QUÍMICA INORGÁNICAQuímica General e Inorgánica 2009 1 La QUÍMICA INORGÁNICA, estudia el comportamiento químico de los elementos de la Tabla Periódica. Y la importancia que tienen dichos elementos y sus compuestos en la vida diaria y que tienen influencia directa en diferentes áreas como la química agrícola y forestal, la contaminación y preservación del medio ambiente, la ingeniería de materiales, entre otras. Es por esta razón que se estudiarán los elementos más importantes y sus aplicaciones agrícolaforestales, según su ubicación en la Tabla Periódica. La razón de encarar el estudio de la Química Inorgánica de esta forma, se basa en las propiedades semejantes que tienen los elementos pertenecientes a un mismo Grupo de la TP. Por otro lado, y como vimos en el Curso de Nivelación, diversas propiedades como Radio Atómico, Electronegatividad, Potencial de Ionización, Afinidad Electrónica, varían en forma periódica a lo largo de un Grupo y de un Período. Y esa variación en los elementos es la que le confiere a las sustancias que los contienen determinadas propiedades químicas como Acidez, Capacidad Oxidante/Reductora, entre otras. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS IA IIA Metales Transición IIIA IVA VA VIA VIIA 0 CELESTE: Alcalinos (I A) y Alcalino-Térreos (II A) AMARILLO: No Metales (III A hasta VI A y Grupo 0-Gases Nobles) ROJOS: Metales de Transición VERDES: Lantánidos y Actínidos 2 METALES ALCALINOS-GRUPO IA Tabla 1. Propiedades periódicas de los Metales Alcalinos – Grupo IA Propiedad e- externos p.f (°C) p.e (°C) δ (g/cm3) R atómico (Å) R iónico (Å) (M+) Electronegat. E0 (v) M++e- →M PI (kJ/mol) M(g)→M+(g)+e∆H hidrat. (kJ/mol) M+(g)→M+(ac) Li 2s1 186 1347 0.534 1.52 0.60 1.0 -3.05 520 -544 Na 3s1 97.8 904 0.971 1.86 0.95 1.0 -2.71 496 -435 K 4s1 63.6 774 0.862 2.31 1.33 0.9 -2.93 419 -351 Rb 5s1 38.9 688 1.53 2.44 1.48 0.9 -2.93 403 -293 Cs 6s1 28.5 678 1.87 2.62 1.69 0.8 -2.92 376 -264 Fr 7s1 27 677 0.8 - El Na y el K son muy comunes en la corteza terrestre. Presentan una variación regular de sus propiedades al descender en el grupo, denominadas propiedades periódicas como se puede observar en la Tabla 1. • El punto de fusión y ebullición disminuyen en los elementos más pesados, y la densidad aumenta • El potencial de reducción es muy negativo, es decir, tienen mucha tendencia a oxidarse, por eso no se encuentran libres (en estado metálico) en la naturaleza, están combinados como Me+. Son muy reactivos • Por su gran tendencia a oxidarse, sólo se los puede obtener por electrólisis de sus sales fundidas. Ej: Na0. • Los metales libres, a excepción del Li, son corrosivos, suaves y de color plateado. • Son metales blandos, se pueden cortar con cuchillo, siendo el Li el más duro. El Cs es levemente dorado y se funde en las manos (p.f 28.5 ºC). • Son excelentes conductores térmicos y eléctricos porque los electrones están unidos débilmente a los átomos. • Se ionizan cuando se irradian con luz de baja energía, por ejemplo el Cs se usa en celdas fotoeléctricas. • Son muy voluminosos, porque tienen elevado radio atómico. Por eso tienen baja densidad (d = m/V) • Sus iones fuertemente alcalinos, no hidrolizan y no forman iones complejos como lo hacen los metales de transición. • Las sales de metales alcalinos con aniones pequeños (Cl-, NO3-) son muy solubles en agua, mientras que si el anión es grande (silicatos, aluminosilicatos), las sales no son muy solubles. Reacciones químicas Reacción con el O2 del aire: Reacción con el agua: 4 Na + O2 → 2 Na2O 2 K0 + 2 H2O → 2 K+ + 2 OH- + H2 ∆H0 = -391 Kj Esta reacción es muy exotérmica. El K reacciona con facilidad, el Na reacciona con vigor y hasta puede provocar ignición, mientras que el Rb y el Cs forman flamas al caer al agua. El calor que se desprende incendia al H2. Por esta razón se almacenan en solventes no-polares, como nafta ó aceite mineral. 3 K Las sales de K son muy importantes para la vida.13 1.90 503 -1276 Ra 7s2 700 1140 5.92 509 - • • • Son todos de color blanco-plateados. dúctiles y ligeramente más duros que los alcalinos.0 2.f (°C) p.0 -2. NaCl (sal de mesa).Formación de hidróxidos: Na2O + H2O → 2 NaOH (hidróxido de sodio) Sodio . fabricación de jabón y papel. • Se lo encuentra formando sales como Na2CO3. entre otras. CALCIO Y MAGNESIO 4 . NaHCO3 (polvo para hornear).87 590 -1650 Sr 5s2 770 1384 2.99 1. Ba M + 2 H2O → 2 M(OH)2 + H2 El Mg(OH)2 es poco soluble en agua. formando estos 3 elementos compuestos iónicos.0 -2. Sr.35 1.15 1.85 899 Mg 3s2 649 1105 1.55 1. maleables.89 549 -1485 Ba 6s2 725 1640 3. E0 (v) +2 M +2e. NaNO3 (nitro de Chile.65 1.85 1.74 1. el KNO3 es un fertilizante muy importante que aporta K y N. Potasio .Na • Es el más usado por ser el más abundante.externos p. Sr y Ba son bases fuertes solubles en água. se usa en limpiadores. y sus cationes no hidrolizan. METALES ALCALINO-TÉRREOS-GRUPO IIA Tabla 2. Propiedades periódicas de los Metales Alcalino-Térreos – Grupo IIA Propiedad e.→M PI (kJ/mol) M(g)→M+2(g)+2e∆H hidrat.0 -2.17 1. soda cáustica.e (°C) δ (g/cm3) R atómico (Å) R iónico (Å) (M+2) Electronegat.5 -1. dando soluciones debilmente ácidas Los hidróxidos de Ca.37 738 -1925 Ca 4s2 839 1484 1.0 -2. La reactividad aumenta en el grupo.60 0.60 2.fundidos.11 0.31 1.51 2. Reacciones químicas Formación de óxidos: Formación de hidróxidos: • • 2 Mg0 + O2 → 2 MgO (muy exotérmica) M = Ca.2 -2.20 1. siendo el Ca-Sr-Ba muy activos. y el Mg+2 hidroliza. • El NaOH. Na2SO4 (lodo salino).97 0. • Se lo utiliza como agente reductor en la fabricación de sustancias químicas y tinturas. textiles. fertilizante). No se encuentran libres en la naturaleza y también se obtienen por electrólisis de los Cl. (kJ/mol) M+2(g)→M+2(ac) Be 2s2 1283 2484 1. Mg2(SiO4) (olivino) Obtención del elemento Por electrólisis de la mezcla MgCl2 – KCl Por reducción de su óxido: MgO + C ↔ Mg + CO (exotérmica) Propiedades y Usos del Mg • Se quema en la atmósfera produciendo luz blanca y brillante por lo que se lo utiliza en flashes fotográficos. Mg3Ca(SiO3)4 (abesto). Ca3(PO4)2 (fosforita). • Se lo usa en aleaciones por su bajo peso. con CaCO3 y también con MgCO3. suelos pobres en Mg absorbible ó con contenido muy elevado de minerales insolubles. • Muchas enzimas lo contienen como activador. CaSO4. Ca3(PO4)2. 5 . De ellas pasa a los animales para la formación de huesos y dientes. fosfatos y fluoruros: CaCO3 (calcita) . Interés Agronómico • elemento esencial para las plantas. CaF2 (apatita) También en compuestos solubles en agua de mar de donde muchos animales marinos lo toman y forman su caparazón. CaF2 (fluorita). Propiedades y Usos del Ca • se usa en aleaciones • es componente del yeso: CaSO4. arena y agua • en el encalado de suelos: Ca(OH)2 lechada de cal. Se lo utiliza en aviación y fabricación de llantas porque se recubre de óxido impermeable que lo protege de una oxidación posterior • Elemento abundante en los océanos. Interviene en procesos de fotosíntesis y metabolismo de glúcidos. • es el catión más importante en el intercambio entre partículas de arcilla y compuestos insolubles. • Se usa para encalado. • en las plantas forma pectatos de calcio que constituye las paredes celulares. luces de bengala y bombas incendiarias. sulfatos. corrección de suelos ácidos. produce amarillamiento de las hojas CALCIO-Ca El calcio es el 5º elemento en abundancia en la naturaleza. • Su deficiencia. Estado Natural Carbonatos. MgSO4 y MgCl2 En suelos como silicatos: Mg3H2(SiO3)4 (talco). Interés Agronómico • Lo contiene la molécula de clorofila. Obtención: por electrólisis del CaCl2 fundido.2H2O • en la preparción de mezclas para revocar paredes: Ca(OH)2.MAGNESIO-Mg Estado natural En agua de mar: MgCO3.2 H2O (yeso). la acción del agua de lluvia carbonatada (H2O + CO2) sobre los suelos que contienen CaCO3: CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O ↔ Ca++ + 2 HCO3Se clasifica en: • Temporaria: HCO3.+ 2 Na+ ó resinas de intercambio iónico-Zeolitas Formación de estalactitas y estalagmitas Proceso inverso al anterior.+ Ca++ + 2 NH3 ↔ CaCO3 (s) + (NH4)2CO3 Eliminación de dureza permanente: 2 Cl.(no se puede eliminar por calentamiento) Eliminación de la Dureza del Agua Eliminación de dureza temporaria (por calentamiento): φ ++ 2 HCO3 + Ca ↔ CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O ó ó ó ó 2 HCO3. por eliminación de CO2 al disminuir la presión de CO2 en las cavernas.+ Ca++ + Ca(OH)2 ↔ 2 CaCO3 (s) + 2 H2O 2 HCO3. NO3.H+ H+ + Ca++(fosfato de calcio insoluble) ↔ arcilla protonada Ca++ + 2 H+ arcilla con iones Ca++ Las regiones áridas tienen mucha calcita CaCO3 y los suelos alcalinos tienen Ca3(PO4)2 insoluble.(se puede eliminar por calentamiento) • Permanente: Cl-. • una deficiencia de Ca produce hojas con paredes quebradizas y rígidas y con forma de gancho. 6 . regulando el pH del suelo. Formación de la Dureza del Agua Se forma por meteorización de los depósitos minerales. permitiendo así la asimilación de Ca++ soluble. es decir.+ Ca++ + Na2CO3 ↔ CaCO3 (s) + 2 Cl. DUREZA DE AGUAS La dureza del agua es la presencia de Ca++ y Mg++ en aguas. Este intercambio iónico se puede regular.+ Ca++ + 2 NaOH ↔ CaCO3 (s) + Na2CO3 + 2 H2O 2 HCO3.