61 enlace.quimico

El enlace químico

Unidad 6

1

2
Contenidos (1)
1.- ¿Por qué se unen los átomos? Tipos de enlace.
2.- Enlace iónico.
2.1.    Energía reticular.
2.2.    Ciclo de Born-Haber.
2.3.    Estructura de los compuestos iónicos.
3.- Propiedades de los compuestos iónicos.
4.- El enlace covalente.
4.1. Teoría de Lewis.
4.2. Resonancia.
4.3. Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría.
4.4.  Polaridad en los enlaces y moléculas. Momento dipolar.
5.-  Teoría del enlace de valencia.

3
Contenidos (2)
6.- Hibridación.
7.- Teoría de orbitales moleculares.
8.- Propiedades de los compuestos covalentes.
9.- Enlaces intermoleculares.
9.1.    Fuerzas de Van der Waals.
9.2.    Enlace de hidrógeno.
10.- Enlace metálico.
10.1.    Modelo de deslocalización electrónica (repaso).
10.2.    Teoría de bandas.
11.- Propiedades de los metales.

4

Contenidos (3)
12.- Estudio de los grupos de la tabla periódica:
alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos,
nitrogenoideos, anfígenos y halógenos
13.- Estudio de los principales compuestos del
hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre:
hidruros, óxidos y ácidos

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¿Por qué se unen los átomos?
• Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí
porque al hacerlo se llega a una situación de
mínima energía, lo que equivale a decir de
máxima estabilidad.
• Son los electrones más externos, los también
llamados electrones de valencia los responsables
de esta unión, al igual que de la estequiometría y
geometría de las sustancias químicas.

6
Diagrama de energía frente a
distancia interatómica

7

Tipos de enlaces
• Intramoleculares:
– Iónico.
– Covalente.
• Intermoleculares:
– Fuerzas de Van de Waals
– Enlaces de hidrógeno.
• Metálico.

8
Enlace iónico
• Se da entre un metal que pierde uno o varios
electrones y un no metal que los captura
• Resultan iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por atracciones electrostáticas,
formando redes cristalinas.
• Las reacciones de pérdida o ganancia de e – se
llaman reacciones de ionización:
• Ejemplo: Na – 1 e– → Na+
O + 2e– → O2–
Reac. global: O + 2 Na → O2– + 2 Na+
• Formula del compuesto (empírica): Na O

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Energía de red (reticular) en los
compuestos iónicos (∆Hret o U)
• Es la energía desprendida en la formación de un
compuesto iónico sólido a partir de sus iones en
estado gaseoso.
• Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la
Er corresponde a la reacción:
• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hret < 0)
• Es difícil de calcular por lo que se recurre a
métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo
que se conoce como ciclo de Born y Haber.

10
Factores de los que depende la
Energía reticular
• Al ser siempre negativa consideraremos siempre
valores absolutos.
• A mayor carga de los iones mayor “U”.
Ejemplo: Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U”
mayor que el NaCl (Na+ y Cl–).
• A menor tamaño de los iones menor “U”.
Ejemplo: Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá “U”
mayor que el KBr (K+ y Br–).

11

Ciclo de Born y Haber
• La reacción global de formación de NaCl es:
• Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (∆Hf = –411’1 kJ)
• que puede considerarse suma de las siguientes
reacciones:
• Na (s) → Na (g) (∆Hsubl = +107’8 kJ)
• ½ Cl2 (g) → Cl (g) (½ ∆Hdis= +121’3 kJ)
• Cl (g) → Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)
• Na (g) → Na+ (g) (AHEI = +495’4 kJ)

Ciclo de Born y Haber 12
Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (∆Hf = –411’1 kJ).
• Na (s) → Na (g) (∆Hsubl = +107’8 kJ)
• ½ Cl2 (g) → Cl (g) (½ ∆Hdis= +121’3 kJ)
• Cl (g) → Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)
• Na (g) → Na+ (g) (AHEI = +495’4 kJ)
• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hret = ?)
• De donde puede deducirse que:
∀ ∆Hret = ∆Hf – (∆Hsubl + ½ ∆Hdis + AHAE + AHEI)
∀ ∆ Hret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –

13

Estructura cristalina
• Los iones en los compuestos iónicos se
ordenan regularmente en el espacio de la
manera más compacta posible.
• Cada ion se rodea de iones de signo
contrario dando lugar a celdas o unidades
que se repiten en las tres direcciones del
espacio.

