grupo ii
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FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA
ASIGNATURA:
Química Inorgánica
DOCENTE:
Ms. Ana María de la Haza Maraví
INTEGRANTES:
Alcántara Yurivilca Fidel
Arias Julca Edlen
Bautista Palián Erick Franco
Samaniego Castro Betty Britany
Damián Paulino Mijail Junior
Paz Flores Gianfranco Joshep
Taboada Sinche Hillary Ailyn
TEMA: ELEMENTOS DEL GRUPO II-A Y II-B
INTRODUCCIÓN
Los elementos de la tabla periódica tienen una gran importancia en nuestras vidas
ya que estos son nuestros componentes mínimos para nuestra existencia. Estos
se encuentran ubicados en grupos y periodos, en este caso nos enfocaremos en
el grupo IIA que son la familia de los alcalinotérreos y son los siguientes: berilio
magnesio, calcio, estroncio, bario y radio (este último no se considera por su
tiempo de vida media corta); son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas, y con agua
para formar hidróxidos fuertemente básicos.
También daremos a conocer el grupo IIB que son a familia de los metales de
transición interna, en los cuales también encontramos algunos elementos que son
radiactivos, que tienen un marcado carácter metálico; muchos de estos se
encuentran distribuidos en la corteza terrestre en abundancia y también un
preciado uso industrial.
Objetivos
Química Inorgánica 2
Conocer los elementos de la tabla periódica del grupo IIA y IIB.
Conocer las propiedades y las reacciones principales de los elementos del
grupo IIA y IIB.
Entender la obtención y la importancia de los elementos del grupo IIA y IIB.
Química Inorgánica 3
Resumen:
En el presente trabajo se estudió las propiedades, características generales,
abundancia y reacciones del grupo IIA que son la familia alcalinotérreos y el grupo
IIB la familia de metales de transición interna, dado que los podemos encontrar en
la naturaleza sobre la corteza terrestre, así mismo también se da a conocer los
procesos básicos para su obtención mediante las principales reacciones que se
den para cada elemento, adicionalmente a esto se da a conocer una breve reseña
histórica sobre sus descubrimientos por lo cual se llegó a comprender que hay
varios elementos altamente radiactivos y es por ello que no podemos realizar
prácticas de este tipo en nuestro laboratorio. El tema también abarca a la
aplicación industrial de los elementos.
Grupo II-A (Metales Alcalinos Térreos):
El segundo grupo del sistema periódico está formado por los metales llamados
alcalinos térreos: berilio, calcio, Magnesio, Estroncio, Bario y Radio. Este último
Química Inorgánica 4
elemento no existe en la naturaleza debido a la inestabilidad de su núcleo, es
radiactivo.
Desde el punto de vista de la configuración electrónica, los átomos de los alcalinos
térreos se caracterizan por tener dos electrones o de valencia en el orbital s , con
configuración electrónica ns2 , por lo que puede formar iones positivos , muy
estables, ya que tienen la configuración electrónica del gas inerte que los procede
en la tabla periódica . La atracción del núcleo sobre estos electrones de valencia
es algo mayor que el de los alcalinos correspondientes y son menos activos que
los metales alcalinos del mismo periodo.
1.BERILIO:
Descripción General:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Química Inorgánica 5
Nombre: Berilio Símbolo: Be
Número atómico: 4 Masa atómica (uma): 9,0122
Período: 2 Grupo: IIA (alcalinotérreo)
Bloque: s (representativo) Valencias: +2
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [He] 2s2 Radio atómico (Å): 1,12
Radio iónico (Å): 0,31 (+2) Radio covalente (Å): 0,9
Energía de ionización (kJ/mol): 900 Electronegatividad: 1,57
Afinidad electrónica (kJ/mol): 0
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 1,85 Color: Gris acero
Punto de fusión (ºC): 1287 Punto de ebullición (ºC): 2471
Volumen atómico (cm3/mol): 4,89
Historia
Descubridor: Nicholas Louis Vauquelin
Lugar de descubrimiento: Francia
Año de descubrimiento: 1798
Origen del nombre: De la palabra griega "béryllos", vocablo aplicado a las
gemas verdes, que derivó en el nombre de "berilo" para el mineral. Como el
elemento fue reconocido en el berilo y en las esmeraldas, se le dio el
nombre de berilio.
