos.
• Sus colores van desde el gris al blanco.
• Son más duros que los alcalinos, aunque su dureza es variable (el berilio es muy
duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable).
• Son muy reactivos, aunque menos que los alcalinos del mismo periodo, aumen-
tando su reactividad al descender en el grupo.
• Se oxidan con facilidad por lo que son buenos reductores aunque menos que los
alcalinos del mismo periodo.
• Sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número ató-
mico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes
como los de los alcalinos.

Reacciones:

• Con agua forman el correspondiente hidróxido, en muchos casos insoluble que
protege el metal afrente a otras reacciones, desprendiéndose hidrógeno: M(s) +
2 H2O → M(OH)2 (s) + H2(g).
• Con no-metales forman compuestos iónicos, a excepción del berilio y magnesio,
• Reducen los H+ a hidrógeno: M(s) + 2 H+(aq) → M2+(aq) + H2(g). Sin embargo, ni
berilio ni magnesio reaccionan con ácido nítrico debido a la formación de una ca-
pa de óxido.


Existen dos métodos fundamentales de obtención:

• Electrólisis de sus haluros fundidos: MX2(l) → M(l) + X2(g).
• Por reducción de sus óxidos con carbono: MO(s) + C(s) → M(s) + CO(g).

Aplicaciones:

• El berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja densidad,
elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).

ELEMENTOS TÉRREOS O BOROIDEOS.

Forman el grupo 13 de la Tabla Periódica. Son el boro, aluminio, galio, indio y talio.

El nombre del grupo térreos viene de tierra, ya que ésta contiene una importante
cantidad de aluminio que es, con diferencia, el elemento más abundante del grupo dado
que la corteza terrestre contiene un 7% en masa de dicho metal.



Al igual que los grupos anteriores son bastante reactivos, por lo que no se encuen-
tran en estado elemental, sino que suelen encontrarse formando óxidos e hidróxidos.

Propiedades:

• Configuración electrónica: ns2p1.
• El boro es claramente un no-metal y es semiconductor y forma enlaces covalen-
tes, mientras que el resto son metales típicos aumentando el carácter metálico
según descendemos en el grupo, si bien el aluminio forma enlaces covalentes
perfectamente definidos.
• Mientras el boro es muy duro, los metales son mucho más blandos, destacando el
talio que puede rayarse con la uña.
• Electronegatividad intermedia e irregular pues crece hacia abajo a excepción del
boro.
• Estado de oxidación habitual: +3, aunque Ga, In y Tl presentan también +1.
• Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros
y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte.
• Puntos de fusión bastante bajos a excepción del boro, destacando el del galio que
es líquido a 30ºC, y puntos de ebullición intermedios.
• La mayoría de las sales son solubles en agua.
• Son buenos reductores, especialmente el aluminio.
• El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores
mientras que galio y talio son malos.

Reacciones:

• No reaccionan con el agua, a excepción del aluminio que si lo hace desprendien-
do hidrógeno, pero forma en seguida una capa de óxido que queda adherida al
metal e impide que continúe la reacción: 2 Al(s) + 3 H2O → Al2O3(s) + 3 H2(g).
• Únicamente el boro y el aluminio reaccionan con el nitrógeno a temperaturas al-
tas, formando nitruros. 2 B(s) + N2 (g).→ 2 BN(s).
• Reaccionan con los halógenos formando halogenuros: 2 E + 3X2 → 2 EX3.


• El boro se obtiene por reducción del B2O3 con magnesio.
• El aluminio se prepara por electrólisis a partir de la bauxita cuya mena es
AlO3(OH).
• El resto de los metales del grupo también se obtiene por electrólisis de las disolu-
ciones acuosas de sus sales.

Aplicaciones:

En estado puro, el boro se utiliza en industria nuclear, en el dopado de semiconduc-
tores y en aleaciones; el aluminio se utiliza en aleaciones ligeras y resistentes a la corro-
sión; el galio, como arseniuro de galio se utiliza como semiconductor; indio en aleaciones
y semiconductores, talio en fotocélulas, vidrios…



ELEMENTOS CARBONOIDEOS.

Son por los siguientes elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, y plomo y cons-
tituyen el grupo 14 de la Tabla Periódica.

