Este documento proporciona información sobre varios elementos químicos representativos, incluidos los metales alcalinos litio, sodio y potasio. Describe sus propiedades químicas, abundancia natural, aplicaciones e importancia biológica. También resume las características generales de los metales alcalinos como buenos conductores, reactividad con el agua y aire, y capacidad de ceder electrones de valencia.

1. Química de los elementos
representativos

2. FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICO BIOLÓGICAS
ROSAURA SALAZAR LARA
INTEGRANTES DEL EQUIPO
AGUILAR CHUCUAN MARIA CONSUELO
AISPURO BARRAZA JAHAZILL ROSALIA
BELTRAN AGRAMON JUAN CARLOS
CAMACHO URETA ELISA ANALI
COLIN OJEDA ARTURO
ESPINOZA MORALES LLUVIA BRISEIDA
ESTRADA BARRON CARLOS MANUEL
LARA OCHOA KATTYA YAMINA
LOPEZ CUELLAR MARIA CONCEPCION
ONTIVEROS MARTINEZ CLARISSA
REYNA LOPEZ KARELY DEYANIRA
RODRIGUEZ MENDIVIL MARIA DE JESUS
SOLIS MEDRANO SILVIA CAROLINA
ZAZUETA URREA ROCIO
GRUPO: 1-2
CULIACÁN, SINALOA A VIERNES 14 DE MARZO DEL 2008

3. Introducción
La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del material
didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química. De
la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento químico, en
cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o
químicas.
La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las
propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura
atómica.
Tan básico es comprender a escala la tabla periódica, así como lo es conocer
a fondo los componentes que la internan. Es por esto, que dentro del
documento que se presenta a continuación se brinda información diversa de los
elementos químicos más importantes enfocada a áreas como lo son a nivel
química – biología, bromatología y puntos distantes a farmacia.
Elementos Químicos
FAMILIA METALES ALCALINOS
Los metales alcalinos, litio ( Li ), sodio ( Na ), potasio ( K ), rubidio ( Rb ), cesio
(Cs ) y francio ( Fr ), son metales blandos de color gris plateado que se pueden
cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas y son buenos
conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua,
oxigeno y otras sustancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos
libres (no combinados) en la naturaleza.

4. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están
presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales
reaccionan rápidamente con el oxígeno, se venden en recipientes al vacío,
pero por lo general se almacenan bajo aceite mineral queroseno. En este grupo
los más comunes son el sodio y el potasio.
Todos los metales alcalinos reaccionan directamente con el hidrogeno cuando
se calientan, siendo el litio quien reacciona con mayor facilidad, y el cesio el
que lo hace con menos facilidad.
2M + H2  Calor
2M + H
Los hidruros reaccionan todos con el agua para producir hidrogeno gaseoso en
la cantidad doble de la que contiene. Así,
H-
+ H2O  Calor
H2 + OH-
En años recientes, el hidruro de litio y aluminio (LiAlH4) han llegado a ser
productos industriales de interés debido a que se comportan como poderosos
agentes hidrogenantes en química orgánica.

5. Los compuestos de los metales alcalinos son isomorfos, lo mismo que los
compuestos salinos del amonio. Este radical presenta grandes analogías con
los metales de este grupo.
Estos metales, cuyos átomos poseen un solo electrón en la capa externa, son
monovalentes. Dada su estructura atómica, ceden fácilmente el electrón de
valencia y pasan al estado iónico. Esto explica el carácter electropositivo que
poseen, así como otras propiedades. A continuación los elementos más
representativos de esta familia.
LITIO
El litio es un elemento químico de símbolo Li y número atómico 3. En la tabla
periódica, se encuentra en el grupo 1, entre los elementos alcalinos. En su
forma pura, es un metal blando, de color blanco plata, que se oxida
rápidamente en aire o agua. Es el elemento sólido más ligero.
El litio es un elemento moderadamente abundante y está presente en la
corteza terrestre en 65 partes por millón (ppm).
Al igual que los demás metales alcalinos es univalente y muy reactivo, aunque
menos que el sodio, por lo que no se encuentra libre en la naturaleza.
Acercado a una llama la torna carmesí pero si la combustión es violenta la
llama adquiere un color blanco brillante.
Reacciona mucho más lentamente que los demás elementos del grupo I A.
El litio es el único de los metales alcalinos que se combina directamente con el
nitrógeno. Siendo análogo al magnesio en las demás reacciones químicas.
Aplicaciones de litio y rol biológico
 Las sales de litio, particularmente el carbonato de litio y el citrato de litio,
se emplean en el tratamiento de la manía y la depresión bipolar. Es un
estabilizador del estado de ánimo. Se piensa que sus efectos se basan
en sus efectos agonistas sobre la función serotoninergica. Además, se
encuentran disuelto en el plasma sanguíneo y en los eritrocitos.
 El cloruro de litio y el bromuro de litio tienen una elevada higroscopicidad
por lo que son excelentes secantes. El segundo se emplea en bombas
de calor de absorción, entre otros compuestos como el nitrato de litio.
 El esterado de litio es un lubricante de propósito general en aplicaciones
de alta temperatura.
 El litio es un agente aleante empleando en la síntesis de compuestos
orgánicos.

6.  El hidróxido de litio se usan en las naves espaciales y submarinos para
depurar el aire extrayendo el dióxido de carbono.
 Es componente común de las aleaciones de aluminio, cadmio, cobre y
manganeso empleadas en las construcciones aeronáuticas, y se ha
empleado con éxito en la fabricación de cerámicas y lentes como el
telescopio de Monte Palomar.
 También tiene aplicaciones nucleares.
El litio es un elemento químico de la Tabla Periódica que en el organismo
humano se encuentra a unas concentraciones séricas del orden de 10 a 40
mcg/l.
SODIO
El sodio es un elemento químico de símbolo Na y número atómico 11, fue
descubierto por Sir Humphrey Davy.
Es un metal alcalino blando, untuoso, de color plateado, muy abundante en la
naturaleza, encontrándose en la sal marina y el mineral halita. Es muy reactivo,
arde con llama amarilla, se oxida en presencia de oxigeno y reacciona
violentamente con el agua.
El sodio ocupa el sexto lugar por su abundancia entre todos los elementos de
la corteza terrestre, que contiene el 2.83% de sodio en sus formas combinadas.
El sodio es, después del cloro, el segundo elemento más abundante en
solución en el agua de mar. Las sales de sodio más importantes que se
encuentran en la naturaleza son el cloruro de sodio (sal de roca), el carbonato
de sodio (sosa y trona), el borato de sodio (bórax), el nitrato de sodio (nitrato de
Chile) y el sulfato de sodio. Las sales de sodio se encuentran en el agua de
mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales.
El sodio reacciona con rapidez con el agua, y también con nieve y hielo, para
producir hidróxido de sodio de hidrógeno. Cuando se expone al aire, el sodio
metálico recién cortado pierde su apariencia plateada y adquiere color gris

7. opaco por la formación de un recubrimiento de óxido de sodio. El sodio no
reacciona con nitrógeno, incluso a temperaturas muy elevadas, pero puede
reaccionar con amoniaco para formar amida de sodio. El sodio y el hidrógeno
reaccionan arriba de los 200ºC (390ºF) para formar el hidruro de sodio. El sodio
reacciona difícilmente con el carbono, si es que reacciona, pero sí lo hace con
los halógenos.
El sodio flota en el agua descomponiéndola, desprendiendo hidrógeno y
formando un hidróxido. En las condiciones apropiadas reacciona
espontáneamente en el agua. Normalmente no arde en contacto con el aire por
debajo de 388 K (115 °C).
Aplicaciones del sodio y rol biológico
 El sodio es un mineral que el cuerpo necesita para su funcionamiento
apropiado.
 El cuerpo utiliza el sodio para regular la presión arterial y el volumen
sanguíneo. El sodio también es crucial para el funcionamiento de
músculos y nervios.
 La forma más común de sodio es el cloruro de sodio o sal de cocina. El
sodio se encuentra en forma natural en la mayoría de los alimentos. La
leche, la remolacha y el apio también contienen sodio en forma natural,
como el agua potable, aunque la cantidad varía dependiendo de la
fuente.
 El sodio también se le añade a diversos productos alimenticios, algunas
de cuyas formas son: glutamato monosódico, nitrito de sodio, sacarina
de sodio, polvo para hornear (bicarbonato de sodio) y benzoato de
sodio. Estos elementos son ingredientes en condimentos y aliños, como
la salsa Worcestershire, la salsa de soya (soja), la sal de cebolla, la sal
de ajo y los cubos de caldo concentrado.
 Las carnes procesadas como el tocino, los embutidos y el jamón, al igual
que las sopas y verduras enlatadas son todos ejemplos de alimentos
que contienen sodio agregado. Por lo general, las comidas rápidas
tienen un alto contenido de sodio.
 Demasiado sodio contribuye a la hipertensión arterial en personas
sensibles a este elemento; por lo tanto, a la mayoría de las personas con
este tipo de hipertensión se les puede solicitar reducir el consumo de
sodio. En caso de que una persona presente hipertensión arterial, debe
hablar de este asunto con su médico.
 El sodio puede llevar a una retención de líquidos grave en personas con
insuficiencia cardiaca congestiva, cirrosis o neuropatía. Estos pacientes
deben seguir dietas con restricción estricta de sodio de la manera como
lo prescriba su médico.
 El sodio en la dieta se mide en miligramos (mg). La sal de cocina
contiene un 40% de sodio y una cucharada pequeña de sal de cocina
contiene 2300 miligramos de sodio.
 El Concejo Nacional de Investigaciones de la Academia Nacional de
Ciencias (National Research Council of the National Academy of
Sciences) recomienda de 1200 a 1500 miligramos de sodio cada día

8. para adultos. Las personas que sufren de presión arterial alta no deben
consumir más de 2300 mg de sodio por día y aquellas que padezcan
insuficiencia cardiaca congestiva, cirrosis hepática y neuropatía pueden
necesitar cantidades mucho más bajas.
Una dieta, se considera hiposódica cuando tiene menos de 5 gr. de sal/día.
POTASIO
Elemento químico, símbolo K, número atómico 19 y peso atómico 39.098.
Ocupa un lugar intermedio dentro de la familia de los metales alcalinos
después del sodio y antes del rubidio. Este metal reactivo es ligero y blando. Se
parece mucho al sodio en su comportamiento en forma metálica.
El potasio es un elemento muy abundante y es el séptimo entre todos los
elementos de la corteza terrestre; el 2.59% de ella corresponde a potasio en
forma combinada. El agua de mar contiene 380 ppm, lo cual significa que el
potasio es el sexto más abundante en solución. Es más reactivo aún que el
sodio y reacciona vigorosamente con el oxígeno del aire para formar el
monóxido, K2O, y el peróxido, K2O2. En presencia de un exceso de oxígeno,
produce fácilmente el superóxido, KO2.
Riesgos
Ingestión
Peligroso en grandes cantidades;
su uso a largo plazo en
cantidades normales puede traer
problemas del sistema urinario.
Inhalación Puede producir irritación.
Piel Puede producir irritación.
Ojos Puede producir irritación.

9. El potasio no reacciona con el nitrógeno para formar nitruro, ni siquiera a
temperaturas elevadas. Con hidrógeno reacciona lentamente a 200ºC (390ºF) y
con rapidez a 350-400ºC (660-752ºF). Produce el hidruro menos estable de
todos los metales alcalinos. La reacción con ácidos acuosos es aún más
violenta y casi explosiva.
Aplicaciones del potasio y rol biológico
 Este macromineral mantiene la presión normal en el interior y el exterior
de las células, regula el balance de agua en el organismo, disminuye los
efectos negativos del exceso de sodio y participa en el mecanismo de
contracción y relajación de los músculos, sobre todo en los pacientes
cardiacos.
 El 97% del potasio se encuentra intracelularmente y el 3% restante en
forma extracelular.
 El consumo excesivo del café, té, alcohol y/o azúcar aumenta la perdida
de este a través de la orina.
 El resultado de efectuar dietas estrictas en calorías, de los vómitos,
diarreas, transpiración aumentada, perdidas excesivas por uso de
diuréticos y quemaduras originan la deficiencia del mineral en el
organismo. Los síntomas que indican su ausencia son inmediatos, y se
muestran como: debilidad muscular, nauseas, vómitos, irritabilidad y
hasta irregularidad cardiaca.
 Contrariamente, la falla renal y la no ingestión de líquidos, genera
excesos de presencia de este macromineral en la sangre.
 El requerimiento diario de potasio se acerca a los 3.5g/día. El potasio
puede extraerse parcialmente de papas y otros vegetales.
FAMILIA METALES ALCALINOTERRÉOS
Entre los elementos del grupo II A se encuentran el berilio (be), magnesio
(mg), calcio (ca), estroncio (sr), bario (ba) y el radio (ra).

10. Estos metales presentan puntos de fusión mas elevados que los del grupo
anterior, sus densidades son todavía mas bajas, pero son algo mas elevadas
que la de los metales alcalinos comparables. Son menos reactivos que los
metales alcalinos. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones
de valencia y forman iones con doble carga positiva (2 +).
El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia; alrededor del 4 % de la corteza
terrestre es calcio o magnesio. El carbonato de calcio es el compuesto que
forma la greda, la piedra caliza y la calcita. La cal, el cemento, los huesos y
los depósitos de conchas marinas son ricos en calcio. El magnesio metálico
se emplea para polvo de iluminación instantánea, bombillas fotográficas, y en
aleaciones de aluminio, en especial para aviones y proyectiles. Casi todo el
quot; agua dura quot; contiene iones calcio y magnesio, el berilio es costoso,
pero las aleaciones de este metal se emplean en herramientas que no
producen chispas, en resortes y electrodos para soldadura por puntos. El
berilio y sus compuestos son tóxicos. Los compuestos de bario son
extensamente en pigmentos blancos. El radio es radiactivo.

11. BERILIO
El berilio es un elemento químico de símbolo Be y número atómico 4. El cual es
alcalinotérreo bivalente, tóxico, de color gris, duro, ligero y quebradizo.
Uno de los metales estructurales más ligeros, su densidad es cerca de la
tercera parte de la del aluminio. El berilio tiene diversas propiedades poco
comunes e incluso únicas.
El berilio tiene uno de los puntos de fusión más altos entre los metales ligeros.
Su módulo de elasticidad es aproximadamente un 33% mayor que el del acero.
Tiene una conductividad térmica excelente, es no magnético y resiste el ataque
con ácido nítrico. Es muy permeable a los rayos X y, al igual que el radio y el
polonio, libera neutrones cuando es bombardeado con partículas alfa (del
orden de 30 neutrones por millón de partículas alfa). En condiciones normales
de presión y temperatura el berilio resiste la oxidación del aire, aunque la
propiedad de rayar al cristal se debe probablemente a la formación de una
delgada capa de óxido.
El berilio se encuentra en 30 minerales diferentes, siendo los más importantes
berilo y bertrandita.
Las fuentes de berilio son la bertranditia (si bien se mencionó) Be4Si2O7 (OH)2 y
la piedra semipreciosa berilio Be3Al2Si6O.
La adición de un 2% de berilio al cobre forma una aleación no magnética seis
veces más fuerte que el cobre. El óxido de berilio reacciona con el ion hidronio
para formar el ion tetraacuaberilio, [Be(OH2)4]+2
y el ion hidróxido para formar
el ion tetrahidroxoberilato, [Be(OH)4]-2
Actualmente la mayoría del metal se obtiene mediante reducción de fluoruro de
berilio con magnesio.
Efectos en la salud y/o rol biológico
Los compuestos del berilio tienen sabor dulce y son extremadamente
venenosos. La inhalación de polvo de compuestos de berilio da por resultado
una afección crónica que se conoce como beriliosis. El berilio no es un
elemento crucial para los humanos: en realidad es uno de los más tóxicos que
se conocen.
Es un metal que puede ser muy perjudicial cuando es respirado por los
humanos, porque puede dañar los pulmones y causar neumonía. Alrededor del
20% de todos los casos de berioliosis terminan con la muerte del enfermo.
El berilio puede también incrementar las posibilidades de desarrollar cáncer y
daños en el ADN. Causa reacciones alérgicas en personas que son

12. hipersensibles a los productos químicos. Estas reacciones pueden ser muy
agudas y pueden hacer que la persona caiga fuertemente enferma, una
afección conocida como enfermedad crónica por berilio. Los síntomas son
debilidad, cansancio y problemas respiratorios. Algunas personas que sufren
de esta enfermedad pueden desarrollar anorexia y las manos y pies se les
ponen azules.
Aplicaciones del berilio
El principal uso del berilio metálico se encuentra en la manufactura de
aleaciones berilio-cobre y en el desarrollo de materiales moderadores y
reflejantes para reactores nucleares donde se usan con frecuencia en la
fabricación de instrumentos de precisión como los giroscopios. Un uso crucial
aunque secundario es las ventanas de los tubos de los rayos x. El berilio tiene
muchos usos en la energía nuclear porque es uno de los materiales más
eficientes para disminuir la velocidad de los neutrones, así como para
reflejarlos. En consecuencia, se utiliza en la construcción de reactores
nucleares como moderador y soporte, o en aleaciones con elementos
combustibles.
MAGNESIO Y CALCIO
El magnesio se encuentra en minerales tales como la magnesita (MgCO3),
dolomita (CaCO3•MgCO3), brucita (Mg(OH)2) y epsomita (MgSO4•7H2O). Se
encuentra también como componente de las salmueras naturales del agua de
mar, de donde se extrae principalmente.
En las algunas regiones de la costa se encuentran grandes depósitos de
conchas marinas, compuestas casi exclusivamente de CaCO3 puro. Estas
pueden tostarse para producir CaO o cal viva.
     gSg COCaCaCO (2(3 0 
La cal viva reacciona con el agua para formar cal apagada Ca(OH)2(S).

13.      SlS OHCaOHCaO 22 )(
Después, se mezclan el hidróxido de calcio con agua de mar para precipitar el
Mg(OH)2
)(2
2
)(2 S
OHMgOHMg  
Este precipitado se convierte a cloruro hidratado mediante HCl
OHMgClOHHClOHMg S 222)(2 642)( 
Después, se elimina el agua de hidratación y el MgCl2 seco se electroliza en
estado fundido para obtener así Mg muy puro en el cátodo y gas cloro en el
ánodo.
)(2)()(2 gll ClMgMgCl 
Mediante un proceso similar se recupera el magnesio de la salmuera en
Michigan. También puede obtenerse este metal tostando el carbonato para
formar el MgO.
)(2)()(3 gss COMgOMgCO 
Después, el MgO(S) se reduce con carbono (en forma de CO) a Mg metálico:
)()(2)( 2 ggs COCOC 
)(2)()()( gsgS COMgCOMgO 
El magnesio es un metal blanco plateado de baja densidad. Al igual que el
berilio, el magnesio forma una capa coherente y protectora de óxido sobre su
superficie.
Efectos en la salud y/o rol biológico
Normalmente el organismo no presenta carencias de este mineral, pero las
deficiencias suelen darse en casos de alcohólicos crónicos, cirrosos hepáticos,
personas con padencias de mala absorción, vómitos severos, acidosis
diabética y el abuso de los diuréticos. Su ausencia se refleja por la aparición de
calambres, debilidad muscular, nauseas, convulsiones, fallas cardíacas y
también la aparición de depósitos de calcio en los tejidos blandos.
En caso de fallas renales, se debe ser muy cauteloso para evitar la retención
de este mineral.

14. La ingesta diaria de magnesio debe estar entre los 300 y 350 mg/día para los
hombres, 280 mg/día para las mujeres y entre 320 a 350 mg/día para las
embarazadas.
Aplicaciones del magnesio
 Se usa también para estructuras, y especialmente como componente en
aleaciones de aluminio.
 Si se excita mediante energía térmica o eléctrica se inflama al aire. Por
esto se usa en pirotecnia, en bombas incendiarias, en focos de flash y
en los impulsores de cohetes.
 El oxido de magnesio se emplea como material refractario en los hornos.
 El oxido de magnesio es de un blanco puro y por ello se usa como
estándar de color en espectrografía.
El calcio es un metal plateado duro, que se encuentra en materiales como la
piedra caliza (CaCO3) conchas de mar (CaCO3), yeso (CaSO4•2H2O), fluorita
(CaF2), apatita (3Ca3(PO4)2•CaF2) y dolomita (CaCO3•MgCO3). Al igual que
todos los otros compuestos alcalinotérreos, el calcio se prepara mediante la
electrolisis de su cloruro fundido.
)(2)()(2 gll ClCaCaCl 
Aplicaciones y/o rol biológico del calcio
 Agente reductor en la extracción de otros metales como el uranio,
circonio y torio.
 Desoxidante, desulfurizador, o decarburizador para varias aleaciones
ferrosos y no ferrosa.
 Agente de aleación utilizado en la producción de aluminio, berilio, cobre,
plomo y magnesio.
 Provee rigidez y fortaleza a huesos, dientes y encías.
 Ayuda en la regularidad de la frecuencia cardiaca, y en la transmisión de
impulsos nerviosos.