Obtención: El elemento fue descubierto por N.L. Vauquelin en 1798 al aislar
el óxido de berilio del berilo y de las esmeraldas (ambos son un mismo
mineral, donde varían las impurezas acompañantes: silicato de aluminio y
berilio Be3Al2(SiO3)6 ). Posteriormente, fue aislado el elemento puro, en
1828, por F. Wöhler e, independientemente, por A.B Bussy, mediante
reducción del cloruro de berilio con potasio. Más adelante, Lebeau lo obtuvo
puro mediante electrólisis de tetrafluoroberilato de sodio, Na2BeF4
Química Inorgánica 6
Propiedades, estado natural y abundancia:
El berilio, uno de los metales alcalinotérreos, ocupa el lugar 51 en
abundancia entre los elementos naturales de la corteza terrestre. Su masa
atómica es 9.012. Tiene un punto de fusión de unos 1.287 °C, un punto de
ebullición de unos 3.000 ¡C, y una densidad de 1.85 g/cm3 . el berilio tiene
una alta resistencia por unidad de masa. Se oxida ligeramente al contacto
con el aire, cubriéndose con una fina capa de óxido. La capacidad del
berilio de rayar el vidrio se atribuye a este recubrimiento óxido. Los
compuestos del berilio son generalmente blancos (o incoloros en solución)
y bastante simples en sus propiedades químicas a los compuestos
correspondientes de aluminio. Esta similitud hace difícil separar el berilio del
aluminio, que casi siempre está presente en lo minerales de berilio.
Obtención:
Reducción del fluoruro de berilio, BeF2, con magnesio metálico
Aplicaciones:
El berilio, en finas capas, se usa en litografía con rayos X para la
producción de microcircuitos integrados y en ventanas de tubos de rayos X,
ya que el Be es relativamente transparente a dichas radiaciones (los
transmite 17 veces mejor que el aluminio).
Moderador y reflector de neutrones térmicos en reacciones nucleares.
Aleado con aluminio produce un material empleado en escudos térmicos de
astronaves, en aviones supersónicos, en misiles y en satélites de
comunicaciones.
Aleado con níquel produce un material extremadamente duro.
En aleaciones berilio-cobre se origina un material muy resistente a la
presión, conductor, no magnético y que no produce chispas por rozamiento.
Se utiliza para fabricar contactos eléctricos, electrodos de soldadura,
Química Inorgánica 7
herramientas antichispa usadas en refinerías petrolíferas y en otros lugares
donde existe posibilidad de explosión.
El óxido de berilio se utiliza en la industria nuclear y en la fabricación de
cerámicas.
Reacciones del ion Berilio:
Solución de sulfato de amonio :
BeCl2 ⧾ (NH4)2S BeS ⧾ 2NH4Cl
Solución de oxalato de amonio : no se forma precipitado
Solución de tiosulfato de sodio : no se forma precipitado
2. MAGNESIO:
Descripción General:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Magnesio Símbolo: Mg
Número atómico: 12 Masa atómica (uma): 24,3050
Química Inorgánica 8
Período: 3 Grupo: IIA (alcalino-térreo)
Bloque: s (representativo) Valencias: +2
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ne] 3s2 Radio atómico (Å): 1,6
Radio iónico (Å): 0,65 (+2) Radio covalente (Å): 1,30
Energía de ionización (kJ/mol): 738 Electronegatividad: 1,31
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 1,74 Color: Plateado
Punto de fusión (ºC): 650 Punto de ebullición (ºC): 1090
Volumen atómico (cm3/mol): 14
Historia:
Descubridor: Sir Humphrey Davy.
Lugar de descubrimiento: Inglaterra.
Año de descubrimiento: 1808.
Origen del nombre: De la palabra griega "Magnesia",distrito de la región de
Tesalia en Grecia, donde fue encontrado el óxido de magnesio (por lo cual
se le dio el nombre de magnesia). Davy propuso, primeramente, el nombre
de "magnium"; pero, finalmente, quedó como "magnesium" del cual deriva
el actual magnesio.
Obtención: En 1618 un granjero en Epsom, Inglaterra, trató de dar a sus
vacas agua de un pozo. Los animales la rechazaron a causa de su sabor
amargo; sin embargo, el granjero observó que el agua parecía curar heridas
y erupciones en la piel. La fama de las "sales de Epsom" se extendió. Se
descubrió que esa sal era el sulfato de magnesio, MgSO4. J. Black
reconoció que el magnesio era un elemento en 1755; pero, no fue aislado
Química Inorgánica 9
hasta 1808 por Humphrey Davy. Se obtuvo por electrólisis de una mezcla
de magnesia (óxido de magnesio) y óxido mercúrico.
Métodos de obtención:
Electrólisis de cloruro de magnesio fundido con cloruro de calcio y cloruro
de sodio a una temperatura de 700 - 720 ºC en celdas Dow (el magnesio se
produce en el cátodo y el cloro en el ánodo).
