Transcript HALOGENOS - U

HALÓGENOS
Fluor, Cloro , Bromo, Iodo y At
GENERALIDADES : Forman moléculas en fase gaseosa,líquida o sólida.
Electronegatividad, poder oxidante, longitud de enlace. ENERGÍA DE
ENLACE
Pequeño tamaño de los átomos,repulsión de electrones sin compartir,
interaccion de orbitales d-d.
Métodos de obtención de los Halógenos.
a)
b)
Métodos electrolíticos ( todos)
Empleo de agentes oxidantes ( todos , menos el fluor )
ELECTRÓLISIS.
350ºc
KHF2 ------------→ F2 + H2
ánodo
cátodo
KH2
2HF ---------------F2 (g) + H2 (g)
NaCl
+ H2 O
------------→
½ Cl2 (g) + ½ H2 (g) + NaOH (ac)
Por agentes oxidantes
MnO2 (s) + 2 H2S04 (ac) + 2NaCl (ac) → MnSO4 (ac) +Na2SO4 +2H2O + Cl2 (g)
Métodos industriales de obtención de Bromo y Yodo.
BROMO. A partir de las aguas de mar : Cl2 + 2Br- --------→ Br2 + 2ClCuidado, el bromo a BAJAS CONCENTRACIONES HIDROLIZA DANDO :
Br2 + H20
------->
Br- + BrO- + 2H +
Los vapores de bromo ( p.e = 58ºC ) son arrastrados mediante una
corriente de aire hacia una solución de Na2CO3
3Br2 + 3 Na2C03 →NaBr03 (ac) + 5 NaBr (ac) + 3 CO2 (g)
BrO3 - + 5 Br- + 6H+ → 3Br2 (l) + 3 H2O ( destilación fraccionada)
OBTENCIÓN INDUSTRIAL DEL YODO. A partir del caliche
2IO3 – (ac) + 5 HSO3 - → ·HSO4 - + 2 SO4 - + H2O + I2 (s)
El yodo asi obtenido se filtra y se purifica por sublimación.
PROPIEDADES QUÍMICAS
1. GRAN PODER OXIDANTE : F2 > Cl2 > Br 2 > I2
2 Reaccionan entre si para dar compuestos interhalogenados Ej : ICl
y con iones haluros para dar polihaluros : I2 + I- → I3 3. Los halógenos presentan alguna solubilidad en agua , mediante
alguno de los siguientes mecanismos
2X2 + H2O → 4H+ + 4 X - + O2
F2
Eº

Cl2
2,0
0,54
X2 + H20 →
F2

Br2
0,25
H+ + X Cl2
Eº
I2
-0,28
+ HXO
Br2
I2


K=
------
,7 x 10 -4
5,8 x 10 -9
3 x 10 -13
Acción decolorante y desinfectante del cloro = ClO-

3. Acción de los halógenos frente a los álcalis :
Fluor :
a) con soluciones diluídas y en frío

2F2 + 2KOH → 2KF + F2O + H2O



B) Con soluciones concentradas y en caliente :

2F2 + 4OH- → 4 F- + O2 + 2H2O

El resto de los halògenos (Cl2 ,Br2; I2 ) reaccionan en forma diferente
A ) Con álcalis diluídos y en frío:
2OH - + X2 → X- + XO- + H2O
B)
Con álcalis concentradas y en caliente:
C)
6OH- + 3X2
→ 5X - + XO3 - + 3H2O
Caso especial del yodo con álcalis diluído y en frío
2OH - + I2
<-----> I - + IO - + H2O
3IO- → IO3 - + 2I -
HIDRÁCIDOS
Ver propiedades físicas
Obtención de laboratorio de ( HCl y HF)
CaF2 + H2SO4 →
NaCl + H2SO4
CaSO4 (s) 2HF (g)
→ NaHSO4 + HCl (g)
El resto de los hidrácidos no se forman así, debido a que el ácido sulfúrico oxida a
los hidrácidos formados al halógeno correspondiente, de la forma siguiente .
2HX + H2SO4 →

Se emplea H3PO4 que no es oxidante:

NaBr + H3PO4 →

NaI


X2 + SO2 +2H2O
+
H3PO4
HBr + NaH2PO4
→ HI + NaH2PO4
--------------------------------------Por qué el HF es el único líquido a tº ambiente
Hacer esquema :
El HF concentrado disuelve a la mayoría de los metales, excepto Au y Pt
también ataca a la sílice y silicatos ( ataca al vidrio, se debe almacenar en frascos de
polietileno )
a) SiO2 (s) + 4 HF → SiF4 (g) + 2H2O
b) SiO3 -2 +
6HF →
SiF6 -2 +
3H2O
Los hidrácidos al estado gaseoso son esencialmente covalentes, pero
en solución acuosa ionizan completamente , actuando como ácidos
fuertes a excepción del HF. Como sabemos a mayor dilución mayor
% de disociación, lo contrario sucede con el HF, la disociación
aumenta en soluciones concentradas debido a la formación del HF2 - ,
ya que el HF dimeriza
H2F2
→ HF2 - + H +
Cuál de los hidrácidos es el mas fuerte. Determínelo a partir de las tablas.
Factores que desfavorecen al HF :
a) puente de hidrógeno desfavorece el Δ H de disociación
b) pequeño tamaño del F- alto grado de hidratación hace disminuir el ΔS.


LOS OXACIDOS
Son buenos agentes oxidantes

Cl2
H+ + HXO + e- → ½ X2 (g,l,s) + H2O
1,63
6H+ + XO3 - + 5e- → ½ X2 (g,l,s) + H2O
1,47
Br2
I2
1,59
1,45
1,52
1,20
ACIDOS HIPOHALOSOS . Obtención
X2 + H20
2X2
<---→> H+ + X - + HXO
+ H2O + HgO
→ 2HXO
+ HgX2 (s)

ACIDOS HALOSOS. El ùnico existente es el HClO2 , mucho mas fuerte que el
ácido hipocloroso, pero sigue siendo un ácido débil:

Preparación :

Ba(OH)2

Ba (ClO2)2 + H2SO4

Por su carácter oxidante se usa como blanqueador industrial.
+ H2O2
+ ClO2 → Ba( ClO2)2 + 2 H2O + O2 (g)
→ BaSO4 (s)
+ 2HClO2
Ácidos hálicos y halatos
Δ
3X2 (g,l) + 6 OH – (ac) → XO3 – (ac) + 5 X- (ac) + 3H2O
El HIO3 se puede preparar también :
I2 (ac) + 10 HNO3 (ac) → 2HIO3 + 10 NO2 (g) + 4 H2O
El yodato se encuentra en grandes cantidades en algunos minerales chilenos y de
aquí se obtiene eol yodo :
2 IO3 – (ac) + 5 HSO3 – (ac) → I2 (s) + 5SO4 -2 + 3H+ + H2O
También el yodo se puede obtener :
IO3 - + 5 I - + 6 H+
→ 3I2 (ac) + 3H2O
Los halatos (sales) se obtienen al hacer reaccionar el halógeno respectivo con una
solución concentrada y caliente de álcali :
X2 + 6OH - → XO3 - + 5 X- + 3 H2O





ACIDOS PERHÁLICOS. El HClO4 ,es el ácido mas fuerte en la química
inorgánica , es muy inestable, EXPLOTA en contacto de sustancias orgánicas.
En soluciones concentradas ,actúa como agente oxidante :
ClO4 - + 2 H+
+ 2 e- → ClO3 - + H2O
Obtención de laboratorio:
KClO4 + H2SO4 → KHSO4 + HClO4
Eº = 1,19 V
El ácido peryódico se presenta en varias formas en soluciones fuertemente ácidas,
es el ácido paraperyódico , el cuál en solución acuosa esta en equilibrio con el
ácido metaperyódico
80ºC
2H5IO6 →
ac. Paraperyódico