15.  Previene enfermedades cardiovasculares, hay que disminuye los niveles
de colesterol en sangre.
 Previene los calambres en la musculatura corporal, debido a que el
músculo utiliza el calcio para realizar sus movimientos y contracciones.
 Es fundamental para que la sangre coagule adecuadamente.
 Es preventivo ante enfermedades como el cáncer.
 Contribuye a reducir la tensión arterial en personas con hipertensión
arterial.
 Previene la osteoporosis.
 Es activador de diferentes enzimas.
 Mantiene la permeabilidad de las membranas celulares.
 Es un coadyuvante de la actividad neuromuscular.
 Mantiene la piel sana.
 Durante el embarazo reduce la incidencia de la preclampsia.
 También está implicado en la regulación de algunas enzimas quinasas
que realizan funciones de fosforilación, por ejemplo la proteína quinasa
C (PKC), y realiza unas funciones enzimáticas similares a las del
magnesio en procesos de transferencia de fosfato (por ejemplo, la
enzima fosfolipasa A2).
Las cantidades varían según las edades y estados biológicos (embarazo,
lactancia) pero en promedio se necesitan 800 mg a 1000 mg/d.
FAMILIA TÉRREOS
Los elementos que se encuentran en este grupo o familia son: el boro,
aluminio, indio, galio y talio.

16. El átomo de boro es más pequeño que cualquiera de los otros elementos del
grupo. Esta diferencia concuerda con la definida distinción entre las
propiedades del boro no metálico y las de otros miembros del grupo que son
metálicos.
En general, los metales tienen radios atómicos mayores de 120 mp. Sobre los
radios atómicos del Ga, In, Tl influye la configuración electrónica interna de los
elementos que los preceden inmediatamente en la tabla periódica. Por
consiguiente, el radio atómico no aumenta regula y rápidamente cuando
aumenta el numero atómico en las series del Al al Tl.
Ninguno de los elementos del grupo del boro muestra la más mínima tendencia
para formar aniones simples. El estado de oxidación más importante de este
grupo es 3 +, como parecería razonable por la configuración electrónica ns2
np1
del nivel de valencia. Las tres primeras energías de ionización del boro
son relativamente altas, debido al pequeño tamaño del átomo de boro. Como
resultado, nunca se forma el ion B+3
.
La energía requerida para extraer tres electrones del átomo de boro no puede
suministrarse ni por energías de red ni por entalpías de hidratación. Todos los
compuestos del boro son covalentes.
El galio, indio y talio pueden existir en el estado de oxidación 1+. Dentro de un
grupo la importancia y estabilidad de un estado de oxidación bajo aumenta a
medida que se desciende en el grupo.

17. Para el Galio y el Indio, en el esto de oxidación 1+ es menos importante y
estable que el estado de oxidación 3+. Para el talio, el mas grande de grupo,
es cierto lo opuesto, los compuestos del Tl+
se parecen a los metales del grupo
I A.
El aluminio, el metal más abundante de la corteza terrestre. El galio, indio y
talio se encuentran ampliamente distribuidos en la naturaleza pero existen solo
en cantidades de trazas; pueden prepararse mediante electrolisis de soluciones
acuosas de las sales de los metales. Son metales blancos, con punto de fusión
relativamente bajos.
Los minerales principales son los boratos. El bórax, Na2B4O7-4H2O, que se
presenten en grandes depósitos en el desierto de Mojave en California, es la
mayor fuente de boro.
Los cationes boro no se forman, ya que las entalpías de ionización del boro son
tan altas que las entalpías reticulares o hidratación no pueden suministrar la
energía requerida. El boro forma normalmente 3 enlaces covalentes empleando
orbitales híbridos sp2
en un plano a ángulos de 120o
. Todos los compuestos
BX3 son coordinativamente no saturados y actúan como ácidos fuertes Lewis.
Por interacción con moléculas neutras o aniones resultan especies tetraédricas
tales como BF3 (OEt2), BF4
–
o BPh4
-
. El boro posee una química única con
solo características comunes como el Al y los restantes elementos del grupo III.
BORO
El boro elemental, se prepara por descomposición térmica y reducción del BCl3
sobre un filamento caliente, es un sólido cristalino duro, negro, con brillo
metálico. El boro, al igual que los otros metaloides es un semiconductor. Tiene
tres modificaciones alotrópicas las cuales digieren entre si en el modo como
están empaquetadas las unidades de la red.
El B se encuentra en los manantiales de agua caliente como H3BO3 y en los
minerales, bórax (Na2B4O7 ∙1OH2O), colemanita (Ca2B6O11 ∙ 5H2O), kernita,

18. (Na2B4O7 ∙ 4H2O), y otros. Puede prepararse reduciendo su oxido mediante un
metal activo.
B2O3 + 3Mg  3MgO + 2B
Este producto es un sólido amorfo, pardo, impuro, que al tratarse de
temperatura elevada con bromo forma el compuesto volátil de BBr3.
El B puro y cristalino se obtiene por reducción del BBr3 mediante la acción del
H sobre un filamento de tungsteno caliente (aproximadamente a 1500 º
C)
2BBr3 (g) +3H2 (g)  2B(S) + 6HBr (g)
El B se usa como semiconductor, como agente de aleación en metalurgia y
como producto intermedio químico. El bórax se usa principalmente como
ablandador de agua y como fundente en soldadura.
Aplicación en la vida diaria del Boro
 Las fibras de B usadas en aplicaciones mecánicas especiales, en el
ámbito aeroespacial, alcanzan resistencias mecánicas de hasta 3600
MPa.
 El B amorfo se usa en fuegos artificiales por su color verde.
 El ácido bórico se emplea en productos textiles.
 Los compuestos de B tienen muchas aplicaciones en la síntesis orgánica
y en la fabricación de cristales de borosilicato.
 Algunos compuestos se emplean como conservantes de la madera,
siendo de gran interés su uso por su baja toxicidad.
 El B-10 se usa en el control de los reactores nucleares, como escudo
frente a las radiaciones y en la detección de neutrones.
 Los hidruros de boro se oxidan con facilidad liberando gran cantidad de
energía por lo que se ha estudiado su uso como combustible.

19. ALUMINIO
Este metal no se presenta libre en la naturaleza pero sus compuestos se
consiguen fácilmente en gran variedad y cantidad. Los mas comunes son
aluminosilicatos, como el feldespato u ortoclasa, de formula KAlSi3O8. La
acción del agua y los carbonatos disueltos convierten lentamente a los
feldespatos en arena y arcilla.
La forma más pura de esta ultima en la caolinita o caolín, de formula
H4Al2Si2O9.
El oxido de aluminio se presenta en varios minerales bien conocidos. El
corindón es su forma cristalina más dura; en realidad solamente otras tres
sustancias comunes quedan más arriba en la escala de dureza. Aunque
muchos de los minerales naturales tienen importantes usos prácticos y se
producen enormes cantidades solamente un mineral de aluminio sirve como
fuente para producirlo.
Las enormes cantidades de este metal provienen del mineral bauxita. Puede
extraerse de la criolita, pero esta no constituye abundante materia prima.
Preparación del aluminio metálico
Tiene tres procesos o etapas:
 Preparación de alumina pura: la alumina se prepara de la bauxita. Este
mineral ya extraído, debe triturarse hasta obtener un polvo fino, y su
contenido de aluminio se aumente retirándole arcilla, sílice y óxidos de
hierro, por tamizado, lavado y flotación y secado final. La bauxita
secada y pulverizada se caliente a 150 o 170 grados centígrados bajo
presión, con una solución concentrada de sosa cáustica (NaOH). El
proceso total es la conversión de casi todo el aluminio de la bauxita en
aluminato de sodio, que es soluble, mientras que permanecen no
disueltos los compuestos de hierro, silicio y otras impurezas presentes
en el mineral crudo:
AlO(OH) + H2O + NaO   170150a
NaAl(OH)4
La mayor parte se deja sedimentar y el resto se quita por filtrado a presión.
La solución caliente de aluminato sódico y exceso de hidróxido de sodio se
coloca en grandes tanques, donde se diluye y enfría. La hidrólisis tiene
lugar en la solución diluida, con formación de oxido hidroso de aluminio
insoluble, e hidróxido sódico soluble. El compuesto insoluble de aluminio se
separa, se lava y se calienta en horno a alta temperatura, para deshidratar
el material y formar alumina:
NaAl(OH)4 + 3H2O  NaOH + Al(H2O)3(OH)3

20. 2 Al(H2O)3(OH)3  Al2O3 + 9H2O
La solución de la cual se ha hecho la precipitación contiene hidróxido sódico
aprovechable. Se concentra, retirándose el agua, para volver a usar en la
disolución del aluminio procedente de nueva bauxita.
 El proceso electrolítico de Hall-Heroult se lleva a cabo en recipientes
rectangulares, revestidos en carbón que sirve como cátodo. Los ánodos
son bloques de carbón suspendidos de un soporte común y sumergidos
en el contenido de la celda de tal manera que queden separados por lo
menos dos pulgadas de cualquier metal que se forme en el fondo. El
piso esta ligeramente inclinado para que permita la extracción del
aluminio metálico. La criolita se agrega primero y se fundo. El calor
para mantenerla así como lo suministra la resistencia de este mineral
fundido al paso de la corriente eléctrica. El punto de fusión de la criolita
es de casi 1000 grados centígrados y las sales como el fluoruro de
calcio, se agregan para rebajar la temperatura de trabajo a unos 950
grados centígrados. La densidad de la mezcla fundida debe mantenerse
suficientemente por debajo de la del aluminio metálico con el fin de
reducir la mezcla al mínimo y asegura que el metal se recoja en el fondo
de la celda. La criolita fundida sirve como medio disolvente para la
alumina preparada. Tiene lugar a varias reacciones, pero todo el
proceso se puede resumir como electrolisis del Al2O3:
Al2O3  2 Al 3+
+ 3 O=
2 Al 3+
+ 6e  2 Al
3 O=
- 6e  3 O
 El tercer proceso electrolítico de refinado debido a Hoopes puede
emplearse para obtener un producto que contiene casi 99.9% de
aluminio. El aluminio fundido se forma en los cátodos de carbón para
colectarse en la capa superior de la celda, sirviendo de cátodo. En la
celda inferior de aleación, que sirve como ánodo, el aluminio se disuelve
formado Ion aluminio (Al - 3e  Al +3
) Este emigra a través de la
capa de criolita hasta ponerse en contacto con la del aluminio que sirve
de cátodo y en la cual se trasforma al estado metálico ( Al +3
+
3e  Al ).
Usos del aluminio y aplicaciones
 Los mas usados el acetato de aluminio, subacetato de aluminio y
cloruro de aluminio.
 Se forman sales solubles con efectos tóxicos similares a partir de la
acción de ácidos sobre utensilios galvanizados, estas sales son
hidrosolubles.

21.  Su efecto de precipitación sobre las proteínas constituye la base de sus
efectos astringentes y antisépticos.
No existen reportes de muertes por intoxicación con sales de aluminio en los
últimos años, pero se presenta una carga excesiva de aluminio por diálisis,
tratamiento intravenoso o administración de hidróxido de aluminio en presencia
de daño renal.
Los datos patológicos en los fallecimientos por sales astringentes incluyen
gastroenteritis hemorragia, daño renal y hepático.
Las principales manifestaciones de la intoxicación con sales metálicas son
vomito y colapso. A menudo, el vomito es verde o azul, sin embargo, otras
secreciones corporales no adquieren este color, como sucede con la
ingestación de azul de metileno. Este dato ayuda a diferenciar la ingestión de
estos productos.
Y se habla de… ¿Alotropía?
Una idea clara y sencilla para
entender al término es cuando un
elemento existe en dos o más formas bajo el mismo
estado físicos de agregación, esto sólo se presenta
en los no-metales.
ELEMENTO ABREVIATURA ALÓTROPOS
Carbón C Diamante(cristal duro) y gráfico (sólido
amorfo)
Azufre S Monoclínico, róbico, triclínico, plástico (toso
sólido)
Fósforo P Blanco (venenoso y brillante), rojo (no
venenoso y opaco), ambos son sólidos, y el
negro.
Oxígeno O Diatómico (02) y ozono (03) ambos son gases
Silicio Si Sílice, cuarzo, pedernal, ópalo, (sólido)

22. FAMILIA CARBONOIDES
Los elementos de grupo IV A son el carbono, silicio, germanio, estaño y plomo.
No presentan tendencia a ganar cuatro electrones para adquirir la configuración del
gas inerte, excepto el carbono en los carburos iónicos. En cambio todos presentan
enlaces covalentes de hidruros XH4 y en lo s tetracloruros XCl4. Estas moléculas son
tetraédricas y por lo tanto el átomo central presenta hibridación sp3. La formación del
enlace covalente de este tipo, se presentan fundamentalmente en los compuestos de
carbono y silicio pero los elementos de mayor peso atómico originan iones positivos;
de esta manera los tetrafloruros de carbono, silicio y germanio son moleculares
mientras que el SnF4 y el PbF4 presentan propiedades salinas.
Constituyen más del 27% en peso de la corteza, siendo el silicio el que aporta
prácticamente todo a ese valor, le sigue el carbono; el germanio es el menos
abundante.
Los estados de oxidación más usuales son +2 y +4. A medida que se
desciende en la columna crece la estabilidad del estado de oxidación +2.
1. Forman hidruros volátiles de fórmula general MH4.
2. Se conocen todos los haluros de fórmula general MX4 excepto el PbBr4;
esto se atribuye a las propiedades fuertemente oxidantes del Pb(IV) que
convertiría al Br- y al I- en el halógeno libre.

23. 3. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la
excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas
desprendiendo hidrógeno.

24. CARBONO
El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Su
estructura electrónica en su estado fundamental es 1s2
2s2
2p2
. Constituye el
0.09% en masa de la corteza terrestre, es un elemento esencial para la materia
viva.
Es sólido a temperatura ambiente. Se encuentra libre en forma de diamante y
grafito, también es un componente del gas natural, petróleo y del carbón (el
carbono es un sólido de origen natural, café oscuro o negro, que se utiliza
como combustible; se forma a partir de las plantas fósiles y está constituido por
carbono amorfo y diversos compuestos orgánicos e inorgánicos). En la
atmósfera el carbono se combina con el oxigeno para formar dióxido de
carbono, también existe como carbonato en la tierra caliza y en la greda.
El carbono se conocía en la antigüedad como carbón, de donde se deriva su
nombre (latín, Carbo) y tiene como alótropos cristalinos al grafito y al diamante.
El carbono puede considerarse como madera de la cual se han eliminado los
elementos del agua, es decir, el hidrogeno y el oxígeno, dando lugar a
muchísimos agujeros pequeños. La estructura porosa resultante presenta un
área extremadamente grande que permite utilizarla como soporte para
catalizadores y como un medio absorbente de gases. El carbón es el
componente activo de las máscaras antigás.
Alotropía del carbono
Las dos formas del carbono mas conocidas, diamante y grafito, se diferencian
en sus propiedades físicas y químicas debido a las diferencias existentes en la
ordenación y enlace de los átomos. El diamante es mas denso que el grafito
(3.51 g cm-3
; 2.22 g cm-3
) pero el grafito es mas estable, por 2.9 kJ mol-1
a 300
K y 1 atm de presión. A partir de las densidades se deduce que para
transformar grafito en diamante debe aplicarse presión. Partiendo de las
propiedades termodinámicas de los alótropos se calcula que éstos deben estar

25. en equilibrio a 300 K bajo una presión de 15 000 atm. Puesto que el equilibrio
se alcanza con extremada lentitud a esta temperatura, la estructura del
diamante persiste bajo condiciones ordinarias.
Diamante. Los diamantes se encuentran como tal en la naturaleza y altamente
cotizado como joya por su brillantez, ausencia de color y dureza; pueden
producirse a partir del grafito únicamente aplicando grandes presiones, y se
necesitan temperaturas altas para lograr una gran velocidad de conversión. Los
diamantes que se presentan en la naturaleza deben haberse formado cuando
aquellas condiciones se dieron los procesos geológicos.
Hasta 1955 se publicó el éxito alcanzado en una síntesis de diamantes a partir
de un grafito. Aunque el grafito puede convertirse directamente en diamante a
unos 3000 K y presiones superiores a 125 Kbar, se utiliza un metal de
transición, Cr, Fe o Pt, como catalizador, con objeto de obtener velocidades
útiles de conversión parece ser que se forma sobre el grafito una película
delgada de metal fundido que se disuelve parte de aquél y lo reprecipita como
diamante, que es menos soluble. Los diamantes hasta 0.1 quilate (20 mg) y de
alta calidad industrial pueden producirse en serie a precios competitivos. Se
han hecho algunos diamantes con calidad de gemas pero su costo, hasta
ahora, ha sido prohibitivo. El diamante arde en el aire a una temperatura de
600 a 800° C pero su reactividad química es mucho menor que la del grafito o
del carbono amorfo.
Diamante cúbico
Grafito. Las muchas formas del carbono amorfo, tales como carbones
animales, hollín y negro de humo, son todas realmente formas microcristalinas
del grafito. Las propiedades físicas de estos materiales están determinadas
fundamentalmente por la naturaleza y extensión del área de sus superficies.
Las formas finamente divididas que presentan superficies relativamente vastas
con fuerzas de atracción sólo parcialmente saturadas, absorben fácilmente
grandes cantidades de gases y solutos de las disoluciones. Los carbones
activos impregnados con paladio, platino u otros metales se utilizan
ampliamente como catalizadores industriales.
Un aspecto importante de la tecnología del grafito es la producción de fibras
muy fuertes por pirolisis a temperaturas iguales o superiores a 1 500° C, o de
fibras polímeras orgánicas orientadas, por ejemplo, las de poliacrilonitrilo,
ésteres poliacrílicos o celulosa. Cuando se incorporan a los plásticos, los

26. materiales reforzados son ligeros y de gran resistencia. Pueden fabricarse otras
formas del grafito tales como espumas, laminillas (panes) o grafito acicular.
La estructura de capas poco compacta del grafito permite que muchas
moléculas e iones penetren entre las capas para formar los denominados
compuestos laminares o de intercalación. Algunos de ellos pueden formarse
espontáneamente cuando el reactivo y el grafito entran en contacto. Algunos
ejemplos de reactivos son los metales alcalinos, halógenos y haluros metálicos
y óxidos, por ejemplo, FeCl3 y MoO3.
Estructura hexagonal del grafito
Carburos. La interacción directa del carbono con metales u óxidos metálicos a
altas temperaturas da como resultado la formación de compuestos
denominados generalmente carburos. Los de los metales electropositivos se
comportan como si contuvieran iones C4-
o C2
2-
y reaccionan con el agua
formando hidrocarburos, por ejemplo:
Al4C3 + 12H2O  4Al (OH)3 + 3CH4
Ca2+
C2
2-
+ 2H2O  Ca (OH)2 + HC ≡ CH
Los metales de transición forman carburos intersticiales en los átomos de
carbono ocupan huecos octaédricos en el empaquetamiento compacto de
átomos metálicos. Dichos materiales por lo general son muy duros,
conductores eléctricos y poseen puntos de fusión muy grande (3000 a 800° C).
Los metales mas pequeños, Cr, Mn, Fe, Co, y Ni forman carburos con carácter
intermedio entre los típicamente iónicos y los intersticiales y sufren hidrólisis
por el agua o ácidos diluidos.
El silicio y boro forman SiC y B4C, que son también muy duros, infusibles y
químicamente inertes. El carburo de silicio posee estructura de tipo diamantino
en la que los átomos de C y si están rodeados cada uno de ellos por cuatro de
la otra clase en disposición tetraédrica. Bajo el nombre de “carborundo” se
emplea en instrumentos cortantes y abrasivos.

27. Carburos de silicio
Fullero o Buckminsterfulereno. Este tipo de hibridación hace posible que los
átomos de carbono puedan combinarse formando hexágonos y pentágonos en
estructuras tridimensionales cerradas. El fullereno más común es el C60 (de 60
átomos de carbono) y es similar a un balón de fútbol, aunque también se han
descrito otros fullerenos: C76,...C100, etc.
Fullereno C60
Nanoespuma de carbono. Considerada también como una forma
alotrópica del carbono, en la que los átomos de carbono presentan este
tipo de hibridación intermedia. En esta forma alotrópica los átomos de
carbono se combinan en hexágonos y heptágonos, dando lugar una
curvatura inversa. Estas estructuras presentan un electrón desapareado.

28. Estructuras diversas para la nanoespuma
Características específicas del carbono
Siendo el pilar básico de la química orgánica, forma parte de todos los seres
vivos conocidos.
Los átomos de carbono forman enlaces unos con otros originando largas
cadenas que pueden ser lineales, ramificadas o anillares. Gracias a esta pro
piedad existen más de 18 millones de compuestos del carbono mientras que en
la química inorgánica o mineral sólo existen unos 6 millones de compuestos.
La causa de este elevado número de compuestos radica en las siguientes
propiedades:
 El carbono es tetravalente
 Está situado en la parte central de la tabla periódica, puede unirse con
los elementos de la derecha o de la izquierda.
 Puede unirse con otros átomos de carbono, formando compuestos en
cadena.
 Presenta numerosos isómeros a medida que aumenta el número de
carbonos en los compuestos.