Por reducción silicotérmica de óxido de magnesio en contenedores de
cromo-níquel (con una mezcla de ferrosilicio, espato flúor y dolomita
calcinada) a baja presión y 1160 ºC.
Aplicaciones:
Se utiliza como flash para las fotografías.
En cohetes de señales y en pirotecnia (incluyendo bombas incendiarias).
Es menos denso que el aluminio, por lo cual es utilizado en aleaciones
ligeras, materiales útiles para: construcciones aeronáuticas, automóviles y
construcción de misiles
Se usa como reductor para la producción de uranio y otros metales a partir
de sus sales.
El óxido de magnesio se usa en la producción de papel y goma y, en la
industria farmacéutica, como antiácido estomacal.
Una mezcla de óxido de magnesio pulvurulento y disolución concentrada de
cloruro de magnesio es el cemento de magnesio, que solidifica fuertemente
y se utiliza para fabricar piedras artificiales (mármol).
El carbonato de magnesio se emplea para obtención de aislantes, vidrios y
cerámicas. Así como para preparar papel, polvos cosméticos y pasta de
dientes.
El sulfato de magnesio se utiliza en la industria textil, papelera y como
laxante (parece impedir la absorción de agua por el intestino, por lo que
éste reacciona provocando la defecación).
Química Inorgánica 10
El hidróxido de magnesio se emplea como antiácido estomacal y laxante.
El magnesio se utiliza para formar compuestos organometálicos, originando
los llamados "compuestos de Grignard", que son combinaciones de
magnesio, un hidrocarburo y un halógeno.
Reacciones del ión magnesio:
Solución de hidróxido de amonio:
MgSo4 ⧾ 2NH4OH Mg(OH)2 ⧾ (NH4)SO4
Solución de carbonato de amonio :
MgSO4 ⧾ (NH4)2CO3 MgCO3 ⧾ (NH4)SO4
Solución de fosfato de sodio :
MgSO4 ⧾ Na2HPO3 ⧾NH4OH ⧾H2O Mg(NH4)PO4 ⧾ Na2SO4 ⧾ 6H20
MgSO4 ⧾ NaHPO3 MgHPO4 ⧾ Na2SO4
3. CALCIO:
Descripción Gráfica:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Calcio Símbolo: Ca
Número atómico: 20 Masa atómica (uma): 40,078
Período: 4 Grupo: IIA (alcalino-térreo)
Química Inorgánica 11
Bloque: s (representativo) Valencias: +2
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ar] 4s2 Radio atómico (Å): 1,97
Radio iónico (Å): 0,99 (+2) Radio covalente (Å): 1,74
Energía de ionización (kJ/mol): 590 Electronegatividad: 1,00
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 1,55 Color: Plateado
Punto de fusión (ºC): 842 Punto de ebullición (ºC): 1484
Volumen atómico (cm3/mol): 26,2
Historia:
Descubridor: Sir Humphrey Davy.
Lugar de descubrimiento: Inglaterra.
Año de descubrimiento: 1808.
Origen del nombre: Los romanos utilizaban la cal (óxido de calcio) en sus
morteros de construcción. La cal la obtenían igual que en la actualidad,
quemando caliza. La palabra "calcio" deriva del latín "calx", que significaba
"cal".
Obtención: El metal no fue descubierto hasta 1808 , año en que Berzelius y
Pontin prepararon amalgama de calcio por electrólisis de la cal en mercurio.
Enterado Davy se dispuso a obtener el metal, para ello efectuó la
electrólisis de una mezcla de cal y óxido de mercurio
Método de obtención:
Reducción aluminotérmica del óxido de calcio: una mezcla de cal
pulverizada y aluminio en polvo se comprime en frío para aglomerarlo y se
calienta a 1200 ºC a alto vacío; así, se recoge el vapor del calcio.
Química Inorgánica 12
Electrólisis de cloruro cálcico fundido: a la sal se le añaden como fundentes
fluoruro cálcico y cloruro potásico (para disminuir el punto de fusión) y se
calienta a 790 ºC; como ánodo se utilizan placas de cobre y el cátodo es
una varilla de hierro.
Aplicaciones:
Reductor para la obtención de otros metales: uranio, circonio, torio, etc.
Desoxidante en la manufactura de muchos aceros.
El calcio, aleado con aluminio, se emplea para la fabricación de cojinetes.
Se utiliza el calcio como material de separación de mezclas nitrógeno-
argón.
La cal o cal viva (óxido de calcio), que se obtiene calentando la caliza, se
transforma en cal apagada (hidróxido de calcio) al añadirle agua. La cal
apagada tiene muchos usos: mezclada con arena constituye el mortero que
fragua separándose el exceso de agua, es un absorbente excelente para el
dióxido de carbono pues reacciona formando carbonato cálcico insoluble.