14

Índice de coordinación
• “Es el número de iones de signo opuesto que
rodean a un ion dado”.
• Cuanto mayor es un ion con respecto al otro
mayor es su índice de coordinación.

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Principales tipos de
estructura cristalina
• NaCl (cúbica centrada en las caras
para ambos iones)
– Índice de coord. para ambos iones = 6
• CsCl (cúbica para ambos iones)
– Índice de coord. para ambos iones = 8
• CaF2 (cúbica centrada en las caras
para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )
– Índice de coord. para el F– = 4
– Índice de coord. para el Ca2+ = 8 F− Ca2+

Imágenes: © Ed. Santillana.
Química 2º Bachillerato

16
Estructura cristalina.
Factores de los que depende.
• El tamaño de los iones.
• La estequeometría que viene dada por la carga de
los iones de forma que el cristal sea neutro.
• Para calcular el nº de átomos por celda se toma
una celda unidad y:
– Se divide por 8 el nº de iones de los vértices.
– Se divide por 4 el nº de iones de las aristas.
– Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras.
– Se suman todos y se añaden los iones del interior de la
celda

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Ejemplo: Calcular el nº de cationes y aniones que
hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF2
• NaCl:
NaCl
– Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de
cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4
– Na+: 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en
el centro del cubo (1). En total, 3 + 1 = 4
• CsCl:
CsCl
– Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1
– Cs+ : 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1
• CaF2:
– Ca2+ : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro
cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4
– F– : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8
F
−
C
a2
+
– Hay por tanto el doble F– que Ca2+

Propiedades de los 18

compuestos iónicos
• Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más
cuanto mayor ∆HU) ya que para fundirlos es necesario
romper la red cristalina tan estable por la cantidad de
uniones atracciones electrostáticas entre iones de
distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.
• Gran dureza.(por la misma razón).
• Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto
menor U) e insolubilidad en disolventes apolares.
• Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin
embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.
• Son frágiles.

19
Disolución de un cristal iónico en
un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

20

Fragilidad en un cristal iónico

presión

21
Enlace covalente
• Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen
menos energía que los dos átomos aislados.
• Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace
covalente va acompañada de un desprendimiento de
energía.
• Se llama energía de enlace a la energía necesaria para
romper 1 mol de un determinado tipo de enlace.
• Es siempre endotérmica (positiva).
• Ejemplo: para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g)
se precisan 436 kJ, ⇒ Eenlace(H–H) = + 436 kJ
• La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se
llama “distancia de enlace”.
distancia de enlace

22

Teoría de Lewis
Se basa en las siguientes hipótesis:
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última
capa comparten tantos electrones como le falten
para completar su capa (regla del octete).
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y
triples con el mismo átomo.

23
Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis
completas para las siguientes especies
químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4+.
•              H H
       ·                 ··        |
CH4 · C · + 4 · H → H ··C ·· H ; H–C–H
·                      ··         |
H H
         H
• HCN H–C≡N :           |
NH4      H–N+→H
+

• H2CO H–C=O :            |
        |     ··   H
H         : O :
||
•   ··           ·· H–O–S–O–H
          : O :                   : O : ||
       ··    ·· ··          ↑         : O :
H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H
               ··    ··    ··               ↓

24

Excepciones a la teoría de Lewis
• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un
número impar de electrones.
• Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado
carácter covalente en las cuales el átomo de
Be o de B no llegan a tener 8 electrones.
• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo
central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e – ).
– Sólo en caso de que el no-metal no esté en el
segundo periodo, pues a partir del tercero existen
orbitales “d” y puede haber más de cuatro

25
Resonancia
• No siempre existe una única estructura de Lewis que
pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion.
• Por ejemplo, en el ion carbonato CO32–
el C debería formar un doble enlace con
uno de los O y sendos enlaces sencillos
con los dos O– .
• Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O
deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.
• Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias
como los ángulos O–C–O son iguales.