+ Ca++ + Na2CO3 ↔ CaCO3 (s) + 2 NaHCO3 2 HCO3. El diamante es la sustancia más dura que se conoce y corresponde grado 10 de la escala de Mohs. Existen grandes yacimientos de grafito en Ceilán. rojo. Las dos formas alotrópicas principales son el C grafito y diamante. pertenecientes al sistema regular tetraédrico. no tienen valor 7 . dándole nuevas caras (facetas). Muchos diamantes naturales tienen aspecto de simples pedruscos. Esta forma alotrópica del C se encuentra muy difundida en la naturaleza. es decir. dependiendo la dureza de la mina de la cantidad de arcilla presente. con óxido férrico como catalizador. mayoritariamente compuestos orgánicos. suelen tener un ligero tono amarillo. conocida como Química Orgánica. formando grupos hexagonales de 6 átomos. Se presenta en escamas ó láminas cristalinas hexagonales. Los diamantes imperfectos. Se caracteriza por el enorme número de compuestos que es capaz de formar. CLASIFICACIÓN Estado natural. Es una sustancia gris oscura. ESTRUCTURA DEL CARBONO.ELEMENTOS DEL GRUPO IV A CARBONO Número atómico: 6 • • • Peso Atómico:12 Es el primer elemento del grupo IVA de la clasificación periódica. cuando se calienta en presencia de oxígeno genera CO2. en forma de C (sólido). Con fines ornamentales se talla la piedra natural. Aunque es muy difícil de quemar. Carbono Diamante. es decir. encontrándose libre en la naturaleza. ó verde. Examinado con rayos X. a fin de lograr la máxima reflexión y refracción de la luz. El C existe en más de una forma. Se obtiene por calentamiento de antracita ó carbón de coke en un horno eléctrico. Químicamente. por lo que constituye un buen lubricante. blanda y untuosa al tacto. situados en el mismo plano. El cuarto electrón sirve para mantener los planos unidos. Tres de los cuatro electrones de cada átomo de C están compartidos. Estados Unidos. Estos planos están a bastante distancia unos de otros. Canadá. cada átomo de C está rodeado por otros 3 átomos. tiene una temperatura de vaporización muy elevada (3500°C) y es muy buen conductor de la corriente eléctrica por lo que se lo utiliza en la fabricación de electrodos y crisoles. presenta alotropía. Estructura. azul. Es decir. Frotándolo sobre papel deja una mancha negra (graphein=escribir) por lo que se lo utiliza junto con arcilla en las minas de los lápices. Esta estructura explica que el grafito sea buen conductor del calor y la electricidad y de que se exfolie fácilmente. que se estudian em una rama separada de la Química. Carbono Grafito. Siberia. Es la más refractaria de las sustancias conocidas. el grafito es bastante inactivo. Los brillantes son diamantes tallados de una manera especial. aunque no en la proporción del diamante. denominados diamantes negros. Son muy apreciadas las piedras incoloras o claras como el agua y las que tienen matices especiales rosados. piedras grises ó negras. etc. Presenta una elevada resistencia al calor y a los agentes químicos. Esta variedad de C se halla en forma de cristales transparentes. hay un plano de electrones móviles entre los planos de los átomos. Sus laminillas resbalan fácilmente. Es tan grande el número de compuestos carbonados. Es extraordinariamente inactivo. Es difícil advertir su presencia porque es un gas incoloro. El diamante presenta una red cúbica. En la atmósfera se encuentra como CO2 gaseoso (0. en una arcilla dura que por su color se llama “tierra azul”. N. El diamante es carbono cristalizado y es algo quebradizo. Además cada C está asociado a sus 4 vecinos más próximos de modo que no se diferencian moléculas.como las piedras preciosas. Cada par de átomos de C está unido por un par de electrones en un enlace covalente. O. Unido al H forma los hidrocarburos como petróleo y sus derivados. reaccionando con muchos agentes oxidantes como los ácidos nítrico y sulfúrico: C + 4 HNO3 → CO2 + 4 NO2 + 2 H2O y C + 2 H2SO4 → CO2 + 2 SO2 + 2 H2O Cuando se calienta el C en presencia de un óxido de un metal. magnesita MgCO3.03%). siderita FeCO3. malaquita CuCO3. un volumen de CO en 800 volúmenes de aire produce la muerte en unos 30 minutos. El C tiene un gran poder reductor. cortar vidrio y para labrar y pulir otras piedras preciosas. un compuesto estable que impide el intercambio o transporte de oxígeno a nivel celular. Conjuntamente con el H. con cada átomo de C rodeado de otros 4 átomos situados en los vértices de un tetraedro regular. pudiéndose considerar a todo el cristal como una sola molécula gigante. pero se forma CO si se restringe la cantidad de aire u oxígeno: 2 C + O2 2 C + O2 → 2 CO2 → 2 CO ∆H = . se forma CO2.94 kCal ∆H = . Esta estructura hace muy difícil la división del diamante y explica su gran dureza. forma parte de todos los compuestos orgánicos de los cuales están constituidos los animales y las plantas. Brasil. India y Australia.53 kCal El CO es tóxico. Calentando el diamante a 800°C en atmósfera de oxígeno. pero sirven para barrenar rocas.Cu(OH)2. Estructura. se desprende el metal: PbO + C → CO + Pb ó 2 PbO + C → CO2 + 2 Pb 8 . por lo que el individuo intoxicado con emanaciones de CO muere por asfixia. El C se encuentra en la naturaleza en forma de carbonatos de varios metales: caliza CaCO3. Con la hemoglobina de la sangre forma la carboxihomoglobina. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL CARBONO En exceso de aire u O2 genera CO2. Se encuentran en África del Sur. Compuestos naturales. No hay en el sistema electrones libres ó móviles y por eso el diamante no es conductor de la electricidad. sublima a presión atmosférica. dan origen a la producción de grandes cantidades de CO2. debido a su elevada temperatura crítica (31. los productos principales son CO2 y H2O: 2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O (etano) El CaCO3. El CO2 es una sustancia estable y no es combustible. El CO2 es un óxido de carácter ácido. porque a diferencia del hielo.7x10-11. compuestos denominados hidratos de carbono: Luz solar CO2 + H2O + clorofila → Hidratos de carbono El CO2 es uno de los productos de la combustión completa de todos los compuestos orgánicos. en presencia de clorofila y bajo la acción de luz solar. Es bastante soluble en agua: 1. Es aproximadamente 50% más pesado que el aire (densidad relativa = 1. El H2CO3.40 g/lt a 1 atm y T ambiente. La “soda” es una disolución de CO2 en agua a una presión de 3 ó 4 atmósferas. cerveza. a partir de las cuales por fermentación se obtienen los siguientes productos: 9 . resultando una solución acuosa ácida de concentración 0. al disolverse en agua da lugar a la formación de H2CO3. No es tóxico.DIÓXIDO DE CARBONO Propiedades físicas. es un ácido débil que se disocia en H+ y HCO3-. El CO2 y el H2O de la atmósfera. vino.+ H+ La constante de este último equilibrio vale 4. es una fuente de generación de CO2: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2 En la industria se obtiene por calcinación de la caliza a 800°C: φ CaCO3 → CaO + CO2 Las industrias de fermentación de alcohol. El CO2 se utiliza extensamente en la preparación de bebidas efervescentes (gaseosas). Propiedades químicas. por lo que se lo puede obtener mediante una variada cantidad de métodos. pero se debe más a una falta de O2 que a la acción del CO2.+ H+ o CO2 + H2O ↔ HCO3. Produce asfixia. originan en los vegetales.4x10-7. por lo que se lo emplea para la extinción de fuego. El papel más importante se encuentra en la reacción de fotosíntesis.03 M con un pH de alrededor de 4. es decir. uno de los procesos biológicos fundamental en la continuidad de la vida en la tierra.1°C). tanto en la industria como en el laboratorio.es pequeña e igual a 4. Obtención. Solidifica a –77°C y se conoce como “hielo seco”. por lo que existen dos equilibrios simultáneos: CO2 + H2O ↔ H2CO3 ⇌ HCO3. no deja residuo líquido. El CO2 es un gas incoloro e inodoro. La disociación del HCO3. Para hidrocarburos derivados del petróleo.5) y se puede licuar a temperatura ambiente pero a altas presiones (70 atm). Las principales fuentes de materia prima para obtener alcohol etílico son los almidones y las melazas residuales de la fabricación de azúcar. como si todo el planeta estuviera encerrado en un enorme invernadero. N2O. Los carbonatos metálicos son insolubles ó poco solubles en agua.CaCO3. comprime y envasa en cilindros de acero en estado gaseoso ó líquido.Diastasa A) 2 (C6H10O5)n + n H2O almidón → (en malta) n C12H22O11 maltosa Maltasa B) C12H22O11 + H2O maltosa → (en levadura) 2 C6H12O6 glucosa Zimasa C) C6H12O6 Glucosa → (en levadura) 2 C2H5OH + 2 CO2 alcohol El CO2 obtenido en los procesos industriales mencionados. el uso de H2 como combustible. mármol y creta–CaCO3.Cu(OH)2. Esto hace que la temperatura terrestre esté aumentando cerca de 0. por las emanaciones industriales. El O2 y el N2 no absorben radiación IR. el agua vapor. como vimos en Electroquímica. el incendio de grandes áreas forestales y la quema de combustibles fósiles. para lo cual se lo purifica.1 a 0. Esta limitada solubilidad de los carbonatos.15 ºC por década. dolomita-MgCO3. calamica-ZnCO3 y azurita-2 CuCO3. Los carbonatos de los metales alcalinos y de amonio y bicarbonatos son solubles en agua. O3 sí lo hacen. malaquitaCuCO3. cerusita-PbCO3. Sin esta protección. la deforestación. como el CO2 y el CH4. Las concentraciones de algunos de los gases invernadero. la temperatura promedio de la superficie terrestre sería muy inferior al punto de congelación del agua. witherita-BaCO3. siderita-FeCO3. Este aumento de temperatura traerá como consecuencia a mediano plazo. Obtención. Haciendo pasar una corriente de CO2 a través de una solución de una base fuerte: 10 . puede ser aprovechado. como por ejemplo: Piedra caliza. rodrocrosita-MnCO3. El Efecto Invernadero es la captura de radiación infrarroja por ciertos gases de la atmósfera. el CO2. cambios en los ecosistemas terrestres. pero el CO2. Esto permite mantener la temperatura promedio de la Tierra. El 45% se convierte en movimiento térmico (calor) y la mayor parte escapa como radiación infrarroja de longitudes de onda entre 4 y 50 µm. magnesita-MgCO3. Una forma de disminuir la emanación de CO2 es. El CO2 extra producido por la actividad industrial podría removerse haciéndolo pasar por lechadas acuosas de silicato de calcio (CaSiO3) para producir productos sólidos inofensivos. CH4. Algunos carbonatos metálicos insolubles en agua son solubles en soluciones de H2CO3 por formar bicarbonatos solubles. Este efecto calienta la Tierra. como se muestra en la siguiente ecuación química: CO2 (g) + H2O (l) + CaSiO3 (s) → SiO2 (s) + Ca(HCO3)2 (s) SALES: CARBONATOS Y BICARBONATOS Propiedades. Efecto Invernadero Nuestro planeta recibe del Sol más de la energía necesaria para abastecer nuestras necesidades energéticas. entre ellos y el principal.Cu(OH)2. están elevándose en la atmósfera. explica que éstos se encuentren en forma abundante en la naturaleza en forma de depósitos minerales. Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O Pero si hay un exceso de CO2. • El NaHCO3 se usa como antiácido y es el principal componente de los polvos de hornear usados como sustituto de la levadura. La acción del calor sobre el bicarbonato favorece la reacción en sentido inverso. Se puede eliminar por dos procesos. es una reacción reversible. denominadas estalgmitas: CaCO3 ↓ + H2O + CO2 ↔ Ca(HCO3)2 Dureza de agua Es el contenido de sales de Ca++ y Mg++ y existen dos tipos: temporaria y permanente a) dureza temporaria: resulta de la presencia en el agua de iones HCO3-. Este proceso de redisolución y precipitación es muy importante en la naturaleza. al atravesar terrenos calcáreos (que contienen CaCO3) produce la disolución del CaCO3 con la formación de Ca(HCO3)2. El CaCO3 reacciona con ácidos fuertes como HCl o H2SO4. ya que se forma un ácido débil como el H2CO3 (Teoría de Bronsted-Lowry): CaCO3 + 2 HCl → H2CO2 + CaCl2 Por esta razón. muchos carbonatos insolubles. Los carbonatos e hidrógenocarbonatos tienen mucha importancia industrial: • El Na2CO3 se emplea en la fabricación de vidrio y jabón. Cuando las aguas naturales que contienen Ca(HCO3)2 llegan a la superficie de cavernas subterráneas donde la presión atmosférica es menor (PCO2 baja). se forma el bicarbonato soluble: Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3)2 Que también puede interpretarse a partir de la reacción: CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca(HCO3)2 Esta última reacción.10 H2O. llamada “sosa de lavar”. Na2CO3. Disuelto en agua cristaliza en forma de decahidrato. se solubilizan en soluciones ácidas. Precipitación y redisolución de CaCO3 Los carbonatos precipitan y se redisuelven bajo diferentes condiciones. Ya le hemos visto cuando estudiamos la dureza de agua al estudiar los elementos del Grupo IIA. con la consiguiente eliminación del gas CO2 y la precipitación del CaCO3. ebullición ó agregado de Ca(OH)2: 11 . Por ejemplo el agua de lluvia que contiene CO2 disuelto (PCO2 elevada). pierden CO2 y se forman depósitos naturales de CaCO3 que penden del techo llamadas estalactitas ó que salen del piso. porque se favorece el dezplazamiento del equilibrio hacia la formación de productos. Desde el punto de vista agronómico. y de los cuales existe una enorme variedad. mientras que los silicatos complejos de Al. cuarzo. El Si es el segundo elemento en abundancia en la corteza terrestre (27%). SILICIO Número atómico: 14 Peso Molecular: 28. Fe.y es la que no se puede eliminar por simple ebullición. El SiO2 (sílice) y los silicatos son los compuestos más difundidos. el Si posee mayores semejanzas con el C que con los otros elementos del grupo • El Si. PROPIEDADES GENERALES • • • • El Si elemental tiene brillo metálico. • A diferencia del C. forma una serie de compuestos constituídos por cadenas de Si hidrogenadas (semejante a los hidrocarburos: compuestos orgánicos formados por C e H) que se denominan Si2H4 (disilano) Si3H8 (trisilano) Si4H10 (tetrasilano) silanos : SiH4 (monosilano) que son muy reactivos • Otra diferencia con el C es que el C es un átomo pequeño que puede formar enlaces múltiples (dobles y triples). • Los enlaces que forma preferentemente el Si son los Si-O. arcillas y suelos. por lo que también sirve para la eliminación de dureza temporaria. por lo que la química del Si se basa más en los compuestos oxigenados que sobre los hidrogenados. pero en la mayoría de las propiedades se parece a los no metales.09 El silicio es uno de los elementos más importantes. mientras que el Si forma enlaces sencillos. su estudio es esencial puesto que la naturaleza de un suelo depende en gran medida de los tipos de compuestos de silicio que posee. 12 . como el C. dado que los compuestos con enlaces siliciooxígeno dominan por completo el mundo mineral con extraordinaria abundancia en la corteza terrestre. Mg y otros metales constituyen prácticamente la totalidad de las rocas.Ca(HCO3)2 φ (ebullición) ↔ CaCO3 ↓ (sarro) + CO2 ↑ + H2O reacción reversible Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2 CaCO3 ↓ (sarro) + 2 H2O b) dureza permanente: resulta de la presencia de iones Cl-. el pedernal y el ópalo. DIFERENCIAS Y SEMEJANZAS CON EL CARBONO • Debido a su carácter no-metálico. Se elimina por intercambio iónico ó por reacción con Na2CO3: Ca(NO3)2 + Na2CO3 → 2 CaCO3 ↓ (sarro) + 2 NaNO3 El carbonato de sodio también reacciona con el Ca(HCO3)2. y es tan importante en el mundo mineral como el C en el orgánico. NO3. SO4=. • La sílice constituye la arena. Es quebradizo y mal conductor de la electricidad Sus compuestos son de carácter predominantemente covalente. en lugar de Si-Si ó Si-H. el Si no existe libre en la naturaleza. sino de la relación de Si a O existente en una macromolécula formada por átomos de Si y O unidos entre sí. y por eso se lo encuentra ordinariamente en la naturaleza.12% de H2O. cuya unidad estructural es cada molécula individual.DIÓXIDO DE SILICIO Ó SÍLICE. muy duro. el Si y el O están unidos mediante enlaces covalentes sencillos –Si-O-Si-.es un gas en condiciones ordinarias. el CO2. mientras en el “pedernal”. llamadas “cristal de roca”. Las variedades más puras del cuarzo. se utilizan como piedras preciosas en joyería. como en los relojes de cuarzo.. ó más frecuentemente en la actualidad. La arena se compone esencialmente de pequeños granos de cuarzo impuro. y varios tetraedros unidos forman el cristal de SiO2 (B). En el cristal. Cuarzo Ópalo Jaspe Ágata La fórmula SiO2 es empírica (experimental). Cada átomo de O (cada vértice) es común a dos tetraedros (A). debido a las uniones muy fuertes establecidas entre los átomos. el “jaspe” y la “calcedonia”.f. 13 . El cuarzo es la forma más estable. formada por desgaste atmosférico de las rocas de silicatos. se pulen adecuadamente para preparar piezas ópticas u osciladores para aparatos electrónicos. SiO2 La sílice presenta tres formas cristalinas diferentes: el cuarzo (sistema hexagonal). Las otras variedades cristalinas se encuentran en la naturaleza en menor proporción debido a la lentitud en el ordenamiento de los átomos al enfriarse el SiO2: 870°C 1470°C Cuarzo ↔ Tridimita ↔ Cristobalita En el mineral “ópalo” coexisten la sílice amorfa con un 3 . (A) (B) Propiedades del Dióxido de Silicio • Químicamente es un compuesto muy estable • Como consecuencia de la reticencia del Si a formar enlaces múltiples. se encuentra la sílice amorfa asociada con el cuarzo. la estructura del SiO2 es totalmente diferente a la del CO2: el SiO2 es un sólido macromolecular de alto p. pues no representa la constitución de una molécula. encontrándose los átomos de Si en el centro de tetraedros y los átomos de O en los vértices del mismo. la cristobalita (sistema cúbico) y la tridimita (sistema hexagonal). La corteza terrestre contiene un 95% de silicatos. dímero y cadena lineal: ARCILLAS El concepto de “arcillas” puede ser abordado desde dos ángulos: Definición edáfica – Coloides Minerales Se denomina arbitrariamente arcilla a toda fracción inorgánica del suelo con tamaño de partícula inferior a 2 micrones (1 micrón = 0. En las siguientes figuras se muestran las estructuras de los silicatos. que no tiene la función de puente. podemos mencionar la mica blanca (KMg3(OH)2AlSi3O10). Los silicatos con estructura laminar forman una estructura bidimensional.H2O Análogamente a la sílice. en su gran parte de naturaleza coloidal. Los representantes más importantes de este tipo son los feldespatos y las zeolitas. Pueden generalizarse bajo la fórmula (Si2O5=)n. algunos átomos de Si (estado de oxidación + 4) son sustituidos por átomos de Al (estado de oxidación + 3). Los silicatos con estructura de red tridimensional tienen una estructura en la que cada átomo de Si se encuentra unido a otros 4 a través de los 4 oxígenos de cada tetraedro.001 mm). Esta fracción. Siendo tan extensa la nómina de estos silicatos.H2O). según sus características estructurales. un ejemplo de las segundas. posee la estructura de la sílice. quedando así por satisfacerse 4 valencias negativas de los O. la unidad básica de los silicatos está representada por un tetraedro en cuyo centro se encuentra el átomo de Si y en los 4 vértices se encuentran alojados los átomos de oxígeno. cuya saturación conduce a la formación de los distintos tipos de silicatos. El cuarto oxígeno del tetraedro. Los 4 oxígenos satisfacen las 4 valencias positivas del Si. El color de las micas se oscurece al aumentar su contenido de Fe. además constituyen la fuente más importante de K de los suelos. mencionaremos a continuación algunos de los más difundidos consignando la composición química: Fosterita: Mg2SiO4 Ortoclasa: AlKSi3O8 Albita: AlNaSi3O8 Berilo: Si6O18Al2Be3 Colinita: Si2O5(OH)4Al2 Muscovita (mica blanca): (Si3O10Al)(OH)2Al2K Talco: Si4O10(OH)2Mg3 Zeolita: Si3O10Al2Na2. 14 . y la analcima (NaAlSi2O6.SILICATOS MINERALES Los silicatos constituyen los minerales más importantes de todas las rocas. Entre las micas. posee una carga negativa libre que se neutraliza con los iones metálicos. por lo que la armazón estructural adquiere una carga negativa que debe ser neutralizada con la presencia de otros cationes metálicos alojados en su malla (metales alcalinos y alcalino-térreos). biotita ó mica negra (KFe3(OH)2AlSi3O10). con la diferencia que en estos silicatos. y este tipo incluye las importantes micas y arcillas que son las responsables del comportamiento de los suelos. en la que cada átomo de Si se une a otros 3 mediante puentes de oxígeno. es decir. conformándose de esta manera una estructura exfoliada (de hojas) superponiéndose unas con otras. constituyendo la ortosa (KalSi3O8) un ejemplo de los primeros. y éstos a su vez atraen a otra lámina. típicas de las regiones templadas. Como se mencionó anteriormente. b Al2O3. que se hallan en los trópicos y semitrópicos. como se representa en la figura: H+ Ca++ H+ Ca++ ++ Ca++ Mg K+ Mg++ ++ ++ ++ + Mg Ca Ca H H+ Ca++ K+ + ++ ++ H Ca Mg Ca++ Mg++ Ca++ Mg++ ++ Mg Ca++ Mg++ H+ Ca++ H+ Este hecho es muy importante ya que los iones adsorbidos son fácilmente desplazables. caolín insoluble que forma depósitos o yacimientos y SiO2 que constituye la arena de los suelos. la estructura laminar que poseen les confiere. Los sistemas coloidales están constituidos por pequeñas partículas que pueden adquirir carga eléctrica. El estado de fina división que presentan las partículas arcillosas hace que éstas presenten una gran superficie exterior. en general. Esta gran superficie permite en intercambio de iones. junto con la materia orgánica (humus). Las arcillas. en un proceso denominado “intercambio catiónico”. c H2O. las ARCILLAS son. por meteorización. se disponen de manera bidimensional formando láminas superpuestas. Un coloide tiene un tamaño de partícula entre 0. 