La caliza (carbonato de calcio) junto con arcilla, molidas ambas, originan el
cemento.
Reacciones del ion calcio:
Solución de carbonato de amonio :
CaCl2⧾ H2CO3 CaCO3 ⧾ 3NH4Cl
Solución de ácido sulfúrico diluido:
CaCl2⧾ H2SO4 CaSO4 ⧾ 2HCl
Solución de oxalato de amonio :
CaCl2⧾ (NH4)2C2O4 CaC2O4 ⧾ 2NH4Cl
Química Inorgánica 13
Solución de ferrocianuro de potasio :
CaCl2⧾ K4(Fe(CN)6) CaK2[Fe(CN)6] ⧾ 2KCl
4. ESTRONCIO:
Descripción General:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Estroncio Símbolo: Sr
Número atómico: 38 Masa atómica (uma): 87,62
Período: 5 Grupo: IIA (alcalino-térreo)
Bloque: s (representativo) Valencias: +2
Química Inorgánica 14
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Kr] 5s2 Radio atómico (Å): 2,15
Radio iónico (Å): 1,13 (+2) Radio covalente (Å): 1,92
Energía de ionización (kJ/mol): 548 Electronegatividad: 0,95
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 2,63 Color: Plateado
Punto de fusión (ºC): 777 Punto de ebullición (ºC): 1382
Volumen atómico (cm3/mol): 33,7
Historia:
Descubridor: Sir Humphrey Davy.
Lugar de descubrimiento: Inglaterra.
Año de descubrimiento: 1808.
Origen del nombre: En el pueblo escocés llamado "Strontian" se encontró
un mineral, que recibió el nombre de estroncianita (en honor al pueblo). Fue
de este mineral, que contiene al estroncio, de donde derivó el nombre.
Obtención: En 1790, A. Crawford reconoció un nuevo mineral en un pueblo
de Escocia. Este mineral se llamó estroncianita (carbonato de estroncio) y
se descubrió que contenía un nuevo elemento. El metal fue aislado por
Davy, en 1808, mediante electrólisis de una mezcla de cloruro de estroncio
y óxido de mercurio
Método de obtención:
Por electrólisis del cloruro de estroncio fundido, mezclado con cloruro
potásico para rebajar el punto de fusión.
Mediante reducción de óxido de estroncio con aluminio en virutas, a vacío y
a temperaturas en las que el estroncio destila.
Química Inorgánica 15
Aplicaciones:
El estroncio se utiliza para producir vidrio para tubos de televisión en color.
El estroncio se emplea para el refinado del zinc.
El titanato de estroncio, SrTiO3, se emplea para fabricar gemas artificiales.
El nitrato de estroncio da un color carmesí a las llamas, por lo cual se
emplea para fuegos artificiales y en cohetes de señales.
El Sr tiene una vida media muy larga y es uno de los peores componentes
de los productos nucleares: se incorpora a la cadena alimenticia y, de ésta,
a los huesos, debido a su gran analogía con el calcio, donde produce
sarcoma.
Reacciones del ion estroncio:
Solución de carbonato de amonio:
SrCl2 + (NH4)2CO3 SrCO3 + 2NH4Cl
Solución de ácido sulfúrico diluido :
SrCl2 + H2SO4 SrSO4 + 2HCl
Solución de carbonato de sodio :
SrSO4 + Na2CO3 SrCO3 + Na2SO4
Solución de oxalato de amonio:
SrCl2 + (NH4)2C2O4 SrC2O4 + 2(NH4)Cl
Solución saturada de sulfato de calcio :
SrCl2 + CaSO4 SrSO4 + CaCl2
Química Inorgánica 16
5. BARIO:
Descripción general:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Bario Símbolo: Ba
Número atómico: 56 Masa atómica (uma):
Período: 6 Grupo: IIA (alcalino-térreo)
Bloque: s (representativo) Valencias: +2
Química Inorgánica 17
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Xe] 6s2 Radio atómico (Å): 2,22
Radio iónico (Å): 1,35 (+2) Radio covalente (Å): 1,28
Energía de ionización (kJ/mol): 503 Electronegatividad: 0,89
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 3,594 Color: Plateado
Punto de fusión (ºC): 727 Punto de ebullición (ºC): 1897
Volumen atómico (cm3/mol): 38,21
Historia:
Descubridor: Sir Humphrey Davy.
Lugar de descubrimiento: Inglaterra.
Año de descubrimiento: 1808.