29. Una característica única del carbono es su tendencia enlazarse consigo mismo
en cadenas o anillos, no sólo mediante enlaces simples, C-C, sino también por
formación de enlaces múltiples, C=C o C≡C.
Compuestos inorgánicos del carbono
Quemando el carbón en cantidad limitada de aire se forma el monóxido de
carbono.
C(s) +  O2(g)  CO(g).
En presencia de suficiente cantidad de oxígeno la combustión produce dióxido
de carbono.
C(s) + O2(g)  CO2(g).
El CO2 gaseoso se disuelve en el agua y reacciona con ella para formar ácido
carbónico, que existe solamente en solución. El proceso es demasiado lento
para que pueda clasificarse como una reacción
CO2(g). + H2O(l)  H2CO3(soln).
En solución básica se forma el ion carbonato.
CO2 (g) + 2OH-
 CO3
2-
+ H2O
En presencia de cationes multivalentes las sales de carbonato pueden
precipitarse, por ejemplo,
Ca2+
+ CO3
2-
+ CaCO3(s)
El hidrógeno carbonato de sodio o bicarbonato de sodio (NaHCO3), es un
compuesto, importante que se produce comercialmente por dos procesos. En
ambos, el CO2 se obtiene por la degradación térmica de la piedra caliza.
CaCO3(s)  calor
CaO(s) + CO2(g)
Posteriormente, una solución de NaOH se trata con CO2 (g) para provocar la
precipitación del producto, parcialmente soluble.
Na+
+ OH-
+ CO2  NaHCO3(s).

30. El hidróxido de sodio es un subproducto barato que se obtiene en la
preparación del Cl2 mediante electrólisis de las salmueras de NaCl.
El hidrogeno carbonato de sodio se obtiene también mediante el proceso
Solvay. En este proceso una solución que contiene amoniaco, NaCl y CO2
forma un precipitado de NaHCO3.
NH3 + H2o + CO2  NH4
+
+ HCO3
-
HCO3
-
+ Na+
 NaHCO3(s)
El hidrogeno carbonato de sodio se usa como tal y también para producir
carbonato de sodio. La reacción es
2NaHCO3(s)  Calor
Na2CO3(s) + H2O (l) + CO2(g)
El carbonato de sodio se usa en la fabricación del vidrio, jabón, detergentes,
papel y productos químicos. El hidrogeno carbonato de sodio sirve como
sustituto de las levaduras en la fabricación de pasteles. El polvo de hornear es
una mezcla de NaHCO3 con una sustancia que la hidroliza para formar H3O+
.
Este a su vez, descompone el NaHCO3.
NaHCO3 + H3O+
 Na+
+ 2H2O + CO2(g).
El CO2(g) que se desprende en la reacción anterior hace que el pan y los
pasteles tengan esa porosidad característica. El NaHCO3 se usa también como
medio para producir efervescencia y como antiácido en muchos medicamentos.
Tanto en soluciones como en estado seco es un agente efectivo para extinguir
el fuego. El Na2CO3 es demasiado básico para poder usarse como
medicamento.
Calentando carbono con un metal específico o con un metaloide en un horno
eléctrico se provoca la formación de un carburo. Los carburos se encuentran
en varias formas. Por ejemplo, la hidrólisis del CaC2 produce acetileno. Esto
solamente puede significar que el carbono existe en el cristal como ion, [C≡C]2-
.
CaC2(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(s) + H- C≡C- H(g).
Monóxido de carbono
Quemando el carbón en cantidad limitada de aire se forma el monóxido de
carbono.
C(s) +  O2(g)  CO(g).
Este gas tóxico incoloro (pe -190° C) se forma cuando se quema carbón en
defecto de oxigeno. A cualquier temperatura existe el equilibrio
2CO(s)  C(s) + CO2(s)

31. pero se logra con rapidez sólo a altas temperaturas. El monóxido de carbono
se obtiene comercialmente junto con hidrogeno por reacción de vapor de agua
con carbón al rojo, o por combustión parcial de hidrocarburos y mediante la
reacción:
CO2 + H2  CO + H2O
La mezcla de CO y H2 (“gas de síntesis”) es muy importante comercialmente y
se usa en el proceso de hidroformilación y en la síntesis del metanol. El
monóxido de carbono en procesos de reducción, por ejemplo, de fosfato cálcico
para obtener fósforo, en los gases de escape de los automóviles, etc. El
monóxido de carbono es liberado asimismo por ciertas plantas marinas y se
presenta en la atmósfera.
Formalmente el monóxido de carbono es el anhídrido del ácido fórmico
(HCOOH), aunque éste no es un aspecto importante de su química. A pesar de
que el CO es una base excepcionalmente débil, una de sus propiedades
importantes es su capacidad para actuar como ligando de metales de
transición. La toxicidad del CO proviene de su capacidad para unirse al átomo
de Fe de la hemoglobina de la sangre.
Dióxido de carbono
En presencia de suficiente cantidad de oxígeno la combustión produce dióxido
de carbono.
C(s) + O2(g)  CO2(g).
El dióxido de carbono se presenta en la atmósfera (300 ppm), en los gases
volcánicos y en disolución sobresaturada en ciertos manantiales de agua. Se
produce en gran escala en procesos de fermentación, en calcinación de la
caliza y en todas las formas de combustión del carbón y de compuestos de
carbono. Asimismo participa en ciclos geoquímicos y en la fotosíntesis. En el
laboratorio se forma por acción del calor o de los ácidos sobre los carbonatos.
El dióxido de carbono sólido (sublima a – 78.5° C) o “hielo seco” se emplea
para refrigeración.
El dióxido de carbono es el anhídrido del ácido simple más importante del
carbono, el “ácido carbónico”.
El CO2 gaseoso se disuelve en el agua y reacciona con ella para formar ácido
carbónico (anhídrido del ácido simple más importante del carbono) que existe
solamente en solución. El proceso es demasiado lento para que pueda
clasificarse como una reacción
CO2(g). + H2O(l)  H2CO3(soln).
Para muchos fines, se dan a continuación las constantes de disociación ácida
del “ácido carbónico-2 en solución acuosa:

32. [H+
] [HCO3
-
] = 4.16 x 10-7
[H2CO3]
[H+
] [CO3
2-
] = 4.84 x 10-11
[HCO3]
El cociente de equilibrio de la primera ecuación es incorrecto puesto que no
todo el CO2 disuelto y sin disociar se encuentra como H2CO3. La mayor parte
del CO2 disuelto se encuentra libre e hidratado, de manera que la primera
constante de disociación correcta, utilizando la concentración real de H2CO3,
tiene un valor mucho mayor, aproximadamente igual a 2 x 10-4
, mas de
acuerdo con la estructura (HO)2CO.
La velocidad que se mide a la que el CO2 se pone en equilibrio con el H2CO3 y
el CO2 libre e hidratado, CO2 (aq). Esta lentitud posee la mayor importancia en
química industrial, analítica y biológica.
La lentitud de la reacción puede mostrarse por adición de una solución acuosa
saturada de CO2, por una parte, y de ácido acético diluido por otra, a
soluciones de NaOH diluido que contienen fenolftaleína como indicador. La
neutralización del ácido acético es instantánea mientras que en la del CO2
transcurren varios segundos hasta que se desvanezca el color.
La hidratación del CO2 se produce en dos etapas. Para pH < B el mecanismo
principal es la hidratación directa del CO2:
CO2 + H2O  H2CO3 (Lenta)
H2CO3 + OH-
 HCO3
-
+ H2O (Instantánea)
La ley de la velocidad es de pseudoprimer orden,
-d(CO2) = kco2 (CO2); kco2 = 0.03 seg1-
dt
A pH > 10 la reacción que predomina es la directa entre el CO2 y OH-
:
CO2 + OH-
 HCO3
-
(Lenta)
HCO3
-
+ OH-
 CO3
2-
+ H2O (Instantánea)
Donde la ley de velocidad es
-d(CO2)  KOH (OH-
) (CO2); KOH
-
= 8500 seg-1
(mol/1)-1
dt

33. Por supuesto, esto puede interpretarse simplemente como la catálisis básica de
(14-1). En el intervalo de pH 8-10 los dos mecanismos importantes. Para cada
reacción de hidratación (14-1, 14-2) existe una reacción correspondiente de
deshidratación:
H2CO3  H2O + CO2
HCO3
-
 CO2 + OH-
Por lo tanto, para el equilibrio
H2CO3  CO2 + H2O
K = (CO2) = KH2CO3 = aprox. 600
(H2CO3) KCO2
A partir de (14-3) se deduce que la constante de ionización verdadera del
H2CO3, Ka, es mayor que la constante aparente.
Efectos en la salud y/o rol biológico
Se ha encontrado neumoconiosis en trabajadores relacionados con la
producción de negro de carbón. También se ha dado parte de afecciones
cutáneas tales como inflamación de los folículos pilosos, y lesiones de la
mucosa bucal debidos a la exposición cutánea.
También puede atravesar la placenta, ligarse orgánicamente con células en
desarrollo y de esta forma poner a los fetos en peligro. La inhalación
continuada de negro de carbón puede resultar en daños temporales o
permanentes a los pulmones y el corazón.
¿Tecnología?* A través de tecnología láser de avanzada, un rayo láser de
dióxido de carbono (CO2) para rejuvenecimiento cutáneo extrae con precisión
las capas externas de piel dañada para dejar al descubierto la piel subyacente,
más suave y lisa, y de aspecto más joven.
Aplicaciones del carbono
 Generación de energía eléctrica. Las centrales térmicas de carbón
pulverizado constituyen la principal fuente mundial de energía eléctrica.
En los últimos años se han desarrollado otros tipos de centrales que
tratan de aumentar el rendimiento y reducir las emisiones
contaminantes, entre ellas las centrales de lecho fluido a presión. Otra
tecnología en auge es la de los ciclos combinados que utilizan como
combustible gas de síntesis obtenido mediante la gasificación del
carbón.

34.  Coque. El coque es el producto de la pirolisis del carbón en ausencia de
aire. Es utilizado como combustible y reductor en distintas industrias,
principalmente en los altos hornos (coque siderúrgico). Dos tercios del
acero mundial se producen utilizando coque de carbón, consumiendo en
ello 12% de la producción mundial de carbón (cifras de 2003).
 Siderurgia. Mezclando minerales de hierro con carbón se obtiene una
aleación en la que el hierro se enriquece en carbono, obteniendo mayor
resistencia y elasticidad.
 Industrias varias. Se utiliza en las fábricas que necesitan mucha energía
en sus procesos, como las fábricas de cemento y de ladrillos.
 Uso doméstico. Históricamente el primer uso del carbón fue como
combustible doméstico. Aun hoy sigue siendo usado para calefacción,
principalmente en los países en vías de desarrollo, mientras que en los
países desarrollados ha sido desplazados por otras fuentes más limpias
de calor (gas natural, propano, butano, energía eléctrica) para rebajar el
índice de contaminación.
 Carboquímica. La carboquímica es practicada principalmente en África
del Sur y China. Mediante el proceso de gasificación se obtiene del
carbón un gas llamado gas de síntesis, compuesto principalmente de
hidrógeno y monóxido de carbono. El gas de síntesis es una materia
prima básica que puede transformarse en numerosos productos
químicos de interés.
 Petróleo sintético. Mediante el proceso de licuefacción directa, el carbón
puede ser transformado en un crudo similar al petróleo. La licuefacción
directa fue practicada ampliamente en Alemania durante la Segunda
Guerra Mundial pero en la actualidad no existe ninguna planta de escala
industrial en el mundo.
SILICIO
Descubierta por el científico Jons Berzelius en 1823.

35. A pesar de su inactividad relativa, el silicio no se encuentra libre en la
naturaleza. Se presenta únicamente en oxi-compuestos tales como la sílice y
los silicatos. El silicio constituye un 28% de la corteza terrestre.
La mayor parte de las rocas y minerales son silicatos de una sola red.
El silicio elemental puede prepararse a partir de la sílice por reducción con el
magnesio o aluminio.
SiO 2 + 2Mg  calor
2MgO + Si
Siendo así, el color radicando a gris y negro.
Inerte a temperatura ordinaria, especialmente en cristales grandes, Cuando
reacciona, no hay tendencia en su átomo a la pérdida completa de electrones
exteriores y a la formación de cationes simples como Si 4
. Los pequeños iones
de este tipo tendrían tan altas densidades de carga que atraerían los
electrones de la mayor parte de las otras partículas próximas. Reacciona con
otros elementos compartiendo electrones para formar enlaces covalentes.
Se disuelve en ácido fluorhídrico formando el gas tetrafluoruro de silicio, SiF 4 y
es atacado por los ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico, aunque el dióxido de
silicio formado inhibe la reacción.
Reacciones con los halógenos. Incluso ardiendo en flúor gaseoso.
X será un halógeno representativo.
Si + 2X 2  SiX 4 H negativo

36. Oxiácidos normales. Si se calientan en el aire, se combina con el oxígeno con
reacciones de combustión muy exotérmicas.
Si + O 2  SiO 2 H negativo
De carácter ácido. El ácido silícico, H 4 SiO 4 , no se forma en concentración
muy apreciable por la unión directa del H 2 O y del SiO 2 . Su acidez se mide
con gran dificultad por su solubilidad extremadamente baja.
H 4 SiO 4 + 4NaOH  Na 4 SiO 4 + 4 H2 O
Cuando se seca parcialmente se llama silicagel, teniendo una gran capacidad
de absorción d evapores de agua, dióxido de azufre, acido nítrico, benceno y
otras sustancias.
Sales de los Oxiácidos. Se conocen dos ácidos simples del silicio que son el
ortosilícico H 4 SiO 4 y el metasilícico H 4 SiO3 . Ejemplos de sales:
Na 2 SiO3
Metasilicato de sodio
Na 4 SiO3
Ortosilicato sódico
Mg 2 SiO3
Ortosilicato de magnesio
LiAl(SiO3 ) 2
Metasilicato de litio y
aluminio
Todos los silicatos, a excepción los de Na 
, K 
, Rb
, Cs 
y NH 4

son
prácticamente insolubles en agua.
Todos los silicatos solubles forman disoluciones básicas al ser disueltos
en agua.
Formación de moléculas grandes. El silicio forma moléculas gigantes e iones
en las que hay átomos de oxígeno en posiciones alternadas. Estas estructuras
se forman de la siguiente manera:
- Si – O – Si - O – Si - O –
Las rocas y minerales que contiene silicio son ordinariamente sólidos de alto
punto de fusión, duros y quebradizos y están formados por redes continuas de
átomos con ligaduras dobles, un ejemplo lo demuestra el dióxido de silicio
SiO 2 como arena o cuarzo.

37. Estructura
cristalina
Cuarzo, cristobalita o
tridimita
Este, es una de las combinaciones químicas más abundantes; se dilata muy
poco en estado cuarzo. De carácter ácido que se disuelve en bases como el
NaOH.
Las formas de la sílice son una de las más importantes estructuras cristalinas
debido a que la estructura SiO 4 es la unidad fundamental de la mayor parte de
los minerales.
Efectos en la salud y/o rol biológico
El silicio elemental es un material inerte, que parece carecer de la propiedad de
causar fibrosis en el tejido pulmonar. Sin embargo, se han documentado
lesiones pulmonares leves en animales de laboratorio sometidos a inyecciones
intratraqueales de polvo de silicio. El polvo de silicio tiene pocos efectos
adversos sobre los pulmones y no parece producir enfermedades orgánicas
significativas o efectos tóxicos cuando las exposiciones se mantienen por
debajo de los límites de exposición recomendados. El silicio puede tener
efectos crónicos en la respiración.
El silicio cristalino irrita la piel y los ojos por contacto. Su inhalación causa
irritación de los pulmones y de la membrana mucosa. La irritación de los ojos
provoca lagrimeo y enrojecimiento. Enrojecimiento, formación de costras y
picores son características de la inflamación cutánea.
El cáncer de pulmón está asociado con exposiciones a silicio cristalino
(especialmente cuarzo y cristobalita) en lugares de trabajo.
Diversos estudios epidemiológicos han informado de números estadísticamente
significativos de exceso de muertes o casos de desorden inmunológico y
enfermedades autoinmunes en trabajadores expuestos al silicio. Estas
enfermedades y trastornos incluyen scleroderma, artritis reumatoide,
eritematosis sistémica y sarcoidosis.

38. Estudios epidemiológicos recientes han informado de asociaciones
estadísticamente significativas de exposiciones ocupacionales a silicio cristalino
con enfermedades renales y cambios renales subclínicos. El silicio cristalino
puede afectar el sistema inmunitario, resultando en infecciones
micobacterianas (tuberculosas y no tuberculosas) o fúngicas, especialmente en
trabajadores con silicosis.
Aplicaciones del silicio
Ha tenido pocas aplicaciones; sin embargo, se está empleando como
componente de os transistores y en algunas de las nuevas pilas solares. Entre
los materiales que contienen silicio se encuentra dentro de la cerámica (debido
a la arcilla, formada por caolinita, Al 2 Si 2 O5 (OH) 4 ) en el cemento (cuya
resistencia es análoga a la de una roca debido a los enlaces silicio-oxígeno. En
el caso del vidrio, el pirex es un borosilicato con un coeficiente de dilatación
muy bajo, de aquí que se utilice para utensilios de cocina y servicios. También
radica en investigaciones químicas y físicas.
Siliconas. (Formadas por átomos de Si, O, C y H) pueden proporcionar
antihumedad en los productos textiles, maderas y a las superficies metálicas;
además dan propiedades de tenacidad y resistencia a la carga.
Zeolitas. Otro ejemplo de cadenas formadas principalmente de silicio, y uno de
sus usos más importantes es el tratamiento de aguas.
Tiene un interés especial en la industria electrónica y microelectrónica como
material básico para la creación de obleas o chips que se pueden implantar en
transistores, pilas solares y una gran variedad de circuitos electrónicos. El
silicio es un elemento vital en numerosas industrias. El dióxido de silicio (arena
y arcilla) es un importante constituyente del hormigón y los ladrillos, y se
emplea en la producción de cemento portland. Por sus propiedades
semiconductoras se usa en la fabricación de transistores, células solares y todo
tipo de dispositivos semiconductores.
Otros importantes usos se dan:
 Como material refractario, se usa en cerámicas, vidriados y esmaltados.
 Como elemento fertilizante en forma de mineral primario rico en silicio,
para la agricultura.
 Como elemento de aleación en fundiciones.
 Fabricación de vidrio para ventanas y aislantes.
 El carburo de silicio es uno de los abrasivos más importantes.
 Se usa en láseres para obtener una luz con una longitud de onda de 456
nm.
 La silicona se usa en medicina en implantes de seno y lentes de
contacto

39. ESTAÑO
Elemento químico, de símbolo Sn, número atómico 50 y peso atómico 118.69.
Forma compuesto de estaño (II) o estañoso (Sn2+
) y estaño (IV) o estánnico
(Sn4+
), así como sales complejas del tipo estannito (M2SnX4) y estannato
(M2SnX6). Ocupa el lugar 49 entre los elementos de la corteza terrestre. El
estaño ordinario tiene un punto de fusión de 232°C, un punto de ebullición de
2.260°C y una densidad relativa de 7,28. El estaño metálico es brillante,
maleable, dúctil, muy blando y tiene una gran estructura cristalina: debido a la
rotura de estos cristales, se oye el grito del estaño cuando se dobla una barra
del metal. Es un metal muy delicado que adquiere poros y grietas con facilidad;
si se corroe aparecen en su superficie marcas como de escarcha.
El mineral de estaño mas apropiado, la casiterita (Sn02), se encuentra en
ciertas islas del Pacífico del Sur, e América del Sur, en Africa y en Inglaterra.
Otros materiales menos valiosos son la estannita (Cu2S .
FeS .
SnS2) y la
cilindrita (Pb3Sn4Sb2S14). A fin de concentrar el contenido de estaño en el
mineral, se somete el mineral molido a un proceso de flotación para separar los
pedazos que solamente contienen agregados silíceos. El mineral concentrado
se trata de varias formas con objeto de eliminar ciertas impurezas, dejando
solamente el SnO2 listo para su refinación.
SnO2 + 2C(s)  Sn + 2CO(g).
Para purificar el metal existen varios métodos, siendo uno de ellos la
electrólisis.
El estaño tiene tres modificaciones alotrópicas sólidas. Por debajo de los
13.2°C es un polvo gris (estaño gris) que tiene una estructura cristalina cúbica
al igual que sus congéneres más ligeros. Entre 13.2° y 161° C la forma
tetragonal metálica mas común conocida como estaño blanco, es estable. Por
encima de los 161° encontramos una modificación cristalina rómbica, la cual se
mantiene como tal hasta su punto de fusión, 231.9°C. El estaño metálico puro
no puede usarse a bajas temperaturas ya que pasa a la forma de estaño gris
en polvo y pierde sus propiedades estructurales. El estaño en forma de
aleación con pequeñas cantidades de antimonio o de bismuto, conserva su
estado metálico por debajo de 13.2°C.

