Download (alcalino-térreos) y 3

TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA
(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)
------------------------------------------------------------------------------TEMA 48
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN. CARACTERÍSTICAS Y PROPIEDADES
DE LOS MÁS IMPORTANTES. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN. TEORÍAS
SOBRE SU FORMACIÓN.
Esquema
1. Introducción a los Elementos de Transición.
2. Elementos de transición.
2.1. Propiedades generales.
2.2. Configuraciones electrónicas.
2.3. Color de los elementos de transición.
2.4. Clasificación por subgrupos.
2.5. Propiedades físicas y su periodicidad.
2.5.1. Radios atómicos.
2.5.2. Paramagnetismo y Ferromagnetismo.
2.5.3. Puntos de fusión.
2.5.4. Estados de oxidación.
2.6. Propiedades químicas de los elementos de interés industrial.
2.6.1. Estados de oxidación del Manganeso
2.6.2. Estados de oxidación del Cromo.
3. Clasificación por subgrupos.
3.1. Subgrupo del Escandio: características.
3.2. Subgrupo del Titanio: características.
3.3. Subgrupo del Vanadio: características.
3.4. Subgrupo del Cromo: características.
3.5. Subgrupo del Manganeso: características.
3.6. Triada del Hierro: características. Interés industrial.
3.7. Triada del Paladio: características.
3.8. Triada del Platino: características.
3.9. Subgrupo del Cobre: características.
3.10. Subgrupo del Zinc: características.
4. Elementos de transición interna o Tierras Raras.
4.1. Similitud en sus propiedades.
4.2. Estado natural y obtención.
5. Compuestos de coordinación.
5.1. Características y nomenclatura. Ligandos.
5.2. Iones complejos. Configuraciones.
5.3. Isomería de los estados de coordinación.
5.4. Teoría del campo de los ligandos.
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TEMA 48
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN. CARACTERÍSTICAS Y PROPIEDADES
DE LOS MÁS IMPORTANTES. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN. TEORÍAS
SOBRE SU FORMACIÓN.
1. INTRODUCCIÓN A LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
Los elementos químicos situados en la Tabla Periódica, entre los grupos 2 (alcalino-térreos) y 3(boroideos) constituyen un conjunto de grupos (grupos b) a los que colectivamente se les conoce como metales de transición. Supone una transición entre los
elementos de la izquierda del S.P., formadores de bases, y los elementos de la derecha,
formadores de ácidos. Estos elementos, por su estructura electrónica, completan los orbitales d y f y suelen tener todos carácter metálico. Con frecuencia suelen nombrarse
específicamente como elementos de transición a los que completan el orbital d mientras
que se denominan elementos de transición interna o tierras raras (lantánidos y actínidos) a los que completan el orbital f.
2. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
2.1. Propiedades generales.
Estos elementos se localizan en la Tabla Periódica entre los grupos 2a y 3a, constituyendo los grupos 3b, 4b, 5b, 6b, 7b y 8 y poseen orbitales d parcialmente ocupados.
Los elementos del grupo 2b (grupo del zinc) tienen totalmente ocupados sus orbitales d
y por lo tanto no son en realidad elementos de transición d. Sin embargo, se suelen estudiar con ellos debido a la similitud entre sus propiedades y las de los elementos de
transición. El resto de los elementos de esta zona de la tabla tienen orbitales d parcialmente ocupados, excepto los del grupo 1b (cobre, plata y oro) y el paladio. Todos ellos
tienen sus orbitales d totalmente ocupados. Sin embargo, algunos de los cationes de
estos elementos si poseen orbitales d parcialmente ocupados.
Los elementos de transición tienen una serie de propiedades comunes que los diferencian de los metales característicos. Podemos mencionar:
a) Todos son metales, puesto que la capa externa de sus átomos contiene pocos electrones.
b) Son metales más duros y friables (quebradizos), con mayores puntos de fusión y
ebullición y mayores calores de vaporización que los metales característicos, debido al tamaño excesivamente reducido de sus átomos.
c) Son buenos conductores del calor y la electricidad, entre los que la plata, el cobre
y el oro son excepcionales. Se atribuye a una deslocalización de electrones s similar a la de los alcalinos y alcalino-térreos.
d) Sus iones y compuestos suelen ser coloreados y la intensidad del color depende
del número de electrones desapareados en los orbitales del subnivel d.
e) Forman muchos iones complejos. La disponibilidad de orbitales d que participen
en el enlace de los ligandos conduce a una gran variedad de iones complejos, algunos de gran estabilidad y persistencia incluso en disolución.
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f) Suelen tener una gran variedad de estados de oxidación, con muy pocas excepciones debido igualmente a la disponibilidad de orbitales d y posibles hibridaciones.
g) Algunos de sus compuestos son paramagnéticos por la existencia de electrones
desapareados en los orbitales d incompletos.
2.2. Configuraciones electrónicas.
Los electrones de valencia de los metales de transición se encuentran en orbitales
con nivel de energía por debajo del nivel más energético. Por ello, las propiedades físicas y químicas de estos elementos varían menos que las propiedades de los elementos
representativos, cuyos electrones de valencia están en el nivel energético superior. Las
con figuraciones electrónicas de los elementos de transición se indican en la tabla 1.
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Periodo 4º
[Ar]3d1 4s2
[Ar]3d2 4s2
[Ar]3d3 4s2
[Ar]3d5 4s1
[Ar]3d5 4s2
[Ar]3d6 4s2
[Ar]3d7 4s2
[Ar]3d8 4s2
[Ar]3d10 4s1
[Ar]3d10 4s2
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Tu
Rh
Pd
Ag
Cd
TABLA 1
Periodo 5º
[Kr]4d1 5s2
[Kr]4d2 5s2
[Kr]4d4 5s1
[Kr]4d5 5s2
[Kr]4d6 5s2
[Kr]4d7 5s2
[Kr]4d8 5s2
[Kr]4d10 5s0
[Kr]4d10 5s1
[Kr]4d10 5s2
La
Hf
Ta
W
Re
Or
Ir
Pt
Au
Hg
Periodo 6º
[Xe]5d1 6s2
[Xe]4f14 5d2 6s2
[Xe]4f14 5d3 6s2
[Xe]4f14 5d4 6s2
[Xe]4f14 5d5 6s2
[Xe]4f14 5d6 6s2
[Xe]4f14 5d7 6s2
[Xe]4f14 5d9 6s1
[Xe]4f14 5d10 6s1
[Xe]4f14 5d10 6s2
Las energías de los orbitales 3d y 4s son muy próximas y los orbitales 3d se van
ocupando poco a poco una vez lleno el orbital 4s. Unicamente en el Cromo y en el Cobre se altera esta regla en el periodo 4º, ya que tienen ambos su solo electrón en el orbital 4s y un electrón extra en el orbital 3d. Como consecuencia de esto, en el cromo, los
orbitales 3d y 4s están semillenos y en el cobre, el orbital 3d esté lleno y el 4s semilleno. Ambas configuraciones obedecen la regla de Hund. Los orbitales 4d y 5s y los orbitales5d y 6s presentan incluso niveles energéticos más próximos aún que en los orbitales 3d y 4s. Por ello es muy difícil predecir las configuraciones electrónicas de los
elementos de transición 4d y 5d.
Las propiedades físicas de los metales de transición pueden relacionarse de manera aproximada con el número total de electrones presentes en los orbitales d y también
con la presencia de considerable número de electrones desapareados.
2.3. Color de los elementos de transición.
Cuando la luz blanca incide sobre una sustancia y esta aparece coloreada, es que
ha absorbido parte del espectro de luz incidente. Así, por ejemplo, si se absorbe la porción azul de la luz blanca, la porción que queda sin absorber se muestra de color rojo y
recíprocamente si se absorben las frecuencias del rojo, la sustancia iluminada aparece
azul. Puesto que casi todos los compuestos de los metales de transición son coloreados,
característica que los distingue de la mayoría de los compuestos de los elementos representativos, se deduce que deben existir transiciones energéticas que utilizan una parte de
la energía de la luz visible.
3/32
En los compuestos de los metales de transición, los orbitales d de cualquier nivel
energético no son degenerados, es decir, que no todos tienen la misma energía, a diferencia de lo que ocurre en los átomos aislados. En general, los orbitales d se dividen en
grupos de orbitales, separados por energías que corresponden a longitudes de onda de la
radiación electromagnética de la zona visible del espectro (4.l0 −7 a 7.l0 −7 m) y por ello,
la absorción de luz visible provoca transiciones electrónicas entre los orbitales de esos
elementos que nuestros ojos apreciarlas muy bien. Esta luz transmitida o reflejada,
complementaria de la luz absorbida, es la que nosotros vemos como color del elemento
o del compuesto. En la tabla 2 se indican algunos colores característicos de los iones de
los elementos de transición del periodo 4º, cuando se encuentran en disolución acuosa
diluida sin formar complejos ni sufrir hidrólisis. Se indica la longitud de onda aproximada de la luz cuya absorción es máxima en cada caso.
Ion
Ti(H2 O)6 +3
V(H2 O)6 +3
V(H2 O)6 +2
Cr H2 O)6 +3
Fe(H2 O)6 +3
Fe(H2 O)6 +2
Co(H2 O)6 +2
Ni(H2 O)6 +2
Cu(H2 O)6 +2
TABLA 2. Colores de los iones
Configuración Color observado λ (Å) de Absorción
d1
Violeta
4930
2
d
Verde
3890, 5620
d3
Violeta
3580, 5410, 9100
3
d
Violeta
2640, 4070, 5800
d5
Incoloro
-------6
d
Verde claro
9620
d7
Rosa
5150, 6250, 12200
8
d
Verde
3950, 7410, 11760
d9
Azul
7940
La retina del ojo no es sensible a todas las longitudes de onda y por ello es difícil
relacionar los máximos de absorción con el color percibido. Además la absorción no se
produce de un modo único para la longitud de onda exacta sino que se extiende por una
banda del espectro. Algunos máximos registrados en la tabla están en el ultravioleta
(menos de 4000 Å) y otros en el infrarrojo (más de 7000 Å). Estas bandas de absorción
características de los iones de los elementos de transición se atribuyen a la transferencia
de electrones en el orbital d. Debido al efecto de los ligandos (moléculas de agua, en
este caso) los orbitales d se separan en niveles diferentes de energía muy próximos. Por
ejemplo, en el Ti+3 , rodeado de un octaedro de moléculas H2 O, hay dos subgrupos de
orbitales d de diferente energía: uno de tres orbitales hipoenergéticos dxy, dyz, dxz y otro
de dos orbitales hiperenergéticos d x2 − y 2 , d z 2 . El estado de mínima energía del Ti+3 (aq)
corresponde al caso de que el electrón sin pareja 3d1 esté en uno de los tres orbitales
hipoenergéticos y si la sustancia absorbe luz, este electrón pasa a orbitales hiperenergéticos y esta absorción de energía es la causa de que aparezca el color.
2.4. Clasificación por subgrupos.
Los elementos de transición, junto con los grupos del zinc y del cobre, se dividen
en ocho subgrupos designados por los números 1 a 8 seguidos por b. Los números ind ican el máximo número de oxidación que presentan los miembros de ese subgrupo. Esto
no significa necesariamente que deban existir iones sencillos con dicha carga: ningún
ion sencillo de estos elementos tiene una carga superior a +3. Los elementos de los grupos a y b correspondientes forman compuestos con estequiometrías idénticas, como
muestra la tabla 3.
4/32
1a
NaCl
KNO3
1b
CuCl
AgNO3
2a
MgBr2
CaCl2
2b
ZnBr2
CdCl2
3a
Al(NO3 )3
Ga(OH)3
3b
Sc(NO3 )3
Y(OH)3
TABLA 3
4a
CCl4
PbO2
4b
TiCl4
ZrO2
5a
POCl3
PO3 −3
5b
VOCl3
VO3 −3
6a
SO4 −2
H2 S2 O7
6b
CrO 4 −2
H2 Cr2 O7
7a
Cl2 O7
HClO 4
7b
Mn2 O7
HMnO 4
Aunque las composiciones estequiométricas de estos compuestos de los grupos a
y b correspondientes son iguales, sin embargo, sus propiedades son, en general, cons iderablemente diferentes.
El grupo 8b (o simplemente grupo 8) consta de tres columnas con tres elementos
cada una, que no tienen contrapartida en los elementos de los grupos a o elementos representativos. Cada fila horizontal se denomina triada, y recibe el nombre del metal más
conocido de ella. La triada del hierro, la triada del paladio y la triada del platino.