Origen del nombre: De la palabra griega "barys" que significa "pesado", en
atención a la gran densidad de muchos de sus compuestos.
Obtención: La barita (óxido de bario) fue diferenciada de la cal (óxido de
calcio) por Scheele en 1774. El bario elemental fue aislado por Sir
Humphrey Davy mediante electrólisis de barita fundida con óxido de
mercurio, obteniendo una amalgama de bario.
Método de obtención:
Se obtiene mediante reducción aluminotérmica del óxido de bario a alto
vacío.
Mediante electrólisis del cloruro de bario.
Aplicación:
El bario se emplea para eliminar trazas de gases en tubos de vacío y
televisión.
Química Inorgánica 18
El sulfato de bario se emplea en pinturas (blanco permanente), goma y
papel. Junto con sulfuro de zinc forma el litopón, colorante blanco brillante
muy estable e insoluble, con buenas propiedades de recubrimiento y que no
se oscurece en presencia de sulfuros.
El sulfato de bario se emplea como contraste en radioscopia de aparato
digestivo, ya que absorbe muy bien los rayos X.
El óxido y el hidróxido de bario se usan como desecantes.
El carbonato de bario se emplea como veneno para ratas. También se
emplea en la industria de vidrio y cerámica.
El nitrato y el clorato de bario se emplean para dar color verde en
pirotecnia.
El sulfuro impuro es fosforescente después de exponerlo a la luz.
Reacción del ion bario:
Solución de carbonato de amonio:
BaCl2 + (NH4)2CO3 BaCO3 + 2(NH4)Cl
Solución de oxalato de amonio:
BaCl2 + (NH4)2C2O4 BaC2O4 + 2(NH4)Cl
Solución de ácido sulfúrico diluido:
BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl
Solución de cromato de potasio:
BaCl2 + k2CrO4 BaCrO4 + 2KCl
Química Inorgánica 19
6. RADIO:
Descripción general:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Radio Símbolo: Ra
Número atómico: 88 Masa atómica (uma): (226,03)
Período: 7 Grupo: IIA (alcalino-térreo)
Bloque: s (representativo) Valencias: +2
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Química Inorgánica 20
Configuración electrónica: [Rn] 7s2 Radio atómico (Å): 2,15
Radio iónico (Å): 1,52 (+2) Radio covalente (Å): -
Energía de ionización (kJ/mol): 509 Electronegatividad: 0,89
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 5,000 Color: Blanco brillante
Punto de fusión (ºC): 700 Punto de ebullición (ºC): 1740
Volumen atómico (cm3/mol): 45,21
Historia:
Descubridor: Marie y Pierre Curie.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1898.
Origen del nombre: De la palabra latina "radius" que significa "rayo", debido
a su poderosa radiactividad.
Obtención: El radio fue descubierto en 1898 por M. Curie en la pechblenda
del Norte de Bohemia (7 toneladas de mineral contienen aproximadamente
1 g de radio). El elemento fue aislado en 1911 por M. Curie y A. Debierne
mediante electrólisis de una disolución de cloruro de radio puro con un
cátodo de mercurio; la amalgama se destila en atmósfera de hidrógeno y,
así, se obtiene el metal puro.
Obtención:
Se obtiene como resultado de los procesos de desintegración en minerales de
torio y uranio. Puede extraerse mediante lavados durante el procesado de los
mismos, obteniéndose como bromuro o cloruro de radio.
Importancia:
Química Inorgánica 21
Se emplea en pinturas luminosas, ya que, tanto el radio como sus sales
presentan luminiscencia.
Se utiliza como fuente de neutrones.
En medicina se emplea para el tratamiento del cáncer (aunque está siendo
sustituido por isótopos más baratos y menos peligrosos, como el60Co).
REACCIONES DEL RADIO:
Ya que el radio fue descubierto en el mineral pechblenda por los químicos
franceses Marie y Pierre Curie en 1898. Estos descubrieron que el mineral era
más radiactivo que su componente principal, el uranio, y separaron el mineral en
varias fracciones con el fin de aislar las fuentes desconocidas de radiactividad.
Una fracción aislada utilizando sulfuro de bismuto, contenía una sustancia
fuertemente radiactiva, el polonio, que los Curie conceptuaron como nuevo
elemento. Mas arde se trató otra fracción altamente de cloruro de bario para
obtener a sustancia radiactiva, que resultó ser un nuevo elemento, el radio. Es por
esta razón que no logramos encontrar reacciones del radio, un elemento
altamente radiactivo.
Grupo II-B (Elementos puente):
El grupo II-B del sistema periódico está formado por: zinc, cadmio, mercurio y
ununbio.