40. El estaño puede usarse para recubrir, o chapear, láminas de acero y evitar así
la corrosión. Estas láminas se usan en la fabricación de latas para alimentos. El
estaño protege al hierro de la corrosión porque es químicamente más estable.
Sin embargo, si el recubrimiento de estaño no es totalmente uniforme y se
presentara una grieta en el acero estañado, la porción del acero expuesta
formará un par con el estaño. Entonces en presencia de humedad, tendremos
una pequeña celda electroquímica. Esto aumentará la corrosión del acero en
vez de evitarla. Esto puede visualizarse con las ecuaciones
Fe  Fe2+
+ 2e 0.440 volt
Sn2+
+ 2e  Sn -0.136 volt
Fe + Sn2+
 Fe2+
+ Sn 0.304 volt.
Por lo tanto, la película de estaño ha de formar necesariamente una capa
coherente y uniforme.
El estaño es uno de los principales componentes de ciertas aleaciones de bajo
punto de fusión, como las usadas en la fabricación de los tipos de imprenta, en
la soldadura, etc. Se usa también en la fabricación del bronce, de las vajillas de
peltre y del metal para campanas.
El estaño metálico reacciona con el cloro para formar el tetracloruro líquido (pe
114.1°C). Mediante esta reacción puede recuperarse el estaño de las virutas de
los metales que han sido recubiertos con una película de estaño. Sin embargo,
si el estaño se trata con HCl(g) anhídrido, se forma el cloruro de estaño (II) (pf
246°C). Al igual que el hidróxido de aluminio, el SnCl2 se usa como mordiente
en el teñido de las telas de algodón.
Cuando el estaño se calienta fuertemente en presencia de aire, se forma el
óxido de estaño (IV). En soluciones básicas, el SnO2 forma un complejo que
tiene 6 iones hidroxilo.
SnO2 + 2H2O + 2OH-
 [Sn(OH)6]2-
De la misma manera, los componentes de estaño forman un complejo de iones
hidroxilo.
Sn2+
+ 4OH-
 [Sn(OH)4]2-
Los compuestos como el K2[Sn(OH)6]2-
se llaman estannatos; el K2[Sn(OH)4]2-
es un estannito. Los estannitos son agentes reductores fuertes debido a que se
oxidan fácilmente para formar estannato.

41. El estaño forma ácido estánnico, H 2 SnO 4 , al calentarlo en aire u oxígeno a
altas temperaturas. Se disuelve en ácido clorhídrico formando cloruro de
estaño (II), SnCl 2 , y en agua regia produciendo cloruro de estaño (IV), SnCl 4 ,
y reacciona con una disolución de hidróxido de sodio formando estannito de
sodio y gas hidrógeno. El estaño se disuelve en ácido nítrico frío y muy diluido,
formando nitrato de estaño (II) y nitrato de amonio; en ácido nítrico concentrado
produce ácido metaestánnico, H 2 SnO3. El sulfuro de estaño (II), SnS, se
obtiene en forma de precipitado castaño oscuro por la acción del sulfuro de
hidrógeno sobre una disolución de cloruro de estaño (IV). El sulfuro de estaño
(IV), SnS 2 , se produce pasando sulfuro de hidrógeno a través de una
disolución de sal de estaño (IV). Los dos hidróxidos de estaño, Sn(OH) 2 y
Sn(OH) 4 , se producen añadiendo un hidróxido soluble a disoluciones de sales
de estaño (II) y de estaño (IV). El óxido de estaño (II), SnO, un polvo negro
insoluble, se obtiene calentando oxalato de estaño (II) en ausencia de aire. En
presencia de aire, el óxido estaño (II) arde para formar el dióxido, u óxido
estaño (IV), SnO 2 , un sólido blanco insoluble. El dióxido también puede
prepararse calentando ácido estánnico o estaño metálico en aire a alta
temperatura.
Efectos en la salud y/o rol biológico
El estaño se aplica principalmente en varias sustancias orgánicas. Los enlaces
orgánicos de estaño son las formas más peligrosas del estaño para los
humanos. A pesar de su peligro son aplicadas en gran número de industrias,
tales como la industria de la pintura y del plástico, y en la agricultura a través
de los pesticidas. El número de aplicaciones de las sustancias orgánicas del
estaño sigue creciendo, a pesar del hecho de que conocemos las
consecuencias del envenenamiento por estaño.
Los efectos de las sustancias orgánicas de estaño pueden variar. Dependen
del tipo de sustancia que está presente y del organismo que está expuesto a
ella. El estaño trietílico es la sustancia orgánica del estaño más peligrosa para
los humanos. Tiene enlaces de hidrógeno relativamente cortos. Cuanto más
largo sean los enlaces de hidrógeno, menos peligrosa para la salud humana
será la sustancia del estaño. Los humanos podemos absorber enlaces de
estaño a través de la comida y la respiración y a través de la piel. La toma de
enlaces de estaño puede provocar efectos agudos así como efectos a largo
plazo.
Los efectos agudos son:
 Irritaciones de ojos y piel
 Dolores de cabeza
 Dolores de estómago
 Vómitos y mareos
 Sudoración severa

42.  Falta de aliento
 Problemas para orinar
Los efectos a largo plazo son:
 Depresiones
 Daños hepáticos
 Disfunción del sistema inmunitario
 Daños cromosómicos
 Escasez de glóbulos rojos
Hay exámenes para medir la cantidad total de estaño y compuestos orgánicos
de estaño específicos en la sangre, la orina, las heces y los tejidos corporales.
Normalmente se encuentran pequeñas cantidades de estaño en el cuerpo
debido al consumo diario de pequeñas cantidades en los alimentos. Por lo
tanto, los exámenes no pueden indicar cuando estuvo expuesto ni la cantidad
exacta a la que estuvo expuesto; sin embargo, pueden ayudar a determinar si
usted se expuso recientemente a cantidades de estaño muy altas. Estos
exámenes no se llevan a cabo rutinariamente en el consultorio de su doctor,
pero éste puede obtener muestras y mandarlas a un laboratorio especial.
Aplicaciones del estaño
Es un metal muy utilizado en centenares de procesos industriales en todo el
mundo. En forma de hojalata, se usa como capa protectora para recipientes de
cobre, de otros metales utilizados para fabricar latas, y artículos similares. El
estaño es importante en las aleaciones comunes de bronce, en la soldadura
(estaño y plomo) y en el metal de imprenta. También se usa aleado con titanio
en la industria aerospacial, y como ingrediente de algunos insecticidas. El
sulfuro de estaño (IV), conocido también como oro musivo, se usa en forma de
polvo para broncear artículos de madera.
PLOMO
El plomo es un elemento químico de la tabla periódica, cuyo símbolo es Pb, y
su número atómico es 82 según la tabla actual, ya que no formaba parte en la
tabla de Mendeleiev. Este químico no lo reconocía como un elemento metálico
común por su gran elasticidad molecular.
El plomo es un metal pesado, de densidad relativa o gravedad específica 11,4
a 16°C, de color azuloso, que se empaña para adquirir un color gris mate.
Es flexible, inelástico y se funde con facilidad. Su fusión se produce a 327,4°C
y hierve a 1.725°C. Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es

43. relativamente resistente al ataque de ácido sulfúrico y ácido clorhídrico, aunque
se disuelve con lentitud en ácido nítrico y ante la presencia de bases
nitrogenadas. El plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos,
así como sales metálicas del ácido plúmbico. Tiene la capacidad de formar
muchas sales, óxidos y compuestos organometálicos. Los cuatro isótopos
naturales son, por orden decreciente de abundancia, 208, 206, 207 y 204. Se
cristaliza en el sistema cúbico en forma de cara centrada invertida.
El plomo tiene poca tendencia a reemplazar el hidrógeno de las soluciones
acuosas del ácido. El ácido nítrico es el mejor disolvente que forma nitrato de
plomo soluble. Casi todos los ácidos orgánicos reaccionan con el plomo en
presencia de oxígeno para formar sales. El plomo metálico no se altera en el
aire seco, en aire húmedo se forma una película de óxido, que con el dióxido
de carbono forma carbonato básico blanco. En solución ácida es poco reductor,
en soluciones alcalinas es bastante reductor.
Reacciones:
Pbº  Pb++
+ 2 e-
Pbº + SO=
4  PbSO4 + 2 e-
Pbº + 2 HO-
 PbO + H2O + 2 e-
Pb++
+ 2 H2O  PbO2 + 4 H+
+ 2 e-
PbSO4 + 2 H2O  PbO2 + 4 H+
+ SO=
4 + 2 e-
PbO + 2 HO-
 PbO2 + H2O + 2 e-
El plomo en soluciones puede determinarse por la formación de un precipitado
blanco con ácido sulfúrico o sulfato soluble, por la formación de un precipitado
cristalino blanco con cloruro soluble y un precipitado amarillo con yoduro,
cromato o dicromato.
El plomo forma precipitados con muchos compuestos orgánicos (oxalatos,
ácidos, etc.) En la determinación cuantitativa se usan varios métodos. En un
metal con gran contenido de plomo primero se determinan las impurezas y el
plomo se calcula por diferencia. En la determinación gravimétrica el plomo se
pesa en forma de sulfato, una solución de sulfato de plomo puede valorarse
con molibdato de amonio.
Pb++
MoO=
4  PbMoO4
Puede determinarse electrolíticamente pesándolo sobre el ánodo como dióxido
de plomo.
Efectos en la salud y/o rol biológico

44. El Plomo es un metal blando que ha sido conocido a través de los años por
muchas aplicaciones. Este ha sido usado ampliamente desde el 5000 antes de
Cristo para aplicaciones en productos metálicos, cables y tuberías, pero
también en pinturas y pesticidas. El plomo es uno de los cuatro metales que
tienen un mayor efecto dañino sobre la salud humana. Este puede entrar en el
cuerpo humano a través de la comida (65%), agua (20%) y aire (15%).
Las comidas como fruta, vegetales, carnes, granos, mariscos, refrescos y vino
pueden contener cantidades significantes de Plomo. El humo de los cigarros
también contiene pequeñas cantidades de plomo.
El Plomo puede entrar en el agua potable a través de la corrosión de las
tuberías. Esto es más común que ocurra cuando el agua es ligeramente ácida.
Este es el porqué de los sistemas de tratamiento de aguas públicas son ahora
requeridos llevar a cabo un ajuste de pH en agua que sirve para el uso del
agua potable. Que nosotros sepamos, el Plomo no cumple ninguna función
esencial en el cuerpo humano, este puede principalmente hacer daño después
de ser tomado en la comida, aire o agua.
El Plomo puede causar varios efectos no deseados, como son:
 Perturbación de la biosíntesis de hemoglobina y anemia
 Incremento de la presión sanguínea
 Daño a los riñones
 Abortos y abortos sutiles
 Perturbación del sistema nervioso
 Daño al cerebro
 Disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el esperma
 Disminución de las habilidades de aprendizaje de los niños
 Perturbación en el comportamiento de los niños, como es agresión,
comportamiento impulsivo e hipersensibilidad.
El Plomo puede entrar en el feto a través de la placenta de la madre. Debido a
esto puede causar serios daños al sistema nervioso y al cerebro de los niños
por nacer.
Aplicaciones del plomo
El plomo se ha utilizado durante muchos siglos en fontanería y conducciones
de agua, en protección y techado de edificios, en menaje de cocina y
doméstico y en objetos ornamentales. Su elevada densidad le hace muy
indicado para anclas, contrapesos y munición, así como pantalla protectora
contra radiaciones diversas y protección acústica. Las propiedades
electroquímicas del plomo se utilizan ampliamente para sistemas de
almacenamiento de energía eléctrica por medio de la batería plomoácido,
ampliamente utilizada en vehículos automóviles, en sistemas estacionarios de
comunicaciones, en medicina y, en general, donde es necesario asegurar la
continuidad de los servicios y sistemas. Algunos compuestos de plomo,
particularmente los óxidos brillantemente coloreados, se han utilizado durante

45. muchísimo tiempo, en pinturas y pigmentos, en vidrios y en barnices para la
cerámica.
Los usos finales del plomo, es decir, su aplicación práctica, han variado de
forma drástica en lo que va de siglo. Usos clásicos, como la fontanería, la
plancha para industrias químicas y para la construcción, las pinturas y los
pigmentos, los cables eléctricos, etc., han retrocedido de forma sensible. En la
gasolina la utilización del plomo tiende a desaparecer, obedeciendo a
exigencias legales.
La realidad es que hay usos muy especiales del plomo, que le hacen
indispensable o difícilmente sustituible son, entre otros:
 Baterías para automoción, tracción, industriales, aplicaciones militares,
servicios continuos y de seguridad, energía solar, etc.
 Protección contra radiaciones de todo tipo;
 Vidrios especiales, para aplicaciones técnicas o artísticas; o Protección
contra la humedad, cubiertas y techumbres
 Soldadura, revestimientos, protección de superficies, etc.
NITROGENOIDES
Forman el grupo 15 (antiguo VA) de la Tabla Periódica. Son: nitrógeno, fósforo,
arsénico, antimonio, bismuto. Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre
(incluyendo agua y atmósfera).

46. A veces se presentan nativos. Los minerales son óxidos o sulfuros. Se obtienen
por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los
sulfuros.
La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia
(2 electrones s y 3 electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del
primero al último.
Las propiedades metálicas se incrementan desde el nitrógeno al bismuto de
forma que el nitrógeno es no metal, gas diatómico, las modificaciones negras
del fósforo y gris de arsénico y antimonio presentan algunas propiedades
metálicas y el bismuto es un metal pesado. Esto se traduce en una disminución
de los puntos de fusión a partir del arsénico, pues disminuye el carácter
covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico.
La semiocupación de los orbitales p se traduce en un potencial de ionización
alto, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.
Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de
oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece
el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y
halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el
número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3.
No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes; salvo el nitrógeno,
todos reaccionan con ácidos oxidantes. Con el oxígeno se forman los óxidos
con número de oxidación +3 y +5, excepto el nitrógeno que forma todos los
comprendidos entre +1 y +5, aunque principalmente, +1, +2, +4. La acidez de
los hidróxidos X(OH)3 disminuye según aumenta el número atómico, siendo el
Bi(OH)3 básico. En estado pentavalente todas las combinaciones oxigenadas
son ácidas, disminuyendo su fuerza según aumenta el número atómico.
NITRÓGENO
El nitrógeno se encuentra principalmente en la atmósfera como dinitrógeno
(N2) un gas diatómico inerte (p. f. 63.1o
K , p. e. 77.3o
K ) que constituye el 78%
del volumen de la atmósfera de la tierra. El nitrógeno en su estado natural
consta de 14
N y 15
N en una razón absoluta 14
N/15
N =272.0. al isótopo 15
N a
menudo es útil como trazador y por fraccionamiento eficiente del sistema ha
sido posible preparar acido nítrico con un contenido de 15
N de hasta 99.8%

47. El dinitrógeno se obtiene comercialmente por licuefacción y fraccionamiento del
aire; contiene generalmente algo de argón y dependiendo de la calidad mas de
30 ppm de oxigeno. El oxigeno se puede eliminar mezclándolo con un poco de
hidrogeno y tratándolo con un catalizador de platino, haciendo pasar el gas
sobre cobre u oro metal en caliente, o haciéndolo burbujear sobre soluciones
acuosas de iones Cr+2
o V+2
. El nitrógeno espectroscopicamente puro se
puede preparar convenientemente por descomposición térmica de la acida de
sodio o la acida de bario por ejemplo:
2NaN3  2Na + 3N2
Óxidos de nitrógeno
FORMULA NOMBRE COLOR TEMPERATURA OBSERVACIONES
N2O Oxido
nitroso
incoloro f. -90.8;h. -88.5 Poco reactivo
NO Oxido
nítrico
incoloro f. -163.6;h-151.8 Moderadamente
reactivo
N2O3 Trióxido de
dinitrógeno
Azul
oscuro
f. -100.6;d. 3.5 Muy disociado
como gas
NO2 Dióxido de
nitrógeno
café f.-11.20 Algo reactivo
N2O4
Tetroxido
de
dinitrógeno
incoloro
h. 21.2
Muy disociado en
NO2 como gas, y
como liquido
parcialmente
N2O5
Pentóxido
de
dinitrógeno
incoloro
f. 30;d. 47
Inestable como
gas; solidó iónico
NO3;N2O6 -------- -------- -------
No se encuentran
muy bien
caracterizados;
muy inestables
Oxido nitroso
El oxido nitroso (N2O) se obtiene por descomposición térmica del nitrato de
amonio fundido entre 250 y 260 o
:
NH4NO3  N2O + 2H2O
Las impurezas de NO, se pueden eliminar haciéndolas pasar por un solución
de sulfato de hierro (II), y con 1 a 2 % de nitrógeno. El NH4 NO3 tiene que
estar libre Cl-
que se produce N2O casi puro. El gas también se obtiene en la
reducción de nitritos y nitratos, bajo ciertas condiciones, y por la
descomposición de hiponitiritos.

48. El oxido nitrosos es relativamente poco reactivo, y a temperatura ambiente es
inerte a los halógenos, metales alcalinos y ozono. Oxida algunos complejos de
los metales de transición de baja valencia, y forma el complejo [Ru(NH3)5N2O]+2
a temperaturas elevadas de descompone en nitrógeno y oxigeno; reacciona
con los metales alcalinos y muchos compuestos orgánicos, y mantiene la
combustión. Además de su empleo como anestésico, su principal uso
comercial es de propursol de aerosoles.
Óxido nítrico
El oxido nitrito (NO) se forman muchas reacciones que implican la reducción
tanto del acido nitrito como de soluciones de nitratos y nitritos. Por ejemplo,
como acido nitrito 8M:
8HNO3 + 3Cu  3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Se obtiene NO razonablemente puro mediante las siguientes reacciones
acuosas:
2NaNO2 + 2 NaI + 4H2SO4  I2 + 4NaHSO4 + 2H2O + 2NO
2NaNO2 + 2FeSO4 + 3H2SO4  Fe2(SO4)3 + 2NaHSO4 + 2H2O + 2NO
Ó en seco:
3KNO2 + KNO3 + Cr2O3  2K2CrO4 + 4NO
Como se indicó con anterioridad, obtención para fines comerciales, se lleva a
cabo mediante oxidación catalítica del amoniaco. La combinación directa de
los elementos ocurre solo a muy altas temperaturas; para aislar las pequeñas
cantidades formadas es preciso enfriar rápidamente la mezcla en equilibrio.
Aunque esta reacción a sido muy estudiada, no se ha desarrollado como una
síntesis comercial practica.
El oxido nítrico reacciona instantáneamente con el O2:
2NO + O2  2NO2
También reacciona con el F2, Cl2 y Br2 para formar los halogenuros de nitroxilo
XNO y con CF3 I para dar CF3NO y I2. Mediante unos agentes oxidantes
fuertes, se oxida a acido nítrico, la reacción con permanganato es cuantitativa y
proporciona un método de análisis. Por medio de SO2 se reduce a N2O, y por
el ion cromo (II) a NH2OH es solución acida en ambos casos.
El oxido nítrico es termodinámicamente inestable a 25 grados y una atmósfera,
y, a presiones elevadas se descompone fácilmente en el intervalo de 30 – 50:

49. 3NO  N2O + NO
La mejor manera de obtener este oxido como un ilíquido azul intenso y un
solidó azul pálido es por la interacción de cantidades estequiometricas de NO y
O2 o NO y N2O4. Formalmente es el anhídrido de acido nitrosos, y la
disolución de una mezcla equimolar de NO y NO2 en alcalisis produce nitritos
virtualmente puros; en fases gaseosas se forman ácidos nitrosos.
La disociación de N2O3,
N2O3  NO + NO2
Empieza ser significativa por encima de -30 grados. Parece haber una auto
ionización en el líquido.
N2O3  NO+
+ NO2
-
Dióxido de nitrógeno y tetraóxido de nitrógeno
Estos dos óxidos, NO2 y N2O4, existen en equilibrio tanto en solución como en
fase gaseosa, la cual depende principalmente de la temperatura.
2NO2  N2O4
Café incoloro
Paramagnético diamagnético
Efectos en la salud y rol biológico
El nitrógeno es componente esencial de los aminoácidos y los ácidos
nucleicos, vitales para la vida. Las legumbres son capaces de absorber el
nitrógeno directamente del aire, siendo éste transformado en amoníaco y luego
en nitrato por bacterias que viven en simbiosis con la planta en sus raíces. El
nitrato es posteriormente utilizado por la planta para formar el grupo amino de
los aminoácidos de las proteínas que finalmente se incorporan a la cadena
trófica. Las moléculas de nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En
agua y suelos el nitrógeno puede ser encontrado en forma de nitratos y nitritos.
Todas estas substancias son parte del ciclo del nitrógeno, aunque hay una
conexión entre todos.
Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de
nitratos y nitritos, mayormente debido a la aplicación de estiércoles que
contienen nitrato. El nitrógeno es emitido extensamente por las industrias,
incrementando los suministros de nitratos y nitritos en el suelo y agua como
consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del nitrógeno.
Las concentraciones de nitrógeno en agua potable aumentarán grandemente
debido a esto.

50. Nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud. Estos
son los efectos más comunes:
 Reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución
en la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito)
 Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)
 Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)
 Producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las
más comunes causa de cáncer. (nitratos y nitritos)
Pero desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho
más importante que el nitrógeno. Este es un mensajero vital del cuerpo para la
relajación de los músculos, y hoy sabemos que está involucrado en el sistema
cardiovascular, el sistema inmunitario, el sistema nervioso central y el sistema
nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxido-nítrico
sintasa, es abundante en el cerebro.
¿Se conoce? La droga Viagra trabaja liberando óxido nítrico para producir el
mismo efecto.
Aplicaciones del nitrógeno
La más importante aplicación comercial del nitrógeno diatómico es la obtención
de amoníaco por el proceso de Haber. El amoniaco se emplea con
posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.
Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de
potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de
amonio fertilizante.
Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el
trinitrotolueno son a menudo explosivos. La hidracina y sus derivados se usan
como combustible en cohetes.

51. FÓSFORO
El fósforo entra en la constitución de la corteza terrestre en un 0.13% y
solamente en estado de ortofosfatos. De las tres modificaciones que se
conocen del fósforo únicamente tienen importancia industrial el fósforo blanco,
el fósforo rojo y, sobre todo la forma activa del blanco. El fósforo en sus
combinaciones, es trivalente o pentavalente.
La reacción puede considerarse como una reacción ácido-base, seguida de
una reacción redox.
El CaSiO3 separa como escoria. En las condiciones de reacción, el fósforo se
volatiliza (mezcla P4 y P2) y se condensa bajo agua como P4. El proceso
consume una cantidad ingente de electricidad.
Equilibrio:
Alotropías del fósforo
El fósforo, al igual que ocurre con el S, se presenta en varias formas
alotrópicas. Sus propiedades (aspecto e incluso reactividad) varían
sustancialmente de unas a otras. Todas ellas contienen enlaces sencillos P–P
.
Hay por lo menos 6 clases de fósforo (alótropos); los más importantes son:
blanco (o amarillo), rojo, negro y violeta.
Fósforo blanco
Constantes físicas:
 Punto de fusión = 44.1 o
C
 Punto de ebullición = 2282 o
C
 Temperatura de inflamación = 60 o
C
 Calor de vaporización = 101.0 Kcal.
 Calor de fusión = 5.03 Kcal.
 Calor especifico ( entre 49 y 98 ) o
C =0.2045

52. El fósforo blanco es venenoso, insoluble en el agua y fácilmente soluble en el
sulfuro de carbono. Brilla en la oscuridad al aire debido a la transformación del
P2O3 de su superficie en P2O5, más estable. Siempre en la práctica se le
guarda debajo del agua o en el seno de una atmósfera de gases inertes se le
transporta en estado solidó (en forma de prisma o de cilindros) en bidones de
hierro, o liquido de vagones de cisternas calentables. Como por encima de 45
o
C es líquido, casi se le manipula en este estado. Para suministro y dosado se
le prefiere, reemplazadole por una cantidad equivalente de agua.
Fósforo rojo. El paso del fósforo blanco a la modificación rojo estable se
produce con desarrollo de calor; por 31g de P 4.22 Kcal. La transformación
debe efectuarse lentamente, de manera que el calor vaya desprendiéndose
poco a poco, porque si se realiza de repente, a causa del pequeño calor
específico del fósforo blanco (0.205 Kcal. /Kg). La temperatura subiría de golpe
600oC, lo que representa una presión aproximadamente de 45 atm.Es menos
tóxica y reactiva que la forma blanca. Puede ser almacenada en presencia de
aire sin que reaccione con el.
Está formado por redes tridimensionales con cada átomo de fósforo en un
entorno piramidal. Debido a ello el fósforo rojo es insoluble y su temperatura de
fusión es mayor (600o
C) que la del blanco. La densidad del fósforo rojo también
es mayor que la del blanco
Fósforo negro. Forma más estable termodinámicamente a temperatura
ambiente; sin embargo, las velocidades de transformación de las otras formas
en negra son muy lentas. Tiene un color gris oscuro con brillo metálico. Es
escamoso como el grafito y, como éste, conduce la corriente y el calor.
Presenta una estructura en capas alabeadas formadas por anillos hexagonales
fundidos. Se obtiene a partir de la variedad blanca a muy altas presiones y a
partir de la roja a presión normal y con catalizadores.

53. Compuestos del fósforo
Cloruro de Fósforo. De todos los halogenuros de fósforo únicamente tiene
importancia práctica los cloruros. Se les obtiene directamente, a partir de los
elemento, en aparatos de plomo o de hierro emplomado. A causa de sus
propiedades dañinas para la piel y los pulmones, los aparatos deben ser
herméticos y situados en lugares bien ventilados.
Tricloruro de fósforo. Se le obtiene según la reacción:
Pentacloruro de fósforo. Este compuesto es sólido a la temperatura normal, y
se sublima a unos 100°C. Técnicamente se le obtiene a partir del PCl3, según
la ecuación:
Oxicloruro de fósforo. POCl3 es un líquido incoloro (p. de f. = 1,2 °C; p. de eb.
— = 107,2 °C) de olor irritante. Se le emplea en la preparación de cloruros
ácidos, anhídridos ácidos y esteres del ácido fosfórico. La materia empleada
para su obtención es el tricloruro de fósforo, al que se oxida con clorato
potásico. Por reacción entre el cloruro de sulfurilo y el tricloruro de fósforo se
forma oxicloruro de fósforo y cloruro de tionilo. El método más simple y
técnicamente más razonable para obtener este cuerpo es el de la I.G., basado
en hacer reaccionar el tricloruro de fósforo con oxígeno:
Sulfuros de Fósforo. De los compuestos del azufre con el fósforo sólo
interesa técnicamente el tri-sulfurotetrafosfórico, P4S3, denominado
corrientemente sesquisulfuro de fósforo. Es un producto cristalino, de color
amarillo, que funde a 172,5° y su punto de ebullición es 408 °C. Forma parte,
mezclado con cuarzo y polvo de vidrio, de la masa inflamable de las cerillas
que no necesitan para encenderse raspador especialmente preparado. Se

54. inflama a unos 100°C (el fósforo blanco, a 60°).Los antiguos métodos de
preparación de este cuerpo utilizaban el fósforo rojo; pero, modernamente, se
emplea el fósforo amarillo aprovechando la notable cantidad de calor que se
desprende en la reacción:
El calor de reacción es suficiente para mantener la mezcla reaccionante a 350
°C, que es la temperatura óptima de reacción.
Pentóxido de Fósforo. Para la obtención del P205 se quema el fósforo blanco
con aire absolutamente seco (1) condición imprescindible para evitar que se
forme trióxido de fósforo durante la combustión. La mezcla de los vapores de
fósforo con el aire de combustión debe ser perfecta. Como el calor de
formación del P205 es extraordinariamente alto (360 Kcal por mol), se le
elimina trabajando con una gran cantidad de aire. Cuando hay que obtener
grandes cantidades de P205 se quema el fósforo en una cámara de
combustión con un gran exceso de aire bien seco, y los productos resultantes
de la combustión pasan por una o por varias torres de hierro donde se deposita
el P206 en copos. Estos copos van acumulándose sobre el piso plano o cónico
de las torres, desde donde un rastrillo los conduce a un tornillo transportador
que va al envasado (bidones de hojalata o cajas), o bien a los talleres donde
deben sufrir ulteriores manipulaciones. Los gases de escape son purificados
eléctricamente, casi siempre después de haber pasado por una absorción con
ácido fosfórico.
Se usa en los laboratorios y en química preparativa para la obtención de
compuestos orgánicos de fósforo.
Ácidos fosfóricos
La combustión del fósforo hasta formar P205 y la subsiguiente hidratación,
conduce a la obtención del ácido fosfórico:
Para el éxito de estas reacciones es preciso vigilar cuidadosamente la
temperatura, pues de lo contrario se está expuesto a que se produzcan los
ácidos piro-fosfórico y metafosfórico, lo que debe ser evitado. En general, se
consigue evitar esta dificultad operando la combustión en presencia de un

55. exceso de ácido fosfórico, que vuelve al circuito de fabricación una vez
enfriado.
Fosfatos
Fosfato Monosódico (NaH2P04). Este producto se obtiene por neutralización
del ácido fosfórico con carbonato sódico en la cantidad precisa para que se
forme el compuesto monobásico (pH = 4,5). La neutralización se realiza en una
caldera provista de agitadores vertiendo la solución del carbonato sobre la del
ácido fosfórico; se opera a la temperatura de ebullición. Si se emplea el ácido
fosfórico obtenido por vía húmeda precipitan simultáneamente el sulfato cálcico
y los fosfatos mono- y dicálcico, y los fosfatos de hierro y aluminio. El magnesio
permanece disuelto en la solución monobásica. Una vez separadas estas
impurezas por filtración, se concentra el líquido hasta que contenga 40-50 %
NaH2P04; se enfría, y los cristales que se separan son centrifugados y secados
con cuidado en un secador rotativo.
En este caso se emplea por cada molécula de P205 una de sal de Glauber, que
es un producto barato, en lugar de emplear 1 mol de Na2C03 y 1 mol H2S04. El
fosfato monosódico se emplea para obtener el pirofosfato sódico y los
metafosfatos sódicos.
Fosfato Disódico (Na2HPO4). Para su obtención se parte del ácido fosfórico o
de las aguas madres resultantes de la fabricación del fosfato monosódico; en
ambos casos se neutraliza con carbonato sódico hasta un pH 8,5 (cambio de
color de la fenolftaleína), se hierve, se filtra y se evapora el filtrado caliente, que
se deja cristalizar por enfriamiento.
Fosfato Trisódico (Na3P04.). Esta sal circula en el comercio en varias formas;
la sal cristalizada con agua de cristalización, Na3P04.12H20 se fabrica en
cristales, en polvo y en escamas; la sal anhidra, Na3P04, en polvo.
El fosfato de trisódico es un agente de limpieza, para ablandar agua y para
impedir la formación de costras en calderas y corrosión de tuberías y tubos de
calderas.
Obtención con carbonato sódico exclusivamente:
Ataque alcalino de los fosfatos minerales con lejía de sosa (Na3P04):

56. Nota: En un reacción, = y  es lo mismo.
Pirofosfatos
Pirofosfato Disódico (Na2H2P207). Se obtiene calentando el ortofosfato
monosódico a 200-220 °C. Si el se usa el fosfato disódico, se produce
polimerización con producción primeramente del pirofosfato de sodio, según,
Metafosfatos
Se obtiene calentando al rojo oscuro el ácido ortofosfórico, el cual pierde así
una molécula de agua, o bien el fosfato amónico:
El ácido metafosfórico es un ácido monobásico, cuyos cristales tienen aspecto
vítreo y se volatilizan a temperatura algo elevada. Si el fosfato monosódico se
calienta a 700°C y luego se enfría rápidamente se obtiene el hexametafosfato
de sodio, que es en realidad un polímero (polifosfato) de peso molecular entre
13000 y 17000.
Ortofosfatos de Calcio
De los fosfatos alcalinotérreos tienen importancia industrial los ortofosfatos de
calcio, que constituyen el grupo de las sales del ácido fosfórico de más
extensas e importantes aplicaciones. Los fosfatos de calcio, impurificados por
otras materias, forman la parte principal de los abonos fosfatados. En estado
puro se emplean en diversos ramos de la industria alimenticia
Ortofosfato monocálcico (Ca(H2P04)2. H2O). Del fosfato monocálcico por
reacción entre el ácido fosfórico y compuestos de calcio:

57. Fosfato dicálcico:( CaHP04
.
2H20). Mientras que cuando se ataca el apatito, o
el fosfato tricálcico, con un ácido, por ejemplo, sulfúrico, se obtiene
directamente el fosfato monocálcico impuro, no es posible obtener de esta
manera el fosfato dicálcico; pero, si se hierve una disolución, o una suspensión
de fosfato monocálcico en agua, se obtiene por hidrólisis el fosfato dicálcico.
Fosfatos polímeros o condensados. Los aniones ortofosfato pueden unirse
también por puentes de oxigeno. Existen tres tipos de bloques estructurales
(A,B). Los aniones polímeros resultantes se denominan metafosfatos si son
cíclicos (C) o polifosfatos si son lineales (D). Las sales sódicas de los fosfatos
condensados se utilizan:
Superfosfatos. Esencialmente, el superfosfato está formado por una mezcla
de fosfato monocálcico y sulfato cálcico. Es el abono artificial más antiguo. La
reacción fundamental para la fabricación de superfosfatos, es la siguiente:
Superfosfatos dobles (fosfosales). En los superfosfatos, menos de una
tercera parte de su peso es fosfato cálcico. Con el fin de darles un porcentaje
más elevado en fosfatos monocálcico, y de disminuir de esta manera los gastos
de fletes y transportes, se han ideado los superfosfatos dobles que se obtienen
atacando con ácido fosfórico los fosfatos naturales. El fosfato de calcio tratado
con ácido sulfúrico origina superfosfato. Tratado con ácido fosfórico origina

58. superfosfato doble. Estos superfosfatos se utilizan ampliamente como
fertilizantes.
Un ejemplo sería: Ortofosfatos dobles de amonio y de sodio.
(NaNH4HPO4HPO4
.
4 H2O) (Sal de fósforo) Se presenta en cristales incoloros,
eflorescentes, solubles en agua. Se emplea como fundente para disolver los
óxidos de metales.
Fosfina (PH3)
Características:
 Fórmula: PH3
 Peso molecular: 34;
 Solubilidad a 15ºC: 112 cm³;
 Valencia del Fósforo: -3;
 Estado físico (a 20ºC): gas incoloro;
 Punto de fusión: -133ºC;
 Densidad: 1.18;
 Punto de ebullición: -85ºC.
El fósforo se combina con el hidrógeno y forma tres compuestos distintos: el
hidrógeno fosforado gaseoso o fosfa-mina, PH3, el hidrógeno fosforado líquido,
P2H4 y el hidrógeno fosforado sólido, (P2H)6 o P12H6. El más importante es el
primero.. Se obtiene fosfamina pura, no inflamable espontáneamente, tratando
el yoduro de fosfonio, I PH4, con potasa cáustica:
Es un poderoso reductor que se apropia del Oxígeno de muchos cuerpos para
transformarse en ácido fosfórico. Por esta propiedad es extremadamente
venenoso, pues deja al cuerpo humano sin oxígeno necesario.
Se une con los hidrácidos para formar compuestos que son isomorfos con las
sales amónicas, por ejemplo:
Rol biológico y efectos en la salud
La principal función del fósforo es la formación de huesos y dientes. Este
mineral cumple un papel muy importante en la utilización de carbohidratos y
grasas en el cuerpo, en la síntesis de proteína para el crecimiento, al igual que
la conservación y reparación de células y tejidos. Asimismo, es fundamental

59. para la producción de ATP, una molécula que el cuerpo utiliza para almacenar
energía.
El fósforo trabaja con las vitaminas B y también participa en la contracción de
músculos, el funcionamiento de los riñones, la conservación de la regularidad
de los latidos del corazón y en la conducción nerviosa.
Los compuestos de fósforo intervienen en funciones vitales para los seres
vivos, por lo que está considerado como un elemento químico esencial. El
fósforo, por ejemplo, como molécula de Pi («fosfato inorgánico»), forma parte
de las moléculas de ADN y ARN, las células lo utilizan para almacenar y
transportar la energía mediante el adenosín trifosfato. Además, la adición y
eliminación de grupos fosfato a las proteínas, fosforilación y desfosforilación,
respectivamente, es el mecanismo principal para regular la actividad de
proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células
eucariotas tales como los espermatozoides.
Aplicaciones del fósforo
 El ácido fosfórico concentrado, que puede contener entre 70 y 75% de
pentóxido (P2O5) es importante para la agricultura, ya que forma los
fosfatos empleados en la producción de fertilizantes.
 Los fosfatos se usan en la fabricación de cristales especiales para
lámparas de sodio y en el recubrimiento interno de lámparas
fluorescentes
 El fosfato monocálcico se utiliza como levadura artificial
 Es importante en la producción de acero y bronce.
 El fosfato trisódico se emplea como agente de limpieza para ablandar el
agua y prevenir la corrosión de tuberías.
 El fósforo blanco tiene aplicaciones militares en bombas incendiarias,
bombas de humo y balas trazadoras.
 También se usa en fósforos de seguridad, pirotecnia, pasta de dientes,
detergentes, pesticidas, etc.
 El fósforo también es utilizado para impurificar semiconductores,
especialmente el silicio debido a su adyacencia en la tabla periódica. El
fósforo en sí mismo también es semiconductor, pero no se utiliza como
tal.
 Aleado con níquel forma el NiP, la sustancia más oscura que existe,
usada sobre todo en telescopios, aunque también tiene otros usos.
 El fósforo rojo se emplea en la fabricación de cerillas, también llamadas
fósforos.
ARSÉNICO
El arsénico es un elemento químico tabla periódica cuyo símbolo es As y el
número atómico es 33. En la tabla periódica de los elementos se encuentra en

60. el quinto grupo principal. El arsénico se presenta raramente sólido,
principalmente en forma de sulfuros. Pertenece a los metaloides, ya que
muestra propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Se
conocen compuestos de arsénico desde la antigüedad, siendo
extremadamente tóxico, aunque se emplean como componentes en algunos
medicamentos. El arsénico es usado para la fabricación de semiconductores y
como componente de semiconductores III-V como el arseniuro de galio.
El arsénico presenta tres estados alotrópicos, gris ó metálico, amarillo y negro.
Arsénico gris metálico (forma α) es la forma estable en condiciones normales
y tiene estructura romboédrica, es un buen conductor del calor pero pobre
conductor eléctrico, su densidad es de 5,73 g/cm³, es deleznable y pierde el
lustre metálico expuesto al aire.
El arsénico amarillo (forma γ) se obtiene cuando el vapor de arsénico se
enfría rápidamente. Es extremadamente volátil y más reactivo que el arsénico
metálico y presenta fosforescencia a temperatura ambiente. El gas está
constituido por moléculas tetraédricas de As4 de forma análoga al fósforo y el
sólido formado por la condensación del gas tiene estructura cúbica, es de
textura jabonosa y tiene una densidad aproximada de 1,97 g/cm³. Expuesto a la
luz o al calor revierte a la forma estable (gris). También se denomina arsénico
amarillo al oropimente, mineral de trisulfuro de arsénico.
Una tercera forma alotrópica, el arsénico negro (forma β) de estructura
hexagonal y densidad 4,7 g/cm³, tiene propiedades intermedias entre las
formas alotrópicas descritas y se obtiene en la descomposición térmica de la
arsina o bien enfriando lentamente el vapor de arsénico.
Todas las formas alotrópicas excepto la gris carecen de lustre metálico y tienen
muy baja conductividad eléctrica por lo que el elemento se comportará como
metal o no metal en función, básicamente, de su estado de agregación.
También vea metal pesado.
A presión atmosférica el arsénico sublima a 613 °C, y a 400°C arde con llama
blanca formando el sesquióxido As4O6. Reacciona violentamente con el cloro y
se combina, al calentarse, con la mayoría de los metales para formar el
arseniuro correspondiente y con el azufre. No reacciona con el ácido clorhídrico
en ausencia de oxígeno, pero sí con el nítrico caliente, sea diluido o
concentrado y otros oxidantes como el peróxido de hidrógeno, ácido perclórico,
etc. Es insoluble en agua pero muchos de sus compuestos lo son.
Es un elemento químico esencial para la vida aunque tanto el arsénico como
sus compuestos son extremadamente venenosos.
Aplicaciones del arsénico

61.  Preservante de la madera (arseniato de cobre y cromo), uso que
representa, según algunas estimaciones, cerca del 70% del consumo
mundial de arsénico.
 El arseniuro de galio es un importante material semiconductor empleado
en circuitos integrados más rápidos, y caros, que los de silicio. También
se usa en la construcción de diodos láser y LED.
 Aditivo en aleaciones de plomo y latones.
 Insecticida (arseniato de plomo), herbicidas (arsenito de sodio) y
venenos: A principios del siglo XX se usaban compuestos inorgánicos
pero su uso ha desaparecido prácticamente en beneficio de compuestos
orgánicos (derivados metílicos).
 El disulfuro de arsénico se usa como pigmento y en pirotecnia.
 Decolorante en la fabricación del vidrio (trióxido de arsénico).
 Históricamente el arsénico se ha empleado con fines terapéuticos
prácticamente abandonados por la medicina occidental aunque
recientemente se ha renovado el interés por su uso como demuestra el
caso del trióxido de arsénico para el tratamiento de pacientes con
leucemia promielocítica aguda.
 Como elemento fertilizante en forma de mineral primario rico, para la
agricultura.
Rol biológico
Aun cuando el arsénico se asocia con la muerte, el crimen más bien, es un
elemento esencial para la vida y su deficiencia puede dar lugar a diversas
complicaciones. La ingesta diaria de 12 a 15 μg puede obtenerse sin problemas
con la dieta diaria de carnes, pescados, vegetales y cereales, siendo los peces
y crustáceos los que más contenido de arsénico presentan generalmente en
forma de arsenobetaina menos tóxica que el arsénico inorgánico.
FAMILIA CALCÓGENOS
El grupo VIA incluye oxigeno, azufre, selenio, telurio y polonio. El oxigeno es el
mas importante y abundante del grupo. Puesto que la química del oxigeno es
diferente a la de los otros miembros, se considera el oxigeno separadamente
antes que los otros. El polonio es el producto de la desintegración radioactiva
del radio.