26
Resonancia
• Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace
así como los pares electrónicos sin compartir, pueden
desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo
formar más de una estructura de Lewis distinta.
• En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres
estructuras de Lewis en las que el doble enlace se
formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo
las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye
por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.

27
Resonancia
• Los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo
que la distancia es intermedia.
• Los tres átomos de oxígeno participan de 2/3 de carga
negativa.
• Se utiliza el símbolo ↔ entre las distintas formas
resonantes.

http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope

28

Ejercicio A: Escribir las distintas formas
resonantes del ácido nítrico.

· ·– ··
: O : O
·· + ·· + ··
N O H

↔ N O H

: O ·· · ·– ··
: O

··
··

O también
· · δ–
: O
+ ··
N O H

: O
δ– ··
··

29

Modelo de repulsión de pares
electrónicos y geometría molecular
• Los enlaces covalentes tienen una dirección
determinada y las distancias de enlace y los
ángulos entre los mismos pueden medirse
aplicando técnicas de difracción de rayos X.
• La geometría viene dada por la repulsión de los
pares de e– del átomo central.
• Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas
posibles.

30

Modelo de repulsión de pares electrónicos
y geometría molecular (cont.).
• El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.
• El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno
sencillo y uno triple.
• El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
• El átomo central tiene un enlace doble.

31
El átomo central
sólo tiene pares de e– de enlace.
• BeF2: El Be tiene 2 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 180º.
• BCl3: El B tiene 3 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 120º.
• CH4: El C tiene 4 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 109,4º.

BeF2 BCl3 CH4
Lineal Triangular Tetraédrica

32
El átomo central tiene dos dobles
enlaces o uno sencillo y uno triple.
• Como se une únicamente a dos elementos la
geometría es lineal.
• Ejemplos:
– Etino (acetileno)

– CO2

33
El átomo central tiene pares de e–
sin compartir.
• La repulsión de éstos pares de e– Metano (109,4º)
sin compartir es mayor que entre
pares de e– de enlace.
– NH3: El N tiene 3 pares de e–
compartidos y 1 sin compartir ⇒ Amoniaco (107,3º)
Ang. enl. = 107’3º < 109’4º
(tetraédrico)
– H2O: El O tiene 2 pares de e–
compartidos y 2 sin compartir ⇒
Ang. enl. = 104’5º < 109’5º Agua (104,5º)

(tetraédrico)

34
El átomo central tiene un enlace doble.
• La repulsión debida a 2 pares electrónicos
compartidos es mayor que la de uno.
• CH2=CH2: Cada C tiene
122º
2 pares de e– compartidos
116º
con el otro C y 2 pares de
122º
e compartidos con sendos
–

átomos de H. ⇒
– Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)
– Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

Ejercicio B: Explique: a) Si las estructuras de35
Lewis
justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe
determinar experimentalmente para poder proponer la
representación correcta . b) Si cada molécula se representa en
todos los casos por una única formula estructural.
c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies:
H2O y NO3– d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas
anteriores la estabilidad de las mismas?
a) Las estructuras de Lewis, indican el nº de enlaces que deberán
formarse, pero no entra para nada en la dirección que tomarán
éstos y, por tanto, en la geometría molecular. Por tanto, la
geometría debe obtenerse experimentalmente, o acudir al
modelo de repulsión de pares electrónicos o a la teoría de la
hibridación.
b) En principio sí, pero cuando existen formas resonantes hay
más de una fórmula estructural para la misma molécula.

Ejercicio B: Explique: a) Si las estructuras de Lewis
36
justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe
determinar experimentalmente para poder proponer la
representación correcta. b) Si cada molécula se representa en
todos los casos por una única formula estructural. c) Representar
las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3–
d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la
estabilidad de las mismas?
c) H2O       NO3–
·· ·· ·· ··     ·· ·· ··

     H–O–H ; O=N+–O :– ↔ –: O–N+=O ↔   –: O–N+–O:– ··
··    | ·· ·· | ··         ··   || ··
: O :– : O :– : O :
·· ··
d) Sí, pues se cumple la regla del octeto para todos los átomos,
exceptuando como es lógico, al H que únicamente posee un
enlace (2 electrones).

