Informe muy completo sobre la Química Inorgánica. Toda la teoría sacada del libro "Química Inorgánica" de Hector S. Odetti - Eduardo J. Bottani. Ediciones UNL. Se los regalo para que lo usen a gusto y piacere, lo modifiquen, le agreguen cosas, y todo lo necesario. Espero que les sirva.

1. TEORÍA
QUÍMICA
INORGÁNICA

2. NO
METALES

3. OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 Proceso Bosch: (Gas de agua):
 Consiste en pasar vapor de agua sobre Coque (carbón puro) caliente
produciéndose el gas de agua.
C(s) + H2O(l)  ∅  CO(g) + H2°(g)
 Luego se cataliza en presencia de Fe2O3 a 450°C, dando lugar a más H2(g)
y CO2 . Separándose por disolución en agua.
 Reforming:
 Producción de H2(g), a partir de CH4, en reacción con vapor a 900°C en
presencia de Ni(s) obteniendo CO y H2. Luego se cataliza como en el
anterior proceso.
 Electrólisis de salmuera: Se obtiene H2(g) como subproducto.
 ÁNODO: 2Cl-  Cl2 + 2e-
 CÁTODO: 2H+ + 2e-  H2
HIDRÓGENO

4.  REDUCCIÓN DEL H+:
Zn(s) + 2 Cl- + 2 H+  H2(g) + ZnCl2(aq)
 ACCIÓN DE METALES SOBRE SOLUCIONES ALCALINAS:
2 H2O + Zn(s) + 2 OH-  H2(g) + Zn(OH)4
2-
 OXIDACIÓN DE HIDRUROS METÁLICOS
2 H2O + H-   H2(g) + OH-
 ELECTRÓLISIS DEL AGUA:
2 H2O(l)— (electrólisis) - 2 H2(g) + O2(g)
OBTENCIÓN EN LABORATORIO:

5. USOS:
 Síntesis de amoníaco por el proceso Haber.
 Síntesis de Compuestos Orgánicos.
 Síntesis de Compuestos Inorgánicos.
 Reducción de metales.
 Combustible de cohetes.
 Manufactura de Margarina.
 Agente desulfurizante en la industria petroquímica.
 Soldaduras (Soplete de H2).
 Criogénica (Obtención a bajas temperaturas).
N°
oxidación
Tipo de compuesto Ejemplos
+1
Covalentes
Ácidos
Bases
Compuestos orgánicos
Agua, metano, amoníaco…
Sulfúrico, clorhídrico..
Hidróxido de sodio…
Etanol, metanol…
0 Compuestos intersticiales TiH1,58, ZrH1,92, VH0,6
-1 Hidruros salinos o iónicos NaH

6. AGUA PESADA: (óxido de deuterio)(D2O)
 USOS:
 Moderador de reacciones nucleares por su capacidad de reducir la energía
cinética de los neutrones.
 Se utiliza para seguir la velocidad de absorción y la eliminación del agua
en el cuerpo usando pequeña cantidades.
 Refrigerante
 OBTENCIÓN:
 Por electrólisis del agua
 Destilación fraccionada del agua
que lo contenga
 Por intercambio iónico
Presenta 3 isótopos:
 1H Hidrógeno o Protio: Predominante
 2H Deuterio (D): Abundancia 0,0156%
 3H Tritio (T): Es radioactivo y se descompone espontáneamente.

7. BORO
OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 Es muy difícil obtener puro por su elevado punto de fusión
(2300°C) y el carácter corrosivo del líquido. Una variedad amorfa se
obtiene reduciendo el óxido con magnesio o silicio en caliente:
B2O3(s) + 3 Mg(s) -- ∅ -  2 B(l) + 3 MgO(s)
USOS:
 El bórax (Na2B4O7.10H2O) se lo utiliza como fertilizante, para la
fabricación de cristales para lentes y vidrios borosilicados (Pyrex®)
 El ácido bórico (H3BO3) es un desinfectante suave, y en algunos países se
lo utilizaba como conservante en alimentos.
 En metalurgia se usa para una aleación llama Sialon.

8.  Los boranos son verdaderos hidruros de boro, siendo el más simple el
Diborano (B2H6), y se conocen hasta el icosaborano-16 (B20H16).
 ESTRUCTURA DIBORANO:
 Contiene 2 átomos de boro y 4 de hidrógeno en un mismo plano, cada
átomo de boro contiene hibridación sp3 que le confiere esta disposición a
los átomos.
 Nitruro de Boro (BN)X: Sólido blanco no volátil, con estructura en capas
muy similar al grafito (Hibridación sp2)
 Ácido Bórico (H3BO3).
 Haluros de boro (BCl3): Son siempre ácidos de Lewis fuertes.
COMPUESTOS IMPORTANTES:

9. CARBONO

10. ALÓTROPOS:
 COQUE, CARBÓN Y NEGROS DE HUMO:
 Variedades amorfas, con estructuras que no son uniformes.
 GRAFITO:
 Hibridación sp2 , disposición en planos de los átomos.
 DIAMANTE:
 Hibridación sp3, esto explica la extraordinaria dureza, ya que sería
necesaria la ruptura de muchos enlaces y la falta de conductividad se
explica debido al apareamiento completo de todos lo electrones.
 FULLERENOS:
 Están constituidos por moléculas de un número elevado de átomos de
carbono (C60) Tienen forma casi esférica y presentan anillos de seis
átomos de carbono unidos por anillos de cinco átomos en una secuencia
perfectamente establecida.
 NANOTUBOS:
 Tubos de dimensiones del orden de un nanómetro. Su estructura puede
imaginarse como un plano de grafito formando un cilindro.

11. CARBUROS:
 Compuestos que se forman cuando el carbono reacciona con elementos
con menor o similar electronegatividad
 SALINOS: Elementos del grupo I, II, III.
 C4-(Metánicos): Liberan metano por hidrólisis.
 C2
2-(Acetilénicos): Producen acetileno por hidrólisis.
 INTERSTICIALES: Elementos de transición, Grupos IV , V, VI.
 Los átomos de carbono ocupan los huecos octaédricos de la distribución
compacta de los átomos del metal.
 Puntos de fusión elevados, gran dureza y conductividad eléctrica
 INTERMEDIOS: Elementos de transición de radio atómico pequeño
(menor a 0,13nm)
 La estructura del metal se distorsiona (Cr, Mn, Fe, Co, Ni)
 COVALENTES: Con Si y B porque son parecidos en tamaño y
electronegatividad.
 SiC: Material muy duro y químicamente estable
 B4C: Sustancia muy dura y químicamente inerte

12. MONÓXIDO DE CARBONO (CO)
 Gas incoloro muy poco soluble en agua.
 Extremadamente tóxico, aún en bajas concentraciones, por su capacidad
de combinarse con la oxihemoglobina.
 Buen poder reductor frente a óxidos metálicos a elevadas temperaturas,
haciéndolo útil en metalurgia.
 OBTENCIÓN: Cuando el carbono o sus derivados combustibles se
queman con poco oxígeno.
 Industrial: Se lo obtiene mezclado con hidrógeno, por reducción del
vapor de agua con coque caliente.
 Laboratorio: Por deshidratación con ácido sulfúrico del ácido fórmico
(H2CO2) o ácido oxálico (H2C2O4)
HCOOH(l) H2SO4 H2O(l) + CO(g)
H2C2O4(l) H2SO4 H2O(l) + CO(g) + CO2(g)
 En presencia de oxígeno se oxida para producir el dióxido más estable:
2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g)

14. DIÓXIDO DE CARBONO (CO2)
 Gas inodoro, incoloro y más denso que el aire.
 OBTENCIÓN:
 Por descomposición de un carbonato con un ácido:
CaCO3(s) + 2 HCl(aq)  CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l)
 Por combustión completa del carbono:
Cgraf. + O2(g) ∅ CO2(g)
 Por descomposición térmica de los carbonatos:
CaCO3(s) ∅ CaO(s) CO2(g)
 En la industria también se obtiene por fermentación.
 USOS:
 Bebidas gaseosas, cervezas y otras bebidas fermentadas.
 En extintores de incendio.
 Refrigerante en estado sólido. (Hielo seco)

15. PROPIEDADES:
 Gas diatómico, incoloro, inodoro e inerte. Poco soluble en agua.
 Se obtiene por destilación del aire líquido.
 La baja reactividad del N2 se debe fundamentalmente a la estructura de su
molécula y a la energía de enlace.
 Otros factores que favorecen la baja reactividad son la falta de polaridad
en el enlace y que el potencial de ionización es alto
NITRÓGENO
Es el elemento, en
forma elemental,
mas abundante en
nuestro planeta.
Constituye el 78%
en volumen de la
atmósfera.

16. AMONÍACO (NH3):
 OBTENCIÓN LABORATORIO:
 Reacción entre cloruro de amonio y el óxido de calcio:
2 NH4Cl(s) + CaO(s)  2 NH3(g) + CaCl2(s) + H2O
 OBTENCIÓN INDUSTRIAL: Proceso Haber:
 Con catalizador de Fe. La reacción se favorece a altas P y T. Se utiliza el
principio de Le Châtelier, sacando productos.
N2(g) + 3 H2(g) --Fe-- 2 NH3(g)
 USOS:
 Solvente no acuoso
 Producción de ácido nítrico
 Fertilizante
 Producción de sales de amonio
 Producción de Nitrógeno