Más de la cuarta parte de la masa de la corteza terrestre está formada por dichos
elementos, especialmente por el silicio, segundo elemento más abundante tras el oxíge-
no. El carbono, constituyente fundamental de la materia orgánica es el segundo elemento
del grupo en abundancia.

En estado natural sólo se encuentran carbono, estaño y plomo, si bien lo más común
es encontrarlos como óxidos y sulfuros.

Propiedades:

• El carbono es un no-metal, mientras que estaño y plomo son metales típicos,
siendo silicio y germanio semimetales (metaloides).
• Mientras el carbono en su forma de diamante es muy duro, los metales son mu-
cho más blandos, de manera que el plomo puede rayarse con la uña. Los semi-
metales tienen dureza intermedia.
• Igualmente, el carbono tiene muy elevados puntos de fusión y ebullición descen-
diendo estos según se baja en el grupo.
• Los estados de oxidación que presentan son +2 y +4. El carbono presenta tam-
bién el -4 (carburo), si bien en los compuestos orgánicos puede presentar una
gran variedad de estados de oxidación.
• Mientras que los óxidos de carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo
son anfóteros.
• El plomo es tóxico.

Reacciones:

• No reaccionan con el agua.
• Los ácidos reaccionan con el germanio, estaño y plomo.
• Las bases fuertes atacan a los elementos de este grupo, con la excepción del
carbono, desprendiendo hidrógeno.
• Reaccionan con el oxígeno formando óxidos.


• El silicio se obtiene por reducción del SiO2 con carbón o CaC2 en horno eléctrico.
• El germanio puede obtenerse igual que el silicio o por reducción de su óxido con
hidrógeno.

Aplicaciones:

• El silicio y el germanio se emplean como semiconductores en electrónica, espe-
cialmente en transistores para lo cual deben obtenerse muy puros.
• El óxido de silicio en la fabricación de vidrios.



• El carbono y sus derivados se utilizan como combustibles y en la síntesis de pro-
ductos orgánicos.
• El estaño se usa para soldadura y en aleaciones con otros metales.
• El plomo, tradicionalmente usado en la fabricación de tuberías de fontane-
ría, está siendo reemplazado por el cobre y el PVC debido a su toxicidad.

ELEMENTOS NITROGENOIDEOS.

Son los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto y
constituyen el grupo 15 de la Tabla Periódica.

Únicamente forman el 0,35 % de la masa de la corteza terrestre. A veces se presen-
tan nativos pero o más habitual es encontrarlos como óxidos o sulfuros.

Propiedades:

• El carácter metálico se incrementa según se desciende en el grupo. Así, mientras
el nitrógeno es un no-metal típico, el fósforo, el arsénico y antimonio, considera-
dos también como no-metales, presentan algunas propiedades metálicas y el
bismuto es un metal pesado.
• Mientras el nitrógeno es un gas por formar moléculas biatómicas, el resto de los
elementos son sólidos, si bien disminuyen los puntos de fusión a partir del arséni-
co, al descender el carácter covalente de los enlaces y aumentar el metálico.
• Al encontrarse los orbitales “p” semiocupados el potencial de ionización es bas-
tante elevado, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.
• Poseen estado de oxidación –3 frente a los electropositivos, y +3 y +5 frente a los
electronegativos. El nitrógeno tiene todos los estados de oxidación comprendidos
entre –3 y 5.
• Las combinaciones con oxígeno con E.O. = +5 son siempre ácidas, disminuyendo
su fuerza según se desciende en el grupo, mientras que con E.O. = +3 el Bi(OH)3
es básico; sin embargo, el resto de hidróxidos son ácidos, tanto más cuanto más
arriba se encuentre el elemento en el grupo.
• Los hidruros de los elementos de este grupo son agentes reductores muy efecti-
vos
• El fósforo, arsénico y antimonio, así como sus compuestos, son tóxicos.

Reacciones:

• No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes
• Reaccionan con ácidos oxidantes con excepción del nitrógeno.
• A temperatura y presión elevada y en presencia de catalizadores, el nitrógeno re-
acciona con hidrógeno formando amoniaco.
• El nitrógeno reacciona con metales formando nitruros. Sin embargo, solo con litio
la reacción se produce a temperatura ambiente.