37

Polaridad en moléculas covalentes.
Momento dipolar
• Las moléculas que tienen enlaces covalentes
polares tienen átomos cargados
positivamente y otros negativamente.
• Cada enlace tiene un momento dipolar “µ”
(magnitud vectorial que depende la
diferencia de χ entre los átomos cuya
dirección es la línea que une ambos átomos y
cuyo sentido va del menos electronegativo al
más electronegativo).

38

Momento dipolar (cont).
• Dependiendo de cómo sea Σ µ de los enlaces
que forman una molécula, éstas se clasifican
en:
• Moléculas polares. Tienen Σ µ no nulo:
– Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.
– Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.
• Moléculas apolares. Tienen Σ µ nulo:
Moléculas apolares
– Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.
Σ µ = 0. Ej: CH4, CO2.

39
Momentos dipolares.
Geometría molecular.
CO2 BF3

CH4 H2O

NH3

Ejemplo: a) Ordene según la polaridad creciente,
40
basándote en los valores de electronegatividades de la tabla
adjunta, los enlaces siguiente: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y
C–Cl
Elemento F O Cl N C S H
Electronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
b) la polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta
de la de CCl4?
• a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F
• b) El CH4 es globalmente apolar (µ = 0) pues la suma
vectorial de los dipolos de cada enlace (dirigidos hacia el
centro) se anula debido a sus geometría tetraédrica. El
CCl4 es igualmente apolar por la misma razón; sin
embargo los dipolos de los enlaces están en esta ocasión
dirigidos hacia fuera.

Ejercicio C: Cuatro elementos diferentes A,B,C,D tienen
41
número atómico 6, 9,13 y 19 respectivamente. Se desea saber: a)
El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su
clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de los
compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del
más iónico al más covalente.

a) A Z=6 2-4 b) No metal
B Z=9 2-7 No metal
C Z = 13 2-8-3 Metal
D Z = 19 2-8-8-1 Metal

c) DB (más iónico) CB3 AB4 (más covalente)

42

Teoría del enlace de valencia (E.V.)
• Se basa en la suposición de que los enlaces
covalentes se producen por solapamiento de los
orbitales atómicos de distintos átomos y
emparejamiento de los e– de orbitales
semiocupados.
• Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e–
desapareado en un orbital “s” y formarían un
orbital molecular en donde alojarían los 2 e – .
• Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados
covalencia
y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.

43

Enlace covalente simple.
• Se produce un único solapamiento de orbitales
atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma).
• Puede ser:
a) Entre dos orbitales “s”

b) Entre un orbital “s” y uno “p”

c) Entre dos orbitales “p”.
© Grupo ANAYA S.A.
Química 2º Bachillerato

44

Enlace covalente múltiple.
• Se producen dos o tres solapamientos de
orbitales atómicos entre dos átomos.
• Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1).
• Si en enlace es doble, el segundo solapamiento
es lateral “π” (pi).
• Si el enlace es triple,
existe un solapa-
miento “σ” y
dos “π”. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

45

Hibridación de orbitales atómicos.
• Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y
distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la
“teoría de la hibridación”.
teoría de la hibridación
• Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en
compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos
que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital
2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual
energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).
• Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en
química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos
orgánicos.

46

Hibridación (cont).
• Se hibridan:
– Los orbitales atómicos que van a formar enlaces
“σ”
– Las parejas de e– sin compartir.
• No se hibridan:
– Los orbitales atómicos que van a formar el
segundo o tercer enlace.
– Los orbitales atómicos vacíos.

47

Tipos de hibridación
• sp3
– 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano
– 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej:
NH3
– 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O
• sp2
– 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3
– 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno
• sp
– 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2
– 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO

48
Tipos de orbitales híbridos.
Ejemplos

Imágenes: © Ed Santillana. Química 2º de Bachillerato

49
Teoría de orbit. moleculares. (O.M.)
• Permite explicar todas la moléculas existentes.
• Consiste en fijar unos niveles energéticos para
los orbitales moleculares y considerarlos
“combinación lineal de orbitales atómicos”
(C.L.O.A.).
• Hay tantos orbitales moleculares como
atómicos y ocuparían distintas zonas espaciales.
• La mitad de ellos tendrían menor energía que la
de los orbitales atómicos de los que proceden y
por tanto, serían más estables (orbitales
enlazantes).