2.5. Propiedades física y su periodicidad.
Las propiedades físicas de los elementos de transición varían más irregularmente,
respecto a las posiciones del S.P. que las de los elementos representativos. Esta irregularidad en las propiedades se debe a varios factores.
El grupo del zinc tiene propiedades que no concuerdan con la tendencia general,
debido a que estos metales poseen una configuración electrónica de pseudogas inerte,
con sus orbitales d completamente llenos. Los elementos del grupo del cobre tienen
también orbitales d totalmente ocupados y se comportan de manera similar a los anteriores. Estas configuraciones electrónicas son muy estables.
2.5.1. Radios atómicos.
Los radios de los elementos de transición, como los de los elementos representativos, disminuyen de izquierda a derecha dentro del mismo período, pues según va aumentando la carga nuclear aumenta la atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones
externos. Sin embargo esta disminución no es tan uniforme como en el caso de los elementos representativos. Los radios de los elementos situados al final de una serie de
transición aumentan, ya que el efecto del aumento de la carga nuclear es contrarrestado
por las repulsiones cada vez más grandes que se producen entre los electrones d de un
determinado grupo de orbitales.
En los elementos representativos (grupos a) los radios atómicos aumentan en forma sustancial al descender dentro del grupo, porque los electrones van ocupando niveles
energéticos cada vez más distantes del núcleo. De la misma manera, los radios atómicos
de los elementos de transición aumentan sustancialmente del cuarto al quinto período,
pero no aumentan o lo hacen débilmente al pasar al sexto período. Este fenómeno se
llama la contracción de los lantánidos, y se presenta en los elementos que siguen al lantano (Z=57). La inserción delante del hafnio (Z=72) de los catorce lantánidos, con catorce electrones f poco apantallantes dentro de la capa más externa (y con catorce cargas
positivas más en el núcleo) hace que la carga nuclear sea más efectiva que si los electrones f fueran buenos agentes apantallantes. Las cargas nucleares tienden a acercar a
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los electrones hacia el núcleo, por lo que el radio atómico es inferior al previsto en el
caso de un aumento regular del volumen atómico.
2.5.2. Paramagnetismo y Ferromagnetismo.
Debido al spin del electrón, los electrones sin pareja dan lugar al paramagnetismo,
es decir, a que un campo magnético ejerza atracción sobre ellos. Este paramagnetismo
es lógicamente posible en el caso de los elementos de transición, ya que en ellos suele
tener parcialmente ocupados los orbitales d. Tanto en el estado metálico como en sus
compuestos, estos elementos pueden mostrar un paramagnetismo que resulta del spin de
uno o más electrones no apareados. En unos pocos casos (Fe, Co, Ni, Fe3 O4 , aleaciones
de manganeso) el paramagnetismo se refuerza debido a un alineamiento muy generalizado de los spines electrónicos en los sólidos lo que conduce al ferromagnetismo. Esta
propiedad permite que una sustancia pueda quedar magnetizada en forma permanente
cuando se la coloca dentro de un campo magnético, por el alineamiento de los spines de
los electrones con el campo magnético externo aplicado.
Para que una sustancia pueda ser ferromagnética, sus átomos deben tener el tamaño adecuado para que los electrones desapareados de átomos adyacentes interaccionen
entre sí, pero sin llegar a aparearse. Las pruebas experimentales parecen sugerir que en
las sustancias ferromagnéticas los átomos se agrupan en conjuntos, llamados dominios,
que contienen un gran número de átomos en un volumen muy pequeño. Los átomos de
cada dominio interaccionan entre sí.
Dos son las propiedades de los electrones atómicos que dan lugar al magnetismo.
Una es el propio spin electrónico y otra es el momento asociado con la orientación espacial u orbital del electrón. En los lantánidos y actínidos (en los que intervienen los
electrones f) ambos efectos contribuyen al magnetismo, pero en la mayor parte de los
demás elementos de transición, el momento magnético orbital apenas contribuye al
magnetismo que se observa experimentalmente, sobre todo porque la interacción de los
electrones d con los átomos que los rodean impiden la orientación del momento orbital
respecto a un campo aplicado desde el exterior. Podemos considerar inexistente el momento magnético orbital de los electrones d y ocuparnos sólo del momento magnético
del spin del electrón, que se calcula según la fórmula:
s = n(n + 2)
donde n es el número de electrones desapareados y el momento s viene dado en Magnetones de Bohr. Un único electrón 1s tiene un momento magnético de 1’73 magnetones de Bohr.
La tabla 4 resume los momentos magnéticos calculados solo por la fórmula del
spin y los obtenidos a partir de datos experimentales, para algunos iones del 4º periodo.
Los datos experimentales proceden de iones hidratados e iones en estado sólido, aunque
en ciertos casos los datos difieren según el medio que rodea al ion. Las pequeñas discrepancias observadas, especialmente en la primera mitad, se deben probablemente a que el
momento magnético orbital no desaparece por completo.
En los elementos de transición del 5º y 6º periodos, donde se utilizan los orbitales
4d y 5d, las condiciones magnéticas se complican. En general, los efectos de campo de
los ligandos son mayores que con los elementos 3d, en parte por el incremento de la
carga nuclear y en parte por la mayor distancia relativa que hay entre el núcleo y los or-
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TABLA 4. Momentos Paramagnéticos calculados y observados.
Momento Magnético
Configuración Electrones
Ion
Electrónica Desapareados Calculado Experimental
Sc+3
3d0
0
0
0
+3
1
Ti
3d
1
1’73
1’75
+2
2
Ti
3d
2
2’84
2’76
V+2
3d3
3
3’87
3’86
+2
4
Cr
3d
4
4’90
4’80
Mn+2
3d5
5
5’92
5’96
+2
6
Fe
3d
4
4’90
5’0-5’5
Co+2
3d7
3
3’87
4’4-5-2
+2
8
Ni
3d
2
2’84
2’9-3’4
+2
9
Cu
3d
1
1’73
1’8-2’2
Zn+2
3d10
0
0
0
bitales d más altos. La intensificación de los efectos de campo de los ligandos favorece
el apareamiento de los electrones y, por ello se produce una disminución de los momentos paramagnéticos.
2.5.3. Puntos de Fusión.
Los puntos de fusión y ebullición de los elementos de transición, están relacionados más o menos directamente con el número de electrones desapareados. Estos elementos cristalizan en estructuras ordenadas formando cristales metálicos, donde los
átomos se unen mediante el enlace metálico. La fuerza del enlace metálico aumenta con
el número de electrones disponibles para
el enlace, y que se deslocalizan por todo el
cristal. Los elementos alcalinos y alcalinotérreos tienen disponibles sólo uno o dos
electrones respectivamente para el enlace,
por ello sus puntos de fusión son bastante
bajos en comparación con otros sólidos.
Pero al aumentar el número de electrones
disponibles, sobre todo si están desapareados, aumenta el punto de fusión desde el
comienzo de la serie hasta la primera mitad de ella, ya que en la segunda mitad los
puntos de fusión disminuyen. Esto se debe
a que en la primera mitad aumenta el número de electrones desapareados y en la
segunda mitad disminuye el número de
electrones desapareados al aumentar el
apareamiento de ellos por los nuevos
electrones que completan los orbitales d.
FIG. 1
La mayoría de los elementos de
transición son duros y tienen puntos de fusión elevados. Los elementos del grupo 2b, (zinc, cadmio y mercurio) son blandos (el
mercurio es líquido) y tienen puntos de fusión pequeños. Esto se explica porque tienen
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configuraciones electrónicas de pseudo gas noble, y no tienen disponibles electrones
desapareados para el enlace metálico.
2.5.4. Estados de Oxidación.
Una de las características más frecuentemente señaladas en todo elemento típico
de transición es la gran variedad de estados de oxidación que puede mostrar en sus
compuestos. En la tabla 5 se muestran los estados más corrientes de estos elementos y
junto a ellos se incluyen, otros estados menos frecuentes, aquellos que son inestables y
se desproporcionan en solución acuosa o aquellos otros que solamente se han podido
obtener en unos pocos compuestos.
TABLA 5. Estados de oxidación de los Elementos de Transición
3b
4b
5b
6b
7b
8
1b
2b
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
+1r
+1r
+1r
+1r
+1r
+1r
+2r
+2r
+2r
+2
+2r
+2
+2
+2
+2
+3
+3r
+3r
+3
+3o
+3
+3o
+3o
+3o
+3o
+4
+4
+4o
+4o
+4o
+4o
+4o
+4o
+4o
+5
+5o
+5o
+5o
+6o
+6o
+6o
+7o
Y
Zr
+1
+2
+3
+4
Nb
+1
+2
+3
+4
+5
Mo
+1
+2
+3
+4
+5
+6
TcY
La
Hf
+1
W
+3
+3
+4
Ta
+1
+2
+3
+4
+5
Re
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
+3
+2
+3
+4
+5
+6
Ru
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
+8
Os
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
+8
+2
+3
+4
+5
+6
+7
Rh
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
+8
Ir
+1
+2
+3
+4
+5
+6
Pd
+2
+3
+4
Pt
Ag
+1
+2
+3
Cd
Au
+1
Hg
+1
+2
+2
+2
+3
+4
+5
+6
La tabla 5 muestra además algunas características muy marcadas de los estados de
oxidación. Una de ellas es que el elemento de cada fila cuyo número máximo de oxidación es el más alto se encuentra hacia la mitad del periodo y dicho máximo decrece
tanto hacia la derecha como hacia la izquierda. Consecuencia de ello es que los elementos centrales de las filas presentan mayor variedad de estados de oxidación que los
extremos. Los elementos que tienen estados de oxidación inferiores a su estado más
común actúan como reductores, mientras que los que tienen estados de oxidación superiores al normal, actúan como oxidantes.
8/32
Antes de intentar explicar las causas de estas tendencias del estado de oxidación,
debemos recordar que éste es un concepto artificial y descansa en el hecho de haber
asignado arbitrariamente los electrones compartidos al más electronegativo de los átomos que los comparten. No obstante, es útil relacionar la elevación del valor máximo
del estado de oxidación con el aumento de electrones s y p disponibles para los enlaces.
Los electrones s exteriores, al estar situados por fuera de los electrones d, son
siempre los primeros que se pierden al producirse la ionización. Todos los elementos de
la primera serie de transición excepto el escandio y el zinc, tienen más de un estado de
oxidación. El escandio pierde sus dos electrones 4s y su único electrón 3d para formar
Sc+3 , su único estado de oxidación. El zinc pierde sus dos electrones 4s2 produciéndose
Zn+2 . El resto de los elementos de transición 3d tienen al menos dos estados de oxidación. Por ejemplo, el cobalto puede formar iones Co+2 y Co+3 . Las sales no complejas de
cobalto (III) oxidan al agua y se reducen a cobalto (II).
Los estados de oxidación más comunes de los elementos de transición 3d son +2,
+3 y +4, seguidos por +5 y +6. Los elementos de la zona media de cada serie tienen
siempre más estados de oxidación que los situados en los extremos de la serie. Al descender dentro de un grupo, los estados de oxidación más elevados son más comunes y
estables. Esta tendencia se opone a la que se observa dentro de los elementos representativos, y se produce debido a que los electrones d están cada vez mejor apantallados del
núcleo, y por lo tanto son más fácilmente ionizables. A pesar de esta diferencia en el
comportamiento de los grupos a y b, los elementos de transición muestran algunas de
las tendencias generales de los elementos representativos. El carácter covalente de los
compuestos correspondientes de metales de un mismo grupo b disminuye, y el carácter
iónico aumenta al descender dentro del grupo. Esta tendencia se pone de manifiesto por
el aumento en la conductividad eléctrica de las disoluciones acuosas, y por el aumento
de los puntos de fusión y ebullición de los compuestos de los elementos más pesados.
En el caso de compuestos de los mismos elementos con diferentes proporciones,
el más iónico es el que tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Los cloruros de
titanio (II) y titanio (III) son sólidos iónicos, mientras que el cloruro de titanio (IV) es
un líquido covalente. Puede hacerse otra generalización más. Los óxidos e hidróxidos
de los estados de oxidación inferiores de un elemento de transición son básicos, mientras que los de los estados de oxidación altos son ácidos, y los de los estados de oxidación intermedios son anfóteros.
2.6. Propiedades químicas de elementos de interés industrial.
2.6.1. Estados de oxidación del Manganeso.
El manganeso es el elemento de transición 3d que presenta más estados de oxidación. En condiciones ordinarias el estado más estable es el +2, sin embargo el permanganato potásico, en el cual el manganeso está en estado +7, es también estable y se trata
de un agente oxidante muy fuerte y muy utilizado en el laboratorio y en la industria.