• El nitrógeno se obtiene a partir del aire por licuación de éste y posterior destilación
fraccionada.
• En el laboratorio se obtiene por oxidación del amoniaco con óxido de cobre (II):
2 NH3(g) + 3 CuO(s) → 3 Cu(s) + 3 H2O(g) + N2(g).
• También puede obtenerse por calentamiento del nitrito de amonio: NH4NO2(s) →
2 H2O(g) + N2(g).

Aplicaciones:

• El nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y en estado líquido para
conservar células.
• El fósforo se utiliza en pirotecnia y en la fabricación de cerillas.
• El arsénico y el antimonio son semiconductores.
• Muchos compuestos de nitrógeno y fósforo se utilizan como abonos y deter-
gentes.

ELEMENTOS ANFÍGENOS (CALCÓGENOS).

Son los siguientes elementos: oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio y constituyen
el grupo 16 de la Tabla Periódica.

Teniendo en cuenta que una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxi-
dos, sulfuros y sales oxigenadas, los elementos de este grupo son los más abundantes de
todos, destacando el oxígeno con más del 50 % en masa de toda la corteza terrestre; le
sigue en abundancia el azufre; sin embargo, los demás son menos frecuentes, siendo el
polonio muy raro, ya que se obtiene como producto intermedio de las series de desinte-
gración, siendo su vida media corta.

Anfígeno fue significa formador de ácidos y bases. El oxígeno y el azufre se encuen-
tran en la naturaleza en estado elemental, aunque también formando son óxidos, sulfuros
y sulfatos.

Propiedades:

• Los estados de oxidación más usuales son –2, +2, +4 y +6.
• El oxígeno y azufre son no-metales, mientras que el carácter metálico aumenta
del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico, el azufre es un sólido ama-
rillo formado por moléculas cíclicas de ocho átomos y el polonio un metal pesado.
• El carácter ácido de los oxoácidos disminuye según se desciende en el grupo,
mientras que el de los calcogenuros de hidrógeno aumenta, siendo todos ellos
débiles en disolución acuosa.
• Las combinaciones hidrogenadas de los elementos de este grupo, con excepción
del agua, son gases tóxicos de olor desagradable.



Reacciones:

• No reaccionan con el agua.
• Con excepción del azufre, tampoco reaccionan con las bases.
• Reaccionan con el ácido nítrico concentrado, con excepción del oxígeno.
• Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua dan lugar a los correspondientes
oxoácidos.
• Con los metales forman óxidos y calcogenuros metálicos, cuya estabilidad dismi-
nuye al descender en el grupo.


• El oxígeno se extrae por destilación fraccionada del aire líquido.
• El resto de los elementos del grupo se obtiene por reducción de los óxidos.
• El selenio y teluro se obtienen como subproductos en la fabricación de ácido sul-
fúrico por el método de las cámaras de plomo formando parte de los barros anó-
dicos.
• El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones.

Aplicaciones:

• El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación, tanto combustio-
nes, como en el metabolismo de los seres vivos. Se utiliza en numerosos proce-
sos industriales.
• El azufre se usa como fungicida y en numerosos procesos industriales.
• El selenio y teluro se utilizan como semiconductores.
• Al polonio no se le conocen aplicaciones.

ELEMENTOS HALÓGENOS.

Son los siguientes elementos: flúor , cloro, bromo, yodo y astato y constituyen el
grupo 17 de la Tabla Periódica.

El término “halógeno” significa “formador de sales” y los compuestos formados por
halógenos y metal se llaman sales haloideas. No se encuentran libres en la naturaleza,
sino formando haluros de metales alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya
que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva.

Propiedades:

• Los estados de oxidación más usuales son –1 en compuestos iónicos y covalen-
tes polares y +1, +3, +5 y +7, a excepción del flúor, en compuestos covalentes
con elementos más electronegativos, especialmente con oxígeno,.
• Es el único grupo en el que todos sus elementos son claramente no-metales..
• Presentan alta afinidad electrónica (muy negativa), que lógicamente es mayor en
valor absoluto según subimos en el grupo (excepto el flúor).
• Igualmente, presentan muy altos valores de primera energía de ionización, tan só-
lo superados por los gases nobles.