50

Teoría de orbitales moleculares.
(T.O.M.) (cont.).
• La otra mitad tendrían mayor energía que los
orbitales atómicos de los que proceden y serían
más inestables (orbitales antienlazantes).
• Se denomina “ orden de enlace” (O.E.) a:

nº e − (OM enlazantes) − nº e − (OM antienlazantes)
O.E.=
2

• El O.E. puede ser fraccionario si combinan
orbitales apareados y desapareados.

51
Molécula de N2 Molécula de NO

O.A. (N) O.M. (N2) O.A. (N) O.A. (O) O.M. (NO) O.A. (N)

52
Propiedades de los compuestos
covalentes
• Sólidos covalentes:
Sólidos covalentes • Sust. moleculares:
Sust. moleculares
• Los enlaces se dan a lo • Están formados por
largo de todo el cristal. moléculas aisladas.
• Gran dureza y P.F alto. • P.F. y P. E. bajos (gases).
• Son sólidos. • Son blandos.
• Insolubles en todo tipo de • Solubles en disolventes
disolvente. moleculares.
• Malos conductores. • Malos conductores.
• El grafito que forma • Las sustancias polares son
estructura por capas le solubles en disolventes
hace más blando y polares y tienen mayores
conductor. P.F y P.E.

53

Enlaces intermoleculares
• Enlace o puente de Hidrógeno.
– Es relativamente fuerte y precisa de:
– Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.
– El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube
de e– del otro átomo.
– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.
• Fuerzas de Van der Waals.
– Entre dipolos permanentes (moléculas
polares). Son débiles.
– Entre dipolos instantáneos (moléculas

Estructura del hielo 54
(puentes de hidrógeno)

55
Enlace metálico
• Lo forman los metales. Es un enlace bastante fuerte.
• Los átomos de los metales con pocos e− en su última
capa no forman enlaces covalentes, ya que
compartiendo electrones no adquieren la estructura
de gas noble.
• Se comparten los e− de valencia colectivamente. Una
nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones
positivos, empaquetados ordenadamente, formando
una estructura cristalina de alto índice de
coordinación.
• Existen dos modelos que lo explican: modelo de la
nube electrónica (o mar de electrones) y modelo de
bandas.

56

Modelo de bandas (enlace metálico)
• Se basa en la T.O.M.
• Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo que se
producen bandas de orbitales moleculares.
• Los e– ocupan los Orbitales Moleculares enlazantes de
menor energía (banda de valencia).
• Quedan los orbitales antienlazantes de mayor energía
libres formando la banda de conducción.
• Los metales poseen bandas de valencia parcialmente
llenas superpuestas a bandas de conducción, que permiten
moverse a los electrones por todo el metal.

57

metálicos.
• Son dúctiles y maleables debido a que no existen
enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona
la estructura los e– vuelven a estabilizarla
interponiéndose entre los cationes.
• Son buenos conductores debido a la deslocalización de
los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede
suponerse que la banda vacía (de conducción está muy
próxima a la banda en donde se encuentran los e– de
forma que con una mínima energía éstos saltan y se
encuentran con una banda de conducción libre.

58
metálicos (cont.).
• Conducen el calor debido a la compacidad de los
átomos que hace que las vibraciones en unos se
transmitan con facilidad a los de al lado.
• Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de
la estructura de la red. La mayoría son sólidos.
• Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad
de niveles muy próximos de energía que hace que
prácticamente absorban energía de cualquier “λ” que
inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

60
Ejemplo: La configuración electrónica de un elemento:
a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el sistema periódico?
b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos?
c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido,
líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no
molecular? Justifique las respuestas.
a) Sí.
b) Sí.
c) No.
d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico
y el compuesto no será molecular. Igualmente, los gases
nobles (p6) se encuentran como átomo aislados. Son
moleculares los elementos no metálicos (p2 - p5).

61
Ejercicio D: Rellenar el siguiente cuadro poniendo en
cada casilla la fórmula del elemento o de un compuesto que
formen entre ellos, el tipo de enlace (C = covalente, I = iónico,
M = metálico) y el estado de agregación (S = sólido, L = líquido,
G= gas), tal como aparece en el ejemplo.