A semejanza de los hidróxidos no metálicos (oxácidos) cuya acidez aumenta con
el número de oxidación del no metal central, lo mismo ocurre con la acidez de los hidróxidos metálicos (elementos de transición). Comparemos los oxácidos del cloro (gr upo 7a) con los hidróxidos del manganeso (grupo 7b). Los ácidos perclórico y perma n-
9/32
gánico son ácidos muy fuertes y muy oxidantes. El ácido permangánico, que existe sólo
en disolución, puede ser neutralizado con álcalis y se originan sales como el permanganato potásico, KmnO 4 , que también es un agente oxidante muy fuerte.
0
MnO − + 8 H + + 5e − → Mn +2 + 4 H 2 O
E = +1'51 V
Los ácidos manganoso y mangánico, H2 MnO3 y H2 MnO4 , son inestables y sólo
pueden ser aislados en forma de sales: manganitos y manganatos. Los hidróxidos de
manganeso (II) y manganeso (III) son más o menos estables, aunque el Mn(OH)2 se
oxida al aire a oxihidróxido de manganeso (III), MnO(OH), que al reaccionar con el
agua da Mn(OH)3 . El heptóxido de dimanganeso, Mn2 O7 es un líquido explosivo, marrón oscuro, que constituye el anhídrido del ácido permangánico. Análogamente, el
heptóxido de dicloro, Cl2 O7 es un líquido explosivo e incoloro que constituye el anhídrido del ácido perclórico.
Las propiedades de muchos de los compuestos de manganeso y de cloro en sus
estados de oxidación elevados son muy parecidas, pero no olvidemos que las propiedades de los compuestos de elementos correspondientes de los grupos a y b no suelen ser
tan similares. El manganeso es un metal y el cloro un no metal, pero las tendencias indicadas con respecto a la acidez y basicidad como funciones del estado de oxidación sí se
cumplen al margen del tipo de elemento que se trate.
Los otros elementos del grupo 7b forman muchos compuestos de estequiometría
análoga a los del manganeso. Por ejemplo, los heptóxidos, Tc 2 O7 y Re2 O7 se disuelven
en agua y originan disoluciones fuertemente ácidas, de la misma manera que el Mn2 O7 .
Sin embargo, mientras que el Mn2 O7 es explosivo, los Tc 2 O7 y Re2 O7 son lo bastante
estables como para poder ser sublimados. Esta es una prueba de la mayor estabilidad de
los estados de oxidación superiores al descender dentro de un grupo de elementos de
transición.
2.6.2. Estados de oxidación del Cromo.
El cromo presenta varios estados de oxidación, de los cuales los más comunes son
+2 +3 y +6. Con el primer estado de oxidación. Cr+2 , aparece en óxido cromoso, negro,
que al hidratarse forma el hidróxido cromoso o hidróxido de cromo (II), Cr(OH)2 de
carácter básico. Con el estado de oxidación +3, Cr+3 , aparece en el trióxido de dicromo,
Cr2 O3 , verde, cuyo hidrato, hidróxido crómico o hidróxido de cromo (III), Cr(OH)3 ,
presenta carácter anfótero. Con el estado de oxidación +6, aparece en el trióxido de
cromo, CrO 3 , rojo oscuro, cuyos hidratos son: el ácido crómico H2 CrO 4 , ácido débil y el
ácido dicrómico, H2 Cr2 O7 , ácido fuerte.
El estado de oxidación más estable que presenta el Cromo es +3. Las disoluciones
azules de sales de cromo (II) se oxidan con facilidad al aire hasta cromo (III), por lo que
el Cr+2 es un buen agente reductor.
0
Cr +3 + e − → Cr +2
E = −0'41 V
El cromo +6 es oxidante. Las disoluciones que contienen el anión cromato CrO 4 =,
si están en medio básico son débilmente oxidantes, pero si están en medio ácido se produce ion dicromato, Cr2 O7 = que es un oxidante muy fuerte.
0
Cr2 O7= + 14 H + + 6e − → 2Cr + 3 + 7 H 2 O
E = +1'33 V
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Equilibrio cromato-dicromato. El óxido de cromo (VI), CrO 3 , es el anhídrido de
dos ácidos; el ácido crómico, H2 CrO 4 y el dicrómico, H2 Cr2 O7 Ninguno de ellos ha sido
aislado aunque sus sales son muy corrientes. El CrO 3 se disuelve en agua y da una disolución fuertemente ácida que contiene iones hidrógeno y sobre todo iones dicromato:
2CrO3 + H 2 O → 2 H + + CrO7=
Ácido dicrómico (naranja)
Si añadimos la cantidad estequiométrica necesaria de una base a dicha disolución
naranja, pueden cristalizarse sales de dicromato. Si se añade exceso de base, se forma
una disolución amarilla de la que se obtienen cromatos amarillos. Las dos formas de
Cr(VI) forman parte de un equilibrio en disolución que depende del pH:
2CrO4= + 2 H + ↔ Cr2 O7= + H 2 O
Amarillo
Naranja
Al disminuir la concentración de H añadiendo OH−, se desplaza el equilibrio hacia la izquierda y se forma CrO 4 =, mientras que acidificando, el equilibrio se desplaza a
la derecha, hacia el Cr2 O7 =.
+
El ion dicromato y el heptóxido de dimanganeso son isoelectrónicos y tienen la
misma geometría que el heptóxido de dicloro.
=
O
O
O Mn O Mn O
O
O
O
O
O Cr O Cr O
O
O
O
O
O Cl O Cl O
O
O
Al deshidratar un cromato o dicromato con ácido sulfúrico concentrado, se forma
óxido de cromo (VI), CrO 3 , un oxidante muy fuerte. La mezcla crómica, una disolución
limpiadora utilizada para eliminar la grasa del material de laboratorio, se prepara mediante la adición de ácido sulfúrico concentrado a una disolución concentrada de dicromato potásico. Los agentes activos de dicha mezcla son el CrO 3 que es un oxidante y el
ácido sulfúrico concentrado que es un disolvente.
El anfoterismo del óxido de cromo (III) puede demostrarse mediante sus reacciones con ácidos y bases.
Cr (OH ) 3 + 3 H + → Cr +3 + 3 H 2 O
Cr (OH ) 3 + OH − → Cr (OH ) −4
(CrO 2− ⋅ 2 H 2 O)
3. CLASIFICACION POR SUBGRUPOS
3.1. Subgrupo del Escandio: características.
El subgrupo del Escandio consta de los elementos Escandio (Z=21) e Ytrio
(Z=39) y de las series Lantano-Lutecio (Z=57 a Z=71) y Actinio-Lawrencio (Z=89 a
Z=103). Los catorce elementos que siguen al Lantano reciben el nombre de lantánidos o
tierras raras y los elementos que siguen al Actinio se llaman actínidos. Los lantánidos y
los actínidos, incluidos en dos dilas aparte bajo el Sistema Periódico, son los llamados
elementos de transición interna, pues en ellos se completan los orbitales f.
Todos estos elementos son típicamente metálicos, con brillo intenso y buena conductividad. Todos son químicamente muy activos, con potenciales de oxidación de alre-
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dedor de +2 V. Muchos de sus compuestos, como hidróxidos, carbonatos y fosfatos,
tienen escasa solubilidad. Sus iones +3 presentan ligera tendencia a hidrolizarse en solución acuosa, dando soluciones débilmente ácidas. Son muy escasos en la Naturaleza.
El Escandio, predicho por Mendelejew y llamado por él, eka-boro, fue descubierto por Nilson. Se encuentra combinado en minerales como la monacita (fosfato
complejo) y la gadolinita (silicato complejo). No se sabe gran cosa de este elemento,
sólo que reacciona vigorosamente con el agua, con liberación de hidrógeno y que funde
a unos 1200ºC y hierve a 2500ºC. Sus compuestos son incoloros y no paramagnéticos.
El óxido Sc2 O3 es una base muy débil pero, no obstante da lugar a un carbonato,
Sc2 (CO3 )3 . Las sales de escandio son incoloras, parecidas a las de aluminio y tienden a
formar complejos.
El Ytrio, fue descubierto por Gadolin. El metal es muy activo y se oxida rápidamente en el aire. Igual que el Escandio, es un metal muy raro y se presenta combinado
en muy pocos minerales sumamente escasos. El óxido de ytrio, Y2 O3 , o tierra de ytria,
es un polvo blanco puro. A partir de él se pueden obtener distintas sales por acción de
los ácidos correspondientes. Su hidróxido es algo básico. Los compuestos de ytrio,
contaminados con europio han resultado ser notablemente eficaces para producir luminiscencia roja en los televisores en color. Los compuestos de ytrio son también incoloros y no paramagnéticos.
El Lantano se parece al hierro, y arde en el aire con luz muy viva formando el
óxido, La 2 O3 . El hidróxido de lantano es bastante básico y sus sales, también incoloras,
están muy poco hidrolizadas.
3.2. Subgrupo del Titanio: características.
Los elementos de este subgrupo son, el Titanio (Z=22), el Zirconio (Z=40) y el
Hafnio (Z=72). Son más comunes que los del subgrupo anterior y su química es algo
más compleja por poseer un estado adicional de oxidación, el +4. Las configuraciones
electrónicas indican que poseen 2 electrones s en la capa externa y 2 electrones d en la
capa inmediata inferior. La separación de los dos primeros produce el estado +2 de oxidación y la posterior separación de uno o los dos electrones d da lugar a los estados de
oxidación +3 y +4 respectivamente. Sólo en el caso del titanio se han observado los tres
estados, el zirconio presenta algunos compuestos +3 aunque son más frecuentes los +4 y
el hafnio sólo forma compuestos de estado de oxidación +4.
Otras características de estos elementos es que son metálicos, tienen puntos de fusión y ebullición muy elevados y reaccionan fuertemente con la mayoría de los agentes
oxidantes.
El Titanio es muy abundante en la Naturaleza donde ocupa el 10º lugar en abundancia (0’58%), por delante de elementos tan familiares como el cloro, el carbono y el
azufre. Sin embargo se halla distribuido de modo muy disperso y son escasos los depósitos comercialmente aprovechables. Se encuentra en la mayoría de minerales, reemplazando al silicio en muchos silicatos, pero se le parece tanto que su presencia suele pasar
inadvertida. El mineral más común de este elemento es la Ilmenita, TiO 3 Fe aunque también abunda el Rutilo (TiO 2 ).
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La separación del metal puro es muy difícil por su gran afinidad para el carbono,
oxígeno, nitrógeno e hidrógeno. El metal libre puede obtenerse reduciendo el dióxido de
titanio con cloro para formar el tetracloruro de titanio, TiCl4 , y reducir éste con sodio, o
industrialmente con magnesio, en una atmósfera inerte de helio.
El titanio puro, con trazas de carbono como impureza y libre de hidrógeno (que
fragiliza el metal) es aún más tenaz que el hierro, posee elevado punto de fusión y gran
resistencia a la corrosión debida a los recubrimientos de óxido y nitruro que se forman
en su superficie. Se emplea en cohetes y aviones supersónicos y recientemente en la
construcción de estructuras resistentes.
El titanio exhibe estados de oxidación +2, +3 y +4. Los compuestos de los dos
primeros son coloreados y paramagnéticos debido a la presencia de electrones d desapareados y son también agentes reductores. El ion titanoso Ti+3 , de color violeta, es un
agente reductor aprovechable. Cuando se le oxida en disolución acuosa, en vez de pasar
a Ti+4 , como sería de esperar, se suele hidrolizar dando el ion titanilo, TiO +2 , del que se
deriva sales iónicas, como el sulfato TiOSO4 . Cuando se añade una base a sus disoluciones da lugar a un trióxido insoluble, Ti(OH)3 , de color negro, que se vuelve blanco
espontáneamente desprendiendo hidrógeno, según la reacción:
2Ti(OH ) 3 → 2TiO 2 + 2 H 2 O + H 2 ↑
El estado de oxidación más importante es el +4 y es probablemente el dióxido de
titanio o titania, TiO 2 , el compuesto de mayor interés. Es inerte y posee un gran poder
de protección. Se utiliza mucho como pigmento blanco en pintura, también para dar
opacidad al papel, para producir un esmalte amarillo sobre la porcelana y para teñir
dientes artificiales. El ferrotitanio, una aleación producida reduciendo ilmenita con carbón en un horno eléctrico, se emplea para fabricar aceros especiales. Cuando el dióxido
de titanio se caliente con carbono en corriente de cloro se forma el tetracloruro de titanio, TiCl4 , líquido incoloro y fumante que se utiliza para producir cortinas de humo,
siendo el humo un oxicloruro del tipo TiOCl2 .