• Los valores de electronegatividad también son los de los más altos, siendo el flúor
el elemento más electronegativo que se conoce.
• Forman moléculas diatómicas X2 cuyos átomos se mantienen unidos por enlace
covalente simple y cuya energía de enlace disminuye al descender en el grupo
(excepto el flúor).
• Son oxidantes muy enérgicos disminuyendo el carácter oxidante según se des-
ciende en le grupo.

Reacciones:

• Reaccionan con el agua y se disuelven ella, con excepción del flúor que la oxida:
X2(g) + H2O(l) → HX(aq) + HXO(aq).
• Reaccionan con oxígeno, formando óxidos covalentes.
• Reaccionan con hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que al disolverse en
agua, formando los ácidos hidrácidos.
• Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos
ellos iónicos: Mg(s) + Br2(l) → MgBr2(s).
• Igualmente, reaccionan con casi todos los no-metales: S(s) + F2(g) → SF6(s).
• Reaccionan con compuestos covalentes inorgánicos y orgánicos (halogenación):
PCl3 + Cl2 → PCl5; CH2=CH2 + F2 → CH2F– CH2F.


• Dado que el flúor es el elemento con mayor potencial de reducción el ion F– no
puede oxidarse en condiciones habituales y ha de hacerlo en ausencia de agua,
usando una mezcla de HF y KF y teniendo la precaución de separar los espacios
del ánodo y del cátodo para evitar que el hidrógeno desprendido reaccione violen-
tamente con el flúor obtenido.
• El cloro se obtiene por electrólisis disoluciones muy concentradas de NaCl (sal-
mueras) obteniéndose también como producto secundario el NaOH:
Reducción (cátodo): 2 H2O + 2e– → H2 + 2 OH– (aq)
Oxidación (ánodo): 2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e–
• El bromo se obtiene por oxidación de los bromuros con cloro:
2 Br– + Cl2 → 2 Cl – + Br2.
• El yodo se obtiene a partir del yodato de sodio, que se encuentra en las aguas re-
siduales de los nitratos de Chile. Se trata con SO2 para reducir el yodato a yoduro.
El propio yoduro al reaccionar con más yodato produce yodo: 5 I– + IO3– + 6 H+ →
3 I2 + 3 H2O.

Aplicaciones:

• El cloro se utiliza en el tratamiento de aguas.
• Todos los halógenos en estado elemental son tóxicos debido a su poder oxidante.
Incluso algunos compuestos son extremadamente venenosos.
• El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos muy importantes para los se-
res vivos.



HIDRUROS

Son combinaciones binarias de hidrógeno con otro elemento. Se clasifican en:

• Iónicos o metálicos.
• Covalentes o no-metálicos.

Los hidruros más importantes son el agua, el amoniaco y los haluros de hidrógeno.

Hidruros metálicos.

Se forman cuando el hidrógeno se combina con un metal. En éstos compuestos el
hidrógeno actúa con estado de oxidación –1 y los metales actúan con su estado de oxida-
ción habitual. Al formular, el hidrógeno se escribe siempre a la derecha.

Lo hidruros metálicos forman predominantemente enlace iónico y son reductores
dado el fuerte carácter reductor del ión H– (E0 H2(g)/H–(aq) = –2,25 V).

Hidruros no metálicos.

Se forman cuando el hidrógeno se combina con un no metal. En éstos compuestos
el hidrógeno actúa con estado de oxidación: +1.

Los hidruros formados tanto con el azufre como con los halógenos, una vez disuel-
tos en agua, se transforman en ácidos hidrácidos.

• Los hidruros covalentes forman más o menos polares y tienen bajos puntos de fu-
sión y ebullición. La energía de enlace de dichos hidruros crece al situarse el no-
metal más hacia arriba y hacia la derecha de la tabla, al igual que sucede con la
polaridad del enlace y la estabilidad de dichos compuestos.
• Sin embargo, el carácter ácido aumenta según el no-metal se encuentra más a la
derecha y más hacia abajo en la tabla periódica siendo el HI el ácido más fuerte.
• El poder reductor aumenta conforme más metálico sea el elemento.

El agua (H2O).