100ºC
H4I2O9 →
mesoperyódico
2HIO4
ac. Metaperyodico.
Dado el siguiente diagrama de Latimer en medio básico, señale si el Cl2(g ) es
estable, fundamente su respuesta, empleando las semireacciones respectivas con sus
potenciales y la reacción final con su Δ Eº
-1,38
- O,4
Cl - ---------- Cl2 --------- ClO -
2OH -
+ ½ Cl2
→
ClO- + H2O
+ e-
Eº = - 0,4 V
e- + ½ Cl2 → Cl Eº = 1,38 V
---------------------------------------------------------------------------------------------Cl2
+ 2 OH - → ClO - + Cl - + H2O
Δ Eº = 0.98 V
El cloro no es estable en una solución acuosa alcalina ,porque
desproporciona
COMPUESTOS INTERHALOGENADOS .
AX , AX3 , AX5 ,AX7. A = Halógeno menos electronegativo.
Compuestos formados por enlace covalente, mínima diferencia de
electronegatividad ( Ver guia)
Los compuestos AX estructuralmente son análogos a las moléculas de halógenos
pero con cierta polaridad .
En los otros tipos de compuestos, existe un elemento central de mayor tamaño,
rodeados de otros átomos de halógenos de menor tamaño.
Estas relaciones de tamaño explica porque porque existe el I F7 y no el BrF7 , si el
BrF5 y no el ClF5
Estructura de los compuestos:
AX3
AX5
D.E. = bipirámide
trigonal
Geometria Forma de T
D.E. = bipirámide
de base cuadrada
Pirámide de base cuadrada
DIBUJAR LAS ESTRUCTURAS RESPECTIVAS
AX7
D.E. = bipirámide
pentagonal
idem.
Grupo VI
Anfigenos O ,S , Se , Te ,( Po )
Un isótopo importante del oxígeno es el ozono.
Introducción : mas o menos a 100 Km de la corteza terrestre se ubica
una capa de la atmosfera llamada Ionosfera en donde se encuentran
iones como O + , NO+ , O2 + , N2+ y e La ruptura de enlaces y remoción de e- son inducidos por la luz (
fotodisociación , fotoionización )
hν
O2 ----------> O + O ( fotodisociación )
Si = 1,21 Aº
----- = 1,49 Aº
Cuál será la estructura del ozono ???
Mecanismo de reacción de la fotodisociación del O2
N2 → N2 + + e –
N 2+ + e - → N + N
N + O2
→ NO + O
N + NO → N2 + O
Aunque la mayoría de la radiación de alta energía, se absorbe en la ionosfera, una
pequeña cantidad llega a la estratosfera , rompe el enlace O2 en O , estos a su vez
colisionan con otras moléculas de oxigeno ,para formar ozono
O2 (g) ---------->
2 O (g)
M* + O (g) + O2 (g)
----------> O3 (g) + M.
El ozono estratosférico es esencial para la vida, pues absorbe las radiaciones U.V.
las que asu vez descomponen al ozono.
O3 (g)
UV
------------→
O2 (g) + O (g)
Si estas radiaciones llegasen a la tierra : cáncer, mutaciones génicas, incluso
romper enlaces en el ADN.
VARIACIONES ESTACIONALES DE LA CAPA DE OZONO. Pero a lo largo
del año hay una constante en su formación y destrucción a traves de los siguientes
procesos
O2 (g) + O (g) ----------→
O3 (g)
formación
O3 (g) + O (g) -----------→ 2O2 (g) Ruptura.
Por que entonces se dice que esta desapareciendo la capa de ozono. Por que hay
elementos contaminantes, aportados por el hombre que han destruído a este
elemento tan importante.
LOS CLOROFLUORCARBONADOS ( REFRIGERANTES, AGENTES
ESPUMANTES, PROPELENTES DE AEROSOLES). Son quimicamentes
inertes y estables en kla atmosfera baja, cuando los CF2Cl2 alcanzan la estratosfera
absorben fotones de UV y liberan átomos de cloro
1.
CF2Cl2
(g)
---------→ CF2Cl (g) + Cl . (g)
el electrón desapareado del cloro ( radical libre) lo hace muy reactivo .