El Zirconio se descubrió como óxido en el mineral zircón, ZrSiO 4 y dióxido de
zirconio ZrO 2 . Las propiedades químicas del zirconio son análogas a las del titanio.
Forma compuestos tetravalentes pero existen también compuestos divalentes (ZrH2 y
ZrCl2 ) y trivalentes (Zr2 O3 y ZrCl3 ). El hidróxido Zr(OH)4 es anfótero y las sales de
zirconio se hidrolizan rápidamente al aire.
El metal zirconio es actualmente de gran importancia en el campo de la energía
atómica debido a su pequeñísima sección eficaz para la absorción de neutrones, facilidad de trabajo mecánico y alta resistencia a la corrosión. También se usa en la producción de aceros especiales de alta tenacidad a bajas temperaturas.
El dióxido de zirconio, ZrO 2 llamado también zirconia, se emplea como material
refractario debido a su elevado punto de fusión (2700°C), su escasa conductividad térmica, su bajo coeficiente de dilatación y su gran resistencia a los agentes químicos.
El Hafnio fue descubierto en una muestra de zircón de Noruega, mediante análisis
espectroscópico. El espectro de rayos X mostró que correspondía al elemento de número atómico 72. Los minerales de circonio contienen a veces hasta un 30% de hafnio. El
metal se prepara por métodos parecidos a los del circonio y sus propiedades químicas
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son parecidas, por lo que la separación de ambos metales resulta fatigosa y exige una
cristalización fraccionada muy precisa. El hafnio da compuestos tetravalentes, pero
forma también compuestos trivalentes y divalentes, muy poco estables.
Lo mismo que el Titanio, el Zirconio y el Hafnio forman iones complejos, en especial con el flúor, tales como ZrF6 -2 y ZrF7 -3, el último constituye un raro ejemplo de
siete ligandos agrupados en torno a un átomo central. Las sales complejas hexafluorocirconato potásico, K2 ZrF6 y hexafluorohafniato potásico, K2 HfF6 difieren solamente
por su solubilidad, diferencia en la cual se basa el método de separación de estos dos
metales por cristalización fraccionada.
3.3. Subgrupo del Vanadio: características.
Los elementos que integran este subgrupo son: el Vanadio (Z=23), el Niobio (Z=
=41) y el Tantalio (Z=73). Estos elementos son muchísimo más escasos que los del Titanio y su química es más complicada debido a la existencia del estado de oxidación +5.
Mientras el vanadio se disuelve en ácido nítrico, se necesita la acción combinada de los
ácidos nítrico y fluorhídrico para disolver el niobio y el tantalio. A pesar de su carácter
francamente metálico, suelen hallarse corrientemente como sales de sus oxácidos, esto
es, como vanadatos, niobiatos y tantalatos. Estos metales presentan actividad catalítica,
muestran propiedades químicas muy parecidas y forman compuestos coloreados de valencias muy distintas.
El Vanadio se encuentra en los minerales patronita V2 S5 y vanadinita Pb5 V3 O12 Cl,
pero también se obtiene como subproducto aprovechable del mineral de uranio carnotita, KUVO 6 . También se encuentra en el carbón del Perú, cuyas cenizas llegan a contener hasta un 48% de V2 O5 . Su nombre proviene de Vanadis, la diosa escandinava de la
belleza, por los hermosos colores de los compuestos de vanadio. El metal puro es muy
difícil de aislar, pero como se emplea principalmente para añadirlo a las aleaciones de
acero, lo corriente es obtenerlo como ferrovanadio (solución sólida de hierro y vanadio). Puede obtenerse por reducción del V2 O5 con carbón en hornos eléctricos. Se emplea en la fabricación de aceros especiales.
El Vanadio muestra todos los estados de oxidación de +2 a +5, correspondiente a
la cesión de los dos electrones 4s y, sucesivamente de uno, dos o tres electrones 3d. Sus
compuestos son coloreados y los de bajo estado de oxidación son buenos reductores.
El compuesto más importante es el V2 O5 , sólido rojo o naranja que se prepara
descomponiendo térmicamente el vanadato amónico NH4 VO3 . Se utiliza como catalizador en reacciones de oxidación en las que el oxidante es el oxígeno molecular, por
ejemplo, la transformación del SO2 en SO3 para la obtención de ácido sulfúrico. El
pentóxido de vanadio, V2 O5 , es anfótero y se disuelve en disoluciones fuertemente ácidas dando un catión que se presenta de varias formas: VO +3 , V(OH)2 +3 , VO 2 +, V(OH)4 +.
Estas soluciones ácidas, que contienen el vanadio en estado de oxidación +5 pasan por
una serie de cambios cromáticos al añadirle un agente reductor, como el zinc. La solución se vuelve primero azul, luego verde y después violeta, colores que corresponden a
los progresivos estados de oxidación +4, +3 y +2. En solución básica se disuelve dando
anión vanadato, VO 4 -3.
El Niobio y el Tantalio son otros dos elementos raros que casi siempre se hallan
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juntos en la Naturaleza. Sus minerales más importantes son la columbita y la tantalita,
óxidos mixtos de ambos metales con el hierro y manganeso. Aunque el Tantalio es muy
escaso (décima parte que la del Niobio) sus valiosas propiedades hacen que se emplee
bastante. Su preparación es difícil y de aquí viene su nombre que refleja los fracasos de
los primeros intentos para obtenerlo (en mitología, Tántalo fue enviado al infierno donde tenía la comida y bebida cerca de él pero fuera de su alcance). La similitud del Niobio con el Tantalio lo indica su propio nombre (Niobe, la desdichada hija de Tántalo).
Para la separación de ambos, se tratan las mezclas con fluorhídrico (HF) y fluoruro potásico (KF), con lo que pasan a Heptafluorotantalato potásico (K 2 TaF7 ) y a Oxipentafluoroniobiato potásico(K 2 NbOF5 ), los cuales sólo pueden separarse por cristalización
fraccionada gracias a su diferente solubilidad.
El Niobio se ha ensayado en la fabricación de aceros para aumentar su resistencia,
pero su empleo, así como el de sus compuestos, es prácticamente nulo. El Tantalio es
muy dúctil y se ha empleado para filamentos de lámparas de incandescencia (hoy sustituido por el Wolframio). Resiste bien la corrosión y se utiliza en la fabricación a instrumentos de precisión y aparatos destinados a tratamiento de ácidos.
Los compuestos más comunes de Nb y Ta son los pentóxidos Nb2 O5 y Ta2 O5 , sólidos estables, bastante inertes y que se obtienen calentando al aire o en oxígeno los respectivos metales finamente divididos. El carburo de tantalio, TaC, que se prepara calentando el óxido del metal con carbono, es durísimo y se utiliza para fabricar matrices
y puntas de las herramientas cortantes para el trabajo del acero.
3.4. Subgrupo del Cromo: características.
Este subgrupo contiene los elementos Cromo (Z=24), Molibdeno (Z=42) y Wolframio o Tungsteno (Z=74). Son todos ellos metales de pequeño volumen atómico, alt ísimo punto de fusión, gran dureza y muy resistentes a la corrosión. Su química es compleja por los múltiples estados de oxidación que presentan que da lugar a la formación
de numerosos aniones complejos, incluidos los oxianiones. En su grado de oxidación
superior, los miembros del subgrupo tienen muchas características comunes. Forman
ácidos complejos que dan aniones, como el Cr2 O7 =, el Mo3 O11-4, y el W12 O41 -10. Cuando
el grado de oxidación es menor, la semejanza es más pequeña.
El Cromo recibe su nombre por formar compuestos coloreados. No existe libre en
la Naturaleza. Su mineral más importante, y el único de importancia industrial es la
cromita, cromito ferroso, Fe(CrO 2 )2 . También se encuentra el elemento en la crocoíta
CrO 4 Pb, el mineral en donde lo halló su descubridor. El color de ciertas gemas como las
esmeraldas y el jade, se debe a indicios de cromo en su estructura. La cromita se utiliza
para obtener ferrocromo (solución sólida de cromo en hierro) reduciéndola directamente
por calentamiento con carbón y se utiliza para añadirlo a los aceros ya que el cromo le
da dureza, tenacidad e inoxibilidad. La cromita se convierte en cromato sódico cale ntándola con carbonato sódico y el cromato obtenido se lixivia con ácido para obtener
dicromato sódico Na2 Cr2 O7 , agente oxidante de gran importancia.
El cromo metálico es muy duro, cristalino, de color argentino y sumamente activo
cuando está pulverizado, a pesar de lo cual resiste la corrosión cuando está en masa.
Adquiere intenso pulimento muy duradero por la formación de una invisible capa protectora de óxido, por eso se utiliza como material de recubrimiento (cromados) me-
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diante electrolisis. Se prepara reduciendo el óxido con aluminio. El metal se disuelve en
ácido clorhídrico y ácido sulfúrico diluidos, desprendiendo hidrógeno y originando cloruro cromoso o sulfato cromoso respectivamente.
Sus compuestos son todos coloreados. Sus estados de oxidación característicos
son +2, +3 y +6, representados respectivamente en solución ácida por el ion cromoso,
Cr+2 , ion crómico, Cr+3 e ion dicromato, Cr2 O7 = y en solución básica por el hidróxido
cromoso Cr(OH)2 , el ion cromito, CrO 2 − y el ion cromato, CrO 4 =. De los compuestos del
cromo destacamos:
Compuestos cromosos (Cr+2 ) como cloruros, hidróxidos, acetatos, sulfuros, etc. El
ion Cr+2 es de color azul que se obtiene reduciendo con Zn metálico el ion crómico Cr+3
o el ion dicromato Cr2 O7 =. Sin embargo, al aire se oxida rápidamente en solución acuosa. Si se añade una base a una disolución de sal cromosa precipita hidróxido cromoso
Cr(OH)2 que expuesto al aire se oxida a hidróxido crómico Cr(OH)3 (que suele escribirse como Cr2 O3 .xH2 O).
Compuestos crómicos (Cr+3 ) como óxidos, hidróxidos, cloruros, sulfatos, etc. El
nitrato Cr(NO3 )3 y el perclorato Cr(ClO 4 )3 se disuelven en agua dando soluciones violetas, color que se debe al ion crómico hidratado Cr(H2 O)6 +3 . Añadiendo ion cloruro Cl−
en gran concentración, se sustituye el agua de hidratación y se forma el complejo clorado de color verde. Las soluciones de las sales crómicas se conservan en el aire por tie mpo indefinido sin que se oxiden ni se reduzcan. Al añadir solución básica a una sal crómica se forma un precipitado viscoso de hidróxido crómico hidratado Cr(OH)3 .xH2 O,
que desaparece al añadir exceso de OH− y surge el color verde intenso del ion cromito
CrO 2 − o Cr(OH)4 −, lo que demuestra el comportamiento anfótero del ion crómico. Este
ion origina un gran número de iones complejo, en todos los cuales el átomo de cromo
está rodeado por otros seis átomos o grupos (ligandos) según los vértices de un octaedro, por ejemplo: CrF6 -3, Cr(NH3 )6 +3 , Cr(H2 O)6 +3 , Cr(H2 O)5 Cl+2 , Cr(NH3 )4 Cl2 +, etc.
Compuestos de Cromato (CrO 4 =) y Dicromato (Cr2 O7 =), donde el cromo se presenta en el estado de oxidación +6. El cromato potásico puede prepararse fundiendo una
mezcla de óxido crómico y carbonato potásico en el aire:
2Cr2 O3 + 4 K 2 CO3 + 3O2 → 4 K2 CrO 4 + 4CO2 ↑
El anión cromato es amarillo y cuando se acidifican sus soluciones aparece un
color anaranjado característico del ion dicromato:
2CrO4= + 2 H + ↔ 2CrO4 H − ↔ Cr2 O7= + H 2 O
reacción reversible que ocurre en sentido contrario por adición de una base. La estructura del ion cromato Cr2 O7 =
consta de dos tetraedros con vértice común, ocupado por un
átomo de oxígeno compartido. Los átomos de cromo ocupan los centros de los tetraedros y cada uno tiene a su alrededor 4 átomos de oxígeno. El ion dicromato es un poderoso agente oxidante, especialmente en disolución ácida.