Tiene estructura de molécula angular
con un ángulo H–O–H de 104,5º correspon-
diente a una hibridación sp3 del oxígeno. De-
bido a la diferencia de electronegatividad en-
tre ambos elementos y a su geometría la mo-
lécula es bastante polar con un momento di-
polar neto de 1,85 D.

En estado sólido el hielo presenta una
geometría hexagonal en la que cada átomo
de oxígeno queda rodeado por cuatro de Estructura del hielo
hidrógeno (dos formando el enlace covalente http://www.um.es/~molecula/sbqsa06.htm
y otros dos de otras moléculas con los que



forma enlace de hidrógeno). Como se ve en la imagen es una estructura que deja grandes
huecos lo que explica la baja densidad del hielo en relación con el agua líquida.

El agua tiene un calor específico elevado (4180 Jxkg–1xK–1) lo que produce que el
clima cerca de las zonas costeras oscile mucho menos que en las zonas continentales.

Es un gran disolvente de sustancias iónicas debido a su elevada constante dieléctri-
ca y mal conductor de la electricidad debido al bajo valor de su constante de disociación
KW.

Se comporta como una sustancia anfótera (Brönsted-Lowry) y e una bases de Lewis
debido a los pares electrónicos sin compartir del átomo de oxígeno.

Se comporta como oxidante frente a sustancias reductoras como los metales des-
prendiendo H2 y como reductor frente a oxidantes fuertes como los halógenos, despren-
diendo O2.

Reacciona con óxidos metálicos produciendo hidróxidos (básicos) y con óxidos no-
metálicos produciendo ácidos oxácidos.

Amoniaco (NH3).

Los alquimistas medievales lo obtenían calentando en retortas pezuñas y cuernos y
recogiendo en agua el gas desprendido. Otros lo conseguían calentando orina con sal
común y tratando el producto con álcalis. En 1785, Berthollet demostró que el amoníaco
es un compuesto de nitrógeno e hidrógeno.

El amoníaco se encuentra donde hay descomposición de materia orgánica como
consecuencia de las alteraciones químicas que experimentan las sustancias nitrogena-
das.

Su geometría es piramidal trigonal encontrándose el átomo de nitrógeno en el vértice
de la pirámide. Los ángulos H–N–H de 106,6º corresponden a una hibridación sp3 del ni-
trógeno quedando un par electrónico sobre el mismo lo que le hará comportarse como
una base de Lewis. Debido a la diferencia de electronegatividad entre ambos elementos y
a su geometría, la molécula es bastante polar con un momento dipolar neto de 1,47D.

Características generales

• A temperatura ambiente es un gas incoloro, si bien su puntos de fusión y ebulli-
ción son más elevados de lo que les correspondería debido a la unión entre molé-
culas por puentes de hidrógeno.
• Tiene un olor sofocante muy característico.
• Puede licuarse a temperaturas ordinarias.
• Es muy soluble en agua y el volumen del líquido incrementa notablemente.
• El amoniaco es claramente una base débil con una constante de basicidad Kb =
1,8·10 –5, que se une a los ácidos formando sales amónicas.
• Al disolverse en agua forma los iones amonio e hidróxido: NH3 + H2O Á NH4+ +
OH–.
• A partir de los 500 ºC empieza a descomponerse en N2 y H2.


• A alta temperaturas posee un marcado carácter reductor capaz de reducir óxidos
metálicos desprendiendo nitrógeno: 3 CuO + 2 NH3 Á 3 Cu + N2 + 3 H2O. Con
oxígeno se oxida a nitrógeno o a monóxido de nitrógeno si se usa como cataliza-
dor platino.

Método de obtención:

El amoniaco a partir de síntesis de Haber a partir de sus elementos:

N2 + 3H2 Á 2 NH3 ; ΔH = –92,4 kJ

El rendimiento del amo-
níaco disminuye al aumentar Producción de amoniaco
la temperatura, pero la reac-
ción es muy lenta; por eso se
necesita un catalizador (una
mezcla con Fe, Mo y Al2O3).
Para que se aproveche indus-
trialmente la reacción ha de
hacerse a presión elevada
(entre 200 y 1000 atm) y a una
temperatura de compromiso
de unos 450 ºC. El hidrógeno
y el nitrógeno que se usan de-
ben ser puros, para evitar el
envenenamiento del cataliza-
dor.
http://www.fertiberia.es/informacion_corporativa/produccion/palos.html
Aplicaciones

• Es uno de los productos químicos de mayor utilización industrial.
• Se usa en la fabricación de fertilizantes, fibras, plásticos, pegamentos, colorantes
explosivos, productos farmacéuticos y ácido nítrico.
• La disolución del amoníaco se suele emplear en usos domésticos .
• También se utiliza en sopletes oxhídricos, en máquinas frigoríficas y en la fabrica-
ción del hielo.