2 H2O (caolín) + 4 SiO2 + K2CO3 Se forma carbonato de potasio soluble en agua. por lo que no toda la arcilla es de carácter coloidal.001 y 0. una extensa superficie interior que supera a la externa. Las arcillas aparecen en los suelos como resultado de la descomposición de los feldespatos. los cationes adsorbidos a la partícula de arcilla son fácilmente intercambiables. según se describe a continuación con el feldespato ortosa: 2 AlKSi3O8 (ortosa) + 2 H2O + CO2 → 2 SiO2Al2O3. y por consiguiente miles de cationes son atraídos hacia ellas. Dentro de los factores químicos de meteorización. aluminosilicatos hidratados. Definición Química . estableciéndose un equilibrio de intercambio iónico entre los que se encuentran retenidos y los móviles. Se puede considerar a cada partícula como un enorme anión acompañado por un número grande de cationes adsorbidos. modificaciones asociadas a los agentes atmosféricos. Las arcillas se pueden englobar bajo la fórmula: a SiO2. pudiendo entonces intercambiarse unos por otros. de signo dependiente del medio en que se encuentra. las más importantes porque predominan en las regiones agrícolas óxidos hidratados de Fe y Al. siendo responsables en gran medida de sus propiedades fisicoquímicas. y además. uno de los fenómenos más importantes que ocurren en el suelo. aunque algunas poseen otros elementos como K. poseen ordinariamente carga negativa.1 micrones.constituye la parte activa de los suelos. Se distinguen 2 tipos de arcillas: silíceas. mencionemos la hidratación y carbonatación de los feldespatos. que de acuerdo con su estructura. a la gran mayoría. es decir.Composición y estructura de las Arcillas silicatadas Desde el punto de vista químico. que es arrastrado por metorización. Un equilibrio de gran importancia es el siguiente: 15 . Como ejemplo de una zeolita. Na2O. con gran superficie de contacto. estando químicamente constituidas por aluminosilicatos hidratados. una arcilla blanda. pueden ser eliminados tratando al agua con una zeolita. Esto explica el hecho de que casi el 60% de su producción se destina a la industria cerámica (loza. es decir el pH. lo que les permite llenar perfectamente todos los espacios disponibles sin dejar huecos. Esta propiedad se aprovecha para la preparación de cajas de moldeo de las fundiciones metálicas. siendo su punto de fusión muy elevado (1710°C). fungicidas. La calidad comercial del caolín depende de la cantidad de impurezas que contenga. 36-40% de Al2O3. de tamaño de partícula muy pequeño. como Na+ ó K+. por iones Na+. Normalmente. las que forman láminas u hojas de espesor variable. También suelen utilizarse los caolines en la preparación de soluciones (ó emulsiones tipo “sprays”) de plaguicidas (insecticidas. en los que el reemplazo de un cierto número de átomos de silicio por aluminio genera un desbalance de cargas que debe ser compensado con la presencia de cationes metálicos.H2O ó bien como relación de óxidos 3SiO2. La bentonita es. es una arcilla natural cuyo principal componente es la caolinita. de modo que la concentración de H+. sino su estructura cristalina. razón por la cual suele ser utilizada en la decoloración de grasas y aceites. responsables como se sabe de la dureza de las aguas. las buenas bentonitas producen aumentos entre 10 y 20 veces su propio volumen. por lo que pueden ser reemplazados por otros fácilmente. De acuerdo con la reciente descripción. La diferente estructura cristalina hace que diferentes tipos de arcillas tengan distinta capacidad de absorber agua y de intercambio catiónico. azulejos). y cantidades variables de Fe2O3. de modo que son retenidos por ésta siendo reemplazados. Los cationes Ca++ y Mg++. Esta capacidad de intercambio catiónico es aprovechada en el ablandamiento de aguas duras. entre otros). porcelana. tenemos: Na2Al2Si3O10. arcilla de porcelana. 16 . arcilla blanca).Na2O. CAOLINES y BENTONITAS El caolín (arcilla de China. ZEOLITAS Las zeolitas fueron mencionadas entre los silicatos de red tridimensional. CaO. En la perforación de pozos petrolíferos. es un factor de gran importancia en el comportamiento de un suelo. esquemáticamente la estructura de las arcillas comprende una serie de capas sucesivas de SiO2 y Al2O3 yuxtapuestas. Los caolines contienen entre 44-46% de SiO2. en las que los cationes metálicos no quedan retenidos con mucha fuerza. por ejemplo. El caolín puro es la más refractaria de todas las arcillas. la bentonita se usas para la preparación de los barros de inyección. lo que le otorga gran poder adsorbente.Al2O3. también. herbicidas. La propiedad más notable de la bentonita es la facultad de hincharse considerablemente en contacto con el agua.Ca++ Superficie coloidal + 2 H+ Superficie coloidal H+ H+ + Ca++ El desplazamiento del equilibrio en un sentido u otro es consecuencia de la acción de masas. K2O.H2O La característica más importante de las zeolitas es la estructura de malla abierta que presentan. con poros muy anchos. resultando evidente que no es la composición química la que caracteriza a una arcilla. es transparente a los rayos UV. carbonatos de sodio y calcio. en la actualidad se han reemplazado las zeolitas por “resinas sintéticas”. La mayoría de los vidrios conocidos son mezclas de silicatos. Puede ser considerado como un estado intermedio entre el líquido y el sólido: Estado sólido: átomos agrupados rígida y regularmente Estado vítreo: átomos rígidos y agrupados en forma irregular Estado líquido: átomos móviles agrupados irregularmente. Esta elevada viscosidad impide que al enfriarse se ordenen regularmente los átomos. El vidrio común está compuesto de silicatos de sodio y calcio. VIDRIO Se da el nombre de vidrio a un sólido amorfo y metaestable que se produce al enfriarse un líquido. De todos modos. su uso está restringido a lo impredecible por su alto costo. suele considerárselo como un estado diferente del gas. como el B2O3. resistente al calentamiento. mientras que el vidrio irrompible (vidrio Pyrex). las que cumplen la función de ablandamiento con mayor capacidad y eficiencia. se agregan óxidos de diversos metales a la masa fundida de sílice. el equilibrio indicado se desplaza a la derecha cuando la solución en que se encuentra sumergida la zeolita es diluida (como las aguas naturales). Por ejemplo. y se lo denomina estado vítreo. de modo que la acción secuestrante de Ca++ y Mg++ continúa hasta que a la zeolita no le quedan iones Na+ por ceder. líquido ó sólido. y el líquido resultante es muy viscoso deslizándose con dificultad. Sin embargo. es decir. De todos modos. si se la coloca en contacto con una solución concentrada de NaCl. El vidrio de cuarzo puede ser calentado al rojo y sumergido inmediatamente en agua fría sin romperse. Cuando se desean obtener vidrios con propiedades especiales. Es por esta razón que frecuentemente estos elementos comparten electrones variando su estado de oxidación desde un máximo de +5 hasta un mínimo de – 17 . su notable resistencia química (excepto álcalis y HF). Zeol = Si3O10Al2=) Afortunadamente. que le confiere un bajo coeficiente de dilatación. constituyendo un material muy útil para elaborar material de laboratorio.Si representamos con Z= al anión de la zeolita: Zeol-Na2 + Ca++ ↔ Zeol-Ca + 2 Na+ (si fuera natrolita. A este estado de la materia. en cuyo caso se dice que la zeolita está “agotada”. Todos los elementos de este grupo poseen 5 electrones en el último nivel. llegándose finalmente a una estructura no cristalina (amorfa). Además. es un vidrio especial que contiene otros óxidos en su composición. sílice (SiO2) unida a diversos óxidos metálicos. La sílice funde a temperatura elevada (1600°C). consecuencia del contenido de PbO. y su bajo coeficiente de dilatación. el cristal ó vidrio tallado es decorativo debido a su elevado índice de refracción. La sílice se convierte en el vidrio de cuarzo cuando se enfría desde el estado fundido. se invierte la reacción regenerándose la zeolita para su nuevo uso. por lo que pueden completar el octeto ganando 3 electrones ó perdiendo 5 electrones. ELEMENTOS DEL GRUPO V A NITRÓGENO Y FÓSFORO NITRÓGENO Número atómico: 7 Peso Atómico: 14 El nitrógeno es el primer elemento del grupo V de la tabla periódica. debido a su elevada temperatura de ablandamiento (1500°C). es extremadamente lenta. con algunos de los cuales se combina formando nitruros. el NH3 en agua sufre el siguiente equilibrio: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OHDe modo que la solución de amoníaco se comporta como la base débil hipotético NH4OH. por lo que se la debe realizar en presencia de un catalizador. El N2 se obtiene a partir del aire. NITRÓGENO ELEMENTAL El N2 es un gas incoloro e inodoro (p.03% de la corteza terrestre y se encuentra en mayor proporción en la atmósfera como N2. ni con metales ni con no-metales.3.196°C). también como gas inerte en el llenado de bombitas eléctricas.f = . También se lo encuentra combinado formando parte del NaNO3 (nitrato de Chile). Es poco soluble en agua. por lo que se necesita aumentar T para acelerar el proceso. AMONÍACO Es uno de los compuestos más importantes del nitrógeno. no reaccionando en estas condiciones. temperatura que surge de un compromiso entre los requerimientos de equilibrio y cinético. se obtiene por reacción directa entre H2 (g) y N2 (g). Se trabaja a muy alta presión (1000 atm) y a temperaturas de 500°C. ó a partir de sus compuestos: φ 2 NH3 + 3 CuO → 3 H2O + N2 + 3 Cu φ → 2 H2O + N2 NH4NO2 El N2 se utiliza principalmente para la síntesis de compuestos de nitrógeno. El N constituye el 0. especialmente con los metales. Esta reacción. Se produce en la naturaleza como producto de la putrefacción de la materia orgánica vegetal y animal. En particular el nitrógeno y el fósforo muestran todos los estados de oxidación comprendidos entre esos dos valores. En el laboratorio se obtiene mediante la siguiente reacción: φ → 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O Ca(OH)2 + 2 NH4Cl En la industria.210°C. ∆H°= -22 kCal El proceso es el siguiente: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) Como vimos en Equilibrios Iónicos. por eliminación del O2. El aumento de la temperatura incrementa su actividad. Las sales de amonio presenten el fenómeno de hidrólisis dando soluciones ácidas: NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ (ácida) El amoníaco es utilizado para: 18 . Es sumamente inerte a temperatura ambiente. denominada síntesis de Haber. p. es muy lenta. Si bien la reacción es exotérmica. formado generalmente por óxidos de hierro. ej: Mg3N2.e = . El NO es el óxido nítrico que puede obtenerse por reducción del ácido nítrico frente a una gran variedad de agentes reductores: Cu. HNO3 El ácido nítrico se obtiene por reacción del ácido sulfúrico sobre el nitro de Chile: φ NaNO3 + H2SO4 ↔ HNO3 + NaHSO4 La reacción es reversible a temperaturas ordinarias (ambos ácidos son fuertes).