FIG. 2
El Molibdeno se encuentra en el mineral Molibdenita MoS2 , un sulfuro de molibdeno de color gris azulado con brillo metálico, en la Wulfenita, PbMoO4 , un molibdato
de plomo que cristaliza en láminas amarillas. El MoS2 calentado en el aire se oxida a
trióxido, MoO3 , que se reduce a metal si se calienta con hidrógeno. Corrientemente se
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funde el óxido con cal para obtener CaMoO4 , empleado en la fabricación de aceros especiales. El metal es más blando y dúctil que el wolframio y se emplea en sustitución de
éste en filamentos de lámparas de incandescencia.
El molibdeno metálico se prepara para formar parte de aleaciones de hierro, en las
que aumenta la tenacidad al favorecer la formación de una textura de grano muy fino. El
molibdeno se añade en forma de ferromolibdeno, que se prepara reduciendo una mezcla
de óxidos de ambos metales.
Su estado de oxidación más importante es el +6. Así se halla en el trióxido de
molibdeno MoO3 . Se trata de un óxido ácido que se disuelve en solución básica originando una complicada serie de oxianiones denominados molibdatos, el más sencillo de
los cuales es el MoO4 -2. Se conocen tres molibdatos más complicados que tienen pue ntes Mo-O-Mo y constan de hasta 24 átomos del metal por ion. Se llaman polimolibdatos
y no están bien caracterizados.
El Wolframio fue aislado en el mineral wolframita que es un wolframato de hierro
y manganeso, (Fe,Mn)WO 4 . Se encuentra en forma de wolframatos como el wolframato
de calcio o scheelita, CaWO 4 . La metalurgia del wolframio es relativamente sencilla,
pero su elevado punto de fusión dificulta la elaboración del producto final. Para obtener
el metal se tratan los wolframatos con un ácido, precipitando el ácido wolfrámico insoluble, H2 WO 4 , que luego se deshidrata por ignición pasando a óxido wolfrámico, WO 3 ,
y éste se reduce con hidrógeno obteniéndose el wolframio metálico.
Se obtiene en forma de polvo que se sinteriza para obtener barras y poder trabajar
con él. Se emplea extensamente para filamentos de lámparas eléctricas de incandescencia. La práctica de taller utiliza herramientas de acero al wolframio que permiten mayores velocidades al taladrar, tornear y cepillar. El metal es bastante inerte a oxidantes
ordinarios como oxígeno y ácido nítrico. Se disuelve con una mezcla de ácidos nítrico y
fluorhídrico concentrados.
En sus compuestos, el wolframio suele tener estado de oxidación +6. El trióxido
de wolframio, WO 3 , es ácido y se disuelve en las soluciones básicas o en los óxidos
básicos fundidos originando wolframatos y poliwolframatos. Los wolframatos de calcio
y de magnesio son sustancias fluorescentes.
3.5. Subgrupo del Manganeso: características.
Los elementos de este subgrupo son el Manganeso (Z=25), el Tecnecio (Z=43) y
el Renio (Z=75). El primero es, con diferencia el más importante, el segundo es radiactivo y no se encuentra en la Naturaleza y el tercero es tan raro que constituye una curiosidad química. El manganeso se parece al cromo y al hierro, sus elementos vecinos en la
tabla periódica. Unicamente en su grado superior de oxidación, +7, guarda el manganeso cierta analogía con el homólogo del grupo 7a, el cloro (permanganato y perclorato
potásicos, KmnO 4 y KClO).
El Manganeso no se encuentra libre en la Naturaleza. Sus minerales más importantes son el dióxido o pirolusita, MnO 2 , el sesquióxido o braunita, Mo2 O3 , y la hausmannita, Mn3 O4 . Se obtiene fácilmente reduciendo uno de sus óxidos con aluminio:
Mn2 O3 + 2 Al → Al2 O3 + 2Mn
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pero como la mayor parte del manganeso se usa para aleaciones de acero, se usan aleaciones como el ferromanganeso en vez del metal puro. El manganeso aleado con hierro
cumple dos misiones, en pequeña cantidad actúa como purificador pues se combina con
el azufre y oxígeno existente en el hierro fundido y forma sustancias fácilmente separables y en cantidad elevada (14%) imparte al acero dureza y tenacidad especiales. El
manganeso tiene un color gris con débil tonalidad roja, es quebradizo y más duro que el
hierro.
El manganeso forma compuestos en los que el número de oxidación o de valencia
es +2, +3, +4, +6 y +7, conociéndose un óxido para cada uno de ellos. La mayoría de
los compuestos son coloreados y paramagnéticos. En el estado +2 forma sales manganosas, Mn+2 , y aunque la mayoría dan soluciones incoloras, algunas sales son de coloración rosada como el sulfato, MnSO4 , y el cloruro, MnCl2 . El ion manganoso es un mal
agente reductor, por lo que sus sales se pueden conservar indefinidamente. Al añadir
una base al catión manganoso precipita el hidróxido manganoso Mn(OH)2 y éste sí se
oxida fácilmente al aire a ion mangánico.
En el estado de oxidación +3 forma sales mangánicas, Mn+3 , aunque sólo en sólidos y en iones complejos. Es un poderoso oxidante capaz de oxidar al agua para liberar
oxígeno. El potencial de oxidación de la semirreacción:
0
Mn +2 ↔ Mn +3 + e −
E = −1'51 V
es suficientemente elevado para que el catión mangánico se oxide a sí mismo al estado
de oxidación +4, en una reacción de desproporcionación:
2 Mn +3 + 2H 2 O → Mn +2 + MnO2 ( s ) + 4H +
esta reacción se evita complejando el manganeso con anión cianuro, Mn(CN)6 −3 o anión
oxalato, Mn(C 2 H4 )3 −3 , o formando sal insoluble como fosfato, MnPO4 , o hidróxido.
En el estado de oxidación +4, el compuesto principal es el bióxido de manganeso,
MnO2 , que no se trata de una combinación definida ya que el producto contiene siempre
menos de dos átomos de oxígeno por cada uno de manganeso. Este cambio se debe a la
conversión del ion Mn+4 en el ion manganato MnO 4 = en el que el manganeso presenta el
estado de oxidación +6 y aunque estable en disolución alcalina, este anión se desproporciona cuando la disolución se acidifica:
3MnO4= + 4 H + → MnO2 ( s ) + 2MnO4− + 2 H 2 O
Estados de oxidación +6 y +7. El ion MnO 4 − se denomina ion permanganato y en
él alcanza el manganeso su estado de oxidación más elevado. Es un oxidante enérgico
sobre todo en disolución ácida donde se reduce a ion Mn+2 . En las disoluciones neutras
o básicas se reduce a ion mangánico, MoO4 =. Si se trata del permanganato potásico con
ácido sulfúrico concentrado se forma una sustancia oleaginosa violentamente explosiva,
el heptóxido de manganeso Mn2 O7 .
El Tecnecio no se encuentra en la Naturaleza por la gran inestabilidad de su núcleo atómico, que experimenta una rápida desintegración radiactiva. Fue producido en
el laboratorio por bombardeo de molibdeno con neutrones y todos sus isótopos conseguidos son radiactivos. No se parece tanto al manganeso como al siguiente, el renio.
El Renio es un elemento rarísimo del que se hallan indicios en los minerales molibdenita, columbita y pirolusita. Se extrae mediante oxidación a ácido rénico HReO 4 y
ulterior precipitación como perrenato potásico KreO 4 , ligeramente soluble. Se parece al
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Wolframio en sus propiedades (punto de fusión elevadísimo, gran densidad, inactividad
química). Cuando se calienta al aire produce humos de heptóxido de renio, Re2 O7 , de
color amarillo. El renio es muy escaso para una utilización amplia, pero presenta notables cualidades catalíticas para las reacciones de hidrogenación de hidrocarburos no
saturados y para las de deshidrogenación de alcoholes a aldehídos.
3.6. Triada del Hierro: características. Interés industrial.
El progresivo aumento del estado de oxidación máxima, que pasa de +3 (Sc) a
+7(Mn) se interrumpe en los elementos siguientes. En la triada del hierro (Hierro, Cobalto y Níquel) el estado de oxidación máxima es inferior al de los elementos precedentes. Además, los compuestos que presentan estos estados máximos son oxidantes
fuertes que no se les suele encontrar. El hierro, en especial, muestra un estado superior
de oxidación igual a +6 pero solo son frecuentes los estados +2 y +3. El Cobalto solo
presenta estos dos estados +2 y +3 y el Níquel no suele pasar del +2. En la Tabla 6 se
indican las configuraciones electrónicas de los átomos de esta triada.
Subnivel
d ys
3d
4s
TABLA 6 Configuración electrónica de valencia
Hierro
Cobalto
Níquel
6 2
7 2
3d 4s
3d 4s
3d8 4s2
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
↑↓
↑↓
↑↓
En ella se advierte una gran facilidad para arrancar dos electrones 4s (estado de
oxidación +2). La separación, además, de un electrón 3d conduce al estado +3, lo que
resulta fácil para el hierro porque esta separación deja semilleno al orbital 3d. Para el
cobalto y el níquel la cosa no parece tan fácil: en el Co, el estado +3 se estabiliza mediante la formación de un ion complejo y en el níquel, el estado +3 es sumamente raro y
los compuestos que lo contienen son oxidantes muy poderosos.
Los tres elementos tienen propiedades muy semejantes, puntos de fusión y ebullición elevados, energías de ionización en estado gaseoso casi iguales, potenciales de oxidación ligeramente más positivos que el del hidrógeno, son ferromagnéticos los tres
porque son atraídos por el campo magnético y quedan imantados posteriormente (lo que
se explica por la existencia de dominios magnéticos).
En sus compuestos, los elementos de la triada del hierro se comportan como típicos metales de transición: muchos de sus compuestos son coloreados y paramagnéticos
y con frecuencia forman iones complejos.
El Hierro es el elemento de mayor importancia industrial del S.P. Es muy abundante ocupando el 4º lugar en la corteza terrestre (tras O, Si y Al) y está presente en
centenares de minerales. El Hierro es uno de los siete metales conocidos desde los tie mpos más remotos. La facilidad con que sus compuestos se reducen por el carbón y la
abundancia de éstos hicieron posible su pronto descubrimiento. Aleado con níquel forma parte de muchos meteoritos. Sus minerales más importantes como menas del hierro
son los óxidos y el carbonato. La hematites, Fe2 O3 , la magnetita, Fe3 O4 , o piedra imán,
la limonita, Fe2 O3 ⋅H2 O, la siderita, FeCO3 . Normalmente estos minerales están contaminados con silicatos complejos de hierro a partir de los cuales se han formado por un
proceso de meteorización. Los sulfuros de hierro, las piritas, FeS2 , muy abundantes, no
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se utilizan como materias primas para la extracción del hierro, porque el azufre constituye una impureza perjudicial para el hierro. Se utilizan en cambio para suministrar el
azufre en la fabricación del ácido sulfúrico.
El hierro no se obtiene prácticamente en estado puro, pues es difícil lograrlo y resulta demasiado caro para sus aplicaciones. Puede prepararse reduciendo el óxido férrico puro con hidrógeno. El hierro dulce es la forma más pura del hierro utilizado en la
industria, puesto que contiene un 99'8% de Fe. El hierro impurificado con carbono (el
acero) posee cualidades sumamente valiosas para la industria, especialmente cuando las
impurezas de carbono y otros metales están cuidadosamente controladas.
La producción industrial de acero se lleva a cabo en altos hornos donde tienen lugar una serie de complicadas reacciones a temperaturas elevadas con intervención de
mineral de hierro, caliza y carbón de cok. El oxígeno inyectado por la parte baja del
horno oxida al cok y se produce monóxido de carbono que asciende por el horno alto
encontrándose progresivamente con óxidos de hierro en distintos estados de reducción y
va reduciendo al mineral de hierro sucesivamente, y de arriba abajo, desde oxido férrico, Fe2 O3 , a óxido ferroso-férrico, Fe3 O4 , luego a óxido ferroso, FeO, y finalmente a
hierro metal, Fe. La caliza presente facilita la eliminación de las impurezas silicatadas
del mineral de origen. La cal viva, CaO, originada en el horno, reacciona con la sílice,
SiO 2 , formando silicato cálcico CaSiO 3 , escoria que flota sobre el hierro líquido.
El hierro forma dos series de compuestos: ferrosos y férricos. Los primeros, en los
que el hierro presenta estado de oxidación +2, son generalmente de color verde y se
oxidan con facilidad, pasando al estado férrico, incluso por simple exposición al aire.