17. ÁCIDO NÍTRICO (HNO3):
 PROPIEDADES:
 Puro es un líquido incoloro fumante que hierve a 356K y tiene una
densidad de 1,5 g/ml. Sus vapores se descomponen lentamente por
acción de la luz y más rápidamente si se eleva la temperatura.
 OBTENCIÓN LABORATORIO: Desplazamiento con ácido sulfúrico de los
nitratos:
NaNO3(s) + H2SO4(c) – ∅  HNO3↑ + NaHSO4(s)
 El ácido nítrico se evapora de la mezcla y se condensa como un líquido
amarillo cuyo color es debido a la presencia de NO2(dis)

18.  OBTENCIÓN INDUSTRIAL: Proceso Ostwald (3 etapas):
 1) Oxidación catalítica de NH3 a NO. Cataliza: Platino/Rodio
4 NH3(g) + 5 O2(g) –Pt/Rh 4 NO(g) + 6 H2O(g)
 2) Producción de NO2 por oxidación con oxígeno del aire.
2 NO(g) + O2(g) –aire 2 NO2(g)
 3) Disolución del NO2 en H2O, el NO(g) que queda se recicla.
3 NO2(g) + H2O(l)  2 HNO3(aq) + NO(g)
 USOS:
 Producción de fertilizantes.
 Fabricación de fibras sintéticas (Nylon)
 Fabricación de explosivos (Pólvora, TNT, dinamita)

19. ÁCIDO NITROSO (HNO2)
 Se obtiene mediante la adición de ácidos a las soluciones de nitritos.
 Sólo es estable diluido y a bajas temperaturas.
 Desproporción:
3 HNO2(c)  HNO3(aq) + 2 NO(g) + H2O(l)

20. OBTENCIÓN EN LABORATORIO:
 Descomposición catalítica del Peróxido de Hidrógeno (H2O2):
2 H2O2(l) --- Mn(IV) 2 H2O(l) + O2(g)
 Descomposición térmica de compuestos oxigenados (Sales,
óxidos):
2 KClO3(s) -- ∅ - 2 KCl(s) + 3 O2(g)
HgO(s) -- ∅ - Hg(g) + ½ O2(g)
 Hidrólisis de peróxidos:
2 Na2O2(s) + 2 H2O(l)  4 NaOH(aq) + O2(g)
 Electrólisis del agua:
2 H2O(l)— (electrólisis) - 2 H2(g) + O2(g)
OXÍGENO Presenta 3 isótopos: (16O) (17O) (18O)

21. OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 Licuación y posterior destilación del aire: Este proceso consiste en
producir primero la licuación del aire por compresión, enfriamiento y
expansión reiterada de éste (Efecto Joule-Thomson)
 El resultado es un líquido incoloro cuya composición es mayoritariamente
nitrógeno y oxígeno.
 La posterior destilación de este líquido permite obtener nitrógeno líquido
de alta pureza y oxígeno licuado puro (Líquido de color azulado)
USOS:
 Principalmente en la industria metalúrgica (Soldadura, corte de metales,
refino y tratamiento de metales)
 Como aire enriquecido, en la síntesis de productos industriales (Trióxido
de azufre, obtención ácido sulfúrico, oxidación del amoníaco para obtener
óxido nítrico, preparación de ácido nítrico y nitratos)
 Líquido, se utiliza en el sistema de propulsión de cohetes espaciales.
 Preparación de aire artificial en equipos submarinos y de navegación a
gran altura y para usos médicos

22. Paramagnetismo de la molécula de O2

23. OZONO (O3)
 La obtención de ozono se da mediante una descarga eléctrica sobre el
oxígeno.
 Es inestable y en altas concentraciones es explosivo.
 Es más oxidante que el O2.
USOS:
 Destrucción de olores.
 Esterilización de agua.
 Blanqueamiento de textiles o papel.
 En ciertas síntesis debido al su gran poder oxidante.
DETECCIÓN:
 Con papel ozonoscópico:
2 I-
(aq) + O3(g) + H2O(l)  I2(s) + 2 OH-
(aq) + O2(g)

24. PROPIEDADES FÍSICAS:
 Líquido viscoso
 Líquido azulado
 Temp. De ebullición 150°C
 D= 1,44 g/cm3
PROPIEDADES QUÍMICAS:
 Se descompone en forma explosiva
 Forma enlaces de puente hidrógeno
 Molécula no lineal
 Comportamiento ácido débil
 Inestable, descomponiéndose y
liberando oxígeno lentamente
AGUA OXIGENADA: 1VOL=1LO2/L DE SOLUCIÓN

25. FLÚORESTADO NATURAL:
 Fluorita (CaF2), Fluorapatita, Criollita(Na3AlF6)
OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 ELECTRÓLISIS DE HF:
 El KF aumenta la conductividad de la solución. El flúor se condensa a baja
temperatura y se lo pasa por filtros para retener cualquier impureza.
 CÁTODO: H+ + 2 e-  H2(g)
 ÁNODO: 2 F-  F2(g) + 2 e-