Haluros de hidrógeno.

Son gases incoloros de olor irritante. Al disolverse en agua forman ácidos hidrácidos
fuertes (a excepción del HF que es débil, debido a la unión entre moléculas por puentes
de hidrógeno): HX + H2O → X– + H3O+.

Debido a este carácter ácido reaccionan con óxidos, hidróxidos metálicos, carbona-
tos, etc…: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O.

Poseen carácter reductor oxidándose a moléculas de halógeno, tanto más cuando
más abajo se encuentra el halógeno en la Tabla Periódica. El HF no es reductor, puesto
que el F2 es el oxidante más enérgico.



Los haluros de hidrógeno se obtienen por combinación directa de halógeno e hidró-
geno: X2 + H2 → 2 HX.

El HCl suele obtenerse al tratar cloruro de sodio con ácido sulfúrico:
NaCl(s) + H2SO4(aq) → HCl(g) + NaHSO4(aq).

El HF se obtiene al tratar fluoruro de calcio también con ácido sulfúrico:
CaF2(s) + H2SO4(aq) → 2 HF(g) + CaSO4(s).

En cambio el bromuro y el yoduro de hidrógeno se obtienen al tratar su sal sódica
con ácido fosfórico: NaI(s) + H3PO4(l) → 2 HI(g) + NaH2PO4(s).

ÓXIDOS

Son combinaciones binarias de oxígeno con otro elemento. Se clasifican en:

• óxidos metálicos.
• óxidos no-metálicos.

Óxidos metálicos.

Son combinaciones binarias de oxígeno con metal. Cuanto más iónico es el enlace
por ser el metal más electropositivo más básico es el óxido. Existen metales, tales como
el cromo que forman varios tipos de óxidos; en estos casos cuanto mayor sea el estado
de oxidación del metal más ácido será el óxido; así el CrO3 tiene características claramen-
te ácidas y por adición de agua formará el ácido crómico.

Los óxidos más iónicos tienen estructura cristalina con altos puntos de fusión y ebu-
llición que al disolverse en agua tienen carácter básico: K2O + H2O → 2 K+ + 2 OH–.

En cambio los óxidos formados con metales de electronegatividad intermedia no se
disuelven en agua y son anfóteros.

Óxidos no metálicos.

Sus átomos están unidos por enlaces covalentes y tienen características ácidas ya
que al reaccionar con el agua forman los ácidos oxácidos. Antiguamente se les llamaba
anhídridos

Poseen puntos de fusión y ebullición bajos.

Los óxidos más importantes son los de carbono, nitrógeno y azufre.

Óxidos de carbono.

Son el CO y el CO2. Ambos gases que se producen en la combustión de productos
orgánicos. Mientras el CO es muy tóxico, responsable de la muerte dulce, por la combus-
tión incompleta de estufas, etc…, el CO2 es el producto habitual de la combustión. Lo utili-
zan las plantas para crear hidratos de carbono en la fotosíntesis. Últimamente, hemos



oído hablar de él como responsable del efecto invernadero que va calentando progresi-
vamente la Tierra.

Óxidos de nitrógeno.

Los más importantes son el NO y NO2. Son también gases y normalmente se les
suele llamar NOx, para referirnos a ellos en su conjunto. Son gases tóxicos, que además
se acumulan en los pulmones, si bien en cantidades elevadas. Ambos son paramagnéti-
cos pues tienen un electrón desapareado al tener entre todos los átomos un número im-
par de e–.

El NO se oxida con el oxígeno del aire formando NO2: NO + O2 → 2 NO2. Reacciona
también con los halógenos formando haluros de nitrosilo (XNO): 2 NO + X2 → 2 XNO.