Cl . +
.
O3 (g) ---------→
.
ClO (g) + O (g) -----------→
ClO + O2 (g)
.
Cl (g) + O2
(g)
----------------------------------------------------------------------
O3 (g) + O (g) -----------------→
2O2 (g)
Oxidos de nitrógeno y Smog
N2 + O2
---> NO (g)
2NO (g) + O2 (g)
Δ H = 180 kj
----> 2NO2 (g)
Δ H = - 113 Kj
hv
NO2 (g) --------------> NO (g) + O (g)
393 nm
O (g) +
O2 (g) + M * ----------→ O3 (g) + M
AZUFRE. Presenta diversas formas alotrópicas y las propiedades estructurales
de algunas de ellas son muy complejas, la estructura primitiva es S8 para las
estructuras mas estables a tº ambiente ( ROMBICA Y MONOCLÍNICA )
S ( romb)
95,5 ºC
------------> S (monocl.)
ΔH = 760 cal.
Las velocidades a que tienen lugar estas transformaciones reversibles son tan
pequeñas que con frecuencia pueden conservarse en cualquier de las dos formas
durante dias alejadas del punto de transición. Ambas formas son solubles en
solventes orgánicos especialmente en CS2
Cuando se tiene S líquido aprox. Por sobre los 200ºC las moléculas se
abren y forman largas cadenas que si se vierten en agua fría adquieren
un aspecto gomoso conocido como azufre plástico que son cadenas
helicoidales de átomos. Este azufre plástico es inestable y se
transforma lentamente a la forma cristalina rómbica.
Vapor de S : S8 , S4, S2, dependiendo de la temperatura.
De esta forma, tanto en su fase sólida, líquida y gaseosa el azufre
presenta una variedad de estructuras moleculares
El Selenio también en su estructura molecular presenta Se8 en forma rómbica y
monoclínica, existe una tercera forma alotrópica que se denomina gris ,que tiene
forma de espiras.
Conduce la electricidad en presencia de luz y muy poco en la oscuridad, se
emplean en celdas fotoeléctricas.
El telurio presenta una forma alotrópica color blanco plata, semi metálica e
isomorfa de la forma gris del Selenio
SO2 :
Δ
Obtención Industrial
2ZnS + 3O2 (g) ----------> 2SO2 (g) + 2ZnO
Obtención de Laboratorio :
Δ
Cu + 2 H2SO4
PROPIEDADES.
-----------> CuSO4 + SO2 (g) + H2O.
.
SO2 (g)
+ H 2O
------> HSO3 - + H3O +
Ka1 = 1,3 . 10 -2
HSO3 - + H2O -------> SO3 2 - + H3O +
Ka2 = 5,6 . 10 -8
Δ
Na2SO3
+
S
----------->
Na2S2O3
ESTRUCTURA
Na2S2O3 + I2
→
Na2S4O6 + 2NaI
Obtención de sus sales:
SO2 + K2CO3 → K2SO3 + CO2 (g)
SO2 + 2NaOH
→ Na2SO3 + H2O
Es un enérgico reductor:
Br2 + SO2 + 2H2O → 2Br- + HSO4 - + 3H+
2IO3 - + 5 SO2 + 2 H2O → I2 + 5 SO4 -2 + 4 H+
APLICACIONES
:
Pt
SO2 (g) + ½ O2 ----------> SO3
450ºC
Blanquedor de lanas , pulpas de papel. En fumigaciones para destruir bacterias
y hongos
H2SO4 .
Obtención industrial : Método de contacto:
450 ºC
a)
SO2 (g) + ½ O2 (g) -------------->
Pt
SO3
b) SO3 + H2SO4
c) H2S2O7 + H2O
→
H2S2O7 ac. Pirosulfúrico . ( 0leum = H2SO4 + SO3)
→ 2H2SO4
MÉTODO DE LAS CAMARAS DE PLOMO
A) 2 NO (g) + O2 (g)
→ 2 NO2 (g)
B) 3 NO2 (g) + SO2 (g) + H2O → 2NOHSO4 + NO
C ) 2NOHSO4 + H2O → 2H2SO4 + NO + NO2
Reacciones caracteristicas : BaSO4 + HCl → N.H.R.
BaSO3 + HCl → BaCl2 + SO2 (g) + H2O
PROBLEMA. Una muestra de 6,55 g de una mezcla deNa2SO3 y
Na2SO4 se disolvió en agua y se calentó con azufre sólido. El Na2SO4
no reacciona , pero el Na2SO3 si :
Na2SO3 + S → Na2S2O3
y 1,23g de azufre se disolvieron y formaron Na2S2O3. ¿ Que % de la
muestra original era Na2SO3 ?