62. Cada elemento tiene una deficiencia de dos electrones con respecto a la
estructura del gas noble respectivo, por esta razón, estos elementos obtienen
la configuración electrónica de gas noble en la formación de compuestos
iónicos al aceptar dos electrones por átomo:
2Na +
S2-
Los elementos también adquieren configuración de gas noble mediante la
formación de enlace covalente:
Se
Cada miembro del grupo es un no metal menos activo que el halógeno de su
periodo.
Las electronegatividades de los elementos disminuyen, en forma esperada,
con el aumento de número atómico.

63. El oxigeno es el segundo mas electronegativo, el azufre es tan electronegativo
como el yodo. Así los óxidos de la mayoría de los metales son iónicos, mientras
que los sulfuros, seleniuros y teleniuros de los metales mas activos (tales
como los metales del los grupos I y II A) son verdaderos compuestos iónicos.
Son predominantemente no metálicos en el comportamiento químico, las
características metálicas aparecen en los miembros mas pesados del grupo.
La tendencia al aumento del carácter metálico es paralela, como se esperaba,
al aumento en número atómico, radio atómico y disminución del potencial de
ionización.
El polonio es el mimbro mas metálico del grupo, parece capaz de formar
cationes que existen en solución acuosa y el estado 2- del polonio es inestable
(ejemplo H2PO). Aunque el telurio es esencialmente de carácter no metálico, se
han reportado sales inestables de telurio con aniones de ácidos fuertes. La
forma ordinaria del telurio es metálica. El selenio existe en modificaciones
cristalinas metálicas y no metálicas.
Existen azufre, selenio y telurio en estado de oxidación positiva en compuestos
en los cuales se combinan con los elementos mas electronegativos (tales como
el oxigeno y los halógenos). Se considera que el oxigeno tiene un numero de
oxidación positivo solo en los pocos compuestos que forman con el fluor.
Para el azufre, el selenio y el telurio, los estados de oxidación de 4+ y 6+ son
particularmente importantes. El H2Te y H2Se son mejores agentes reductores
que el hidrogeno.
Los elementos del grupo VIA son menos electronegativos que los
Halógenos.
El oxígeno y azufre son no metálicos pero el selenio lo es menor grado.
El telurio se clasifica como metaloide y forma cristales a los metálicos, su
química es metálica.
El polonio es metal, sus 29 isótopos son radiactivos.
Como las irregularidades en las propiedades de los elementos en una familia
aumentan hacia la parte media de la tabla periódica, se observan mayores
diferencias en la VIA que en la de los Halógenos. Las propiedades de los
elementos del segundo periodo, difieren significativamente de otros elementos
en sus familias ya que carecen de orbitales d de baja energía.
Por este motivo las propiedades del oxígeno no son similares a las de los otros
elementos del grupo VIA.
La configuración electrónica del grupo VIA es ns2
np4
. Todos pueden ganar o
compartir electrones al formar compuestos.
Forman compuestos covalentes del tipo H2E con número de oxidación –2

64. Número de coordinación es cuatro, pero el S, Se, Te y tal vez Po sea de 6.
OXÍGENO
El oxigeno es el elemento mas abundante, el oxigeno constituye cerca del
21.0% del volumen ó el 23.2% de la masa de la atmósfera. La mayoría de los
minerales contienen oxigeno.
El SiO2 es un ingrediente común de muchos minerales y el principal
constituyente de la arena. Otros minerales que contienen oxigeno son los
óxidos, sulfatos y carbonatos.
El oxigeno es un constituyente de los compuestos que forman animales y
plantas. El cuerpo humano tiene mas de un 60 % de oxigeno.
En la naturaleza existen tres tipos de isótopos del oxigeno: 16
O (99.759%), 18
O
(0.204%) Y 17
O (0.037%). Los isótopos 14
O, 15
O, 19
O Y 20
O son artificiales e
inestables.
La principal fuente comercial de oxigeno es la atmósfera. El aire es una mezcla.
Mas del 99% del oxigeno producido industrialmente se obtiene por licuefacción
y destilación fraccionada del aire. En el proceso, se licua por compresión y
enfriamiento el aire seco filtrado, del cual se extrae el CO2.
Cuando el aire se calienta el nitrógeno hierve y se separa del oxigeno. Los
gases nobles se obtienen de las fracciones de nitrógeno y oxigeno mediante
destilaciones repetidas y otras técnicas de separación. Comercialmente se
produce una pequeña cantidad de oxigeno muy puro aunque costoso por la
electrolisis del agua:
2 H2O electrolisis
2 H2 (g) + O2 (g)
Alótropos del oxígeno
El oxígeno presenta dos formas alotrópicas: O2 (dioxígeno) y O3 (ozono).
El dioxígeno, O2. Gas incoloro, inodoro y difícil de licuar. Presenta una escasa
solubilidad en agua. La solubilidad del O2 en agua es un factor muy relevante
ya que tiene que ser suficiente como para permitir que los seres vivos puedan
respirar:

65. 0 ºC 25 ºC 100 ºC
S (g/100 g H2O) 0.007 0.004 0.001
Solubilidad de O2 en agua a distintas temperaturas
Conforme aumentamos la temperatura la solubilidad del oxígeno (y en general
la de los gases) disminuye. Esto tiene un indudable impacto en la vida de los
organismos acuáticos que utilizan el O2 disuelto en ella para respirar.
Obtención del O2
Escala de laboratorio: hay dos métodos habituales
a) Descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia de dióxido de
manganeso MnO2 que actúa como catalizador de la descomposición:
2 H2O2 (l) (Cat. MnO2)  2 H2O (l) + O2 (g)
b) Descomposición térmica del clorato potásico:
2 KClO3 (s)  2 KCl (s) + 3 O2 (g)
Dicha descomposición necesita de una temperatura de unos 400-500 ºC. La
adición de MnO2 logra que la temperatura de descomposición baje hasta los
150 ºC. También se puede obtener dioxígeno por electrolisis del agua. El
inconveniente es gasto de electricidad que supone. El interés por obtener
hidrógeno (ver economía del hidrógeno en el tema 5) partiendo del agua como
materia prima quizás provoque que en el futuro haya otros métodos de
obtención industrial alternativos a la destilación fraccionada del aire líquido.
Aplicaciones del O 2
El dioxígeno tiene un buen número de aplicaciones en el mundo moderno. Se
utiliza por ejemplo en medicina en la respiración asistida de los pacientes; en
todos los hospitales encontraremos grandes depósitos de oxígeno líquido.
Además, es esencial en el proceso de combustión de azúcares mediante el
cual la mayor parte de los seres vivos obtienen energía:
6CO2 + 6H2O + energía  C6H12O6 + 6 O2

66. La mayor parte del oxígeno (80% de la producción mundial) se destina a la
industria del hierro y del acero (proceso Bessemer). Cada tonelada de acero
necesita para su obtención de 3/4 tn de oxígeno.
Otros usos:
 preparación de TiO2 a partir de TiCl4
 oxidación del NH3 en la fabricación de HNO3
 combustible (oxidante) en cohetes espaciales
 producción gas de síntesis (CO+ H2O)
 oxidación directa de etileno a óxido de etileno
Ozono. El oxigeno existe en una forma triatómica: el ozono, además de la
usual modificación diatómica.
La molécula del ozono es diamagnética y tiene una estructura angular. Ambos
enlaces oxigeno-oxigeno tienen la misma longitud (128 pm) que es intermedia
entre la distancia del doble enlace (110 pm) y la distancia del enlace único
(148pm) la molécula puede representarse como un híbrido de resonancia.
El ozono es un gas azul pálido con un olor característico; se puede pronosticar
que su densidad es 11/2
veces la del O2. La temperatura de ebullición es de -
112o
c y el de fusión es de -193o
c es ligeramente mas soluble en agua. Es un
agente oxidante muy potente (mucho más que el dioxígeno)
O3(g) + H2O (l) + 2e-  O2(g) + 2 OH-
(ac) medio básico Eo
= 2.07 V
O2(g) + 4 H+
(aq) + 4e-  2 H2O(l) medio ácido Eo
= 1.23 V
Obtención y usos del ozono
Una corriente de dioxígeno sobre un arco eléctrico de 10-20 kV provoca la
disociación en oxígeno atómico que puede recombinarse por dos vías:
O + O  O2 ΔH= -496 kJ mol-1
O + O2  O3 ΔH=-103 kJ mol-1
La segunda reacción es más rápida que la primera (su energía de activación es
sólo 17 kJ mol-1
) por lo que en la recombinación de los átomos de oxígeno se

67. forma O3 en mayor proporción que O2. En el equilibrio se alcanza una
concentración de O2 de alrededor de un 10%. El proceso global es un proceso
endotérmico.
3 O2  2 O3, ΔHf=+143 kJmol-1
El ozono descompone lentamente para dar oxígeno. En la figura se muestra la
proporción en el equilibrio de las tres formas en función de la temperatura. A
temperaturas bajas la forma estable es el O2, a temperaturas elevadas el
oxígeno atómico.
Una ruta alternativa de síntesis de ozono consiste en la irradiación ultravioleta
del O2. Este método es muy útil cuando se requieren bajas concentraciones de
O3 (esterilización de alimentos y desinfección).
Contaminantes del aire
Varios óxidos, hallados en el aire en cantidades variables, son contaminantes
del mismo. La civilización tecnológica moderna esta introduciendo sustancias
extrañas en al atmósfera a una velocidad progresiva. Los principales
contaminantes del aire en términos de cantidades actuales son las siguientes:
1. monóxido de carbono. Es producido por la combustión incompleta de los
combustibles. La combustión interna del motor del automóvil es la
principal fuente de contaminación. La masa de CO producido por este
proceso es igual ala mitad de gasolina consumida. Es toxico debido a
que se combina con al hemoglobina de la sangre y evita que transporte
oxigeno a los tejidos, sin embargo en otras formas el CO no se muy
reactivo.

68. 2. óxidos de azufre. SO2 Y SO3 resultan de la combustión del carbón, los
procesos metalúrgicos y la combustión y refinación del petróleo. La
mayor fuente es la combustión del carbón para producir electricidad. Los
óxidos de azufre son los más graves del aire, son tóxicos, causan daños
respiratorios, dañan la vida de las plantas.
3. óxidos de nitrógeno; se produce NO y NO2 del N2 y O2 del aire a latas
temperaturas características de algunas combustiones.
4. hidrocarburos; son compuestos que contienen carbono e hidrogeno.
5. pequeñas partículas; las partículas reducen la visibilidad y constituyen
una amenaza para la salud; causan daño a los pulmones y pueden ser
toxicas. Las sustancias carcinogénicas pueden estar contenidas en
partículas muy diminutas de hollín.
Efectos en la salud y rol biológico
El oxígeno respirado por los organismos aerobios, liberado por la plantas
mediante la fotosíntesis, participa en la conversión de nutrientes en energía
(ATP). Su disminución provoca hipoxemia y la falta total de él anoxia pudiendo
provocar la muerte del organismo.
Todo ser humano necesita oxígeno para respirar, pero como ocurre con
muchas sustancias un exceso de oxígeno no es bueno. Si uno se expone a
grandes cantidades de oxígeno durante mucho tiempo, se pueden producir
daños en los pulmones. Respirar un 50-100% de oxígeno a presión normal
durante un periodo prolongado provoca daños en los pulmones. Las personas
que en su trabajo sufren exposiciones frecuentes o potencialmente elevadas a
oxígeno puro, deben hacerse un chequeo de funcionamiento pulmonar antes y
después de desempeñar ese trabajo. El oxígeno es normalmente almacenado
a temperaturas muy bajas y por lo tanto se deben usar ropas especiales para
prevenir la congelación de los tejidos corporales.
AZUFRE
Se encuentra aproximadamente 0.05% en la corteza terrestre, los egipcios lo
utilizaban como colorante amarillo y se quemaba en ceremonias religiosas por
su olor poco común. Los alquimistas incorporaban su color amarillo para
producir oro.
Se encuentra como elemento libre, en forma de moléculas S8 y en sulfuros
metálicos PbS, FeS2 y HgS, en menor grado se encuentra en forma de
sulfatos metálicos como BaSO4, CaSO4*2H2O y en gases volcánicos H2S y
SO2.

69. También en el petróleo y carbón
Su presencia en los combustibles fósiles ocasiona problemas ambientales y a
que muchos compuestos con S experimentan combustión para producir SO2.
Una forma de obtención es a partir del H2S oxidado con oxígeno recuperado
del gas natural y petróleo. El azufre elemental se encuentra en minas a lo largo
de la costa del golfo de EE.UU. y se obtiene mediante el proceso Frasch o
proceso de agua caliente. En su mayoría se emplea para la producción de
H2SO4.
En sus tres estados físicos, el S existe en dos formas estables: rómbica
(112ºC) y la monoclínica (119ºC) que son modificaciones cristalinas formadas
de moléculas S8, con enlaces simples, su energía de enlace es de 213 kJ/mol
es mayor que la del enlace simple O-O (138 kJ/mol) Es un componente de la
pólvora negra. En la vulcanización del hule y en las síntesis de muchos
compuestos orgánicos que lo contienen.
Reacciones del azufre

70. HALÓGENOS
Los elementos del grupo VIIA, flúor, cloro, bromo, yodo y astato, se llaman los
halógenos. El nombre halógeno se deriva del griego y quiere decir “formador de
sal”.
Estos elementos, con la excepción del astato, se encuentran extensamente en
la naturaleza en forma de sales haloides. El asblemente se encuentra en la
naturaleza en cantidades extremadamente pequeñas como un producto
intermedio de corta vida de los procesos naturales de desintegración
radioactiva.
Propiedades de los halógenos
Cada átomo de halógeno tiene un electrón menos que el gas noble que sigue a
estos en la clasificación periódica. Hay, por lo tanto, una marcada tendencia
por parte del átomo del halógeno para alcanzar la configuración de gas noble,
mediante la formación de un ión uninegativo o un enlace covalente único.
Existen estados de oxidación positivos para todos los elementos, excepto el
flúor.

71. 1. Estado físico.
a. Bajo condiciones ordinarias.
 Los halógenos existen como moléculas biatómicas con un
enlace covalente sencillo que une los átomos de una
molécula.
 Las moléculas se mantienen unidas en estado sólido y
liquido debido a las fuerzas de London.
 De todas las moléculas de los halógenos, el I2 es el más
grande, tiene más electrones y es más polarizable. Por lo
tanto, no sorprende que las atracciones moleculares entre
las moléculas de I2 sean las mas fuertes y que el I2 tenga
los puntos de fusión y ebullición mas altos.
b. A temperatura y presión ordinaria
 El I2 es sólido
 El Br2 es líquido,
 Cl2 y F2 son gases.
2. Primera Energía de Ionización. Dentro del grupo, la energía de
ionización disminuye con el aumento del radio atómico en la forma
esperada. La primera energía de ionización del flúor es la más alta del
grupo y la del yodo es la más baja del grupo. El halógeno de cada
periodo tiene una energía de ionización relativamente alta. Por lo tanto
existe poca tendencia para que un átomo de un halógeno forme un ion
positivo (aunque han sido identificados iones tales como I2
+
, Br2
+
, Cl2
+
, e
I3
+
).
3. Electronegatividad. Cada halógeno es el no metal más activo de su
periodo, y el flúor es el más reactivo de todos los no metales. El fluor
tiene la más alta electronegatividad de cualquier elemento y es uno de
los elementos oxidantes más fuertes que se conocen. La
electronegatividad de los halógenos disminuye en el orden F > Cl > Br >
I, y el poder oxidante de los halógenos disminuye en el mismo orden.
4. Energía de enlace. La energía de enlace disminuye del Cl2 a Br2 y a I2,
puesto que el tamaño en aumento del átomo halógeno facilita mucho
más la ruptura del enlace entre los átomos de la molécula X2. Sin
embargo, la energía de disociación del enlace de la molécula del F2 es
inusitadamente baja y no se compara con los otros valores. No se
conoce bien la razón para este valor relativamente bajo, pero se
adjudica al efecto de los electrones libre en la molécula de F2. Se cree
que una repulsión entre las nubes electrónicas altamente densas de los
pequeños átomos de flúor debilitan el enlace y disminuyen la energía
requerida para romperlo.
El enlace formado entre el fluor y otro elemento diferente al flúor siempre
es más fuerte que los enlaces formados por cualquiera de los otros
halógenos con el mismo elemento. Por ejemplo, las energías de enlace
de los halogenuros de hidrógeno son: HF, 565 KJ/mol; HCl, 431 KJ/mol;

72. HBr, 364 KJ/mol; y HI, 297 KJ/mol. El elevado orden de reactividad
química del flúor en reacciones con otros metales es el resultado de la
baja energía de enlace de la molécula de F2 (energía requerida), unida a
las altas energías de los nuevos enlaces (energía liberada).
5. Potenciales de los electrodos. Los valores para los potenciales de los
electrodos X2/X-
se encuentran en el mismo orden que los valores de
electronegatividad. El fluor es el halógeno mas reactivo, y el yodo el
menos activo. Puesto que los potenciales de los electrodos se refieren a
procesos que ocurren en solución acuosa y puesto que el fluor reacciona
con el agua, el potencial del electrodo F2/F-
se obtiene mas bien
mediante el calculo que por medidas directas.
La relativa capacidad de los halógenos se puede observar en las reacciones
de desplazamiento. Así como el fluor puede desplazar al cloro, bromo y
yodo de sus sales.
En cloro puedes desplazar al Br y I de sus sales; y el Br puede desplazar el
I de los yoduros:
F2 (g) + 2 NaCl (s)  2 NaF (s) + Cl2 (g)
Cl2 (g) + 2 Br-
(ac)  2 Cl-
(ac) + Br2 (l)
Br2 (l) + 2 I-
(ac)  2 Br-
(ac) + I2 (s)
Puesto que el F oxida activamente al H2O( produciendo O2), las reacciones
de desplazamiento que involucran F no pueden realizarse en solución
acuosa.