Suele obtenerse en el laboratorio al reducir ácido nítrico con cobre: 3 Cu + 8 HNO3
→ 3 Cu(NO3)2 + 2 NO, aunque también puede obtenerse por síntesis directa, e indus-
trialmente se obtiene como producto intermedio en la fabricación de ácido nítrico (proceso
Ostwald): 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O.

El NO2 es un gas de color pardo-rojizo (el color pardo de la atmósfera de las ciuda-
des se debe a este gas) que se dimeriza al bajar la temperatura o aumentar la presión
formando el N2O4 de color amarillo claro y diamagnético: 2 NO2 Á N2O4.

El NO2 no es muy inestable y se dismuta con facilidad (se oxida y reduce al mismo
tiempo) formando ácidos nitroso y nítrico: 2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3.

Óxidos de azufre.

Mientras el SO2 es un gas fácilmente licuable, el SO3 es líquido a temperatura am-
biente. El azufre en ambos casos sufre hibridación sp2, Se puede explicar su estructura
acudiendo a la teoría de la resonancia en la que participarían formas con enlace covalente
coordinado; sin embargo, las longitudes de enlace S–O son las de un doble enlace, lo que
impediría que se cumpliese en ninguno de los casos la regla del octeto para el átomo de
azufre; mientras el SO2 es
ESTRUCTURAS DE LOS ÓXIDOS DE AZUFRE
angular el SO3 tienen una
estructura triangular plana. ··
·· ··
S S S
Ambos tienen un mar- O O O O O O
cado carácter ácido y son
los responsables de la lluvia
ácida. Reaccionan con ba-
O O O O
ses u óxidos básicos para
formar sulfitos y sulfatos S S S S
respectivamente. El SO2 O O O O O O
O O
puede actuar como oxidante
o como reductor al tener el Formas resonantes Dobles enlaces
azufre un E.O. = +4. Ambos (regla del octeto) (promoción de e– a
productos son intermedios niveles d)
de reacción en la fabricación
industrial de ácido sulfúrico.


El SO2 se obtiene por oxidación directa del azufre con oxígeno o por tostación de las
piritas (FeS2) y al oxídarse con óxigeno forma SO3.

ÁCIDOS.

Pueden ser hidrácidos y oxácidos. De los primeros, el más importante es el ácido
clorhídrico y de los segundos el ácido nítrico y el ácido sulfúrico.

Ácido clorhídrico [HCl(aq)].
[HCl(aq)].

Se produce al disolver cloruro de hidrógeno en agua. Es, por tanto, una mezcla de
ambas sustancias.

Propiedades:

• El clorhídrico es un ácido inorgánico fuerte.
• Es un ácido muy fuerte que, en contacto con el aire, desprende un humo incoloro,
de olor fuerte e irritante.
• Su sabor es agrio.
• Es corrosivo para los ojos, la piel y las vías respiratorias. La inhalación de sus va-
pores puede provocar dificultades de respiración. Es el segundo ácido en impor-
tancia industrial, después del ácido sulfúrico.


• El método más utilizado para la obtención de ácido clorhídrico es la síntesis dire-
cta, quemando hidrógeno en una atmósfera de cloro: H2 + Cl2 → 2 HCl.

Aplicaciones

• Tiene muchas aplicaciones en la industria farmacéutica, fotográfica, alimenticia y
textil.
• Se utiliza en la fabricación de abonos, en la obtención de colorantes, curtido de
pieles, como agente de hidrólisis, catalizador de reacciones, síntesis orgánica, ...

ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)

El ácido nítrico fue conocido en la antigüedad; los alquimistas le llamaban agua
fuerte, nombre por el que aún se le conoce y lo usaban para separar la plata del oro. Las
primeras obtenciones fueron a partir de los nitratos mediante tratamiento con un ácido de
mayor punto de ebullición. Cavendish, en 1785, lo obtuvo por acción de la chispa eléctrica
en una mezcla de nitrógeno y oxígeno húmedos en determinadas proporciones.


• Líquido incoloro a temperatura ambiente.
• Se mezcla con el agua en todas las proporciones.
• Punto de fusión : -41’3 ºC.
• Punto de ebullición: 86 ºC.