No obstante, como la velocidad de oxidación por O2 es inversamente proporcional a la
concentración de H+, es posible conservar durante largo tiempo las soluciones de sales
ferrosas en medio ácido. Al añadir una base se forma un precipitado blanco de Fe(OH)2
que se torna pardo al aire por oxidación a Fe(OH)3 hidratado. El cloruro ferroso cristaliza en forma hidratada FeCl2 .4H2 O. La sal ferrosa más ampliamente usada es el sulfato
FeSO7 .7H2 0, conocido como caparrosa y se emplea en el teñido de tejidos de algodón,
en la depuración del agua, como desinfectante, como fungicida, etc. Un compuesto ferroso más estable es la sal doble, sulfato ferroso-amónico, conocido como sal de Mohr.
En el estado de oxidación +3, el hierro forma el ion férrico, Fe+3 , cuyas soluciones
son ácidas lo que indica que debe producirse una hidrólisis apreciable:
Fe +3 + H 2 O ↔ FeOH +2 + H +
y el ion FeOH+2 le confiere un característico color pardo amarillento. Añadiendo base a
las sales férricas se forma un precipitado pardo rojizo de Fe(OH)3 que deshidratado da
lugar al óxido férrico, Fe2 O3 , de color amarillo o rojo.
En los estados de oxidación +2 y +3, el hierro forma numerosos iones complejos.
Se combina con el tiocianato, SCN−, para formar FeSCN+2 , de color rojo intenso y sirve
para evidenciar la presencia del ion férrico. Con el ion cianuro, CN−, tanto el ferroso
como el férrico, forma complejos muy estables: ferrocianuro, Fe(CN)6 −4 y ferricianuro,
Fe(CN)6 −3 , ambos octaédricos con seis ligando unidos al ion central.
El Cobalto es de un metal de color blanco argentino. Se encuentra en minerales
como la cobaltina, CoAsS, la linneíta, Co3 S4 y la esmaltina, CoAs2 . La extracción del
metal es compleja: tostación en alto horno, disolución en ácido sulfúrico, precipitación
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por carbonato sódico y el hidróxido obtenido se deshidrata a óxido que finalmente se
reduce con hidrógeno para obtener el metal.
Las sales cobaltosas (Co+2 ) son muy estables frente a la oxidación, son de color
rosa, contienen el ion hidratado Co(H2 O)6 +2 , y la adición de una base precipita el hidróxido insoluble de color azul oscuro que se deshidrata a CoO, de color verde amarillento.
El ion cobáltico (Co+3 ) es un poderoso oxidante capaz de oxidar el agua produciendo
oxígeno. Sólo se han podido preparar algunas sales cobálticas sencillas como el fluoruro, CoF3 , y el sulfato Co2 (SO4 )3 .18H2 O que se descomponen en disolución acuosa. Los
iones complejos cobálticos son muy estables frente a la reducción.
El Níquel es también un metal de color blanco argentino. Se encuentra en minerales como sulfuros mixtos de hierro y níquel y silicatos mixtos de magnesio y níquel.
Estas tierras son pobres en el metal, por lo que es necesario concentrarlo por flotación.
El proceso de obtención del metal es semejante al del cobalto y el metal final se purifica
electrolíticamente. Sus propiedades son parecidas a las del cobalto y se utiliza para niquelar objetos, acuñación de monedas y preparar aleaciones especiales. El níquel finamente dividido se usa como catalizador en la hidrogenación de aceites.
Los compuestos de níquel presentan esencialmente el estado de oxidación +2,
como ion niqueloso, Ni+2 , de color verde y formando iones complejos. Tratando el ion
Ni+2 con una base precipita hidróxido niqueloso, Ni(OH)2 de color verde claro que al
deshidratarse térmicamente da óxido niqueloso, NiO, negro. Los iones complejos de
Níquel son tan numerosos como los de cobalto, pero mucho más estables frente a la
oxidación.
3.7. Triada del Paladio: características.
Esta triada del subgrupo 8 está formada por los elementos Rutenio (Z=44), Rodio
(Z=45) y Paladio (Z=46), llamada triada de los metales ligeros del grupo del Platino
debido a que son químicamente semejantes al platino pero tienen la mitad de su dens idad. Tienen puntos de fusión altos, densidades grandes, inactividad química y son reductores más débiles que el hidrógeno.
El Rutenio se encuentra aleado con osmio e iridio. Su aislamiento es difícil. Es
muy inactivo y se utiliza para endurecer el platino y preparar aleaciones duras destinadas a instrumentos de precisión. Sus compuestos presentan estados de oxidación +2, +3,
+4 y +6 y son raros de encontrar, tanto los sencillos como los complejos.
El Rodio se presenta unido al platino. Es un metal muy inerte y se usa para recubrimientos de instrumentos de precisión. Su estado de oxidación más importante es +3,
que se presenta en numerosas sales sencillas (tricloruro, RhCl3 ) o complejas (K 3 RhCl6 ).
El Paladio abunda más que los otros dos. Es el único que forma un cianuro insoluble, de aquí que sea posible separarlo de ellos precipitando dicha sal Pd(CN)2 . Ésta, se
descompone por ignición y se obtiene el metal puro. Es bastante inerte, pero se disuelve
en ácido nítrico concentrado. Tiene gran capacidad para absorber hidrógeno. Esta capacidad se produce porque el H2 se descompone en átomos que se acomodan al retículo
cristalino y es posible que esta disociación del hidrógeno explique la poderosa acción
catalítica del paladio. Sus compuestos son de estado de oxidación +2, tanto.
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3.8. Triada del Platino: características.
Esta triada del subgrupo 8 está formada por los elementos Osmio (Z=76), Iridio
(Z=77) y Platino (Z=78), llamada triada de los metales pesados del grupo del Platino,
se asemejan mucho a los anteriores. Tienen muy elevados puntos de fusión, densidades
muy grandes y alta inactividad química.
El Osmio se encuentra en la aleación natural osmiridio (Os+Ir) generalmente
contaminada con rutenio, de donde se obtiene como Tetróxido de osmio, OsO 4 , volátil.
Es muy inerte (resiste el agua regia), muy duro y pesado y se utiliza en aleaciones. Se
conocen compuestos de estados de oxidación +2, +3, +4, +6, +8. El más importante es
el tetróxido, OsO 4 , llamado ácido ósmico. Es peligroso pues corroe los tejidos vivos.
El Iridio se obtiene de la misma aleación osmiridio de la que se separa formando
el complejo ligeramente soluble (NH4 )2 IrCl6 , hexacloroiridiato amónico, que por descomposición térmica se separa el metal. Metal muy inerte se utiliza para dar dureza al
platino. Se conocen algunos compuestos de iridio en los estados de oxidación +3 y +4
pero no se les encuentra fácilmente.
El Platino es el más útil de los elementos del grupo. Fue descubierto por los españoles en América. No abunda mucho pero se halla en depósitos concentrados por lo que
su extracción es factible. Sus menas se tratan con agua regia y el paladio y el platino se
disuelven, precipitándolos luego como hexacloroplatinato amónico, (NH4 )2 PtCl6 que es
un complejo insoluble. El metal se obtiene finalmente por descomposición térmica. Se
utiliza en joyería y para utensilios que han de contener ácidos o álcalis, se utiliza ampliamente como catalizador, especialmente en la obtención de gasolinas. Forma numerosas combinaciones químicas de estados de oxidación +2 y +4, tanto iones sencillos
como complejos, la mayoría prácticamente inestables frente al calor.
3.9. Subgrupo del Cobre: características.
Este subgrupo está formado por los metales Cobre (Z=29), Plata (Z=47) y Oro
(Z=79). Se encuentran libres en la Naturaleza y son conocidos desde la más remota antigüedad. Se suelen designar con el nombre de metales de acuñar ya que su primera ut ilización fue la fabricación de monedas (primero Ag y Au) por su escasez y su resistencia a la corrosión (el Cu se añadió después para dar dureza a las monedas).
Son elementos típicamente metálicos con elevados puntos de fusión y ebullición,
intenso brillo y muy buena conductividad térmica y eléctrica. A medida que aumenta el
número atómico disminuye la actividad química, la elasticidad, dureza y calor específico. Los tres metales son monovalentes, pero como el subnivel anterior d puede ceder
algún electrón, presentan otros grados de oxidación, +2 y +3. Muy estables son los estados +2 para el cobre y el +3 para el oro. Para la plata, los compuestos divalentes o trivalentes son prácticamente inexistentes al ser muy inestables y oxidantes. Los óxidos e
hidróxidos de estos metales son débilmente básicos; el de oro es anfótero y forma auratos. Los iones de estos elementos forman iones complejos positivos y negativos al combinarse con otros iones y con moléculas neutras como ligandos.
El Cobre se caracteriza por su color rojo. Es el mejor conductor del calor y de la
electricidad entre todos los metales, después de la plata y el oro. El principal empleo del
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cobre es como conductor eléctrico. Por su resistencia a la corrosión se usa para construir
calderas, alambiques, monedas, etc. Además se emplea para producir gran número de
aleaciones de composición muy variada como el latón y bronce. Aparte del cobre nativo
se encuentra en la Naturaleza en la calcosina, Cu2 S, la calcopirita, CuFeS2 , la malaquita,
CuCO3 ⋅Cu(OH)2 y la cuprita, Cu2 O. Alrededor del 80% del cobre procede de sulfuros
de los que se obtienen por tostación y posterior purificación electrolítica.
El cobre forma dos tipos de sales cúpricas (+2) y cuprosas (+1), pudiendo pasarse
de unas a otras por oxidación o reducción. El sulfato cúprico es la más importante de las
sales cúpricas, cristalizando como pentahidrato. También forma óxidos e hidróxidos de
iones complejos. Los ensayos del cobre en disolución son los correspondientes al ion
cúprico, puesto que las sales cuprosas son inestables y se oxidan fácilmente a cúpricas,
simplemente al exponerlas al aire. Las disoluciones que contienen cobre cúprico son
azules por la presencia del ion cúprico hidratado, Cu(H2 O)4 +2 .
La Plata se encuentra nativa en grandes masas, esparcida entre material rocoso,
con cantidades variables de cobre y oro y también como argentita, Ag2 S y plata córnea,
AgCl. Sólo un 20% de la producción de plata procede de minerales genuinamente argentíferos pues el resto es subproducto de la metalurgia del cobre y del plomo. La plata
es un metal blanco, lustroso, muy dúctil y maleable, es el mejor conductor del calor y de
la electricidad, si bien resulta mucho más caro que el cobre. Químicamente es poco activo. Es demasiado blando, y para la mayoría de sus aplicaciones se alea con cobre.
En el estado de oxidación +1 forma el ion Ag+. No se hidroliza de modo apreciable en solución acuosa, es buen agente oxidante y origina numerosos iones complejos,
como los Ag(NH3 )2 +, Ag(CN)2 − y AgCl2 − todos ellos de configuración lineal. Cuando se
añade una base a una disolución de sal de plata se forma un óxido de color pardo anfótero, Ag2 O que se disuelve en disolución acuosa de amoniaco formando el catión complejo incoloro, Ag(NH3 )2 +. Los compuestos más importantes de la plata son los halogenuros AgF, AgCl, AgBr y AgI, que con excepción del primero, son marcadamente insolubles. Esta insolubilidad es sorprendente pues los iones +1 suelen ser muy solubles.
La explicación está en la mayor energía reticular pues al ser el ion plata de más carga
electrónica que el ion potasio (los radios de ambos son parecidos), las deformaciones
electrónicas son mayores y la importancia de las fuerzas de Van der Waals en la estructura cristalina (junto con la fuerzas culombianas) son considerables, lo que produce
una mayor energía reticular. El bromuro de plata se utiliza en fotografía. El nitrato de
plata se utiliza profusamente en el laboratorio.
En los estados de oxidación +2 y +3, si bien se han preparado algunos compuestos, siempre en condiciones intensamente oxidantes (como el AgO) son muy inestables
y se descomponen fácilmente comportándose como oxidantes fuertes.
El Oro, metal muy escaso que se encuentra principalmente en estado nativo me zclado con arena o diseminado en filones o venas de cuarzo. Existe combinado en la calaverita y la silvanita, telururos de oro y plata. Es un metal amarillo, relativamente blando y el más maleable y dúctil de todos los metales. En estado puro es demasiado blando
para ser usado en joyería y para acuñar moneda, por lo que se alea siempre para tales
fines con cobre o plata. Ninguno de los ácidos corrientes ataca al oro.