73. Preparación de los halógenos en el laboratorio
Con excepción del F (el cual se debe preparar electroquímicamente), los
halógenos libres generalmente se preparan en el laboratorio mediante la acción
de agentes oxidantes en soluciones acuosas de los halogenuros de H o en
soluciones que contengan halogenuros de Na y H2SO4.
De los potenciales de los electrodos estándar podemos obtener una idea
aproximada de que los agentes oxidantes oxidaran satisfactoriamente un ion de
halogenuro dado. Así, cualquier par con un potencial de electrodo estándar
mas positivo de +1.36 V, debe oxidar el ion Cl-signo = 1.36 V) como también el
ion Br- signo =+1.07 V) y el ion I- (signo =+0.54V). Sin embargo note que los
potenciales de los electrodos estándar aparecen en la lista para las medias
reacciones a 25°C con todos los materiales en sus estados estándar. Así como
aunque el potencial del electrodo estándar de MnO2  Mn2+
es solamente
+1.23 V, el MnO2 es capas de oxidar el ion Cl-
si se utiliza el HCl concentrado
(en vez de HCl a una actividad unitaria) y si se le suministra calor a la reacción.
En la práctica real, el KMnO4, K2Cr2O7, PbO2 y MnO2 se utilizan
frecuentemente para preparar los halógenos libres a partir de iones
halogenuros.
MnO2 (s) + 4 H+
(ac) + 2 Cl-
(ac)  Mn+2
(ac) + Cl2 (g) + 2 H2O
2 MnO4
-
(ac) + 16 H+
(ac) + 10 Br-
(ac)  2 Mn+2
(ac) + 5 Br2 (l) + 8 H2O
Cr2O7
-
(ac) + 14 H+
(ac) + 6 I-
 2 Cr+3
(ac) + 3 I2 (s) + 7 H2O
Los halogenuros de hidrógeno
Cada uno de los halogenuros de hidrogeno se pueden preparar por la reacción
directa del hidrógeno con el halógeno libre correspondiente:
H2 + X2  2 HX
El vigor de la reacción disminuye marcadamente del fluor al yodo.
Las reacciones sirven como fuente industrial importante del HCl, HBr Y HI.
Tanto el HF como el HCl pueden prepararse por la acción del acido sulfúrico
concentrado y caliente sobre el halogenuro natural correspondiente: CaF2 y
NaCl.
Ambas reacciones sirven como fuentes industriales importantes de estos
gases.
CaF2 (s) + H2SO4 (l)  CaSO4 (s) + 2 HF (g)

74. NaCl (s) + H2SO4 (l)  NaHSO4 (s) + HCl (g)
Todos los halogenuros de hidrogeno son gases incoloros a temperatura
ambiente: el acido sulfúrico, por otra parte, es un liquido de alto punto de
ebullición. Así, las siguientes reacciones son ejemplo de un método general
para la preparación de un ácido volátil a partir de sus sales mediante un ácido
no volátil. A temperaturas más elevadas (cerca de 500°C), tiene lugar una
reacción posterior entre el NaHSO4 y NaCl:
NaCl (s) + NaHSO4 (l)  HCl (g) + Na2SO4(s)
El bromuro de hidrógeno y el yoduro de hidrógeno no pueden prepararse
mediante la acción del ácido sulfúrico concentrado sobre los bromuros y
yoduros porque, en caliente, el ácido sulfúrico concentrado oxida estos aniones
o halógenos libres. Los iones bromuros y yoduros se oxidan más fácilmente
que los iones fluoruro y cloruro:
2 NaBr (s) + 2 H2SO4 (l)  Br2 (g) + SO2 (g) + Na2SO4 (s) + 2 H2O (g)
Puesto que el ion yoduro es un agente reductor (se oxida fácilmente) mas
fuerte que el ion bromuro, el S y el H2S, como también el SO2, se obtienen
como productos de la reducción de la reacción de NaI con acido sulfúrico
concentrado y caliente.
Pueden obtenerse HBr o HI puros mediante la acción de acido fosforico sobre
NaBr o NaI; el acido fosfórico es un acido esencialmente no volátil y es un
agente oxidante de escasa actividad.
NaBr (s) + H3PO4 (l)  HBr (g) + NaH2PO4 (s)
NaI (s) + H3PO4 (l)  HI (g) + NaH2PO4 (s)
Los halogenuros de hidrógeno se pueden preparar por la reacción del agua
sobre el trihalogenurode fósforo adecuado:
PX3 + 3 H2O  3 HX (g) + H3PO3 (ac)
Se han desarrollado adecuados preparaciones de laboratorio para HBr y HI en
las cuales se emplean el fósforo rojo, bromo o yodo y una cantidad limitada de
agua y en las cuales no se intenta aislar el trihalogenuro de fósforo
intermediario.
Las moléculas de acido fluorhídrico se asocian entre sí mediante el enlace de
hidrógeno. El vapor consiste de agregados hasta (HF)6 a temperaturas
cercanas al punto de ebullición (19.4°C), pero se asocia menos a temperaturas
más altas. El HCl, HBr y HI gaseosos consisten en moléculas sencillas. El HF
líquido y el sólido tienen muchos más puentes de hidrógeno que el HF

75. gaseoso, y el punto de ebullición y el punto de fusión del HF son anormalmente
elevados en comparación con los de otros halogenuros de hidrógeno.
Todos los halogenuros de hidrógeno son muy solubles en agua, y en
soluciones se llaman ácidos halogenhídricos. El HI acuoso, por ejemplo, se
llama acido yodhídrico.
El enlace H-F es más fuerte que cualquier otro enlace H-X; el HF es un acido
débil en solución acuosa, mientras que el HCl, HBr y HI se disocian
completamente:
HF (ac)  H+
(ac) + F-
(ac)
Los iones F- de esta disociación están considerablemente asociados con las
moléculas de HF:
F-
(ac) + HF (ac)  HF2
-
(ac)
Las soluciones concentradas de HF son más fuertemente iónicas que las
soluciones diluidas y contienen elevadas concentraciones de iones de este tipo
HF2
-
y H2F3
-
y superiores.
El ácido fluorhídrico reacciona con la sílice, SiO2, y el vidrio, el cual se hace con
la sílice.
SiO2 (s) + 6 HF (ac)  SH+
(ac) + SiF6
2-
(ac) + 2 H2O
Cuando se calienta, la reacción es:
SiO2 (g) + 4 HF (ac)  SiF4 (g) + 2 H2O (g)
Por esta razón, el ácido fluorhídrico debe guardarse en recipientes de plástico o
encerados, en vez de botellas de vidrio.
El ion fluorosilicato, SiF6
2-
, es un ejemplo de un grupo de iones complejos
formados por los iones halogenuros.
Los complejos halo son formados con la mayoría de los metales (con la notable
excepción del grupo IA, grupo IIA, y los metales lantánidos) y con algunos no
metales (por ejemplo, BF4
-
).
Las formulas de estos iones complejos son comúnmente de los tipos (MX4)(4-) +
n
y (MX6)(6-) + n
, donde n es el número de oxidación del átomo central del
complejo.
Oxiácidos de los halógenos
1. Ácidos hipohalosos e hipohalitos
2. Ácidos halosos y halitos
3. Ácidos halicos y halatos

76. 4. Ácidos perhalicos y perhalatos
Aplicaciones del fluoruro
Los fluoruros más importantes producidos comercialmente son la criolita
sintética y los fluorocarburos.
 La criolita Na3AlF6, se utiliza como un electrolito de soporte en la
electrolisis de Al2O3 fundido, para la producción de Al (proceso Hall).
 Los fluorocarburos son notables por su inactividad química.
 Los freones (por ejemplo, CCl2F2) se usan como refrigerantes e
impelentes para aerosoles.
 El politetrafluoroetileno (F2C=CF2 polimerizado, teflón) es un
polímero de fluorocarburo sólido altamente resistente al ataque
químico.
 Los fluorocarburos se utilizan como lubricantes químicos resistentes.
El uso principal del F elemental es en la separación del 235
U (el isótopo de U
que sufre fisión atómica) de uranio natural (que es principalmente 238
U). El
uranio metálico que contiene ambos isótopos se convierte en UF6 (el cual se
sublima 56°C). Puesto que el 235
UF6 tiene un peso molecular más bajo que el
238
UF6, el 235
UF6 (g) se difunde a través de una barrera porosa mas rápidamente
que el 238
UF6 y por este medio se efectúa una separación de los dos isótopos.
Los usos de los fluoruros (principalmente NaF), aunque menores, son bien
conocidos en la fluoración de aguas potables y en la pasta dentrífica para
prevenir las caries.
Efectos del flúor sobre la salud y/o rol biológico
El flúor es esencial para mantener la solidez de nuestros huesos. El flúor
también nos puede proteger del decaimiento dental, si es aplicado con el
dentifríco dos veces al día. Si se absorbe flúor con demasiada frecuencia,
puede provocar caries, osteoporosis y daños a los riñones, huesos, nervios y
músculos.
Las industrias liberan la forma gaseosa del flúor. Este gas es muy peligroso, ya
que en elevadas concentraciones puede causar la muerte. En bajas
concentraciones puede causar irritaciones de los ojos y la nariz.
Efectos ambientales del flúor
Cuando el flúor se fija a partículas muy pequeñas puede permanecer en el aire
durante un largo periodo de tiempo. Cuando el flúor del aire acaba en el agua
se instala en los sedimentos. Cuando acaba en los suelos, el flúor se pega
fuertemente a las partículas del suelo.

77. En el medio ambiente el flúor no puede ser destruido; solamente puede
cambiar de forma. El flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en
las plantas. La cantidad de flúor que tomen las plantas depende del tipo de
planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que se encuentre en el
suelo. En las plantas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas
concentraciones de flúor pueden provocar daños en las hojas y una
disminución del crecimiento.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular
grandes cantidades de flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente
en los huesos. Como consecuencia, los animales expuestos a elevadas
concentraciones de flúor sufren de caries y degradación de los huesos.
Demasiado flúor también puede provocar la disminución de la cantidad de
alimento tomado por el estómago y puede alterar el desarrollo de las garras.
Por último, puede provocar bajo peso al nacer.
Aplicaciones del cloro
Se produce comercialmente un gran número de compuestos que contienen
cloro. La mayoría de estos compuestos orgánicos que se preparan mediante el
uso de cloro o cloruro de hidrogeno.
Se utilizan, por ejemplo, como:
 plásticos, disolventes, pesticidas, herbicidas, productos
farmacéuticos, refrigerantes y colorantes.
 Se produce en grandes cantidades HCl para usarse no solo en la
síntesis de productos orgánicos, sino también en la tecnología del
petróleo, la metalurgia, limpieza de metales (para eliminar los óxidos
de los metales).
 Elaboración de alimentos y en la preparación de cloruros inorgánicos.
 El cloro se usa en la elaboración de papel, rayón, cloruro de
hidrogeno, bromo, yodo, hipoclorito de sodio y cloruros metálicos.
 En la desinfección de agua.
 Blanquear textiles.
Efectos del cloro sobre la salud
El cloro entra en el cuerpo al ser respirado el aire contaminado o al ser
consumido con comida o agua contaminadas. No permanece en el cuerpo,
debido a su reactividad. Los efectos del cloro en la salud humana dependen de
la cantidad de cloro presente, y del tiempo y la frecuencia de exposición. Los
efectos también dependen de la salud de la persona y de las condiciones del
medio cuando la exposición tuvo lugar.
La respiración de pequeñas cantidades de cloro durante cortos periodos de
tiempo afecta negativamente al sistema respiratorio humano. Los efectos van

78. desde tos y dolor pectoral hasta retención de agua en los pulmones. El cloro
irrita la piel, los ojos y el sistema respiratorio. No es probable que estos efectos
tengan lugar a niveles de cloro encontrados normalmente en la naturaleza.
Los efectos en la salud humana asociados con la respiración o el consumo de
pequeñas cantidades de cloro durante periodos prolongados de tiempo no son
conocidos.
Efectos ambientales del cloro
El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También puede escaparse
del agua e incorporarse al aire bajo ciertas condiciones. La mayoría de las
emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las aguas superficiales.
Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros compuestos
químicos. Se combina con material inorgánico en el agua para formar sales de
cloro, y con materia orgánica para formar compuestos orgánicos clarinados.
Debido a su reactividad no es probable que el cloro se mueva a través del
suelo y se incorpore a las aguas subterráneas.
El cloro provoca daños ambientales a bajos niveles. El cloro es especialmente
dañino para organismos que viven en el agua y el suelo
Aplicaciones del bromo:
El principal uso del bromo hasta el momento es la elaboración de di bromuro de
etileno (Ch2brch2br), el cual se utiliza junto con el agente antidetonante
tetraetilato de plomo en gasolinas que contienen plomo. El dibromuro de etileno
suministra bromo para convertir el plomo en PbBr2, el cual es volátil a las
temperaturas del cilindro de combustión y es extraído del motor con los gases
de escape. La importancia de este uso del bromo esta en desuso, puesto que
las leyes de anticontaminación prohíben el uso de gasolina con plomo en los
autos nuevos.
Los compuestos orgánicos que contienen bromo se utilizan como:
 Intermediario en las síntesis industriales
 Colorantes
 Fármacos
 Pesticidas

79.  Agentes a prueba de fuego.
Los bromuros inorgánicos se utilizan en:
 Medicina, en el blanqueo de tejidos y en fotografía (AgBr).
Efectos del bromo sobre la salud
Los humanos podemos absorber bromuros orgánicos a través de la piel, con la
comida y durante la respiración. Los bromuros orgánicos son ampliamente
usados como sprays para matar insectos y otras plagas no deseadas. Pero no
solo son venenosas para los animales contra los que son usados, sino también
para los animales más grandes. En muchos casos también son venenosos
para los humanos.
Los efectos sobre la salud más importantes que pueden ser causados por
contaminantes orgánicos que contienen bromuros son disfunciones del sistema
nervioso y alteraciones del material genético. Pero los bromuros orgánicos
pueden también dañar ciertos órganos como el hígado, riñones, pulmones y
testículos y puede causar disfunciones estomacales y gastrointestinales. En la
naturaleza se encuentran algunas formas de bromuros inorgánicos, pero a
pesar de que se dan naturalmente, los humanos han añadido demasiado a lo
largo de los años. A través de la comida y del agua los humanos absorbemos
altas dosis de bromuros inorgánicos. Estos bromuros pueden perjudicar al
sistema nervioso y la glándula tiroides.
Efectos ambientales del bromo
Los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como agentes desinfectantes
y protectores, debido a sus efectos perjudiciales para los microorganismos.
Cuando se aplican en invernaderos y en campos de cultivo pueden ser
arrastrados fácilmente hasta las aguas superficiales, lo que tiene efectos muy
negativos para la salud de las daphnia, peces, langostas y algas.
Los bromuros orgánicos son también perjudiciales para los mamíferos,
especialmente cuando se acumulan en los cuerpos de sus presas. Los efectos
más importantes sobre los animales son daños nerviosos y daños en el ADN, lo
que puede aumentar las probabilidades de desarrollar cáncer.
La toma de bromuro orgánico tiene lugar a través de la comida, de la
respiración y a través de la piel.
Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables; cuando son
descompuestos se forman bromuros inorgánicos. Éstos pueden dañar el
sistema nervioso si son absorbidos en grandes dosis.

80. Aplicaciones del yodo
El yodo y sus compuestos no se usan tan extensamente como los otros
halógenos y haluros. Los principales usos son:
 La producción de productos farmacéuticos
 Producción de tinturas
 Producción de yoduro de plata (para fotografía).
Efectos del yodo sobre la salud
El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los peces
marinos y las plantas oceánicas. El yodo está presente de forma natural en los
océanos y algunos peces marinos y plantas acuáticas lo almacenan en sus
tejidos.
Muchas medicinas y limpiadores para heridas de la piel contienen yodo.
También es un ingrediente de las tabletas purificadoras de agua que se usan
para preparar agua potable.
El yodo es un material de construcción de las hormonas tiroideas que son
esenciales para el crecimiento, el sistema nervioso y el metabolismo.
Las personas que comen muy poco o nada de pan pueden experimentar
carencia de yodo. Entonces la función de la glándula tiroides disminuirá y la
glándula tiroides empezará a hincharse. Este fenómeno se llama estruma.
Grandes cantidades de yodo pueden ser peligrosas porque la glándula tiroides
trabajaría demasiado. Esto afecta al cuerpo entero; provoca taquicardias y
pérdida de peso.
El yodo elemental, I2, es tóxico, y su vapor irrita los ojos y los pulmones. La
concentración máxima permitida en aire cuando se trabaja con yodo es de
solamente 1 mg/m3
. Todos los yoduros son tóxicos tomados en exceso.
La falta de yodo en el cuerpo puede ocasionar:
 Aumento de la glándula tiroides, esto se conoce como Bocio o Coto, y se
manifiesta con un abultamiento en el cuello.
 Retardo en el crecimiento y el desarrollo.

81.  Alteraciones nerviosas que producen apatía en los niños, afectando así
la capacidad de aprendizaje y el rendimiento escolar.
 En las mujeres embarazadas puede ser factor de riesgo para aborto,
retardo físico y mental de los bebés en formación u otros defectos.
GASES NOBLES
Propiedades físicas ilustrativas
Helio
Neón

82. Argón
Kriptón
Xenón

83. Tendencia del grupo
Las estructuras electrónicas de capa cerrada de los átomos de los gases
nobles son extremadamente estables, como lo muestran las altas entalpías de
ionización, especialmente en los miembros mas ligeros. Todos los elementos
son gases de bajo punto de ebullición cuyas propiedades físicas varían con el
número atómico de manera sistemática. El punto de ebullición del helio es el
mas bajo de cualquier sustancia conocida. Los puntos de ebullición y calores
de evaporización aumentan unitariamente con el incremento del numero
atómico.
La capacidad de los gases nobles para entrar en combinación química con
otros átomos es muy limitada. Hasta ahora solo se ha podido hacer con el
Kriptón. Xenón y Radón; además solo son estables los enlaces con F, Cl, O, y
N. Se puede suponer que esta capacidad aumente según disminuya la entalpía
de ionización y la energía de promoción a estados con electrones no
compartidos.
Al parecer, el límite de la actividad química real, se alcanza con el Kr. La
actividad química del Xe es bastante mayor. La del Rn tal vez es mayor aun,
pero resulta difícil evaluarla, ya que la vida media del isótopo de mayor
duración, 222Rn, es de solamente 3.825 días, de manera que solo se pueden
realizar estudios con trazadores.
Estado natural, obtención y aplicaciones
Los gases nobles están presentes en la atmósfera en proporciones
relativamente pequeñas. El helio se encuentra también como un componente
(hasta ~7%) de ciertos hidrocarburos naturales gaseosos en los EUA. Es
indudable que este helio debe haberse originado por la degradación de los
elementos radioactivos en las rocas, y de ciertos minerales radioactivos que
contienen helio ocluido que se puede liberar por calentamiento. Todos los
isótopos del Radón son radioactivos y ocasionalmente se le dan nombres
específicos derivados de su procedencia en la serie de desintegración
radioactiva (por ejemplo actinon, toron); 222
Rn normalmente se obtiene
extrayendo por bombeo el gas presente en las soluciones de cloruro de radio.
El Ne, Ar, Kr y Xe, se obtienen como productos de la destilación fraccionada
del aire líquido.
Los gases se usan principalmente en soldaduras (el Ar suministra una
atmósfera inerte), en focos eléctricos llenos de gas, en bulbos de radios (Ar) y
en tubos de descarga (Ne). El Radón se ha utilizado terapéuticamente con una
fuente de partículas alfa en el tratamiento del cáncer. El helio líquido se utiliza
mucho en el crioscopia y como un gas inerte protector en reacciones químicas.
Las cantidades de He y Ar formadas en la desintegración radiactiva de los
minerales, se pueden usar para determinar la edad del espécimen. Por
ejemplo, en el transcurso de la degradación del 238
U se producen ocho
partículas alfa; estas partículas, por oxidación de los otros elementos presentes

84. capturan electrones para formar átomos de He. Si la roca es suficientemente
impermeable, el He total queda atrapado en la misma. Si se miden las
cantidades de helio atrapado y del 238
U restante, se pueden calcular la edad de
la muestra, ya que un octavo de los átomos de helio representa el número de
átomos de 238
U que se han desintegrado. Es preciso aplicar una corrección
para el torio, que también se degrada por emisión de partículas alfa y que esta
generalmente presente en pequeñas cantidades junto con el uranio. El argón
se origina de los minerales que contiene potasio, por captura de electrones del
40
K; en este caso se presenta una complicación, pues el 40
K también se
degrada con emisión beta, hasta llegar a 40
Ca, por lo que la exactitud de la
determinación depende en este caso de la exacta determinación de la relación
de ramificación del 40
K.
Propiedades especiales del helio
El helio presente en la naturaleza esta constituido esencialmente por 4
He,
aunque el 3
He esta presente en cantidades de aproximadamente 10-7
at. %. El
3He se produce en cantidades mayores por reacciones nucleares y por
degradación beta- del tritio. Su característica más notable es que el helio no
tiene punto triple; o sea, no hay ninguna combinación de temperatura y presión
en la que el sólido, el líquido y el gas, coexistan en equilibrio. El helio es la
única sustancia conocida que carece de punto triple. Es también el único que
no se puede solidificar a la presión atmosférica. Estas desviaciones del helio
del patrón universal se deben a un efecto cuántico. Su energía en el punto cero
es tan alta que es mayor que las débiles fuerzas interatómicas que, sin la
aplicación de presiones externas, no son lo suficientemente fuertes para unir
los átomos de helio en el estado cristalino. Es aun mas notable, sin embargo, la
transición que tiene lugar a través de la líneas λ-λ’ ~ 2.2º K, del HeI al HeII. Esto
se caracteriza por una gran anomalía en el calor específico, al tener el HeII una
entropía mucho mas baja. Sin embargo, el HeII es una sustancia singular, ya
que posee la estructura de un líquido verdadero, siendo el único líquido que
muestra el fenómeno de la superfluidez. Tiene una viscosidad sumamente baja
y forma con facilidad capas con un espesor de unos pocos cientos de átomos
que al parecer fluyen sin fricción, a veces hasta llegar a los bordes del
recipiente. Todavía no se ha encontrado ninguna explicación satisfactoria de
estas propiedades.
Química de los gases nobles
Después de haber observado que el O2 reacciona con el PtF6 para dar el
compuesto [O2
+
][PtF6
-
], N. Bartlett en 1962 se convenció, que puesto que la
entalpia de ionización del xenón es casi idéntica a la de la molécula de oxigeno,
debía tener lugar una reacción análoga al xenón. Confirmo luego su predicción
al obtener un sólido cristalino rojo, que originalmente se creyó ser “XePtF6”, por
interacción directa del Xe con el PtF6..Este descubrimiento llevo a un rápido y
gran desarrollo en la química del xenón.