↔ HNO2 + H2O Sin embargo. en ambos casos se aprovecha la vaporización del amoníaco y la consiguiente absorción de calor se utiliza en forma líquida como fertilizante es utilizado en la preparación de sales de amonio. Este es el proceso que ocurre cuando se forma la lluvia ácida. que son usadas como fertilizantes nitrogenados. 19 . ÁCIDO NÍTRICO. que provoca la corrosión de estatuas y edificios.+ NO3A temperaturas mayores. produciendo un ahorro de jabón debido a su gran calor de vaporización. el nitrito se descompone en NO y NO3-. en particular el sulfato y el nitrato. HNO2 El ácido nitroso es un ácido débil que sólo se forma agregando un ácido a una solución fría y diluida de un nitrito (NaNO2): H3O+ + NO2. es inestable y se desproporciona dando nitrato y monóxido de nitrógeno. El NO2 generado por las industrias. ÓXIDOS DE NITRÓGENO El nitrógeno presenta varios óxidos. Fe+2. generando ácido nítrico: NO2 + 3 H2O ↔ 2 H3O+ + NO2. los más importantes desde el punto de vista de la contaminación del medio ambiente son el NO y el NO2.• • • • • eliminar la dureza temporaria del agua es utilizado a nivel doméstico para limpiar y lavar. pero al calentar se desprende ácido nítrico con mayor facilidad (p. etc. ÁCIDOS NITROSO Y NÍTRICO ÁCIDO NITROSO. se disuelve en el agua de lluvia. el amoníaco líquido es utilizado en máquinas frigoríficas y en la fabricación de hielo. generando HNO3.e HNO3=86°C). 3 Cu + 8 HNO3 (diluido) →Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O El NO se oxida muy fácilmente a NO2 cuando se pone en contacto con el aire: NO + ½ O2 → NO2 El NO2 se disuelve en agua fría según la reacción siguiente. Es un poderoso agente oxidante dando una variada gama de productos de reducción de acuerdo al agente reductor al que se lo enfrenta y a las condiciones usadas. son bastante estables. en una reacción catalizada por la luz. como la plata. Algunos ejemplos de su acción oxidante son: S + 6 HNO3 → H2SO4 + 2 H2O + 6 NO2 P + 5 HNO3 + 2 H2O → 3 H3PO4 + 5 NO Con los metales poco activos. y NO2 en solución concentrada: 4 Zn + 10 HNO3 (d) → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O El ácido nítrico es muy utilizado en la fabricación de colorantes. Los nitratos son muy utilizados como fertilizantes nitrogenados. Reacciona con las proteínas de la piel formando ácido xantoproteico. el cobre y el plomo. Por ende. reacciona dando N2O e incluso NH4+ cuando se lo utiliza en solución diluída. perfumes y drogas. por lo que el líquido tiene cierta coloración amarilla debida al dióxido de nitrógeno disuelto. y NO cuando se lo usa en solución diluída: Cu + 4 HNO3 (c) → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (d) → Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Con los metales más activos. produciendo quemaduras de gravedad. a diferencia del HNO2. Es uno de los ciclos biogeoquímicos importantes en que se basa el equilibrio dinámico de composición de la biosfera. NITRITOS Y NITRATOS Los nitritos. 4 HNO3 → 4 NO2 + 2 H2O + O2 El ácido nítrico es extremadamente corrosivo. en especial. explosivos. como el zinc y el hierro. 20 . los seres vivos cuentan con una gran proporción de nitrógeno en su composición química. produciendo manchas amarillas. Todos los seres vivos necesitan nitrógeno. en NO2 y O2. pudiéndose obtener a elevadas temperaturas a partir de nitratos: φ 2 NaNO3 → 2 NaNO2 + O2 Las sales de nitratos se usan como fertilizantes y se pueden obtener mediante reacciones ácidobase: HNO3 + NH3 → NH4NO3 H2SO4 + 2 NH3 → (NH4)2SO4 CICLO DEL NITRÓGENO EN LA NATURALEZA El ciclo del nitrógeno es cada uno de los procesos biológicos en que se basa el suministro de este elemento a los seres vivos.El ácido nítrico se descompone fácilmente. para la síntesis de proteínas. reacciona dando NO2 cuando se lo usa concentrado. plásticos. que son arrastradas fácilmente por la infiltración de los suelos.El nitrógeno es capturado por los vegetales como NH3 ó NO3-. Reacciones Redox de los diferentes procesos Fijación biológica de nitrógeno: Nitrificación: Nitritación Nitratación Desnitrificación: N2 + 8H+ + 8e− + 16 ATP → 2 NH3 + H2 + 16ADP + 16 Pi 2 NH4+ + 3 O2 → 2 NO2. El otro proceso es la desnitrificación.son sustancias extremadamente solubles. las plantas deben reducirlo a grupos amino (NH3 o NH4+) para poder asimilarlo. y llevadas al mar. El NO se oxida luego a NO2 y este último se disuelve en el agua de lluvia generando nitritos y nitratos. es decir. Así parece que se cierra el ciclo biológico esencial. Pero el NH4+ y el NO3. De esta manera se mantiene un importante depósito de nitrógeno en el aire (78%).+ O2 → 2 NO3.+ 12H+ → N2 + 6H2O El ciclo del nitrógeno se muestra en el siguiente esquema: 21 . una forma de respiración anaerobia que devuelve N2 a la atmósfera. Otra forma de obtener nitratos es por oxidación del N2 a NO en la atmósfera debido a descargas eléctricas. debido al fenómeno mencionado. Para evitar esta pérdida de nitrógeno de los suelos. mutuamente simétricos. Este proceso deja al suelo carente de NO3-. donde nitrógeno es recuperado a través de bacterias que viven en las raíces de las leguminosas (rizobium) y que fijan N2 atmosférico convirtiéndolo en amoníaco y amonio. en los que está implicado el nitrógeno atmosférico (N2). Esta asimilación la realizan a través de las enzimas nitrato reductasa (flavo Mo proteína) y la nitrito reductasa (Fe proteína).+ energía 2NO3. Este proceso se llama amonificación. existen otros dos procesos. En la fijación de nitrógeno. El nitrógeno que reciben como NO3-. originando compuestos solubles a partir del N2.+ 2 H2O + 4 H+ + energía 2 NO2. En suelos aireados. se produce la nitrificación del NH4+ que abarca 2 procesos: primero el NH4+ es oxidado a nitrito (nitración) y luego el nitrito oxidado a nitrato (nitratación). en aminas y NH4+. pero se recupera con la muerte de animales y vegetales ya que existen bacterias y hongos que descomponen las proteínas y aminoácidos provenientes de esa biomasa.+ 10e. El mineral apatito consiste en fosfato cálcico junto con fluoruro ó cloruro cálcico: 3 Ca3(PO4)2. mientras que en aire seco se requiere mayor temperatura.5°C. la Florida y Carolina del Norte (Estados Unidos). que es una forma alotrópica del P. Variedades alotrópicas. Podemos considerar una reacción de obtención en dos etapas. sino en forma abundante como fosfatos. donde se mezcla el fosfato mineral pulverizado con carbono cok y arena (sílice. es 280.f. Ambos elementos están ubicados en el grupo VA de la tabla periódica. Reacciona fácil y a veces en forma violenta con O2. La forma obtenida se conoce como P blanco ó amarillo. es 44. Es soluble en éter. Asimismo compuestos orgánicos complejos de P tales como los fosfolípidos son constituyentes esenciales de los músculos. El suelo fértil debe por lo tanto contener P. Obtención de P. El P no se encuentra libre en la naturaleza. microcristalina y menos pura. El vapor de P escapa por un orificio de salida y condensa por medio de agua fría. debe guardarse sumergido en agua para evitar su oxidación y combustión espontánea. fertilizantes. SiO2).e. Las plantas necesitan P para construir algunas partes esenciales de los tejidos vegetales. benceno y otros solventes orgánicos. Este proceso se realiza en un horno eléctrico. Como es muy inflamable.FÓSFORO Número atómico: 15 Peso Molecular:31 Fue descubierto en 1669 por el alquimista Brand de Hamburgo. hasta 1771 en que Scheele la obtiene a partir de huesos quemados. añadírselo en forma de abonos. destiló una mezcla de arena y orina evaporada. Lavoisier demostró luego que se trataba de un elemento. La reacción de reducción comienza alrededor de 1150°C y es completa a 1450°C. primero una descomposición y luego una óxidoreducción: 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C → 6 CaSiO3 + P4 + 10 CO (redox) El silicato de calcio que se forma funde y se separa como escoria. emitiendo luz mediante un fenómeno denominado quimioluminiscencia.CaCl2 Los yacimientos más ricos en fosfatos se encuentran en Túnez. El más importante es el fosfato de calcio Ca3(PO4)2 de origen fósil. llamado fosforita. El calor del cuerpo es suficiente para elevar la temperatura del P por encima de su punto 22 . de las cuales las dos más importantes son el P blanco y el P rojo. A esa sustancia se la llamó “fósforo de Brand”. En aire húmedo puede inflamarse a 30°C. una parte como apatito que es marcadamente cristalino y parte como fosforita. Abundan también en Francia. Bégica y Chile. aún a temperatura ambiente. En el comercio se encuentra como barras amarillentas blandas. o sea una sustancia capaz de convertir en oro todos los metales. pero