26. FLUOROCARBUROS O FREONES:
 Compuestos que contienen flúor y carbono.
 Son análogos de los hidrocarburos
 Son compuestos muy estables debido a su inercia química
 Se popularizó su uso como refrigerante y en aerosoles.
 Las propiedades de los polímeros son su inercia química, bajos coeficiente
de dilatación térmicos y facilidad de producirlos bajo las formas más
variadas
 Resisten el calentamiento hasta los 613K.
 TEFLÓN
(Politetrafluoroetileno)
 FREÓN 12

27. SILICIO
ESTADO NATURAL:
 Como dióxido de silicio y silicatos (abesto, caolin, mica, talco
y zeolitas) y en la arena y el cuarzo como sílice.
PROPIEDADES:
 Inerte frente al aire en temperaturas ordinarias, forma fundamentalmente
compuestos covalentes, tiende a formar cadenas. Es una sustancia muy
dura y atómica.
OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 Reducción de un Haluro (SiX4) con hidrógeno:
SiX4(l) + 2 H2(g)  Si(s) + 4 HX(g)
 Descomposición térmica del silano (SiH4). MAYOR PUREZA.
 Para la industria electrónica se utiliza el método de refinación zonal.
MAYOR PUREZA.

28. USOS:
 Silicatos: detergentes, pigmentos, catálisis.
 En metalurgia: aceros y aleación cobre y bronces
 Siliconas.
 Industria electrónicas (Chips, transistores)
 VIDRIO:
 Sólido no cristalino formado por moléculas de SiO2
 Se prepara haciendo calentar el SiO2 por encima de su punto de ebullición y
enfriarlo bruscamente.
 Sus propiedades pueden modificarse agregándole:
 B2O3: Resiste térmicamente
 CaO: Insoluble en agua
 K2O: Más duro
 Na2O: Disminuye punto de fusión.
 Tipos de vidrio:
 Sódico: CaSiO3 + Na2SiO3: Utilizado en ventanas y aplicaciones similares
 Borosilicado (Pyrex): 81% SiO2 + 13% B2O3: Bajo coeficiente de dilatación y
resiste cambios de temperatura
 Plúmbicos: Hasta un 8% PbO: conocidos como cristales finos.

29. FÓSFORO
ESTADO NATURAL:
 Minerales bajo la forma de ortofosfatos (fluorapatita, apatita)
 En huesos de animales.
MÉTODO DE OBTENCIÓN:
 Se obtiene a partir de la apatita por reducción con coque en horno
eléctrico a alta temperatura y en presencia de sílice:
2773K
2 Ca3(PO4)2(s)+6 SiO2(s)+10 C(s)  P4(s)+CaSiO3(s)+10 CO(g)
Coque Blanco

30. ALOTROPÍA:
 Se conocen 3 alótropos:
 BLANCO: Sólido de color blanco amarillento y de textura grasosa, tóxico,
soluble en solventes orgánicos. Se almacena cubierto por agua (Evitar
contacto con oxígeno). Emite fosforescencia verde en el aire y se oxida
con suma facilidad. Reacciona con álcalis para producir fosfina (PH3)
 ROJO: Se obtiene a partir del blanco por calentamiento a 673K durante
varias horas, es un polvo y no es atacado por álcalis, insoluble en
solventes orgánicos.
 NEGRO: Obtenido por calentar a altas presiones el fósforo blanco, en
presencia de un catalizador adecuado (Hg) y de trazas de fósforo negro.
Propiedades similares al fósforo rojo. Aspecto metálico

31. ÁCIDO FOSFÓRICO U ORTOFOSFÓRICO (H3PO4)
 PROPIEDADES:
 Sólido blanco, cristalino.
 Delicuescente: propiedad de absorber la humedad del aire
y disolverse en ella.
 Los valores de Pk, muestra la disminución de la fuerza ácida a medida que
se pierden protones de la molécula.
 OBTENCIÓN: Pentóxido de fósforo con gran exceso de agua:
P4O10(s) + 6 H2O(l)  4 H3PO4(aq)
 USOS:
 Desoxidante del acero.
 Pulido químico y/o electrolítico de aleaciones de Al y Cu.
 Diluido, se emplea para acidificar alimentos y bebidas gaseosas.

32. AZUFRE
ESTADO NATURAL:
 En su forma elemental (S8)
 Sulfuros: Pirita (FeS2), Blenda (ZnS), Galena (PbS)
 Combustibles fósiles
 Aminoácidos
ALÓTROPOS: (Enantiotropía)
 Rómbica
 Monoclínica

33. POLISULFUROS:
 El azufre es capaz de formar una serie de iones condensados
denominados polianiones. Los más importantes son H2S2, H2S3, H2S4,
H2S5, H2S6. Estos han podido ser aislados aún cuando son muy inestables.
Los polianiones en cambio son muy fáciles de preparar en medio alcalino
por tratamiento de los sulfuros con exceso de azufre sólido, según la
siguiente reacción general:
S2-
(aq) + (X-1) S(s)  SX
2-
(aq)

34. OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 MÉTODO FRASCH:
 Azufre con 99,5% de pureza.
 Consiste en introducir un caño de aproximadamente unos 40cm de
diámetro hasta el “bolsón” de azufre. El tubo introducido contiene a
otros. Por el tubo exterior se inyecta vapor de agua recalentado (423K
aprox.) y por el del medio aire también caliente. Se produce una
emulsión de azufre fundido que asciende por el caño del medio llegando
a la superficie. Luego eliminando el aire se lo bobea fundido y se lo
transporta en barcos y vagones térmicos en estado líquido hasta los
centros de procesamiento.
 DESULFIRIZACION DEL GAS NATURAL O PETRÓLEO:
 Se obtiene el 75% del azufre producido en el mundo
 El hidrocarburo sulfurado es tratado con hidrógeno en presencia del
catalizador adecuando para extraer el sulfuro como sulfuro de hidrógeno.
Una vez separado el sulfuro de hidrógeno del hidrocarburo se procede a
la oxidación de éste por combustión con aire obteniéndose el azufre
(gaseoso). Finalmente, se recupera el hidrocarburo que ahora es
utilizable y como subproducto se obtiene el azufre.

35. SULFURO DE HIDRÓGENO  ÁCIDO SULFHÍDRICO
 OBTENCIÓN: Acción del ácido clorhídrico con
sulfuro de hierro:
FeS + 2 H+  Fe+2 + H2S(g)
 Acción directa del azufre con el hidrógeno:
S(s) + H2(g)  H2S(g)
 ESTADO NATURAL: Gas natural en la
descomposición de proteínas.
 PROPIEDADES: Gas, venenoso, incoloro,
fuerte olor a huevo podrido, poco soluble en
agua, compuesto netamente covalente,
hibridación sp3 en el azufre.
 En estado líquido no forma enlaces por
puente hidrógeno (el átomo de azufre es más
grande que el oxígeno y menos
electronegativo)
 GEOMETRÍA MOLECULAR: Angular.

36. ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)
 PROPIEDADES FÍSICAS: Líquido a temperatura ambiente, disolución
acuosa, incolora, viscosa y concentrada, D=1,85, punto de ebullición
270°C, molécula tetraédrica.
 PROPIEDADES QUÍMICAS: Ácido fuerte en su primera disociación y
ácido débil en la segunda disociación. Oxidante. Deshidratante.
 USOS: Fabricación de superfosfatos. (Fertilizantes)
 Pinturas.
 Fibras sintéticas.
 Detergentes.
 Fabricación de HCl.
 Por su bajo costo, agente acidificante en industrias.
 Mezclado con ácido nítrico como mezcla nitrante para la síntesis de
nitrocelulosa, colorantes, explosivos, lacas, etc.

37. OBTENCIÓN: Método de contacto (3 etapas):
 1) Producción del SO2 por combustión de azufre o algún sulfuro:
S(g) + O2(g) –1273K SO2(g)
 2) Oxidación del dióxido de azufre a SO3(baja temperatura -673K- alta
presión y catalizada -V2O5-):
2SO2(g) + O2(g) V2O5 2SO3(g)
 3) Disolución del trióxido de azufre en agua:
SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(c)
 Este último paso es muy violento y forma una niebla difícil de eliminar,
por eso mismo el SO3 no es absorbido en agua sino que e emplea una
solución H2SO4 al 98%
SO3(g) + H2SO4(c)  H2S2O7(c)
 El ácido pirosulfúrico se hidrata con facilidad obteniéndose H2SO4
concentrado:
H2S2O7 + H2O  2H2SO4(c)

38. CLOROESTADO NATURAL:
 NaCl: en el agua de mar, lagos salados, depósitos sólidos.
OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 PROCESO DOWN: Método de obtención del sodio, el cloro es un
subproducto.
 PROCESO DEACON: Oxidación del cloruro de hidrógeno con oxígeno del
aire, en presencia de un catalizador (CuCl2) a temperaturas
moderadamente altas. Proceso rentable porque utiliza ácido clorhídrico
proveniente de desechos de otras empresas. El cloro obtenido se seca con
H2SO4.
4 HCl(g) + O2(g) –673K—CuCl2 2 H2O(g) + 2 Cl2(g)
 PROCESO WELDON: Utiliza la misma reacción que en la
OBTENCIÓN EN LABORATORIO:
4 HCl(g) + MnO2  2 H2O(g) + MnCl2 + Cl2(g)

39. CÉLULA DE MEMBRANA:
 CASTNER-KELLNER: (ELECTRÓLISIS DE SALMUERA):
 Electrólisis de una solución saturada de cloruro de sodio. Es el más
utilizado
Cl- + Na+ + H2O  Na+ + OH- + ½ Cl2(g) + ½ H2(g)
CÉLULA DE MERCURIO:
(se está dejando de usar por la
contaminación que provoca)