Cl H O Ca
Cl Cl2 C G HCl C G Cl2O C G CaCl2 I S
H H2 C G H2O C L CaH2 I S
O O2 C G CaO I S
Ca Ca M S

62

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).

63

Propiedades de los metales
alcalinos.
• Configuración electrónica: ns .
1

• 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.
– Éstos menores según se baja en el grupo.
– Todos son sólidos a temperatura ambiente.

64

alcalinos.
• Densidad también baja dentro de los metales debido a
que son los elementos de cada periodo con mayor
volumen atómico y menor masa.
– la densidad aumenta según se baja en el grupo.
• Marcado carácter reductor con potenciales estándar
de reducción muy negativos, alrededor de –3 V.
– Disminuye el potencial según descendemos en el grupo,
con la excepción del Li, que es el elemento más reductor.

65

alcalinos.
• Poseen estructura cúbica
centrada en el cuerpo.
• La mayoría de sus sales a
excepción de las de litio, son
muy solubles en agua, por
tratarse de compuestos muy
iónicos.
• Son muy reactivos debido al
marcado carácter reductor, en la
búsqueda de su estado de
oxidación natural (+1).

66
Principales reacciones de los
metales alcalinos.
• 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

67
METALES ALCALINOTÉRREOS.
• Son los elementos metálicos del grupo 2 de la Tabla.
• Son berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.
– Berilio y magnesio, tienen unas propiedades ligeramente
distintas.
• Su nombre se debe a su situación entre los metales alcalinos y
los elementos 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 encuentran.

68
Propiedades de los Metales
Alcalinotérreos.
• 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.

69
Alcalinotérreos.
• La solubilidad en agua de sus compuestos es bastante
menor que la de los alcalinos.
• 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, aumentando su reactividad al descender
en el grupo.

70
Alcalinotérreos.
• 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 atómico) y sus hidróxidos (excepto el
de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de
los alcalinos.

71
Reacciones de los Metales
Alcalinotérreos.
• 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 capa de
óxido.

72
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 encuentran en estado
elemental, sino que suelen encontrarse formando
óxidos e hidróxidos.

73
Propiedades de los térreos
• Configuración electrónica: ns2p1.
• El boro es un no-metal y es semiconductor y forma
enlaces covalentes, 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.
• El boro es muy duro, los metales son mucho más
blandos; así 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.

74
Propiedades de los térreos
• 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 30 ºC, 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.

75
Reacciones de los térreos
• No reaccionan con el agua, a excepción del aluminio que
si lo hace desprendiendo hidrógeno.
• Éste 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 altas, formando nitruros:
– 2 B(s) + N2 (g) → 2 BN(s).
• Reaccionan con los halógenos formando halogenuros:
– 2 E + 3 X2 → 2 EX3.

76

ELEMENTOS CARBONOIDEOS.
• Constituyen el grupo 14 de la Tabla Periódica.
• Son por los siguientes elementos: carbono, silicio,
germanio, estaño, y plomo
• Forman más de la cuarta parte de la masa de la corteza
terrestre, especialmente por el silicio, segundo elemento
más abundante tras el oxígeno.
• 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.

77

Propiedades de los carbonoideos
• 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 mucho más blandos, de manera
que el plomo puede rayarse con la uña. Los
semimetales tienen dureza intermedia.
• Igualmente, el carbono tiene muy elevados puntos de
fusión y ebullición descendiendo estos según se baja
en el grupo.

78

Propiedades de los carbonoideos.

• Los estados de oxidación que presentan son +2 y +4.
El carbono presenta también 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.

79

Reacciones de los carbonoideos.
• 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.

80

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 presentan
nativos pero o más habitual es encontrarlos
como óxidos o sulfuros.

81
Propiedades de los nitrogenoideos
• El carácter metálico se incrementa según se desciende en
el grupo.
• Así, el nitrógeno es un no-metal típico; el fósforo, el
arsénico y antimonio, considerados también como no-
metales, presentan algunas propiedades metálicas y el
bismuto es un metal pesado.
• El nitrógeno es un gas por formar moléculas biatómicas
y el resto de los elementos son sólidos, si bien
disminuyen los puntos de fusión a partir del arsénico, al
descender el carácter covalente de los enlaces y
aumentar el metálico.