es insoluble en agua. obteniendo una sustancia que tenía la propiedad de dar luz en la oscuridad. La química del P y sus compuestos tiene muchos puntos de contacto con la del N. Se obtiene por condensación de vapores de P.1°C y el p. nervios y cerebro de los animales.CaF2 ó 3 Ca3(PO4)2. quien buscando la piedra filosofal. El P se presenta en varias formas. generalmente en forma de fosfatos y cuando no está en cantidad suficiente. Durante un siglo se obtuvo únicamente de la orina. El fosfato constituye aproximadamente el 30% de los huesos y dientes. tratándolo con un reductor enérgico y a altas temperaturas. P blanco. El p. Se oxida lentamente en aire. es decir. Actualmente se obtiene P partiendo de fosfato natural Ca3(PO4)2. ó por exposición a la luz ó rayos X. Esta reacción es exotérmica y se cataliza por la presencia de pequeñas cantidades de I2. por lo que no se lo debe manipular con los dedos. de 500 a 600°C. El ácido fosfórico comercial se prepara tratando fosfato tricálcico pulverizado con H2SO4 al 60%: Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 2 H3PO4 + 3 CaSO4 El CaSO4 precipita y se separa por filtración.de inflamación. La mayor parte del P existente en el comercio se lo usa para la fabricación de cerillas. no se oxida a temperatura ambiente con O2 y no es apreciablemente soluble en ningún solvente.15 g una dosis mortal.f. El P rojo no es venenoso. de modo que se vende como solución acuosa. El filtrado se concentra por evaporación. Las quemaduras producidas por P son muy dolorosas y tardan en curarse. Cuando condensa se obtiene el P blanco. cuando se respiran de forma continua. no fosforece en la oscuridad y no es necesario conservarlo bajo agua para evitar su combustión espontánea. siendo especialmente atacados los huesos de la mandíbula y la nariz. Se lo ha utilizado lamentablemente en la fabricación armas químicas. A presión elevada tiene un p. Puede prepararse oxidando P con HNO3 y eliminando el exceso de ácido nítrico por evaporación: 3 P + 5 HNO3 + 2 H2O → 3 H3PO4 + 5 NO El ácido fosfórico puro es un sólido que funde a 42°C. como proyectiles de P blanco. Se usa como ingrediente de ciertas pastas insecticidas y para exterminar ratones. son solubles en agua y reductores fuertes. Los cristales de P rojo son muy pequeños y aparece como un polvo de color rojo. 23 . Se obtiene calentando el P blanco en ausencia de aire a 240-250°C durante 50 hs. ÁCIDO FOSFOROSO El ácido fosforoso se forma por acción del agua sobre el P2O3: P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3 Los fosfitos. es muy soluble en agua y difícil de obtener en forma cristalina. El P sólido es también muy venenoso. P rojo ó violeta. Los humos de P son muy venenosos produciendo necrosis. sino con pinzas. ÁCIDO FOSFÓRICO El ácido ortofosfórico H3PO4 es el más importante de todos los ácidos del P y se lo denomina simplemente ácido fosfórico. sales del ácido fosforoso. siendo 0. El P rojo sublima y su vapor es el mismo que el de la variedad blanca. Es de color rojo. También como aditivo para alimentos y en detergentes. confiriéndoles la acidez que las caracteriza.(disociación que genera H+) predominan sobre sus propiedades básicas (hidrólisis que genera OH-).1 M de H3PO4 solamente el 24% de las moléculas están disociadas y casi todas ellas corresponden a la primera disociación. fosfato disódico ú fosfato sódico secundario fosfato trisódico ú fosfato sódico terciario SUPERFOSFATOS Los fosfatos constituyen uno de los nutrientes esenciales para las plantas y son sustancias ampliamente usadas como FERTILIZANTES. 24 . Los fosfatos terciarios solubles (ej. en las cuales son reemplazados por metales Na ó Ca. las plantas lo absorben en forma extremadamente lenta. mientras que con la excepción del los de Na+. En la naturaleza se encuentran grandes cantidades de Ca3(PO4)2 como apatito y fosforita. ya que la hidrólisis predomina sobre la disociación. Na3PO4). dan soluciones fuertemente alcalinas. El H3PO4 se lo utiliza principalmente en la producción de fertilizantes fosforados. que el ácido fosfórico es un ácido triprótico débil. debido a que el agua del ácido es absorbida por el CaSO4 como agua de cristalización ( CaSO4. Los fosfatos secundarios solubles dan soluciones alcalinas (pH ≈ 10). Superfosfato simple Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → 1 Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4 Superfosfato Simple (SPS) Es una masa seca. por lo que no se los puede utilizar directamente como fertilizantes. se ioniza en 3 etapas sucesivas con Ka1 (10-3). El fosfato monocálcico que contiene es soluble en agua y rápidamente absorbido por los vegetales. FOSFATOS El ácido fosfórico forma tres clases de sales. dos ó tres átomos de H: fosfato monosódico ú fosfato sódico primario NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 Solubilidad La mayoría de los fosfatos primarios son solubles en agua.Recordemos de Equilibrios Iónicos. Usos. Las dos últimas disociaciones ocurren en muy pequeña escala. Se los pulveriza finamente y se los hace reaccionar con ácido sulfúrico. obteniéndose una mezcla de Ca(H2PO4)2 y CaSO4 que es usada extensamente como fertilizante. ya que el PO4-3 actúa como una base fuerte y es hidrolizada por el agua. uno. que puede reducirse a polvo fino.2 H2O). Se lo utiliza en las bebidas colas. pero como son muy insolubles en agua. denominada superfosfato. reacción levemente ácida (pH ≈ 5). Ka2 (10-8) y Ka3 (10-11). porque las propiedades ácidas del H2PO4. K+ y NH4+. De Equilibrios Iónicos sabemos que los fosfatos primarios tienen en solución. la mayoría de los secundarios y terciarios son insolubles. Así en una solución 0. CaCO3 no atacado. fosfatos de hierro y aluminio. el agricultor debe saber o tener en cuenta estos 2 factores: 1. Se determina la cantidad de ácido fosfórico que se puede extraer como fosfato con agua. pueden ser absorbidos por las raíces de las plantas. El producto comercial contiene un 18% de P2O5 en forma soluble. la retrogradación ocurre también mediante los siguientes procesos: Fe2O3 + 2 Ca(H2PO4)2 → 2 FePO4 + 2 CaHPO4 + 3 H2O Al2O3 + 2 Ca(H2PO4)2 → 2 AlPO4 + 2 CaHPO4 + 3 H2O Sin embargo se demostró que esta retrogradación tiene poca importancia desde el punto de vista agrícola. especialmente cuando el superfosfato ha sido preparado con un fosfato que contiene Fe y Al. Ca2(HPO4)2. Superfosfato triple Ca3(PO4)2 + 4 H3PO4 → 3 Ca(H2PO4)2 Superfosfato Triple (SPT) Retrogradación de superfosfato El superfosfato está constituido no solamente por Ca(H2PO4)2 soluble en agua y CaSO4. reacciones sucesivas que modifican el estado de combinación del ácido fosfórico.La calidad del superfosfato depende de la cantidad de ácido fosfórico soluble que contiene. Este fenómeno se conoce como retrogradación. sino también por algo de Ca3(PO4)2. Para los fosfatos que contienen Fe y Al. se producen en esta mezcla compleja. Después de la fabricación de superfosfato. Los fosfatos solubles en ácido cítrico (como el CaHPO4) pueden ser absorbidos por las plantas. resultando de esta manera asimilables. la cantidad de ácido fosfórico soluble en agua que contiene el SP 2. Numerosas experiencias demostraron que el CaHPO4. debido a que los citratos forman complejos solubles con sales férricas. como así también los FePO4 y AlPO4 tienen un gran valor nutricional. la cantidad de ácido fosfórico soluble en citrato de amonio que contiene el SP 25 . ya que las raíces elaboran ácidos que parecen tener acción solvente parecida a la de una solución de ácido cítrico. El Ca(H2PO4)2 soluble ataca poco a poco al Ca3(PO4)2 dando como producto CaHPO4 insoluble en agua pero soluble en citrato de amonio: Ca3(PO4)2 + Ca(H2PO4)2 → 4 CaHPO4 Insoluble Soluble Insoluble De este modo la cantidad de ácido fosfórico soluble en agua disminuye. porque en presencia de ciertas sales amoniacales que abundan en el suelo. etc. Una solución de citrato de amonio disuelve estos fosfatos. A modo de conocer el valor de un superfosfato. Las principales propiedades y tendencias se observan en la Tabla. el flúor se reduciría y oxidaría el agua a oxígeno.40 6s26p5 920 2.e (°C.81 R iónico (Å) (X-) 2s22p5 3s23p5 e. El F2. y no química. de sus aniones.16 5s25p5 1008 2.5 114 184 151 0.14 1. Son muy electronegativos. de generarse en solución acuosa. Propiedades Generales de los Halógenos – Grupo VIIA Propiedad F Cl Gas Gas Estado físico (25°C. (kJ/mol) -510 -372 X-(g)→X-(ac) • • • • • Br Líquido Rojizo 1.87 +1. Cl2. bromo y yodo) son los no metales más reactivos. El flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. Obtención de Halógenos La obtención de los halógenos requiere un proceso de oxidación a partir de sus halogenuros: 2 X. El cloro.ELEMENTOS HALÓGENOS .→ 2 H20 F2 + 2 e. sólo se puede obtener por electrólisis de HF líquido y a 70°C. especialmente en el agua de mar y en la salmuera natural (agua subterránea en contacto con depósitos salinos). Los puntos de fusión y ebullición crecen a medida que se desciende en el grupo.23 volts E° = + 2.09 Solubilidad H2O (mol/l.f (°C.→ X2 + 2 eComo el flúor y el cloro tienen mucha tendencia a reducirse.36 E (v) en solución acuosa ∆H hidrat. formando sales.64 0.3 - Son muy reactivos y tóxicos.1 59 192 0.GRUPO VII Introducción Los halógenos (flúor. la criolita (AlNa3F6) y el fluorapatito [Ca3(PO4)2.0013 +0.CaF2]. cloro. 1 atm) 158 243 Energía enlace X-X (kJ/mol) Reactivo 0.33 2.1 +0. bromo y yodo se encuentran como halogenuros. decreciendo esta propiedad en sentido descendente dentro del grupo.99 R atómico (Å) 1.→ 2 FE° = + 1. 1 atm) Amarillento Amar-verdoso. 20°C) 0 +2.54 -301 At Sólido 1. Debido a su alta reactividad se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos. mientras el flúor se encuentra en ciertos minerales como la fluorita (CaF2). I2) pues de esa manera ambos átomos completan sus octetos. Los halógenos en estado elemental forman moléculas diatómicas X2 (F2. 