40. BROMO
ESTADO NATURAL:
 Agua de mar, lagos salados y en depósitos sólidos
OBTENCIÓN DE LABORATORIO:
 Obtención de bromo a partir del bromuro. Sólo basta un oxidante mejor
que el bromuro y un medio conveniente.
2 Br- + 4 H+ + MnO2  2 H2O(l) + Mn2+ + Br2(g)
USOS
 Formulación de aditivos del petróleo
 En fotografía
 En productos retardadores de llama
 En compuestos de aplicación en medicina y en la agricultura

41. OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 Es extraído del agua de mar mediante un proceso de 4 etapas. Para
obtener 1 TN de bromo se necesitan 22000 TN de agua de mar.
 1) Se trata al agua de mar con cloro de manera de desplazar al bromuro
como bromo:
Cl2(g) + 2 Br-
(aq)  Br2(g) + 2 Cl-
(aq)
 2) Se expulsa el bromo producido mediante burbujeo de aire.
 3) El aire se mezcla con dióxido de azufre y vapor de agua.
SO2(g) + Br2(g) + 2 H2O(g)  2 HBr(g) + H2SO4(aq)
 4) La mezcla de ácidos se trata con cloro y el bromo se expulsa con vapor
de agua.
2 HBr(aq) + Cl2(g)  2 HCl(aq) + Br2(g)

42. YODOESTADO NATURAL:
 Como Yoduros: Agua de mar, algas marinas, lagos salados y
en depósitos sólidos.
OBTENCIÓN EN LABORATORIO:
 Obtención de Yodo a partir del yoduro. Sólo basta un oxidante mejor que
el yoduro y un medio conveniente.
2 I- + 4 H+ + MnO2  2 H2O + Mn2+ + I2
USOS:
 Síntesis de colorantes.
 Proceso de la fotografía color.
 En medicina: como bactericida.
 Construcción de lámparas de alumbrado.

43. OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 Se extrae directamente del Nitro de Chile:
 Encontrándose como impureza bajo la forma de yodato (IO3
-)
IO3
-
(aq) + 3 HSO3
-
(aq)  I-
(aq) + 3 HSO4
-
(aq)
 Se agrega más yodato:
5 I-
(aq) + IO3
-
(aq) + 6 H+
(aq)  3 I2(s) + 3 H2O
 O a partir de yoduros:
 Método similar a la obtención de bromo a partir de agua de mar.
2 MI + Cl2 = I2 + 2 MCl

44. METALES
DE
TRANSICIÓN

45. PROPIEDADES COMUNES:
 Todos son metales.
 Prácticamente, todos son duros, fuertes, densos, con elevados puntos de
fusión y ebullición, buenos conductores del calor y la electricidad, dúctiles
y maleables. Definen el término “metal” como lo utilizamos
habitualmente.
 Forman aleaciones con otros metales de transición y con elementos
metálicos.
 Muchos de ellos son los suficientemente electropositivos como para ser
atacados por los ácidos minerales, pero algunos de ellos son “nobles”, es
decir, que no se ven afectados por los ácidos simples, debido a su PNR.
 En su mayoría presentan múltiples estados de oxidación y forman
compuestos mayoritariamente coloreados (Compuestos Complejos)
 Muchos de ellos actúan como catalizadores en muy variadas procesos
químicos y biológicos.

46. METALURGIA:
 Técnica de obtención y tratamiento de los metales a partir de minerales
metálicos.
 ETAPAS:
1. Extracción del mineral de las minas.
2. Concentración del mineral o su acondicionamiento para posteriores
procesos.
3. Reducción del mineral para obtener el metal.
4. Refinación o purificación del metal.
5. Aleación del metal obtenido de ser necesario.

47. HIERRO
 Después del aluminio, es el metal más abundante y el cuarto
elemento en abundancia en la corteza terrestre.
 Los minerales más importantes son la hematita (Fe2O3), la
magnetita (Fe3O4), la limonita [FeO(HO)] y la siderita (FeCO3)
ALTO HORNO:
1. Reducción del óxido de hierro:
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(l) + 3 CO2(g)
2. Formación de escoria:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
CaO(s) + SiO2(s)  CaSiO3(l)
CaO(s) + Al2O3(s)  CaAl2O4(l)
3. Combustión del coque:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
CO2(g) + C(s)  2 CO(g)

49. ACERO:
 Aleación de hierro que contiene carbono en determinadas proporciones lo que
aumenta su dureza.
 Sus propiedades se deben a su composición química.
 Acero inoxidable: contiene cromo y níquel
 Acero de herramientas: contiene tungsteno y/o manganeso (Resistencia al
impacto)
 Acero de silicio: utilizado para fabricar equipos eléctricos.
Tipo de acero %carbono Propiedades Aplicaciones
Acero de pobre contenido <0,15
Dúctil
Baja dureza
Alambres de acero
Acero de bajo contenido 0,15 – 0,25
Cables, clavos,
cadenas y
herraduras
Acero de medio contenido 0,20 – 0,60
Clavos, elementos
estructurales,
rieles, etc.
Acero de alto contenido 0,61 – 1,5
Cuchillos, hojas
de afeitar,
herramientas de
corte, etc.