126 g de Na2SO3 / 32 g de S

X = 4,84 g de Na2SO3
=
x g de Na2SO3 / 1,23 g de S
4,84 / 6,55 x 100 = 79,94 %
El ácido sulfúrico puro es un líquido viscoso, conductor de la electricidad,
porque sufre una pequeña disociación.
El ácido sulfúrico puro, tiene poder deshidratante
H –COOH + H2SO4
→ CO (g) + SO2 (g) + 2 H20
En soluciones concentradas actua como un buen agente oxidante
disolviendo metales como el cobre :
Cu + H2SO4 (conc ) → Cu +2 (ac) + SO2 (ac) + 2 H2O
en cambio el H2SO4 en soluciones diluídas, no posee capacidad
oxidante, solo actúa como ácido
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 (s) + 2HCl
HIDRUROS DEL GRUPO VI
Ver tabla.
Ka1
H2O
1O4,5º
H2S
92 º
H2Se
91 º
10 -4
H2Te
90º
2 x 10 -3
10 -7
Mayor tamaño, aumenta la acidez a pesar de que son menos iónicos. ¿ Por
que ?
Por que disminuye el ángulo: Interacción de electrones no compartidos en el
átomo central, el oxigeno por ser muy electronegativo, atrae los electrones
enlazantes con tal fuerza que interactúa con los electrones no enlazantes. En
el S aumenta el tamaño del átomo , la electronegatividad disminuye, lo que
determina que disminuya la interacción entre electrones enlazantes y no
enlazantes
H2S : es un ácido débil diprótico cuyas constantes de acidez son :
H2S -----> H+ + HS
-
HS - ------>H+ + S -2
Ka1 =
10 -7
Ka2 =
10 -14
[ H + ] 2 [ S -2 ]
----------------------- =
Ka1 . Ka2
[ H2S ]
Su principal aplicación en el laboratorio, es el empleo como agente pp, debido a
que puede liberar una cantidad determinada de S -2 de acuerdo al pH del medio,
lo que permite separar diversos iones que estan presentes en una misma
solución