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Los compuestos corresponden a los estados de oxidación +1 y +3. El ion auroso,
Au+, no existe en solución acuosa por ser un oxidante fuerte que se oxida a sí mismo
pasando a Au+3 , pese a lo cual puede estabilizarse el estado +1 formando el complejo
cianurado Au(CN)2 −. En el estado +3, el ion áurico forma complejos como el cloroaurato, AuCl4 − que se obtiene disolviendo oro en agua regia (mezcla de ácidos nítrico y
clorhídrico). El ácido nítrico no oxida al oro a menos que esté presente el ion Cl− para
formar un complejo con el producto de la oxidación:
Au( s ) + 3 NO3− + 4Cl − + 6 H + → AuCl4− + 3 NO2 ↑ +3H 2 O
3.10. Subgrupo del Zinc: características.
Los elementos de este subgrupo son: Zinc (Z=30), Cadmio (Z=48) y Mercurio
(Z=80). Son más activos que los anteriores y de química más sencilla. Su estado de oxidación característico es +2 excepto el mercurio que también se presenta en estado +1.
Todos poseen 2 electrones en el nivel de máxima energía. El menor radio del átomo y la
mayor carga del núcleo resultante, de estar los 10 electrones d en un subnivel interior,
determina que estos metales sean menos activos que los correspondientes alcalinotérreos. El mercurio es un metal noble aunque menos que el oro. Estos metales tienen
una gran tendencia a formar iones complejos y compuestos covalentes.
El Zinc se encuentra como sulfuro (blenda), carbonato, óxido, etc. Se obtiene tostando la blenda al aire para transformarlo en óxido que disuelto en ácido sulfúrico es
sometido a electrolisis. También puede obtenerse reduciendo el óxido con carbón finamente dividido a temperatura elevada obteniéndose en estado de vapor que se condensa
en polvo muy fino llamado polvo de zinc. Es un metal blanco, cristalino, quebradizo a
temperatura ordinaria pero maleable entre 120º y 150°C. Es químicamente activo. Calentando suficientemente en el aire, arde con llamas verdosas. Aunque el zinc es un
metal muy activo y se oxida rápidamente en el aire, la capa molecular de óxido de zinc
que se forma impide toda corrosión ulterior. Debido a ello, el zinc se usa para techados,
canalones y cornisas. El zinc se emplea en las pilas eléctricas como ánodo, y forma
parte de aleaciones como el latón y la plata alemana.
El estado de oxidación único es +2. El ion Zn+2 es incoloro y no paramagnético, se
hidroliza débilmente en agua dando solución ligeramente ácida. Si se añade base se
forma un precipitado blanco de Zn(OH)2 , anfótero, porque si seguimos añadiendo base,
se disuelve dando el ion zincato, Zn(OH)4 −2 . El zinc posee gran tendencia a formar
complejos estables, siendo los de amoníaco y cianuros son los más importantes.
El Cadmio es un metal más volátil que el zinc por lo que se encuentran juntos en
la Naturaleza. Se obtiene por electrolisis de los barros residuales de la metalurgia del
zinc. Es de color blanco argentino con ligero tono azulado, siendo mucho más maleable
que el zinc. Se emplea principalmente en la preparación de aleaciones de bajo punto de
fusión, para extintores automáticos de incendios y fusibles, y también para recubrir hierro, a fin de protegerlo de la oxidación.
En los compuestos su estado de oxidación es +2. En disolución acuosa existe el
ion Cd+2 , incoloro que con el H2 S forma sulfuro de cadmio CdS, amarillo e insoluble,
que se emplea en pintura (amarillo de cadmio). Da lugar a cierto número de iones complejos con amoniaco, cianuro, cloruro y yoduro
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El Mercurio es uno de los metales conocidos por los antiguos. Aristóteles menciona el metal como plata fluida o plata viva. Se encuentra a veces en estado libre en
forma de pequeñas inclusiones, en gran des masas de roca; pero el mineral y mena más
importante es el sulfuro rojo, HgS, o cinabrio. El mercurio líquido posee intenso brillo
metálico, alta resistencia eléctrica, bastante inercia química, alta densidad y dilatación
uniforme. Todo ello permite ser utilizado en instrumentos de medida (termómetros, barómetros, etc.). El mercurio disuelve muchos metales y forma amalgamas.
En estado de oxidación +1, forma compuestos mercuriosos, donde excepciona lmente dos átomos de mercurio se enlazan entre sí dando el ion Hg2 +2 con enlace covalente σ y no tienen carácter paramagnético. Precipitan con el ion cloruro dando cloruro
mercurioso blanco, Hg2 Cl2 , llamado calomelanos, que expuesto a la luz se oscurece por
desproporcionarse dando mercurio metálico y cloruro mercúrico:
Hg 2 Cl2 → Hg + HgCl2
sus halogenuros, son progresivamente insolubles (salvo el fluoruro) al bajar en el S.P. y
no forman iones complejos amoniacales.
En el estado de oxidación +2, el ion mercúrico Hg+2 , se presenta corrientemente
formando iones complejos insolubles. Así, en una disolución de cloruro mercúrico, la
concentración de Hg+2 es muy inferior a la de moléculas HgCl2 no disociadas. Añadie ndo exceso de Cl− se forman iones complejos HgCl3 − y HgCl4 −2 . Se obtienen también
complejos amoniacales con 1, 2, 3 y 4 moléculas de NH3 .
4. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA O TIERRAS RARAS
4.1. Similitud de sus propiedades.
Las propiedades químicas de los elementos dependen en gran medida de sus capas
de valencia. Todas las tierras raras (número atómico entre 58-71 y 90-103) tienen dos
electrones s en su capa más externa y ocho o nueve electrones (dos s, seis p y ninguno o
uno d) en la capa inmediatamente inferior. Esta es la causa de las similitudes químicas
existentes entre estos elementos. La mayoría tienen el estado de oxidación +3 por ionización de los dos electrones s externos y el electrón d de la capa inmediatamente inferior o uno de los electrones f situados dos capas más adentro. Mientras que los metales d
tienen una gran tendencia a forman compuestos de coordinación, los metales de trans ición f la tienen en mucho menor grado.
4.2. Estado natural y obtención.
Los Lantánidos no son tan raros como indica el término de "tierras raras". En minerales como la monacita y la gadolinita, aparecen mezclas de lantánidos y actínidos.
Sin embargo, la obtención de ellos en forma pura es muy difícil debido a su similitud
química. En el pasado, los lantánidos y algunos actínidos, se preparaban de manera muy
tediosa a partir de sus minerales, y uno después de otro, por medio de cientos de recristalizaciones fraccionadas de mezclas de sus compuestos. Desde hace poco se los separa
con mayor eficacia mediante cromatografía de intercambio iónico, técnica de separación
basada en las diferencias de atracción de compuestos muy parecidos por los puntos ió nicos de resinas insolubles.
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Todos los actínidos son radiactivos. La mayoría no se encuentran en la Naturaleza
y han sido preparados por métodos artificiales, a partir de 1940, por medio de reacciones nucleares. El uranio (número 92) es el actínido natural más corriente, se le conoce
desde hace más de 200 años, pero sólo alcanzó notoriedad a partir de 1939 cuando Otto
Hahn y Lise Meitner descubrieron la fisión nuclear. Sus óxidos minerales se tratan con
ácido nítrico, el nitrato formado se descompone en óxido puro que es reducido a metal
con calcio. Para enriquecer el uranio en su isótopo radiactivo U-235 a fin de emplearlo
en plantas nucleares, se transforma el óxido en UF 4 con HF, que se oxida con flúor a
UF6 , volátil y covalente. El vapor de UF 6 que contiene 238 UF6 y 235UF6 se hace difundir
muchas veces a través e membranas porosas que concentran el 235 UF6 según la ley de
Graham. Recientemente se han empleado centrífugas de gases para realizar este proceso
de concentración.
Algunas tierras raras tienen gran importancia industrial. El cerio aleado con hierro, se emplea en piedras de mecheros. El praseodimio y el neodimio se utilizan en gafas de sol y de soldador. Mezclas cuidadosamente controladas de tierras raras se emplean en las pantallas de los televisores a color. El nitrato de torio se ha utilizado durante más de un siglo en manguitos de incandescencia para linternas y farolas de gas.
5. COOMPUESTOS DE COORDINACIÓN
5.1. Características y nomenclatura. Ligandos.
El primer investigador que preparó compuestos de coordinación fue Alfred Werner en 1893, premio Nobel en 1913. La química de los iones de los metales de trans ición está condicionada por la capacidad que presentan de actuar como aceptores de pares de electrones de las bases de Lewis que se denominan ligandos.
Werner, basándose en una serie de estudios desarrolló su teoría:
1. Todos los metales poseen dos tipos de valencias:
a. Primaria, es la valencia iónica normal asociada al ion metálico y satisfecha
únicamente por aniones. (En la actualidad es el estado de oxidación).
b. Secundaria, puede ser satisfecha por iones o especies neutras. (En la actualidad es el número de coordinación, es decir, el número de ligandos vecinos
más próximos al ion metálico).
2. Todo elemento tiende a satisfacer sus valencias primaria y secundaria.
3. Las valencias secundarias están siempre dirigidas hacia posiciones determinadas
en el espacio. (Esto da origen a lo que en la actualidad se denomina estereoquímica de los compuestos de coordinación). Las valencias primarias no están dirigidas.
Un compuesto de coordinación se caracteriza por la esfera interna (átomos, iones
o moléculas unidos al átomo central mediante valencias secundarias), y la externa (iones
unidos al átomo central mediante valencias primarias).
Los compuestos de coordinación forman un sistema ácido-base:
- El átomo central lo constituyen los elementos de transición con orbitales d libres, vacantes y estables, (ácidos de Lewis).
- Los ligandos son moléculas o iones con posibilidad de unión al átomo central
mediante pares de electrones libres, (bases de Lewis).
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El número de coordinación es el número de pares de electrones que los ligandos
comparten con el átomo central. En un compuesto de coordinación hay dos tipos de
enlace, iónico y covalente. El iónico en unión con la esfera externa y el covalente con la
esfera interna.
Nomenclatura. Para escribir la fórmula de los complejos se coloca en primer lugar
el símbolo del átomo o ion central y a su derecha se van anotando, primero los ligandos
aniónicos, a continuación los neutros y por último los catiónicos, siguiendo dentro de
cada clase un orden alfabético basado en los símbolos de los átomos directamente enlazados al ion central. Ejemplo:
[Fe(CN)5 H2 O]=
Los ligandos aniónicos se citan como tales aniones, por sus propios nombres, H
(hidruro), ClO 4 − (perclorato), CN− (cianuro), etc. Sin embargo hay unos cuantos aniones
a los que se dan nombres algo modificados por ejemplo: Cl− (cloro), OH− (hidroxo), etc.
Para citar los ligandos neutros o catiónicos, se utiliza su nombre corriente, a excepción
de los ligandos H2 O y NH3 que se denominan aquo y amino respectivamente.
Los ligandos suministran al ion metálico de transición la densidad electrónica necesaria para la formación del enlace covalente entre ambos; no es sorprendente pues,
que los átomos que se unen directamente al ion central sean los elementos situados en el
extremo derecho de la tabla periódica.
Clasificación de los ligandos. Los ligandos se clasifican en los siguientes grupos:
a) Monodentados: cuando se unen al átomo central aportando un solo par de
electrones, por ejemplo: F−, Cl−, Br−, etc.
b) Bidentados: comparten dos pares de electrones, por ejemplo: CO3 =, C2 O4 =, etc.
c) Polidentados: son aquellos ligandos que tienen varios pares de electrones solitarios, y pueden formar varios enlaces covalentes coordinados.
Características de los ligandos:
1. El ligando se llama quelato cuando en virtud de ciertas propiedades geométricas los pares electrónicos pueden formar enlaces covalentes con el mismo
átomo central, por ejemplo la etilendiamina.
2. Algunos ligandos con más de un par electrónico solitario pueden coordinar a
dos o más átomos metálicos para formar un complejo polinucleado, se les denomina ligandos puente.
3. Ligandos ambidentados, son aquellos que tienen dos o más posiciones dadoras
y sólo con una se unen al átomo central.