50. CINCESTADO NATURAL:
 Algunos minerales contienen Zn bajo la forma de óxido,
carbonato y sulfato, sin embargo el mas importante es el
sulfuro de cinc (ZnS) que se denomina blenda de cinc.
USOS:
 El 50% se utiliza para la producción de galvanizado de acero.
 Baterías.
 Metalurgia de metales preciosos.
 Fabricación de ciertas pinturas.
 Aleaciones (latón, alpaca, etc).
 Galvanizado: Consiste en el recubrimientos del metal con Zn, lo cual se
efectúa sumergiendo las piezas en Zn fundido. El Zn reacciona con el aire,
formando una película adherente que evita la corrosión ulterior. Si el
revestimiento de Zn sobre el Fe se perfora, quedando ambos metales
expuestos a la oxidación, el Zn será el que se corroa, pues tiene un menor
PNR que el Fe, y los compuestos originados en la oxidación obturan la
abertura, si esta es pequeña.

51. METALES
ALCALINOS
Y ALCALINOS
TÉRREOS

52. PROPIEDADES COMUNES:
 Grupo I: Metales blandos y flotan en agua mientras reaccionan.
 Grupo II: Son más duros y presentan mayor densidad.
 Bajos puntos de fusión y ebullición debido a sus enlaces metales de sus
sólidos son débiles.
 Son agentes reductores poderosos, pero no se los pueden emplear en medio
acuoso porque reaccionan vigorosamente con el agua. Presentan gran
tendencia para entregar el/los e- del nivel S. Este fenómeno radica en el hecho
que estos elementos son muy electropositivos.
 Reaccionan todos con el O2 para dar óxidos, peróxidos y superóxidos:
 Reaccionan todos con el H2 para dar los hidruros correspondientes: A
excepción del Berilio. Reacción General:
 Ca(s) + H2(g)  CaH2(s)
 Reaccionan todos con los halógenos: por calentamiento. La reactividad
aumenta hacia abajo en cada grupo.
 REDUCCIÓN: ½ Cl2 + 2e-  Cl-
 OXIDACIÓN: Na(s)  Na+ + e-
Oxidos (O-2) Litio y Grupo II Color blanco
Peróxido (O2
-2) Sodio y Bario Blancos, ligeramente coloreados
Superóxido (O2
-) Potasio, Rubidio, Cesio Altamente coloreados

53. ESTADO NATURAL:
 Todos los elementos de estos grupos no aparecen al estado nativo
por ser muy reactivos y en general abundantes (Excepto el Radio)
 Sodio y Potasio: son muy abundantes, existiendo grandes
depósitos de sal común (NaCl) y de carnalita (KCl.MgCl2.6H2O).
Son de gran importancia fisiológica en el organismo humano,
animales y plantas.
 Litio, Rubidio y Cesio: Son menos abundantes y se presentan en
algunos silicatos minerales.
 Magnesio, Calcio, Estroncio y Bario: Están presentes en
grandes cantidades en minerales y en el mar: depósitos de caliza
(CaCO3), dolomita (CaCO3,MgCO3) y carnalita (KCl.MgCl2.6H2O).
 Reacción con agua:
 2 MI(s) + 2 H2O(l)  2 MIOH(aq) + H2(g)
 MII(s) + 2 H2O(l)  MII(OH)2(aq) + H2(g)

54. LITIO Y BERILIO:
 LITIO: Es el único en su grupo
que da el óxido normal por
reacción directa con O2.
 Es el único que se combina
directamente con el N2.
Las propiedades anómalas de estos “cabeza de grupo” se deben a sus elevadas
energías de ionización en conjunción con sus pequeños radios iónicos. Esto
explica el carácter covalente más marcado de sus compuestos, en contraste con
el resto de los elementos del grupo
 BERILIO: No da hidruro con el H2 a
diferencia del resto de los
elementos del grupo 2.
 Su óxido e hidróxido son anfóteros.
Las propiedades diagonales son el producto de las variaciones de la carga nuclear
y el tamaño de los iones entre otras.
 LITIO-MAGNESIO: El magnesio da el
óxido normal por reacción directa con
el O2.
 El magnesio da el nitruro por reacción
directa al igual que el litio.
 Los haluros del magnesio (MgX2) son
covalentes.
 Los oxo-compuestos (HO-, CO3
2-,NO3
-)
son térmicamente inestables.
 BERILIO-ALUMINIO: El aluminio
se pasiva con los ácidos.
 Todos los haluros, salvo el F-,son
covalentes en su forma sólida.
 El óxido e hidróxido del aluminio
son anfóteros.
 No existe el carbonato de aluminio.