26 .08 -339 I Sólido Violeta 1. reflejando el su gran poder oxidante.87 volts Por lo tanto.externos 1681 1251 PI (kJ/mol) 4. Su estructura electrónica general es: ns2np5 y son muy electronegativos. Color 0. Br2.8 -7.0 Electronegatividad -220 -101 p. No puede realizarse en solución acuosa porque el F2 es un oxidante más enérgico que el oxígeno: O2 + 4 H+ + 4 e.0 3.95 4s24p5 1140 2. deben prepararse por oxidación electrolítica. 1 atm) -188 -35 p. tiene un elevado potencial de reducción.21 +1.36 1. → H2 El cloro gaseoso. Br2 o I2 por oxidación de sus sales con dióxido de manganeso en presencia de ácido sulfúrico: MnO2 + 2 H2SO4 + 2 NaCl → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2 H2O (redox) APLICACIONES DE LOS HALÓGENOS FLUOR • • Combinado con carbono se preparan gases refrigerantes como el Freón [diclorodifluormetano: CCl2F2].Las reacciones de electrólisis de obtención del F2 son las siguientes: Anodo: Cátodo: 2 F . • Se utiliza ampliamente en la industria como agente blanqueador de papeles y textiles. • Se cree que actúan junto al Mn+2 en la fotólisis del agua durante la fotosíntesis. porque produce CO.que destruye bacterias por oxidación de sus compuestos vitales: Cl2 (g) + H2O → HCl + HClO Aplicaciones Agronómicas • Es absorbido por la planta bajo la forma de Cl-. Por su extrema resistencia térmica y química.→ Cl2 (g) + 2 e- El bromo y el yodo se preparan por oxidación de sus sales con cloro en solución acuosa (redox). contiene el ingrediente activo hipoclorito de sodio (un 5% en peso): Cl2 (g) + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O • El cloro también se utiliza como desinfectante y purificador de agua. obtenido por polimerización del tetrafluoroetileno F2C=CF2.es el principal anion de los fluidos intra y extracelulares. CLORO • Posee un papel biológico importante en el cuerpo humano: el íon Cl. en el ánodo se obtiene Cl2 (g): Anodo: 2 Cl. Uno de los materiales de mayor repercusión en décadas pasadas ha sido el registrado como Teflon. en diversas aplicaciones industriales. Cl2. como recubrimiento de útiles de cocina. aunque su uso está restringido por el daño que produce en la capa de ozono. • El Cl. En el laboratorio se pueden obtener por vía química. • Se lo usa para preparar agua lavandina. se prepara en forma industrial por electrólisis de cloruro de sodio fundido o de salmuera (solución concentrada de NaCl).favorece la turgencia de la planta y actúa como neutralizador de cationes.→ F 2 + 2 e2 H+ + 2 e. 27 . El requerimiento es bajo: 5 ppm. en ambos procesos. se lo utiliza como aislante. Como ya se vio en Electroquímica. también utlizado como propelente en los aerosoles. Cl2. puntos de ebullición y de fusión superiores. DE FORMAR COMPUESTOS COLOREADOS. siendo la principal fuente de bromo. Los estados de oxidación comunes de cada elemento incluyen +2. +3 o ambos. es bastante inerte químicamente por la formación de Cr2O3 en sus superficies. obteniéndose tintura de yodo (Iodopovidona) que se usa como antiséptico. La estabilidad relativa de los estados de oxidación +2 y +3 también se relaciona con el potencial estándar de reducción E0 para la reacción de hemicelda: M+3 + 1 e. Mn y Mo. y calores de fusión y vaporización más altos que los metales de los grupos IA o IIA. Son menos electropositivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos La mayoría son inertes a la acción de los ácidos o reaccionan lentamente debido a una capa protectora de óxido. Tienen radios atómicos relativamente pequeños. Cu. lo que hace que tengan densidades altas. La deficiencia del yodo en la dieta puede provocar hipertrofia de dicha glándula. METALES DE TRANSICIÓN Las series de elementos de la Tabla Periódica en que se van llenando gradualmente los orbitales d se denominan Elementos de Transición. El agua de mar contiene aproximadamente 0.01% de NaI para evitar dicha deficiencia.001 mol/litro de Br-.BROMO • Los compuestos de bromo sólo se han encontrado en algunos animales marinos. El Cr. V2O5.→ M+2 28 . y los átomos en el metal presentan empaquetamiento compacto. Ni. Zn. La sal de mesa yodada viene enriquecida con 0. Hay unos 50 elementos de transición y entre las principales propiedades se puede citar: • la capacidad de formar compuestos coloreados • la tendencia a formar iones complejos Las plantas necesitan diversos nutrientes para un crecimiento sano y los nutrientes esenciales incluyen numerosos metales de transición tales como el Fe. Esta tendencia se puede explicar mediante la variación de la energía de ionización. YODO • Es un sólido cristalino a temperatura ambiente. mientras que al final el estado +2 se vuelve más estable. Muchos de los metales de transición y sus compuestos son buenos catalizadores tanto para reacciones inorgánicas como para procesos electroquímicos: Fe. enfermedad conocida como bocio. a pesar de que su Eºreducción es negativo (alta tendencia a oxidarse). • El yodo es un componente esencial de la tiroxina. En consecuencia. Se disuelve en alcohol al 50%. por lo general el cromo se usa como recubrimiento protector y anticorrosivo de otros metales. Propiedades de los metales de transición • • • Los metales de transición tienen como característica propia que las subcapas d están incompletas o generan fácilmente iones con subcapas d incompletas. MÚLTIPLES ESTADOS DE • • CAPACIDAD OXIDACIÓN Los metales de transición adquieren diversos estados de oxidación en sus compuestos mediante la pérdida de uno o más electrones. que aumenta de izquierda a derecha. una hormona de la glándula tiroides. Los estados de oxidación +3 son más estables al principio de la serie. Manganeso El manganeso es un elemento relativamente abundante y se obtiene por calentamiento del MnO2: 3 MnO2(s) Mn3O4(s) + O2(g) 3 Mn3O4(s) + 8 Al(s) 4 Al2O3(s) + 9 Mn(l) El Mn es un metal quebradizo. Su uso principal está en la elaboración del acero inoxidable. El VCl4. Aplicación agronómica. CrO4-2 amarillo y el dicromato Cr2O7-2 de color anaranjado. +3 y +6. El V2O3 es un sólido azul oscuro. CrO3 y Mn2O7) y oxoaniones (Cr2O7=. +6 (K2MnO4. que se encuentran en la zona del visible. Es un elemento esencial para el crecimiento de algas verdes. MnO4-). de los cuales el estado +3 es el más estable. La mayoría de los iones (oxoaniones e iones complejos) que contienen metales de transición desarrollan color. Las defensas de los automóviles protegidas de esta manera son resistentes a la corrosión y decorativas. violeta). No tiene importancia agronómica. Los tejidos verdes contienen la mayor concentración: 30-500 ppm/peso seco. Interviene en el proceso de fijación de N2 atmosférico por parte del Rhizobium. 29 . +6. +3. es decir. Los estados de oxidación conocidos del Mn son +2 (MnCl2. +5 Los mayores estados de oxidación se presentan en compuestos con elementos muy electronegativos como el oxígeno y el flúor. es decir en óxidos (V2O5. El ion Cr+3 es verde. es un líquido café rojizo. El compuesto absorbe la energía del color complementario. Química de los metales de la primera serie de transición Vanadio El V forma compuestos en los estados de oxidación +2. +6 Mn: +2. +3 V: +3. +3. Estados de oxidación más comunes Cr: +2. Otro uso del cromo es el proceso del “cromado” por electrólisis del Cr2O3 en H2SO4 y depósito de Cu metálico en la pieza que actúa como cátodo. pardo). y viceversa. rosado). Aplicación agronómica. +4 (MnO2. verde) y +7 (KMnO4. Aplicación agronómica. Cr2O3. Su uso más importante está en la manufactura del acero. absorbe en la zona del espectro correspondiente al verde. El V2O5 es un compuesto amarillo-anaranjado y se usa como catalizador la fabricación de H2SO4. +4 y +5. +3 Fe: +2. El origen del color se debe a las transiciones electrónicas que contienen electrones d. tanto por la raíz como por las hojas. El vanadio es un elemento constituyente de un gran número de plantas. de los cuales el +4 y el +5 son los más importantes. En los nódulos de leguminosas se ha encontrado entre 3 y 4 ppm. quebradizo. duro. +7 Co: +2. El Mn es absorbido por la planta como Mn+2 y como quelato. si un compuesto es rojo. Los dos oxoaniones más importantes que contienen cromo son el cromato. El acero que contiene 12% de Mn es muy duro y se usa para las vías de los ferrocarriles y productos metálicos similares sujetos a usos muy severos. Cromo El cromo se extrae por reacción con Al a alta temperatura: 2 Al(s) + Cr2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Cr(l) El cromo es un metal duro. +4. que tiene una apariencia blanco plateada. Los estados de oxidación más comunes del Cr son +2. que explica la resistencia del metal a la corrosión. que forma un óxido protector.Cuanto mayor sea el valor E0 más estable será el estado de oxidación +2 en comparación con el estado +3. necesaria para la fijación. La clorosis de hierro afecta en particular la producción de frutos en los árboles cítricos. 