82
Propiedades de los nitrogenoideos
• Al encontrarse los orbitales “p” semiocupados el
potencial de ionización es bastante 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.

83
Propiedades de los nitrogenoideos.
• Con E.O. = +3 el Bi(OH)3 es básico.
• En cambio, el resto de hidróxidos con E.O. = +3 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 efectivos
• El fósforo, arsénico y antimonio, así como sus
compuestos, son tóxicos.

84

Reacciones de los nitrogenoideos.
• 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 reacciona con hidrógeno
formando amoniaco.
• El nitrógeno reacciona con metales formando
nitruros.
• Sin embargo, solo con litio la reacción se produce a
temperatura ambiente.

85
ELEMENTOS ANFÍGENOS
(CALCÓGENOS).
• Elementos: oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio.
• Son los más abundantes de todos, dado que una gran parte de
la corteza terrestre son óxidos, sulfuros y sales oxigenadas
– El oxígeno tiene más del 50 % en masa de toda la corteza.
– Le sigue en abundancia el azufre.
– Los demás son menos frecuentes.
– El polonio muy raro, ya que se obtiene como producto
intermedio de las series de desintegración, siendo su vida media
corta.
• Anfígeno fue significa formador de ácidos y bases.
• El oxígeno y el azufre se encuentran en la naturaleza en estado
elemental, aunque también formando son óxidos, sulfuros y
sulfatos.

86
Propiedades de los anfígenos.
• Los E.O. 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 amarillo formado por moléculas cíclicas
de ocho átomos.
– 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.

87

Reacciones de los anfígenos.
• 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 disminuye al
descender en el grupo.

88

ELEMENTOS HALÓGENOS.
• Elementos: flúor , cloro, bromo, yodo y astato.
• El término “halógeno” significa “formador de sales”.
• 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.

89
Propiedades de los halógenos
• Los E.O. más usuales son:
–1 en compuestos iónicos y covalentes polares
+1, +3, +5 y +7 en 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).
• Presentan muy altos valores de primera energía de
ionización, sólo superados por gases nobles.

90
Propiedades de los halógenos
• 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 desciende en le grupo.

91
Reacciones de los halógenos.
• Reaccionan con el agua y se disuelven ella, con
excepción del flúor que la oxida:
– X2(g) + H2O(l) → HX(aq) + HXO(aq).
• Con oxígeno forman óxidos covalentes.
• Con hidrógeno forman 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).
• Reaccionan con casi todos los no-metales:
– S(s) + F2(g) → SF6(s).
• Reaccionan con compuestos covalentes inorgánicos y
orgánicos (halogenación):

92

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.

93
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 oxidación 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).

94
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 disueltos en agua, se
transforman en ácidos hidrácidos.
• Los hidruros covalentes forman más o menos
polares y tienen bajos puntos de fusión y
ebullición.

95

Hidruros no metálicos.
• La energía de enlace 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.
• 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.

96
Haluros de hidrógeno.
• Son gases incoloros de olor irritante.
• Al disolverse en agua forman ácidos hidrácidos fuertes
(excepto el 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, carbonatos, 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

97

ÓXIDOS
• Son combinaciones binarias de oxígeno con
otro elemento.
• Se clasifican en:
– óxidos metálicos.
– óxidos no-metálicos.

98

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.
– A mayor E.O. del metal mayor acidez en el óxido.
– Así el CrO3 tiene características claramente ácidas y
por adición de agua formará el ácido crómico.
• Los óxidos más iónicos tienen estructura cristalina con
altos puntos de fusión y ebullición.

99

Óxidos metálicos
• 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.

100

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.

101

Óxidos de carbono
• Son el CO y el CO2.
• Ambos gases que se producen en la combustión de
productos orgánicos.
• El CO es muy tóxico, responsable de la muerte dulce,
por la combustión incompleta de estufas…
• El CO2 es el producto habitual de la combustión.
• Lo utilizan las plantas para crear hidratos de carbono en
la fotosíntesis.
• Últimamente, hemos oído hablar de él como responsable
del efecto invernadero que va calentando
progresivamente la Tierra.