PROBLEMA
Se hace burbujear H2S sobre una solución que contiene los siguientes cationes en una
concentración 0,01M : Pb +2 Fe +2 y Mn +2 suponga que la solución se satura con
0,01 M de H2S.
a) Que cationes pp a pH = 1
b) A que pH pp solamente el Fe +2 ?
c ) A que pH pp. el Mn +2 ?
Datos : Kps : PbS = 3,4 x 10 -28
FeS = 3,7 x 10 -19
De la formula señalada anteriormente se deduce:
Ka1 x Ka2 x [ H2S]
[ S -2 ] =
---------------------------[H+]2
MnS = 1,4 x 10 -15
a)
Que cationes pp a pH = 1
[ S -2] =
10-21 . [ 10-2]
------------------- = 10 -21
[ 10 -2]
[ x +2] [ S -2] = 10-2 x 10 -21
b) A que pH pp solamente el Fe +2
=
10-23
?
Ka1 x Ka2 x [ H2S ]
[ H +] 2 = -------------------------- =
[ S -2 ]
Sólo pp PbS ( > Kps)
Ka1 x Ka2 x [ H2S ]
---------------------------
Kps FeS / [ Fe +2]
10 -21 x 10 -4
[ H+ ] 2
10 x 10 -26
= -----------------------
= ---------------
3,7 x 10 -19
=
2,7 x 10 -7
=
7.14 x 10 -11
3,7 x 10 -19
[ H+ ] = 5,2 x 10 -4
pH = 3,28 ~ 3,3
C ) A que pH pp. el Mn +2?
10 -21 x 10-4
[ H+] =
-------------1,4 x 10 -15
[ H+] =
8,45 x 10 -6
10 -26
=
------------1,4 x 10 -15
pH = 5,07 ~ 5,1
Si el pH es ácido [ S -2 ] disminuye, pp aquellos cationes que tienen
un Kps muy pequeño. Si el pH es básico la [ S= ] aumenta. Por lo
tanto en medio alcalino pp los sulfuros que tienen un Kps alto.
PODER REDUCTOR DEL H2S.1. 5 H2S +
2 Mn04 -
+ 6 H+
→
2 Mn +2 + 5 S º + 8H2O
2. 3 H2S + Cr2O7 -2 + 8 H + → 2 Cr +3 + 3 Sº + 7H20
3. 3 H2S + H2SO4
4.
→ 4 Sº + 4 H2S
H2S + 2 HNO3 → Sº + 2H2O + 2 NO2 (g)
GRUPO V.
N , P , AS , Sb
y Bi
Prop. fisicas : VER TABLA 14 -1
Estados de oxidación del nitrógeno ( N2O5 , NO2 , HNO3 , NO , N2O , N2 ,
NH2OH , N2H4 , NH3 )
Est. de Oxidación : -3
( NH3 , PH3 AsH3 , Sb H3 , BiH3 )
Propiedades reductoras :
PH3 (g) <→ P + 3H+ + 3 e-
Eº = -0,06 V
AsH3 --------> As + 3 H+ + 3e-
Eº = 0.66 V
·OH - + AsH3 ↔ As + 3H20 + 3 e- Eº = 1,43 V
Estado de oxidación +3
Öxidos : N2O3 , P2O3 (ácidos)
As2O3 , Sb2O3 (anfóteros)
Bi2O3 (básico)
Estado de oxidación : +5 : N2O5 , As2O5 ,Sb2O5 , no existe el Bi2O 5
Acidos : HNO3 , HPO3 , H3AsO4 , Sb(OH)6 – ( pentóxido de antimonio ,con
contenido variable de agua, ,debilmente soluble en ella dando una solución
de carácter ácido.
Compuestos iónicos : El N -3 sólo al estado sólido ,en solución hidroliza :
Li3N + 3H2O → NH3 + 3Li+ + 3OH El Bismuto podría presentar carácter iónico en BiF3 , pero el Bi en
solución acuosa hidroliza :
Bi +3 + H2O
↔ BiO + + 2 H+
Por qué el N2 presenta propiedades diferentes al resto de los elementos del
grupo ?
1. Tamaño pequeño.
2. No puede expandir su capa de valencia
3. Es el único elemento que presenta enlaces múltiples. en su molécula el
resto de los elementos están incapacitados por su tamaño a un
recubrimiento pπ -- pπ
?
:N? N:
0:
[ : 0 -- N
]
?
: 0 :
_
4. El P forma cadenas, en menos grado el As y el Sb
NITROGENO. Estado Natural: Aislado 78% del aire , combinado ( NO3 - )
en el salitre.
Forma parte de las proteínas . Alcaloides , vitaminas , fertilizantes, TNT ,