El radio del átomo y la mayor carga nuclear resultante de estar los 10 electrones d
En un subnivel inferior determina que estos metales son menos activos que los
metales alcalinos térreos (con los que guardan cierta semejanza) .Si bien, el zinc y
el cadmio , son relativamente activos y muy parecidos entre sí , el mercurio es un
gas noble.
Química Inorgánica 22
Estos tienen gran tendencia a formar iones complejos y compuestos covalentes.
Sus iones son complejos
1. Zinc:
Descripción general:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Zinc Símbolo: Zn
Número atómico: 30 Masa atómica (uma): 65,39
Período: 4 Grupo: IIB (transición)
Bloque: d (no representativo) Valencias: +2
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 Radio atómico (Å): 1,37
Radio iónico (Å): 0,74 (+2) Radio covalente (Å): 1,31
Energía de ionización (kJ/mol): 906 Electronegatividad: 1,65
Afinidad electrónica (kJ/mol): 9
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 7,14 Color: Blanco-Azulado
Punto de fusión (ºC): 420 Punto de ebullición (ºC): 907
Volumen atómico (cm3/mol): 9,16
Historia:
Descubridor: Desconocido.
Lugar de descubrimiento: Desconocido.
Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.
Química Inorgánica 23
Origen del nombre: De la palabra alemana "zink" nombre con el que se
designaba a uno de los metales presentes en el latón (aleación de cobre y
zinc) o también de la palabra alemana "zinke" (punta aguda) por la forma
que adoptaba al depositarse en los altos hornos.
Obtención: Los minerales de zinc fueron usados, desde tiempos remotos,
junto al cobre para obtener latón. Se ha encontrado en Palestina un latón
cuya fecha de fabricación está comprendida entre el 1400 y el 1000 antes
de Cristo. También, en unas ruinas prehistóricas en Transilvania se
encontró una aleación con un 87 % de zinc. Las fundiciones de minerales
de zinc con cobre parece que fueron descubiertas en Chipre y fueron
usados posteriormente por los romanos. El zinc metálico se obtuvo en el
siglo XIII en la India mediante reducción de calamina (carbonato de zinc)
con sustancias orgánicas, como la madera. En 1746, Andreas Marggraf
redescubrió el metal en Europa, obteniéndolo por reducción de calamina
con carbón.
Método de obtención:
Concentración de los minerales y tostación para obtener el óxido y
reducción de éste con carbón o carbono y posterior destilación del metal o
efectuar procedimientos electrolíticos.
Aplicaciones:
Se utiliza como reductor.
Se emplea, en grandes cantidades, para el galvanizado (zincado) de otros
metales como el hierro e impedir su corrosión.
Se emplea para obtener numerosas aleaciones: latones, plata alemana, etc.
Al adicionar al zinc pequeñas cantidades de aluminio y cobre se aumenta
su solidez; por ejemplo, la aleación denominada Prestal(R) que contiene un
22 % de aluminio es más fuerte que el acero y tan fácil de moldear como un
plástico. El zinc metálico se usa para fabricar pilas secas y para proteger
Química Inorgánica 24
estructuras de hierro de la corrosión, utilizando el zinc como ánodo de
sacrificio, a causa de las posiciones relativas del zinc y el hierro en la serie
electroquímica.
El óxido de zinc (color blanco) se utiliza en manufactura de pinturas (blanco
de zinc), relleno de materiales de caucho, cosméticos, productos
farmacéuticos, recubrimiento de suelos, plásticos, tintas, jabones, baterías,
productos textiles y equipos eléctricos.
El sulfuro de zinc es un sólido blanco que, por adición de pequeñas
impurezas de cobre o plata, produce fosforescencia al iluminarlo. Se utiliza
en señales luminosas, pantallas de rayos X y de TV y luces fluorescentes.
El cloruro de zinc se emplea como deshidratante.