55. AGUA DURA:
 Propiedad que resulta de la mayor o menor cantidad de sales disueltas
presentes; principalmente Ca2+ y Mg2+
 Pueden estar acompañados por distintos aniones.
 Dureza temporaria: HCO3
- (Carbonatada)
 Dureza permanente: SO4
2-; Cl-; NO3
- (No carbonatada)
 Grado de dureza:
 MÉTODOS DE ABLANDAMIENTO:
 Ebullición: Sólo elimina la dureza temporaria.
 Cal-Sosa: Consiste en el agregado de cal apagada (Ca(OH)2 y Na2CO3) El
Na2CO3 es la fuente de iones carbonatos para la separación de iones Ca2+.
Sólo funciona en presencia de HCO3
-
2 HCO3
- + Ca2+ + Ca(OH)2   2 CaCo3(s) + 2 H2O
 Intercambio Iónico: Consiste en hacer pasar el agua a través de una columna
que contiene un sólido con el que intercambia iones, en general el sólido
aporta Na+ y el agua los iones Ca2+ y Mg 2+.
El sólido utilizado es en general algún alúminosilicato comúnmente llamado
“zeolitas”.
< 60 ppm
Blanda
60-120 ppm
Medianamente Blanda
121 – 180 ppm
Dura
180 ppm <
Muy dura
1ppm=1mg/L

56. ALUMINIO
Propiedad Uso
Liviano y fuerte. La relación
fortaleza/peso es muy alta.
Fabricación de aleaciones para
aviación, barcos y automóviles.
Fabricación de aberturas y utensilios
de cocina.
Dúctil y maleable. Se pueden
obtener piezas de cualquier forma y
tamaño
Resiste la corrosión
Buen conductor del calor y la
electricidad
Fabricación de intercambiadores de
calor
Reflecta la energía radiante
Aislante en techos. Interferir en el
radar en aviones de guerra
No es magnético, ni magnetizable Equipos de aeronavegación
No es tóxico
Instrumento de cocina.
Almacenamiento de líquidos.
Embalaje. Envases (Tetra-Pack)
Reductor en la industria química.

57. OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
 La extracción del aluminio de la bauxita se realiza en 2 etapas:
 1° etapa: Proceso Bayer. Purificación de la Bauxita para obtener
Al2O3.
 1- Trituración del mineral
 2- Tratamiento con Na(OH)(aq) para lo cual se coloca el mineral triturado
en un reactor a temperatura y presión elevadas. Como resultado el Al
queda en solución bajo la forma de ion aluminato y el Fe precipita como
óxido.
 3- La solución es filtrada de manera que se obtiene una solución saturada
del hidróxido de aluminio. Esta solución es “sembrada” con cristales del
hidróxido y se produce la precipitación del Al(OH)3. (Método de siembra).
 4- Filtrado y lavado del Al(OH)3 y posterior calcinación en horno rotativo a
1000°C para obtener la alúmina:
2 Al(OH)3(s) – 1273K Al2O3(s) + 3 H2O(g)

58.  2° etapa: Reducción de la Al2O3 fundida por electrólisis en las
cubas Hall-Héroult.
 Como el punto de fusión de la Al2O3 es muy alto (2318K), la electrólisis
no es ni práctica, ni rentable en estas condiciones.
 Se reduce la temperatura por medio de la formación de un eutéctico (5%
Al2O3 en criolita [Na3AlF6]). Ahora el proceso se puede utilizar en la
industria.
 La electrólisis consume gran cantidad de electricidad (100000A a 5V)
 CÁTODO: Al3+ + 3 e-  Al(l)
 ÁNODO: 2 O2-  O2(g) + 4 e-
2 C(s) + O2(g)  2 CO(g)
 El aluminio es el metal más abundante, 7%
de la corteza terrestre.
 Por su afinidad con el oxígeno, aparece combinado y no como metal. Se lo
encuentra en general como aluminosilicatos hidratados.
 La principal fuente son los yacimientos de bauxita (Al2O3. xH2O; 1<x<3).
ESTADO NATURAL:

59. GEOMETRÍA MOLECULAR:NUBES
ELECTRÓNCAS
NUBESDE
ENLACE
NUBESLIBRES
GEOMETRÍA
MOLECULAR
EJEMPLO
2 2 0 LINEAL CO2
3 3 0
TRIGONAL
PLANA
BCl3
3 2 1 ANGULAR SO2

60. 4 4 0 TETRAÉDRICA
SiF4
4 3 1
PIRAMIDAL
TRIGONAL
PH3
4 2 2 ANGULAR SH2

61. 5 5 0
BIPIRAMIDAL
TRIGONAL
PF5
5 4 1
TETRAEDRO
DISTORSIONADO
SCl4
5 3 2 FORMA DE T IF3
5 2 3 LINEAL XeF2

62. 6 6 0 OCTAÉDRICA
PF6
-
6 5 1
PIRAMIDAL DE
BASE
CUADRADA
IF5
6 4 2
CUADRADA
PLANA
XeF4