• Es oxidante y corrosivo.
• Es inestable, pues el líquido está parcialmente disociado en N2O5(g) (que produce
humo en el aire húmedo) y en agua.

Estado natural

• No se encuentra en la naturaleza en estado natural.
• En cambio, son muy comunes sus sales derivadas, los nitratos.
• Los más importantes son:
el nitro de Chile [NaNO3]
el nitro de Noruega [Ca (NO3)2]
el salitre [ KNO3]

Industria química

• Es el “aguafuerte” que se utiliza en limpieza, para hacer grabados y en la creación
de circuitos electrónicos.
• El ácido nítrico es un producto esencial en la industria orgánica. Se usa en la fa-
bricación de colorantes y explosivos (TNT).
• Sus sales (nitratos) se usan como fertilizantes.
• En principio se obtenía tratando el KNO3 o el NaNO3 con ácido sulfúrico, pero el
rendimiento no era el óptimo: KNO3 + H2SO4 → HNO3 + KHSO4

Procesos actual de obtención (Método Ostwald)

• Consiste en la oxidación catalítica del amoniaco con aire enriquecido con oxígeno
con arreglo al esquema: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
• Posteriormente el NO se oxida a NO2 y éste reacciona con agua formando ácido
nítrico: a) 2 NO + O2 → 2 NO2; b) 3 NO2 + 6 H2O → 2 HNO3 + NO
• El NO se recupera y se obtiene más ácido nítrico.
• El rendimiento de este proceso es de un 99 %.

ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)

Se conoce desde el siglo XIII, con el nombre de aceite de vitriolo. Sin embargo, la
fabricación industrial sólo se inicio a mediados del siglo XVIII.


• Es un producto industrial de gran importancia que tiene aplicaciones muy nume-
rosas.
• Es una agente oxidante y deshidratante.
• Es un líquido incoloro, inodoro, denso (d=1,84 g/cm3) y de fuerte sabor a vinagre,
es muy corrosivo y tiene aspecto oleaginoso (aceite de vitriolo).
• Se solidifica a 10 ºC y hierve a 290 ºC.
• Es soluble al agua con gran desprendimiento de calor.



Obtención del H2SO4.

Se utilizan dos métodos fundamentales:

• Cámaras de plomo. Prácticamente en desuso hoy por obtener concentraciones
de H2SO4 no superiores al 80 %.
• De Contacto. Es el utilizado en la actualidad.

En ambos métodos, se parte del SO2 que se obtiene a partir de la pirita o del azufre
natural, seguida de su oxidación e hidratación:

a) 4 FeS2 + 11 O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3; b) S + O2 → SO2.

El método de contacto consta de dos etapas:

a) 2 SO2 (g) + O2 (g) Á 2 SO3 (g)

Al ser exotérmica esta reac-
ción debe realizarse a temperatu- PRODUCCIÓN DE H2SO4
ra poco elevada; la velocidad de
reacción es, por tanto muy pe-
queña y se tiene que emplear un
catalizador (platino u óxidos de
metales). Tiene un rendimiento
mayor y se utiliza para preparar
ácido muy concentrado (fumante)
u óleum (normalmente al 98 %).

Éste método tiene un ren-
dimiento máximo en fabricar SO3
a partir de SO2. Al ser exotérmica
esta reacción debe realizarse a
temperatura poco elevada; la ve-
locidad de reacción es, por tanto http://www.diquima.upm.es/Investigacion/proyectos/chevic/sulfurico.
muy pequeña y se tiene que em-
plear un catalizador (platino u óxido de vanadio).

Se obtiene un mayor rendimiento si en vez de adicionar agua directamente, forma-
mos como producto intermedio el ácido disulfúrico (H2S2O7):

b) SO3 + H2SO4 → H2S2O7
H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4

Aplicaciones

Sirve para la preparación de la mayor parte de los ácidos minerales y orgánicos, de
los sulfatos de hierro, de cobre y de amonio, empleados en la agricultura, de los superfos-
fatos y de los alumbres.



El ácido diluido con agua se utiliza en la depuración de aceites y benzoles, en la re-
finación del petróleo, en el decapado de los metales y también en pilas y acumu-
ladores.

Algunos enlaces interesantes:

• http://www.adi.uam.es/docencia/elementos/link.html
• http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/compinor.htm


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