30 . Sus principales menas son esmaltita. Aplicación agronómica. y el FeCl3 es café negruzco. Se encuentra en contenidos no mayor a 1 ppm en peso seco. Los compuestos de hierro (II) incluyen FeO (polvo negro). Fe3O4. y magnetita. Participa en el metabolismo del nitrógeno de las plantas a través de diversas enzimas. CoAs2 y cobaltita. FeCl2 (amarillo) y FeS (negro). NiS. El metal se prepara por tostación de CoAsS en aire y posterior reducción del óxido metálico con carbón. El metal se obtiene por tostación de la masa en el aire en primera instancia. el hierro es el metal más abundante de la corteza terrestre (6. Las plantas deficientes en Fe son propensas a desarrollar un desorden conocido como clorosis de hierro. FeCO3. Algunos compuestos importantes de níquel son NiO (verde) NiCl2 (amarillo) y NiS (negro). El tratamiento estándar usado a menudo en las arboledas de cítricos consiste en suministrar a los árboles complejos de Fe(III)-EDTA. Se usa en aleaciones como la estelita. CoCl2. Aplicación agronómica. CaFeS2. y calcopirita. FeS2. es azul en el estado anhidro. Los estados de oxidación del Co son +2 y +3. que contiene Co.7H2O (verde). FeSO4. Esta propiedad lo hace útil como indicador de humedad. Níquel El Ni es un elemento raro (1. El Ni es atacado solamente por el HNO3. específicamente en la reducción de nitratos. siendo el +2 el más estable. En presencia de oxígeno. Cobalto El cobalto es un elemento raro (3x10-3 % de la corteza terrestre en masa). El Co reacciona con el H2SO4 diluido caliente y con HCl caliente para formar sales de Co(II). el Ni y la Ag. produciendo la clorosis de las plantas.6H2O. Los iones hidratados Ni+2 tienen un color verde esmeralda. Una deficiencia de Mn conduce a una reducción de Vitamina C. pero la forma hidratada. Los dos estados de oxidación del Fe son +2 y +3. Es un elemento esencial en los sistemas vivos. genera y segrega al suelo agentes quelantes que disuelven el Fe que necesita la planta para su crecimiento. El cloruro de Co(II). El Co es un metal brillante. La moneda denominada “níquel” se hace de Cu y Ni.0x10-2 % de la corteza terrestre en masa). CoCl2. Aplicación agronómica. El Fe+3 en el suelo está sobre todo hidrolizado. Fe2O3. Este complejo es soluble en agua y llega rápido a las raíces de los árboles. El hierro puro es un metal gris y no es particularmente duro. y no puede ser asimilado por las plantas. como componente de la Vitamina B12. que es esencial para el metabolismo del N en los rumiantes. donde por último se convierte en una forma asequible. CoAsS. blanco azulado. los iones Fe+2 en solución se oxidan rápidamente a iones Fe+3. con la cual se elabora instrumental quirúrgico. Se encuentra asociado con el Fe. El Ni también se usa como catalizador en reacciones de hidrogenación y en los electrodos de las baterías y celdas de combustión. se asocia con pirita. Resulta esencial para microorganismos que fijan N2 atmosférico. es rosa. La mena millerita. puede reemplazar al Fe y Mn. En suelos donde su contenido es elevado. Hierro Después del Al. Cr y W. Rhizobium y algas verde-azuladas. en donde se favorece la formación de hidróxido de hierro. El Ni es un metal plateado que tiene altas conductividades eléctrica y térmica. siderita.Participa de la fotosíntesis teniendo un rol importante en el fotosistema II. que se manifiesta en hojas amarillentas. formando hidróxidos insolubles como el Fe(OH)3. El Fe2O3 es café rojizo. típico de la tierra colorada de Misiones. y posterior reducción con hidrógeno gaseoso. No tiene importancia agronómica. Cierta clase de soja que crece en suelos alcalinos.2% en masa). Su estado de oxidación estable es +2. Su uso principal es la elaboración de aleaciones. Se encuentra en muchas menas. Es un importante componente de la Vitamina B12. algunas de las importantes son hematita. Resulta importante en nutrición animal. O . [Ni(CN)4]2. Por ejemplo. Dependiendo del número de átomos donadores presentes en la molécula o ion. Aplicación agronómica. como se muestra en los ejemplos siguientes: . El metal se obtiene por tostación de la mena para dar Cu2S y después cobre metálico: 2 CuFeS2(s) + 4 O2(g) Cu2S (s) + O2(g) → → Cu2S(s) + 2 FeO(s) + 3 SO2(g) 2 Cu(l) + SO2(g) El cobre es un metal café rojizo que se utiliza en gran escala por su alta conductividad eléctrica. especialmente a pH ácido. El Cu está presente en las plantas entre 2 y 30 ppm en peso seco.. porque pueden aceptar pares de electrones libres de moléculas llamadas ligandos. Cl . El Cu tiene estados de +1 (menos estable) y +2.. el ion hidratado Cu+2 es azul. los ligandos se pueden clasificar como monodentados. Por ejemplo. Ligandos como el H2O y NH3 son monodentados porque sólo hay un átomo donador por ligando. CN-. . . . El Número de Coordinación en los compuestos de coordinación se define como el número de átomos donadores que rodean a un átomo central (Me) en un ion complejo. Forma complejos con la materia orgánica del suelo. bidentados o polidentados. Existen diferencias en los requerimientos de Cu entre diferentes variedades de una misma planta. CuFeS2. El cobre es absorbido por la planta como Cu+2 o como el complejo Cu+2-EDTA a través de la raíz o las hojas. Los ligandos son “bases de Lewis”. el catión complejo Ni(NH3)6]2+ forma el [Ni(NH3)6]Cl2 que es el compuesto de coordinación. Interviene en varios procesos redox mediante la reacción reversible: Cu+ ↔ Cu+2 + e-.es 6.C O. El Cu2O es rojo. Su falta provoca deficiencia en el contenido de proteínas. El Cu se usa en aleaciones. .8x10-3 % de la corteza terrestre en masa). Su disponibilidad depende del tipo de suelo y de las características de la planta. También interviene en la transpiración. Cada ligante tiene por lo menos un par libre de electrones de valencia. telefonía. el del Cu+2 en [Cu(NH3)4]2+ es 4. La unión metal-ligando (Me-L) permite la formación de Iones Complejos. Su función está asociada con un gran número de enzimas que lo contienen como cofactor: citocromo oxidasa. cables eléctricos.son algunos ejemplos de compuestos de metales de transición. un elemento poco abundante (6. También es un buen conductor térmico. También participa del metabolismo de las proteínas y los hidratos de carbono.. 31 . Los números de coordinación más comunes son 4 y 6. que pueden ser cationes o aniones. pero también se conocen como números de coordinación el 2 y el 5. Una base de Lewis es una sustancia capaz de donar uno o más pares de electrones. polifenol oxidasa. La unión entre un catión/anión con un ión complejo (catión/anión).. forma los denominados “Compuestos de Coordinación”. Los ligandos pueden ser: NH3. . Cl-. H H H . superóxido dismutasa. . y el del Fe3+ en el [Fe(CN)6]3.y [Fe(CN)6]3. el CuO y el CuS son negros.Cobre El cobre. H2O. El [Cu(NH3)4]2+. el número de coordinación de Ag+ en [Ag(NH3)2]+ es 2. entre otros. N H H . FORMACIÓN DE IONES COMPLEJOS Y COMPUESTOS DE COORDINACIÓN Los iones de los metales de transición se comportan como “ácidos de Lewis”. [Co(NH3)6]3+. se encuentra en la naturaleza en estado nativo y también formando menas como la calcopirita.. plomería y monedas.. . . Si los ligandos no tienen cargas.. . . . Otro ejemplo es la reacción entre el Fe+3 y el SCN-: FeCl3 + 6 SCN. . Los iones complejos cambian de color. O.. CH2 CH2 CH2 N . .. O. O. C CH2 . N 4- . H2N-CH2-CH2-NH2 El ion etilendiaminotetracetato (EDTA) es un ligando polidentado que contiene 6 átomos donadores: 2 átomos de nitrógeno y 4 átomos de oxígeno. O.. por ejemplo. el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y la estatuilla se pone color rosa.↔ Amarillo Fe(SCN)6-3 + 3 ClRojo 32 ... Los 4 átomos de oxígeno están unidos por enlace sencillo al carbono en los cuatro grupos –COO. al cambiar el ligando. así que el número de oxidación del Pt debe ser +4.O . mientras que cuando el clima es seco.. C . . y el equilibrio se desplaza hacia la derecha. . se retira agua del sistema por intercambio con el ambiente. por principio de Le-Chaelier.. . Los ligandos bi y polidentados también se denominan agentes quelantes por su habilidad para atrapar al átomo metálico como una garra (del griego kelos=garra). CH2 . observándose color azul. en [Cu(NH3)4]+2 cada NH3 es neutro y el número de oxidación del Cu es +2. . . . . Esto ocurre con las estatuillas de vidrio que tienen en su parte posterior una goma embebida con soluciones de cobalto: [Co(H2O)6]2+ + 4 ClRosa ↔ [Co(Cl)4]2Azul + 6 H2O En condiciones de humedad.Un ligando bidentado común es la etilendiamina: . . Así. C . el número de oxidación del metal es igual a la carga del ion complejo. Esta reacción. . La carga neta de un ion complejo es la suma de las cargas del átomo metálico central y de los ligandos que lo rodean. .O . Número de oxidación de los metales en los compuestos de coordinación Otra importante propiedad de los compuestos de coordinación es el número de oxidación del átomo metálico central. CH2 . . El ion [PtCl6]-2. O. aunque el metal sea el mismo.. . .O . . cada ion cloruro tiene un número de oxidación de –1. C . . es una reacción de desplazamiento de ligandos. . la medicina y la agronomía. • Se utiliza la formación de complejos con fines separativos aprovechando diferencias de selectividad.y I-. El ion tripolifosfato es un eficiente agente quelante que forma complejos estables.U. complejando la Ag y el Au con CN-. se precipitan ambos con Ag+. con los iones Ca+2. Detergentes • En 1940 la industria de detergentes comenzó a producir un “ablandador” de agua con el quelante tripolifosfato de sodio [Na(PO3)]n (n>1000) para evitar el problema de formación de sales insolubles o grumos formados por reacción de Ca+2 con las moléculas de los jabones. las aguas de desecho que contienen fosfatos provocan el crecimiento desmesurado de algas al descargarse en los lagos. Análisis químico • Algunos ligandos quelantes son selectivos en el enlace y presentan colores característicos que se usan en el análisis cualitativo para identificar iones de elementos de transición. mientras el AgI permanece insoluble. se ha prohibido la presencia de fosfatos en los detergentes a partir de 1970. Veamos algunos ejemplos representativos Metalurgia • La Ag y el Au se extraen mediante la formación de ciano-complejos. Agentes quelantes terapéuticos • El EDTA se usa por ejemplo. siendo más insoluble el AgI que el AgCl. como agentes que transfieren electrones. Agronomía • Los compuestos de coordinación juegan importantes papeles en animales y plantas. En la separación de Cl.Aplicaciones de los compuestos de coordinación Los compuestos de coordinación tienen muchos usos domésticos. en la industria. en el tratamiento de envenenamiento por plomo y mercurio. son esenciales en el almacenamiento y transporte de oxígeno.U. • El Ni se purifica por conversión al compuesto gaseoso Ni(CO)4. produciendo deficiencia de oxígeno y en esas condiciones gran parte de la vida acuática llega a sucumbir. Sin embargo. solubles. es decir. por eso en algunos estados de E. 33 . como catalizadores y en la fotosíntesis (la clorofila es un complejo con magnesio como átomo central). como los fosfatos son nutrientes de las plantas. • Estudios recientes demostraron que algunos de los compuestos de coordinación del Pt inhiben eficazmente el crecimiento de células cancerosas. Este proceso se llama eutrofización. Se adiciona amoníaco a la mezcla de ambos precipitados y el AgCl se redisuelve por formación del complejo Ag(NH3)2+ cuyo compuesto de coordinación Ag(NH3)2Cl es soluble.E.