85. La química del xenón
El xenón solo con el flúor reacciona directamente, pero se conocen
compuestos con estados de oxidación de ll a Vlll; algunos de estos compuestos
son bastante estables y se pueden obtener grandes cantidades.
FLUORUROS
Xe + F2  XeF2
XeF2+ F2  XeF4
XeF4+F2  XeF6
Las constantes de equilibrio para las reacciones han sido o medidas o
calculadas para el intervalo de temperatura de 25 a 500º. Los estudios
muestran de manera inequívoca que solo existen tres fluoruros binarios. Los
equilibrios se establecen rápidamente solo por arriba de 250º, y esta
temperatura constituye el límite inferior de los métodos térmicos de
preparación. Los tres fluoruros son volátiles y se subliman fácilmente a la
temperatura ambiente. Se pueden almacenar por tiempo indefinido en
recipientes de níquel o metal Monel, pero el XeF4 y el XeF6 son particularmente
susceptibles a la hidrólisis, por lo que es preciso eliminar rigurosamente todo
vestigio de agua.
Difluoruro de xenón. Se obtiene de manera más satisfactoria por interacción
del F2 y de un exceso de Xe a alta presión, pero existen otros métodos, tales
como la interacción del Xe y el O2F2 a -118°, y procedimientos en los que el
XeF2 se libra de mezclas de F2 y Xe, a bajas presiones. Es soluble en agua y
da soluciones 0.15 M a 0°, que evidentemente contienen moléculas de XeF2.
La hidrólisis en acido diluido es lenta, pero es rápida en solución básica:
XeF2+ 2OH -
 Xe + ½ O2+ 2F -
+ H2O
Las soluciones, que tienen un olor acre debido al XeF2, son poderosos agentes
oxidantes (por ejemplo HCl da Cl2, CeIII
da CeIV
); su potencial estimado es
XeF2(ac) + 2H+
+ 2e  Xe + 2HF(ac) E° = +2.64V
El XeF2 también actúa como un agente de fluoración moderado para los
compuestos orgánicos, por ejemplo, en solución, o en la fase de vapor, el
benceno se convierte en C6H5F.
Tetrafluoruro de xenón. El XeF6 es el fluoruro más fácil de preparar, y se
obtiene una conversión esencialmente cuantitativa, al calentar una mezcla 1:5
de Xe y F2, en un vaso de níquel a 400° y ca 6 atm de presión, durante unas
horas. Sus propiedades son similares a las del XeF2 excepto en lo que
respecta a su hidrólisis, como se indica más adelante. Con el hidrogeno, el

86. XeF4 rápidamente genera Xe y HF, y con el flúor a presión, forma XeF6. El
XeF4, efectúa de manera específica la fluoración del anillo de los arenos
sustituidos, como el tolueno.
Hexafluoruro de xenón. Su preparación requiere condiciones mas severas,
aunque a altas presiones y temperaturas (>50 atm) y (>250°) se pueden
obtener conversiones cuantitativas. El sólido es incoloro, pero se vuelve
amarillo al calentarlo y da un liquido y vapor amarillos. Reacciona rápidamente
con el cuarzo:
2XeF6 + SiO2  2XeOF4 + SiF4
Y es extremadamente fácil de hidrolizar.
No se puede esperar que la molécula de XeF6 sea una molécula octaédrica,
estereoquimicamente rígida, puesto que existen siete pares de electrones en la
capa de valencia del átomo de Xe. Una variedad de los datos experimentales lo
confirman, i los trabajos teóricos armonizan con todos los datos en términos
de una estructura substancialmente distorsionada, pero que no es rígida desde
el punto de vista estereoquímico. La estructura del sólido es extremadamente
compleja. Existen cuando menos cuatro formas cristalinas, tres de las cuales
constan de tetrámeros y la cuarta tanto de tetrámeros como de hexámeros.
Estos oligómeros se forman de unidades piramidales cuadradas, XeF5
+
, son
puentes de iones F-
.
El XeF6 da una solución amarilla en (F5S)2O a 25°, indicadora de la presencia
de moléculas de XeF6; ahora bien, cuando baja la temperatura la solución se
vuelve incolora, y los resultados de estudios rmn a -118°C demuestran la
presencia de tetrámeros.
Oxofluoruros de xenón. Hay 2 XeOF4 y XeO2F2, que son estables y están
muy bien caracterizados. Entres las reacciones apropiadas de preparación se
tienen:
XeF6+H2O  XeOF4+2HF
XeO3+XeOF4  2XeO2F2
2XeO3+XeF6  3XeO2F2
XeO3+2XeF6  3XeOF4
En la primera de estas reacciones es preciso limitar la cantidad de agua ala
cantidad estequiométrica, para evitar que se forme el XeO3, que es explosivo.
El XeOF4 es piramidal cuadrado, mientras que XeO2F2 es semejante al SF4,
con átomos de F en posiciones axiales.
Los compuestos XeOF2 y XeO3F3 son inestables y carecen de importancia. El
XeO2F4 ha sido observado en el espectrómetro de masa.
Fluorocationes. Una de las reacciones características de los fluoruros binarios
es la transferencia de F-
a fuertes aceptores de fluoruros para formar

87. compuestos que contengan cationes del tipo XnF+
m. En realidad estos
compuestos no son totalmente iónicos, ya que los fluoroaniones forman
puentes fluoro con los cationes. Los compuestos de esta clase, formados por el
el XeF2 tienen estequiometrias 2:1, 1:1 y 1:2.
Basándose en el conocimiento que se tienen en la actualidad de la química del
XeF2, se cree que la reacción original de Bartlett, es mejor escribirla como
Xe+2PtF6  (XeF+
) (PtF6
-
)+ PtF5  (XeF+
) (Pt2 F11
-
)
El producto obtenido a 25° parece ser que contiene tanto el (XeF+
) (PtF6
-
) como
el (PtF5
-
).
Los otros fluoruros tienen una química de cationes comparables pero menos
extensa. Por ejemplo, el XeF4 reacciona con el BiF5 para dar (XeF3
+
) (BiF6
-
), y
el XeF6 forma los compuestos (XeF5
+
) (RuF6
-
) y (XeF 5
+
) 2 (PdF2-
6) y otros. La
presencia de cationes XeF5
+
solido. En la reacción del XeF6 el AuF3 y el F2 se
obtiene el compuesto (Xe2F+
11) (AuF 6
-
), en el que el catión consta de dos
unidades XeF 5
+
con un F -
de puente para dar la composición total Xe 2F 11
+
.
Cuando en PF5 se disuelven AsF5 y SbF5, los oxofluoruros XeOF4 y XeO2F2.
Tambien forman cationes que se cree sean XeOF3
+
y XeO2F +
, los que se han
observado por la espectroscopia de raman.
Otros compuestos del xenón y fluor. El XeF6 actúa como un aceptor de iones
floruros ya que reacciona con floruros de metales alcalinos (distintos del LiF)
para dar hepta abfluoruro u octaflorosenatos (VI)
XeF6 + RbF  RbXeF7
Las sales de Cs y Rb están bien caracterizadas; se descomponen por arriba de
20° y 50°, respectivamente:
2MxeF 7  XeF6 + M2XeF8
Esta formación de sales XeF7
-
y XeF8
-2
a partir del XeF6 es semejante al
comportamiento del UF6. Los octafluoroxenatos de Rb y Cs son los
compuestos de xenón mas estables hasta ahora obtenidos; se descomponen
solo por arriba de 400°; se hidrolizan en la atmósfera para dar productos
oxidantes que contienen xenón. El aducto del fluoruro de sodio de XeF6 se
descompone por debajo de 100° y se puede usar para purificar el XeF6 .
Tambien se pueden obtener aniones oxofluoruro, pero no directamente del
XeOF4. Al tratar una solución de XeO3 con KF o CsF se obtienen sales muy
estables MXeO3F; en el estudio con radios x revela que el anion es polimérico
por ejemplo(XeO3F-
) n con cadenas de grupos XeO3 unidos por un puente
angular Xe-F-Xe, lo que da una coordinación de Xe, de forma piramidal
cuadrada distorsionada. Una capa afrente de diez electrones de valencia en el
XeO3F-
es realmente, debido a la poliremisación una capa de doce electrones.

88. El XeF2 reacciona 13-15
con oxo ácidos fuertes (por ejemplo, HSO3F) o sus
anhídridos(por ejemplo, POF2 - O – POF2) para dar productos en los que uno o
ambos átomos de F están sustituidos. Se tienen como ejemplos:
XeF2 + HSO3F  FXeOSO2F, Xe(OSO2F)2
XeF2 + P2O3F4  FXe(OPOF2), Xe(OPOF2)2
Los productos están sometidos a una lenta descomposición térmica a la
temperatura ambiente o no muy lejos de la misma; se conocen algunos que
denotan.
XeF4 + HSO3F  FXe(OSO2F), Xe(OSO2F)2 + S2O6F2
XeF6 + HSO3F  F5Xe(OSO2F) + HF
El F5Xe(OSO2F) es un sólido blanco, térmicamente estable a 22° pero que se
descompone a mas de 73°.
Compuestos de Xenón y oxigeno. Tanto el XeF4 como el XeF6 se hidrolizan
violentamente con el agua para dar XeVI, evidentemente en la forma del XeO3
no disociado:
3XeF4 + 6H2O  XeO3 + 2Xe + 3/2 O2 + 12HF
XeF6 + 3H2O  XeO3 + 6HF
Se han obtenido soluciones acuosas incoloras, inodoras y estables, con
concentraciones de XeVI, tan altas como 11M. no son conductoras. Se obtiene
el XeO3 por evaporación.
El trióxido de xenón. Es un sólido blanco delicuescente que es
peligrosamente explosivo; su formación es una de las principales razones de la
precaución que se debe tener en cuanto en evitar la presencia del agua en los
estudios del XeF6. La molécula es piramidal (C3v). El XeO3 se puede reducir
cuantitativamente por los yoduros:
XeO3 + 6H+
+ 9I-
 Xe + 3H2O + 3I-
3
Existen evidencias de la formación de esters de xenatos en las violentas
reacciones que se producen con los alcoholes. El XeO3 reacciona con el RbCl
y el CsCl para dar compuestos con las compocision M9(XeO3Cl2) 4Cl que se
constituye de cationes M+
, aniones Cl-
y aniones –XeO3Cl-Cl-XeO3Cl-Cl-; cada
Xe en estos compuestos esta rodeado por un octaedro muy distoncionado de
oxigeno (Xe-O= 1.77 A0
) y tres átomos de Cl (Xe-Cl= 2.96 A° ). Estos son los
únicos ejemplos de compuestos estables a la temperatura ambiente y que
contiene enlaces Xe-Cl.

89. El XeO3 parece estar presente en el agua como moléculas de XeO3 , pero en
soluciones básicas se tiene.
XeO3 + OH-
 HXeO4
-
K= 1.5 x 10-3
El HXeO4
-
que es la especie principal que se encuentra en las soluciones, se
desproporciona lentamente para producir XeVII
y Xe.
2HXeO4
-
+ 2OH-
 XeO6
4-
+ Xe + O2 + 2H2O
El XeVII
acuoso se presenta, no solo en la desproporción anterior, sino tamben
cuando se hace pasar ozono por una solución básica de XeVI
. Estas soluciones
amarillas de perxenato constituyen poderosos y rápidos agentes oxidantes.
Es posible precipitar sales insolubles y estables de perxenatos, de soluciones
de XeVIII
las dos primeras contienen octaedros de XeO6. Las soluciones de
perxenato de sodio son alcalinas debido a la hidrólisis.
Las soluciones de perxenatos se reducen por el agua a PH 11.5 con rapidez
de aproximadamente 1% por hora; en soluciones acidas, la reacción es casi
instantánea:
H2XeO6
2-
+ H+
 HXeO4
-
+ 1/ 2 O2 + H2O
Esta reducción parece realizarse casi en su totalidad por la formación de
radicales OH, según el esquema:
XeVIII
+ H2O  XeVII
+ OH.
XeVII
+ H2O  XeVI
+ OH.
2OH.
 H2O2
XeVIII
+ H2O2  XeVI
+ O2
El tetroxido de Xenon es un gas altamente inestable y explosivo formado por
acción del H2SO4 concentrado sobre el perxenato de bario.
Otras características químicas de los gases nobles
El dicloruro de xenón se pude formar por descarga de microondas a través de
mezclas de Xe y Cl2 o por fotolisis de las mismas; el dicloruro se atrapa luego
en un matriz de xenón donde se le identifica por la espectroscopia de Raman.
Se tiene evidencia de la existencia del ion Ch3xe+
en fase gaseosa por la
espectrocospia de resonancia electrónica en el ciclotrón. Se ha demostrado
también que el XeF6 forma un compuesto grafico de intercalación, cuya
composición es C19.1 +- 0.2 XeF6.
Se obtiene el difluoruro de Kriptón al hacer pasar una descarga eléctrica por Kr
y F2 a -183, o cuando se irradian los gases con electrones o protones de alta
energía. El KrF2 es un sólido blanco volátil que se descompone lentamente a

90. la temperatura ambiente. Es un agente de fluoración altamente reactivo. Se
ha demostrado que la molécula de KrF2 es lineal.
Conclusión
La tabla periódica es un recurso con gran cantidad de información sobre los
elemento, resumida de una forma muy práctica y clara.
Gracias a los estudios de varios científicos y principalmente de Mendeléiev
podemos aprender de una manera muy sencilla las propiedades de los
elementos y además es muy útil para la química en general.
La química, como establece una relación entre sus otros campos de acción
como lo es la bromatología, biología, farmacia, medicina, entre otros, se da a
profundidad en relación a tabla periódica y en sí, a sus elementos que la
componen detallando la interrelación que hay entre estos y entre un interfaz.

91. Bibliografía
Fuentes de información vía Libro de Texto
QUIMICA INORGANICA BASICA, COTTON-WILKINSON
QUIMICA DE LA MATERIA, PIERCE 8a
EDICION
QUIMICA INORGANICA AVANZADA, COTTON-WILKINSON
QUIMICA GENERAL, ROLAND M. WHITAKER
QUIMICA, CHARLES E. MORTIMER
QUIMICA INORGANICA DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICION Y DE LOS
GASES NOBLES, MA LUISA PALAZUELOS de MOYA
MANUAL DE TOXICOLOGIA CLINICA DE DREISBACH; PREVENCION,
DIAGNOSTICO Y TRATAMIENTO 7a
EDICION TRADUCIDA DE LA 13a
EDICION EN
INGLES; ROBERT H. DREISBACH, BEV-LORRAINE TRUE
DIAGNOSTICO CLINICO DE LABORATORIO; SAMUEL A. LEVINSON,
ROBERT P. Macéate
TOXICOLOGIA CLINICA 3a
EDICION; MIGUEL ANGEL MOYA
REMEDIOS, CURACIONES Y TRATAMIENTOS MÉDICOS. BEATRIZ
ÁVALOS ET AL. EDITORIAL READER´S DIGEST
QUIMICA LA CIENCIA CENTRAL 7a
EDICION; BROWN Lemas BURSTEN
QUIMICA GENERAL. WOOD – KEENAN - BULL
Fuentes de información Vía Web
Dr. José Ángel Méndez Díaz
Departamento de tecnología energética y medico-ambiental
http://www.oviedo.es/personales/carbon/estructuras/estructuras.htm
Lic. Laura Gear, Instituto de Investigaciones Metabólicas
http://www.idim.com.ar/index.php?option=com_content&task=view&id=344&Itemid=41
www.es.wikipedia.org/wiki/ ; www.zonadiet.com/nutricion/
www.lenntech.com/espanol/tabla-peiodica/
(Páginas de apoyo integral)

93. ¿En qué alimentos hacen participes estos elementos?
Grupo Elementos Alimentos presentes
I A Litio
Principalmente en levadura
de cerveza, las algas
marinas y los mariscos.
I A Sodio
La leche, la remolacha y el
apio en forma natural,
como el agua potable,
aunque la cantidad varía
dependiendo de la fuente.
I A Potasio
Arroz integral, copos de
avena, cereales integrales,
Mijo, Germen de Trigo,
Levadura de cerveza,
Aguacate, todas las frutas
frescas, las frutas secas
como las ciruelas pasas, y
orejones.
IIA Magnesio
Las nueces, avellanas,
almendras, castañas,
semillas de girasol, soja,
cacao, cereales enteros,
papa, zanahoria,
remolacha, espinaca,
legumbres y mariscos.
IIA Calcio
Yema de huevo, queso,
leche descremada, yogur,
espinaca, avellanas,
pistachos, almendras,
garbanzos cocidos,
nueces, brócoli, ricota, tofu
sólido, sardinas en aceite.
IIIA Boro
Cerezas, fresas,
manzanas, melocotones,
peras, tomates y
espárragos.
IIIA Silicio
Cola de caballo, lechuga,
espárragos, remolacha,
rábano, avena, arroz,
semillas de girasol,
cereales, verduras de hoja,
todas las frutas, diente de
león.
IVA Carbono
Las papas, el maíz, los
fideos, el chocolate y el
pan.
IVA Plomo
En agua y dulces
principalmente. Debido a
una fuente de contacto con
este metal, sea en el

94. plástico de envolturas y en
las tuberías.
VA Fósforo
Algas, arroz, germen de
trigo, semillas de calabaza,
semillas de girasol,
semillas de sésamo,
nueces, pescado, repollo,
semillas de mostaza,
berenjenas, rábanos,
puerro, coliflor, ciruelas,
espinaca, berro, mariscos.
VA
Arsénico
Los mariscos, seguidos
por el arroz/cereales de
arroz, hongos y aves de
corral.
VIA Oxígeno
Los carbohidratos
(almidón, verduras,
cereales integrales),
lípidos (grasas vegetales y
animales) y las proteínas
(lácteos).
VIA Azufre
En carne, el pescado, los
huevos o los lácteos.
Además está presente en
las coles, los espárragos,
el puerro, el ajo y la
cebolla.
VIIA Flúor
Arroz integral, repollitos de
Bruselas, coliflor, yemas
de huevo, ajo, avena
arrollada, centenos,
espinacas.
VIIA Cloro
Lechuga, apio, espinaca,
espárragos, remolacha,
coliflor, acedera, ciruelas,
hinojo, cebolla, tomate.
VIIA Bromo Principalmente en patatas.
VIIA Yodo
Algas marinas, nabos,
moluscos, ajo, cebollas,
papas, zanahorias,
hongos, apio, yema de
huevo, chauchas.

95. Elemento Estado
Punto
de
ebullición
Punto
de
Fusión
Presión
de
vapor
Densidad Color
Li Sólido (no
magnético)
16,15 K 453,69
K
1,63x10-
8 Pa a
453,7 K
0.53 Blanco
plateado
- gris
Na Sólido (no
magnético)
1156 K 370,87
K
1,43x10-5
Pa a
1234 K
0.97 Blanco
plateado
K Sólido 1032 K 336,53
K
1,06x10-4
Pa a
336,5 K
0.86 Blanco
plateado
Rb Sólido 961 K 312,46
K
1,56x10-4
Pa a
312,6 K
1.63 Plateado
Be Sólido
(diamagnético)
3243,15
K
1551,15
K
4180 Pa 1.85 Gris
metálico
Mg Sólido (no
magnético)
1363 K 923 K 361 Pa a
923 K
1.74 Blanco
plateado
Ca Sólido (no
magnético)
17573 K 1115 K 254 Pa a
1112 K
1.55 Blanco
plateado
Sc Sólido
(paramagnético)
1655 K 1050 K 246 Pa a
1112 K
2.54 Blanco
plateado
B Sólido (No
Magnético)
4200 K 2349 K 0,348 Pa
a 2573 K
2.34 negro
Al Sólido 2792 K 933,47
K
(660ºC)
2,42x10-6
Pa a 577
K
2.7 plateado
Ga Sólido 2477 K 302,91
K
9,31x10-
36
Pa a
302,9 K
5.91 Blanco
plateado
In Sólido 2345 K 429,75
K
1,42x10-
17
Pa a
429 K
7.31
Tl Sólido 1746 K
(1473ºC)
577 K
(304ºC)
5,33x10-6
Pa a 577
K
11.85 Blanco
plateado
C Sólido (No
Magnético)
5100 K 3830 K -- 2.26 Negro e
incoloro
Si Sólido (No
Magnético)
3173 K 1687 K 4,77 Pa a
1683 K
2.33 Gris
oscuro
Sn Sólido 2875 K 505.08
K
5,78x10-
21
Pa a
505 K
7.31 Gris
plateado
brillante
Pb Sólido 2022 K 600,61
K
4,21x10-7
Pa a 600
K
11.35 Azul B.
N Gas 77,35 K 63,14 K -- 1.25 incoloro
P Sólido 550 K 317,3 K 20,8 Pa a 1.82 rojo

96. 294 K
As Sólido 887 K 1090 K -- 5.72 Gris
metálico
O
Gas
(paramagnético)
90,18 K 50,35 K -- 1.43 incoloro
S Sólido 717,87 K 388,36
K
2,65 x
10-20 Pa
a 388 K
2.07 Amarillo
limón
F Gas (no-
magnético)
85,03 K 53,53 K -- 1.7 amarillo
Cl Gas (no-
magnético)
239,11 K 171,6 K 1300 Pa 3.21 verdoso
Br Líquido 332 K 265,8 K 5800 Pa
a 280,1
K
3.12 Rojo
oscuro
I Sólido (no
magnético)
457,4 K 386,85
K
-- 4.93 Púrpura
casi
negro
He Gas 4,22 K 0,95 K
(26 atm)
No
Aplicable
0.18 incoloro
Ne Gas 27,07 K 24,56 K No
Aplicable
0.9 incoloro
Ar Gas 6,447
kJ/mol
6,447
kJ/mol
No
Aplicable
0.7 incoloro
Kr Gas 119,93 K 115,79
K
No
Aplicable
3.75 incoloro
Xe Gas 165,1 K 161,4 K No
Aplicable
5.9 incoloro
Propiedades físicas