Reacciones del ion zinc:
SOLUCION DE HIDROXIDO DE SODIO:
ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2 + NaSO4
SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE AMONIO:
ZnSO4 + 2NH4OH → Zn(OH)2 + (NH4)2 SO4
Zn(OH)2 + 6NH4OH → (Zn(NH3)6)(OH)2 + 6H2O
SOLUCIÓN DE SULFURO DE AMONIO:
ZnSO4 + (NH4)2S → ZnS + H2SO4
2NaC2H3O2 + H2SO4 → 2HC2H3O2 +Na2SO4
Na2ZnO2 + H2S → ZnS + NaOH
SOLUCION DE FOSFATO DE SODIO:
ZnSO4 + NH4Cl + 2Na2HPO4 → Zn(NH4)PO4 + NaH2PO4 + NaCl
Química Inorgánica 25
SOLUCION DE FERROCIANURO DE POTASIO:
2ZnSO4 + K4(Fe(CN)6) → Zn(Fe(CN)6) + 2K2SO4
3Zn(Fe(CN)6) + K4(Fe(CN)6) → 2Zn3K2(Fe(CN)6)2
Zn(Fe(CN)6) + 8NaOH → 2Na2ZnO2 + Na4(Fe(CN)6) + 4H2O
REACTIVO MERCURITIOCIANATO ACETATO DE COBALTO:
Zn++ + Hg(CNS)42- → Zn(Hg(CNS)4)
2. Cadmio:
Descripción Grafica:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Cadmio Símbolo: Cd
Número atómico: 48 Masa atómica (uma): 112,411
Período: 5 Grupo: IIB (transición)
Bloque: d (no representativo) Valencias: +2
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 Radio atómico (Å): 1,54
Radio iónico (Å): 0,97 (+2) Radio covalente (Å): 1,48
Energía de ionización (kJ/mol): 868 Electronegatividad: 1,69
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 8,65 Color: Blanco plateado
Punto de fusión (ºC): 321 Punto de ebullición (ºC): 767
Química Inorgánica 26
Volumen atómico (cm3/mol): 13,00
Historia:
Descubridor: Friedrich Strohmeyer.
Lugar de descubrimiento: Alemania.
Año de descubrimiento: 1817.
Origen del nombre: De la palabra latina "cadmia" que significa "calamina"
(carbonato de zinc) y de la palabra griega "kadmeia" con el mismo
significado. Ya que fue encontrado en una impureza de la calamina.
Obtención: Se encontró en una impureza de algunas muestras de
carbonato de zinc. Strohmeyer observó que esas muestras, en particular,
cambiaban el color al calentarlas, lo cual no le ocurría al carbonato de zinc
puro. Strohmeyer fue lo suficientemente persistente para continuar la
observación. así consiguió aislar el elemento mediante tostación y posterior
reducción del sulfuro.
Método de obtención:
Se obtiene como subproducto en el procesado de minerales de zinc, cobre
y plomo.
Aplicación:
Es componente de aleaciones de bajo punto de fusión. Se emplea en
aleaciones de cojinetes, con bajo coeficiente de fricción y gran resistencia a
la fatiga.
Se utiliza mucho en electrodeposición: recubrimiento de rectificadores y
acumuladores.
Se emplea en baterías níquel-cadmio recargables.
Química Inorgánica 27
Utilizado en barras de control del flujo de neutrones en los reactores
nucleares.
El hidróxido de cadmio se emplea en galvanotecnia y en la fabricación de
electrodos negativos de baterías de níquel-cadmio.
El óxido de cadmio se usa como catalizador para la hidrogenación y la
síntesis de metano. Además, se emplea para fabricación de esmaltes y en
sinterización.
El cloruro de cadmio se utiliza en galvanotecnia, fotografía y tintorería.
El sulfuro de cadmio se utiliza como pigmento amarillo.
El estearato de cadmio se emplea para mejorar la estabilidad de materiales
Los silicatos y los boratos de cadmio presentan fosforescencia y
fluorescencia y se usan como componentes de las sustancias
fosforescentes de televisión en blanco y negro.
Reacciones del ion cadmio:
SULFURO DE HIDROGENO:
CdSO4 + H2S → CdS + H2SO4
SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE AMONIO:
CdSO4 + 2NaOH → Cd(OH)2 + Na2SO4
CdSO4 + 2NH4OH → Cd(OH)2 + (NH4)2SO4
Cd(OH)2 + (NH4)2SO4 → NH4OH + (Cd(NH3)4)SO4 + 4H2O
SOLUCIÓN DE CIANURO DE POTASIO:
CdSO4 + 2KCN → Cd(CN)2 + K2SO4
Cd(CN)2 + 2KCN → K2(Cd(CN)4)
K2(Cd(CN)2) + H2S → CdS + 2KCN + 2HCN
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3. Mercurio:
Descripción general.
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Mercurio Símbolo: Hg
Número atómico: 80 Masa atómica (uma): 200,59
Período: 6 Grupo: IIB (transición)
Bloque: d (no representativo) Valencias: +1, +2
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 Radio atómico (Å): 1,55
Radio iónico (Å): 1,10 (+2) Radio covalente (Å): 1,49
Energía de ionización (kJ/mol): 1007 Electronegatividad: 2,00
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 13,546 Color: Blanco plateado
Punto de fusión (ºC): -39 Punto de ebullición (ºC): 357
Volumen atómico (cm3/mol): 14,81
Historia:
Descubridor: Desconocido.