Finalmente, cuando ya se han nombrado todos los ligandos, se cita el átomo central:
- Si se trata de un complejo aniónico, se añade a la raíz del átomo central la terminación -ato indicando el estado de oxidación de dicho átomo central, entre
paréntesis:
[FeF6 ]−3 ion hexafluoro ferrato (III)
- Si se trata de un complejo neutro o catiónico, no se añade ningún sufijo al
nombre del átomo central:
[Fe(H2O)6 ]+2 ion hexaquo hierro (II)
Sales derivadas de los complejos. Los complejos aniónicos y catiónicos se aíslan
en forma de sales. Estas sales se nombran como tales pero con la peculiaridad de que el
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catión o el anión o ambos son iones complejos. Ejemplo de sales de aniones complejos
son:
K4 [Fe(CN)6 ]
Hexaciano ferrato (II) de potasio.
y como ejemplo de sales de cationes complejos tenemos:
[Co(H2 O)6 ]Cl2
Cloruro de hexaquo cobalto (II)
5.2. Iones complejos. Configuraciones.
La estructura de los iones complejos resulta de una hibridación de orbitales. La
unión entre el elemento central y los ligandos se produce, no entre orbitales atómicos,
sino entre orbitales híbridos, del tipo sp, sp2 , sp3 , dsp2 , d2 sp2 , d2 sp3 . Como consecuencia
de cada orbital híbrido, aparece una estructura correspondiente:
- Hibridación sp. Configuración lineal. Número de coordinación 2. Se conocen pocos iones complejos con este número de coordinación, generalmente se limitan a
los iones (+1) del grupo 1b (Cu, Ag, Au) y la especie Hg (II).
- Hibridación sp2 . Presenta configuración triangular plana. Número de coordinación
3. Es un número extremadamente raro.
- Hibridación sp3 . Configuración tetraédrica. Numero de coordinación 4. Se representa en la Fig.2a.
FIG. 2
- Hibridación dsp2 . Configuración plano-cuadrada, de número de coordinación
N=4. Ocupan un lugar importante en la química de los compuestos de coordinación. Se representa en la Fig.2b.
- Hibridación d2 sp2 . Configuración de bipirámide trigonal, con número de coordinación N=5.
- Hibridación d2 sp3 . Configuración octaédrica, con número de coordinación N=6,
representada en la Fig.2c. Es el número de coordinación más común. Algunos io nes forman complejos casi exclusivamente hexacoordinados. La mayoría de ellos
poseen una distribución octaédrica de los ligandos alrededor del ion central.
(También algunos poseen la geometría de prisma trigonal).
El número de coordinación 7 es poco común. En los compuestos de número de
coordinación 8, el catión metálico debe ser lo suficientemente voluminoso como para
acomodar con holgura los ligandos. Los compuestos de números de coordinación N=9,
N=10 y N=12 son muy escasos y sólo se presentan en redes cristalinas. Las hibridaciones sp3 , dsp2 y d2 sp3 dan lugar a las configuraciones más frecue ntes.
5.3. Isomería de los complejos de coordinación.
Una de las características más importantes de la química de los compuestos de
coordinación es la existencia de isomería, es decir, compuestos con la misma fórmula
van a tener un comportamiento diferente debido a que los átomos estarán situados de
forma distinta:
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a) Cuando existe hibridación sp3 (configuración tetraédrica) en la cual existe un
átomo central en el centro y un ligando en cada vértice del tetraedro. Si los cuatro ligandos son distintos, esa molécula tiene asimetría y como consecuencia aparece isomería
óptica. El complejo presentará la forma [A-abcd], donde A es el átomo central y a, b, c,
d los ligandos. Como consecuencia de ello existen dos tipos de sustancias: levo, que
desvían el plano de vibración la luz polarizada a la izquierda, y dextro, que lo desvían a
la derecha.
b) En el caso de hibridación dsp2 (configuración plano-cuadrada), la isomería se
llama cis-trans, y para ello que el complejo ha de ser de la forma [A-a2 b2]. Fig.3a.
FIG. 3
2
3
c) Si la hibridación es d sp (configuración octaédrica), las seis posiciones son
equivalentes. Para que exista isomería geométrica se requiere [A-a2 b4], es decir, dos
ligandos de una clase y cuatro de otra diferente. Fig.3b.
Este tipo de configuración también da lugar a isomería óptica, que se da en el
isómero geométrico cis, ya que no tiene ningún elemento de simetría, obteniéndose los
enantiómeros dextrógiro y levógiro.
5.4. Teoría del campo de los ligandos.
Los complejos de los elementos de transición están formados por un átomo o ion
central rodeado por un número indefinido de grupos enlazados con ellos, cuyas nubes
de carga ejercen una marcada influencia sobre la configuración electrónica del metal.
Estos grupos enlazados al metal se les llama ligandos y su interacción con el átomo
central es el objeto de la llamada Teoría del Campo de los Ligandos. Surgió esta teoría
al investigar cómo los niveles energéticos de los iones de los cristales resultan afectados
por el medio iónico que rodea a cada uno de ellos, surgiendo la teoría del campo cristalino que sirvió de base para la teoría del campo de los ligandos, más amplia, al considerar en ella el concepto de orbitales moleculares.
Veamos como ejemplo, el ion de Ti+3 en el retículo del Ti2 O3 , a la luz de la teoría del campo cristalino.
El ion Ti+3 ocupa los huecos octaédricos en un empaquetamiento compacto de iones O=. La configuración
electrónica del ion Ti+3 es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 . Salvo el
último electrón 3d1 las capas electrónicas están llenas y
poseen simetría esférica. En cuanto al electrón 3d1 puede considerarse que ocupa uno de los cinco orbitales d,
que son: dxy, dyz, dxz, d z 2 y d x 2 − y 2 . Pero, ¿cuál de ellos es
el más verosímil que sea el ocupado?. En el caso de un
FIG. 4
ion aislado no existe preferencia alguna ya que los cinco
poseen la misma energía (degenerados). En un cristal, sin embargo se produce la int eracción con los iones vecinos y, por ello, la respuesta depende de la posición de estos
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últimos. Si suponemos al ion Ti+3 en el origen de un sistema de coordenadas, fig.4, en el
caso de una coordinación octaédrica habrá un ligando O= en cada una de las seis direcciones de los ejes y a la misma distancia del origen. Si suponemos que los seis ligandos
se acercan uniformemente al ion metálico central ¿qué efecto ejercerá el conjunto sobre
el electrón 3d1 ?, o bien ¿cuál de los cinco orbitales 3d tenderá a ser preferentemente
ocupado por dicho electrón? Dos de esos orbitales, los d z 2 y d x 2 − y 2 , fig.5, significan una
elevada densidad electrónica en las direcciones de los ejes, mientras que los otros tres
orbitales dxy, dyz, dxz, indican que la mayor densidad electrónica se dispone en las bisectrices de los ángulos rectos de los ejes.
Se ve claramente que si el
electrón 3d ocupase uno de los
orbitales dirigidos en los ejes, se
produciría una fuerte repulsión
eléctrica entre él y la nube negativa del ligando. Esta repulsión
sería menor si el electrón 3d
estuviese en uno de los orbitales
de las bisectrices, que no tienen
la dirección de los ligandos, dxy,
dyz, dxz. El resultado se ve en la
fig.5. El conjunto de los orbitales d se divide en dos subconjuntos, uno de mayor energía eg
de gran densidad electrónica
FIG. 5
según los ejes y otro de energía
inferior, t 2g cuya mayor densidad electrónica está fuera de los ejes. Así pues la configuración de menor energía para el Ti+3 corresponde al caso en que el electrón 3d ocupe
uno de los orbitales t 2g .
El cálculo de la diferencia de energía entre los dos subgrupos de orbitales d encierra gran dificultad. El cálculo basado exclusivamente en las repulsiones eléctricas entre
las nubes de cargas, no es satisfactorio. La diferencia de energía así calculada suele ser
mucho menor que la obtenida experimentalmente con técnicas de espectroscopía. La
razón de esta discrepancia entre la teoría del campo cristalino y el experimento radica en
el supuesto básico de un modelo completamente iónico. O sea, no es correcto suponer
que cuando un ion de un elemento de transición está rodeado de ligandos, el único cambio tiene lugar en aquel ion. Por fuerza debe producirse una mezcla considerable entre
las nubes cargadas de los ligandos y
las nubes cargadas del átomo central,
es decir, deben existir enlaces covalentes. La teoría del campo de los
ligandos, a diferencia de la del campo
cristalino, permite tal deslocalización
de los electrones.
La teoría del campo de los ligandos establece la existencia de orbitales moleculares que se derivan del
átomo central y de los ligandos que lo
FIG. 6
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circundan. Así, en el caso del Titanio rodeado de oxígenos, tendremos en cuenta la superposición parcial de aquellos orbitales 3d dirigidos hacia los ligandos, d z 2 y d x 2 − y 2 ,
con los orbitales 2p de los oxígenos. La fig.5 ofrece una representación de cómo se produce esta superposición. Cuando los ligandos ocupan las posiciones definitivas, los orbitales atómicos son absorbidos para dar lugar a orbitales moleculares. Como la densidad electrónica de éstos se concentra en las direcciones de enlace, estos orbitales han de
ser tipo σ. Además de los orbitales de la fig.5 existen otras superposiciones, en especial
con el orbital 4s y los tres orbitales 4p del titanio. De todo lo dicho se deduce que, con
los dos orbitales 3d, el 4s y los tres 4p del titanio y los orbitales 2p, uno de cada uno de
los oxígenos próximo a él, se forman doce orbitales moleculares, seis enlazantes y otros
seis antienlazantes y como el oxígeno es más electronegativo que el titanio, los electrones compartidos de los orbitales enlazantes tenderán a concentrarse más cerca del oxígeno que del átomo central.
Resumiendo: cuando los ligandos se reúnen con un ion central de un elemento de
transición, los orbitales d resultan afectados de distinta manera. Aquellos cuyas direcciones se apartes de los ligandos sólo son ligeramente afectados pero los orbitales que
estén en las direcciones de los ligandos, se funden con los orbitales atómicos de éstos y
forman orbitales moleculares que mantienen unido el complejo. Los iones de los metales de transición con más de un electrón d, d2 , d3 , la situación es más complicada debido
a las repulsiones mutuas entre estos electrones.
BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial
Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.
Michell J.SIENKO y Robert A.PLANE. Química Teórica y Descriptiva. Editorial
Aguilar. 1970. MADRID.
Linus PAULING. Química General. Editorial Aguilar. 1971. MADRID
Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química General. Tomo 2. U.N.E.D. 1983. MADRID.
Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción a
los conceptos teóricos. Editorial Limusa, S.A. 1989. MÉJICO.
James E.HUHEEY. Química Inorgánica. Harla, S.A. MÉJICO.
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Tratamiento Didáctico
---------------------------------------------------------------------------------------------------------OBJETIVOS
Estudio sistemático de los metales de transición del sistema periódico, en función su
constitución y estructura, estudio de sus características por grupos del sistema periódico,
sus aplicaciones y los compuestos de mayor interés industrial que se derivan de ellos.
Introducción al estudio de los compuestos de coordinación estableciendo modelos
para sus estructuras fundamentales.
UBICACIÓN
El tema se ubica en el 2° curso del Bachillerato, dentro del núcleo de Química descriptiva. Se imparte desde un punto de vista de propiedades generales de los grupos del
S.P. y sus aplicaciones fundamentales así como su capacidad y disposición para formar
compuestos de coordinación.
TEMPORALIZACION
Puede explicarse el tema en 6 horas de clase, lo que dependerá de la síntesis realizada en la descripción detallada de propiedades y de la profundidad que se alcance en los
compuestos de coordinación.
METODOLOGIA
La explicación del tema debe huir de la sistemática descriptiva independiente y se
debe orientar su explicación según una sistemática comparada, basada en los grupos del
Sistema Periódico.
La explicación debe ayudarse con la realización de prácticas de laboratorio demostrativas de las propiedades básicas explicadas.
Se realizarán problemas estequiométricos relacionados con las propiedades de los
elementos de los grupos y los compuestos de coordinación.
CONTENIDOS MINIMOS
Conocimiento de los grupos de transición del Sistema Periódico.
Propiedades generales de los elementos de transición.
Clasificación de los elementos de transición en el S.P.
Propiedades de los metales según su ubicación en el S.P.
Propiedades generales de los grupos diferenciados:
Transición (diversos grupos)
Transición interna.
Formación de compuestos de coordinación.
Principales compuestos derivados de los elementos de transición.
Principales compuestos de coordinación de interés en química.
MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOS
Sistema periódico mural.
Material básico de laboratorio para prácticas.
Muestras de elementos de transición más frecuentes.
Transparencias de estructuras moleculares y de tablas de propiedades físicas de los
elementos de transición.
EVALUACION
Se evaluará el tema mediante ejercicios escritos que comprendan preguntas sobre
cuestiones básicas, de las que destacaremos: Reacciones de metales de transición, Interpretación de propiedades de elementos de transición, Configuraciones electrónicas y
propiedades que se derivan, Valencias de metales.
Pruebas escritas de respuesta múltiple, relativas a las cuestiones anteriores tendentes
a evaluar la capacidad de razonamiento teórico y conceptual.
Evaluación de las prácticas de laboratorio realizadas.
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