hidracinas sustituídas , nylon.
OBTENCION INDUSTRIAL : Destilar aire líquido a -195 ºC
OBTENCIÖN EN EL LABORATORIO.
1. descomposición térmica de sales de amonio en que el anión es oxidante:
Δ
NH4NO2 ----------->
N2
+ 2 H2O
Δ
( NH4)2 Cr2O7 ----------> N2 + Cr2O3 + 4 H2O
Δ
EXCEPCIÓN : NH4NO3 ----------> N2O + H2O
2. Oxidación del amoniaco:
Δ
2 NH3 (g) + 3 CuO -----------> 3Cu + N2 (g) + 3 H2O ·
Δ
2N H3 (g) + ·3 NaBrO -----------> N2 + 3 NaBr + 3 H2O
Δ
8 NH3 (g) + 3 Cl2 (g) ----------> N2 (g) + 6 NH4Cl ·
3. Descomposición térmica de la azida de sodio :
Δ
2NaN3
-----------> 2 Na + 3 N2 (g)
PROPIEDADES QUÍMICAS .:
Keq = 10 -120 .
N2 (g) ↔ 2N (g)
ΔHº = 226 Kcal / mol
Por sobre 2000 ºC no disocia. Por eso se dice que es un gas inerte.
Bacteria raices .leguminosas
NITROGENO . Forma 3 tipos de compuestos:
a) Iónicos . Gana 3 electrones : Li3 N
b) Covalentes : comparte 3 electrones : NH3
c) covalente coordenado : : NH3 + H+ → NH4 +
El ion amonio es isoelectrónico con el metano ? Demuéstrelo..
El ion amida NH2 – con quien podría ser isoelectrónico. Dibuje la estructura.
NH3. gas soluble en agua → NH4 + , a tº ambiente basta con ejercer 7,5
atm. para licuarlo El ángulo H—N—H es de 106º,45
Obtención Industrial del NH3. :
a) Hidrólisis de un nitruro :
2AlN + 3H2O → Al2O3 + 2NH3
b) Acción de una base fuerte, sobre una sal de amonio:
2 NH4Cl + Ca (OH)2
→ CaCl2 + 2H2O + 2 NH3 (g)
c) Descomposición térmica de una sal de amonio con ANION NO OXIDANTE.
Δ
NH4Cl
----------> NH3 (g) + HCl
Δ
NH4HCO3 -------→
NH3 ( g) + H2O + CO2 (g)
PROPIEDADES QUÍMICAS DEL AMONIACO:
Ag + (ac) + 2 NH3 (ac)
→ [ Ag ( NH3)2 ] + ion diamino Ag ( I)
Cr +3 (ac) + 6 NH3 (ac) → [ Cr (NH3)6 ] + 3 ion hexaamino de Cr (III)
El ion amonio, radio( 1,34 Aº ) semejante al ion K + y ion Rb + forman sales
isomorfas, solubles en agua, excepto percloratos y tartratos , en general con
aniones voluminosos como [ Pt F6 ] -2
OXIDACION DEL AMONIACO .
Δ
4 NH3 (g) +
5O2 (g) --------→
2N2 (g) + 6 H2O (g)
K 298ºC = 10 228
Ostwald realizó el siguiente procedimiento :
750 ºC
4 NH3 (g) + 5O2 (g)
----------->
4NO (g) + 6 H2O
K 298ºc = 10 168
Pt
2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g)
3 NO2 (g) + H2O
↔ 2 HNO3 + NO (g)
AMONIACO LÍQUIDO. ¿ Por que es el mejor solvente inorgánico
después del agua ?
a) Disuelve metales alcalinos y alcalino terreos sin reaccionar con ellos
b) Exalta la acidez de los ácidos débiles en solución acuosa.
c) Muchas sales se disuelven en amoniaco líquido dando soluciones
altamente conductoras.
d) Debido a que contiene una constante dieléctrica menoe que el agua
(16,9 contra 82) no es tan buen disolvente inorg, pero es mejor solvente
que el agua para con sust. orgánicas.
Posee una constante de autoionización muy pequeña :
2NH3
↔
NH4 + + NH2 -
ACIDO HIDRAZOICO
HN3
Obtención de laboratorio:
N2H5 + HNO2 → HN3 + H+ + 2 H2O:
Sus sales se llaman azidas .
Obtención de laboratorio :
K – 33ºc = 10 -30
175 ºC
3 NaNH2 + NaNO3 ----------→ NaN3 + 3 NaOH + NH3 (g)