102
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 paramagnéticos pues tienen un electrón
desapareado al tener entre todos los átomos un número
impar de e–.

103
Monóxido de nitrógeno (NO)
• Se oxida con el oxígeno del aire formando NO2:
– NO + O2 → 2 NO2.
• Reacciona 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
• También puede obtenerse por síntesis directa.
• Industrialmente se obtiene como producto intermedio en
la fabricación de ácido nítrico (proceso Ostwald):
– 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O.

104
Dióxido de nitrógeno (NO2)
• El NO2 es un gas de color pardo-rojizo
– El color pardo de la atmósfera de las ciudades se debe a este
gas.
• Se dimeriza al bajar la temperatura o aumentar la presión
formando el N2O4 de color amarillo claro y diamagnético:
– 2 NO2  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.

105
Óxidos de azufre
• Son el SO2 y el SO3.
• El azufre en ambos sufre hibridación sp2.
• Su estructura se explica por la resonancia en la que
participan 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.
• Ambos tienen un marcado carácter ácido y son los
responsables de la lluvia ácida.
• Reaccionan con bases u óxidos básicos para formar
sulfitos y sulfatos respectivamente.

106
Comparación entre ambos óxidos
de azufre
• Mientras el SO2 es un gas fácilmente licuable, el SO3 es
líquido a temperatura ambiente.
• Mientras el SO2 es angular el SO3 tienen una estructura
triangular plana.
• El SO2 puede actuar como oxidante o como reductor al
tener el azufre un E.O. = +4.
• Ambos productos son intermedios 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

107

ÁCIDOS
Pueden ser:
• Hidrácidos
– El más importante es el ácido clorhídrico.
[HCl(aq)].
– Se produce al disolver cloruro de hidrógeno en
agua.
– Es, por tanto, una mezcla de ambas sustancias.
• Oxácidos
– Los más importantes son el ácido nítrico y el
ácido sulfúrico.

Propiedades del 108

ácido clorhídrico [HCl(aq.)]
• 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 vapores puede
provocar dificultades de respiración.
• Es el segundo ácido en importancia industrial,
después del ácido sulfúrico.

109

ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)
• Los alquimistas le llamaban agua fuerte, nombre por el
que aún se le conoce y lo usaban para separar la plata del
oro.
• 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]

Características generales 110

del HNO3
• 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.

111

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.

112

Características generales del
H2SO4
• Es un producto industrial de gran importancia que tiene
aplicaciones muy numerosas.
• 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.

113

Aplicaciones de los metales
alcalinos
• El litio se aplica en aleaciones ligeras, pilas
secas, fabricación de vidrios y agente de
transferencia de calor en reactores
nucleares.
• El sodio se usa en lámparas. Sodio y potasio
son agentes reductores en la preparación de
sustancias químicas y en la metalurgia.
Lámparas de sodio.
• El cesio se usa en células fotoeléctricas.

114
Aplicaciones de los metales
alcalinotérreos
• El berilio se emplea en la tecnología nuclear
y en aleaciones de baja densidad, elevada
solidez y estabilidad frente a la corrosión
(berilio, magnesio).

115

Aplicaciones de los térreos
• El boro, en estado puro, se utiliza en:
– industria nuclear
– en el dopado de semiconductores
– en aleaciones.
• El aluminio se utiliza en:
– aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión.
• El galio, como arseniuro de galio se utiliza:
– como semiconductor
• El indio en: aleaciones y semiconductores,
• El talio en: fotocélulas, vidrios…

116

Aplicaciones de los carbonoideos
• Silicio y germanio se emplean como semiconductores en
electrónica, especialmente 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 productos orgánicos.
• El estaño se usa para soldadura y en aleaciones con otros
metales.
• El plomo, tradicionalmente usado en la fabricación de
tuberías de fontanería, está siendo reemplazado por el
cobre y el PVC debido a su toxicidad.

117

Aplicaciones de los
nitrogenoideos.
• 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 detergentes.

118

Aplicaciones de los anfígenos
• El oxígeno es fundamental en todos los procesos de
oxidación, tanto combustiones, como en el
metabolismo de los seres vivos. Se utiliza en
numerosos procesos 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.

119

Aplicaciones de los halógenos
• 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 seres vivos.

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