Lugar de descubrimiento: Desconocido.
Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.
Origen del nombre: Debido a la movilidad del metal, se le asignó el nombre
del Dios Mercurio -alado e inquieto mensajero-. (El origen del símbolo Hg
proviene de la palabra latina "hydrargyrum", que significa "plata líquida",
Química Inorgánica 29
aludiendo al aspecto plateado del metal y a su estado líquido a temperatura
ambiente).
Obtención: El mercurio era conocido por los antiguos chinos e hindúes,
antes del 2000 a.C.; encontrado en tumbas egipcias datadas del 1500 a.C.
Se usaba para formar amalgamas con otros metales sobre el año 500 a.C.
los griegos usaban el mercurio para fabricar pomadas y los romanos para
fabricar cosméticos.
Método de obtención:
El metal se obtiene triturando el cinabrio (mineral de sulfuro de mercurio (II))
y calentando en un horno a 700 ºC en una corriente de aire. El vapor se
condensa y se recoge en recipientes de hierro.
Aplicación:
Se emplea en laboratorios para termómetros, barómetros, bombas de
difusión y otros instrumentos.
Se utiliza para fabricar lámparas de vapor de mercurio para iluminación y en
anuncios luminosos e interruptores líquidos.
Se usa para fabricar pesticidas, como cátodo para la electrólisis de cloruros
alcalinos, para amalgamas dentales, pinturas antisuciedad, baterías y como
catalizador.
El cloruro mercurioso (calomelanos) se emplea en medicina, como
insecticida y en la fabricación de electrodos de calomelanos.
El fulminato de mercurio se utiliza como detonador en explosivos.
El sulfuro mercúrico se emplea como pigmento: pinturas, cera de lacrar.
Reacciones del ion cadmio:
REACCIONES CON EL IÓN MERCURIOSO:
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ÁCIDO CLORHIDRICO DILUIDO:
Ag2(NO3)2 + 2HCl → 2HgCl2 + HNO3
HgCl2 + 2NH4OH → Hg(NH2)Cl + Hg NH4Cl +2H2
HNO3 + 3HCl → NOCl + Cl2 + 2H2O
2Hg(NH2)Cl + 3Cl2 → 2HgCl2 + 4HCl +N2
Hg + Cl2 → HgCl2
SOLUCION DE CORMATO DE POTASIO:
Hg2(NO3)2 + K2CrO4 → HgCrO4 + 2KNO3
SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO:
Hg(NO3)2 + 2NaOH → Hg2O +2Na2NO3 +H2O
REACCIONES CON EL IÓN MERCURICO:
SULFURO DE HIDRÓGENO:
Inicialmente un precipitado blanco luego amarillo castaño y finalmente negro.
3HgCl2 + 2H2S → Hg3S2Cl2 + 4HCl
Hg3S2Cl +H2S → 2HCl + 3HgS
HgCl2 + H2S → HgS +HCl
3HgS + 2HNO3 + 6HCl → 3HgCl2 +2NO + 3S +4H2O
SOLUCIÓN DE CLORURO ESTAÑOSO:
Química Inorgánica 31
Inicialmente un precipitado blanco de HgCl2 que por exceso de reactivo se reduce
a mercurio elemento gris oscuro.
2HgCl2 + SnCl2 → SnCl4 +Hg2Cl2
Hg2Cl2 + SnCl2 → SnCl4 +2Hg
SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO:
Inicialmente un precipitado pardo rojizo de cloruro básico que se convierte por
exceso de reactivo en oxido mercúrico amarillo.
HgCl2 + 2NaOH → HgO + 2NaCl + H2O
SOLUCIÓN DE HIDROXIDO DE AMONIO:
HgCl2 + NH4OH → Hg(NH2)Cl + NH4Cl + 2H2O
SOLUCIÓN DE YODURO DE POTASIO:
Inicialmente un precipitado amarillo de HgI2 luego un precipitado rojo.
HgCl2 + 2KI → HgI2 + 2KCl
HgI2 + KI → K2(HgI4)
COBRE:
Cuando una lámina de cobre brillante se introduce en solución de HgCl2 se cubre
de una película gris de Hg que adquiere al frotarlo una apariencia plateada.
HgCl2 + Cu → Hg + CuCl2
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Química Inorgánica 33
Química Inorgánica 34
Referencia Bibliografica:-Pons Muzzo Gaston,Editorial Bruño Primera edicion . Lima - Peru, 1987.-Skoog , D. West , D. Mc Graw Hill Cuarta edicion . 1990.-Stein,Editorial Alhambra 1972-Wood Kennan Bill,Editorial Harla S.A. Nueva york . 1994.
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