Ion azida : Molécula lineal, híbrido de resonancia (DIBUJARLA)
HNO3
hν
2HNO3 ----------→ 2NO2 (g) + H2O + ½ O2
C → CO2 + …….
S → H2SO4 + ……
HNO3 (conc)
+
+ NO2 (g)
P → H3PO4 + …….
I
→ HIO3 + ……
Cuando el HNO3· actúa de mediana concentración, su producto reducido es NO
(g)
NO2
NO
N2O
Zn + HNO3 ( diluído) → Zn(NO3)2
+
NH2OH
NH4NO3
Se pasiva frente al Al, Ni, Cr, Fe.
Acció nitrante :
No ataca al : Ir , Pt, Au.
H2SO 4
C6H6 + HNO3
--------------→ C6H5 NO2
Mecanismo de reacción : HNO3 + H2SO4 → HSO4 - + NO2 + + H2O
C6H6 + NO2+ → C6H5NO2 + H+
Cuando el HNO3 ( fumante) : 2HNO3 ↔
H2O + NO3 - + NO2 +
Obtención de laboratorio :
Δ
NaNO3 + H2SO4
---------→ NaHSO4 + HNO3
Obtención Industrial : Método de Ostwald:
750ºC
a) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ---------→ 4NO (g) + 6 H2O
b) 2NO (g) + O2 (g) --------→ 2 NO2 (g)
c) 3 NO2 + H2O
---------→ 2 HNO3 + NO
Aplicaciones de sus sales: fertilizantes, explosivos y reactivos (AgNO3 )
Estructura del ión nitrato : plano triangular : dibujarla.
P blanco ( P4)
P rojo
P negro
As amarillo
As negro
As metálico
Sb amarillo
Sb negro
Sb metálico
El bismuto sólo existe en la variedad metálica
El P blanco soluble en CS2 , punto de fusión 44,2 ºC ,el P rojo insoluble
en CS2, punto de fusión 592ºC
Obtención Industrial del P , a partir de la fosforita:
Δ
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 ------------→ 6 CaSiO3 + P4O10
Δ
P4O10 + 10 C ------------→ 10 CO + P4 ( vapor)
Hidrólisis de las sales del P
PCl3 + 3 H2O ----------→ H3PO3 + 3 HCl
PBr5 + 4 H2O
-----------→ H3PO4 + 5 HBr
Oxidos del fosforo : P4O6
Obtención :
carácter ácido ( anhidrido fosforoso)
P4 + 3 O2 ---------→ P4O6
P4O6 + 6 H2O --------→ 4 H3PO3
As4O6, Sb4O6 ( dímeros ) anfotéricos
As4O6 + 4 NaOH
As4O6 + 12 HCl
----→ 4 NaAsO2 + 2 H2O
→ 4 AsCl3 + 6 H2O
Bi2O3 : básico .
Bi +3 + H2O --------→
BiO+ + 2 H+
P4O10 ( Dimero) Ver guia para su estructura
Obtención: P4 + 502 --------→ P4O10
Propiedades:
a ) Poder deshidratante : P4O10 + 2 H2SO4 -------→
4 HPO3 + 2SO3
P4O10 + 4 HNO3 ------→ 4 HPO3 + 2 N2O5
H3PO2 : ácido hipofosforoso .un solo hidrógeno reemplazable, sus sales se
obtienen por la desproporcionación del P4 en medio básico :
P4 + 3OH - + 3 H2O --------→
log K = 16,9 x n x ΔEº
PH3 + 3 H2PO2 -
Δ Eº = 1,15 V
Estructura : Dibujar.
H3PO4 : solubilidad de sus sales H2PO4 – son solubles en agua, HPO4 -2 y
PO4 -3 son solubles solo las de metales alcalinos.
El H3PO4 tiene una estructura tetraédrica : Cuál es
Polimeriza dando origen al ácido pirofosfórico : Dibujar.
Hay dos tipos de polimerizaciones ,los polifosfatos que forman cadenas
lineales y los polimetafosfatos ( HPO3)n forman estructuras cíclicas o anillos.
APLICACIONES . SE emplean en detergentes para ablandar aguas,
formando complejos con iones metálicos presentes en el agua. Este
uso se ha criticado porque da origen al fenómeno de hiperfertilización
en plantas, efecto eutrófico, sobretodo en lagos.
BIBLIOGRAFIA . “ QUIMICA “ : R. CHANG
“ QUIMICA INORGÁNICA AVANZADA “. Cotton and
Wilkinson.