Capítulo 1: Introducción a la Química Inorgánica.
1.1 Definición y Alcance de la Química Inorgánica.
1.2 Historia de la Química Inorgánica.
1.3 Importancia y Aplicaciones Industriales.
1.1 Definición y Alcance de la Química Inorgánica.
**Definición:**
La química inorgánica es la rama de la química que estudia la estructura, propiedades, y reacciones de los compuestos que no contienen enlaces carbono-hidrógeno, típicos de los compuestos orgánicos. Esto incluye una amplia gama de sustancias como minerales, metales, sales, ácidos, bases, y complejos de coordinación.
**Alcance:**
– **Metales y Aleaciones:** Estudio de metales puros y aleaciones, sus propiedades, y aplicaciones.
– *Ejemplo:* El acero es una aleación de hierro con carbono y otros elementos. Es crucial en la construcción y fabricación de herramientas.
– **Compuestos Iónicos:** Compuestos formados por la unión de cationes y aniones.
– *Ejemplo:* El cloruro de sodio (NaCl), comúnmente conocido como sal de mesa, se usa ampliamente en la industria alimentaria y en procesos químicos.
– **Química de Coordinación:** Estudio de complejos formados por metales de transición y ligandos.
– *Ejemplo:* El cisplatino (cis-[Pt(NH3)2Cl2]) es un complejo de platino utilizado en el tratamiento del cáncer.
– **Química de los No Metales:** Incluye el estudio de los elementos no metálicos y sus compuestos.
– *Ejemplo:* El dióxido de azufre (SO2) es un gas que se utiliza en la producción de ácido sulfúrico y como conservante en alimentos.
– **Química Organometálica:** Estudio de compuestos que contienen enlaces metal-carbono.
– *Ejemplo:* El tetraetilplomo (Pb(C2H5)4) se utilizó históricamente como aditivo en la gasolina para mejorar su rendimiento.
1.2 Historia de la Química Inorgánica
**Desarrollo Histórico:**
1. **Antigüedad:**
– **Alquimia:** Los primeros alquimistas realizaron experimentos rudimentarios con minerales y metales buscando transformar metales comunes en oro.
– *Ejemplo:* El azufre y el mercurio eran fundamentales en los experimentos alquímicos.
2. **Siglo XVIII:**
– **Nacimiento de la Química Moderna:** Antoine Lavoisier define el concepto de elementos químicos y rechaza la teoría del flogisto.
– *Ejemplo:* Lavoisier identificó y nombró el oxígeno, elemento fundamental en la química inorgánica.
3. **Siglo XIX:**
– **Desarrollo de la Tabla Periódica:** Dmitri Mendeléyev organiza los elementos en la tabla periódica según sus propiedades químicas.
– *Ejemplo:* La predicción de Mendeléyev de elementos como el germanio, que aún no habían sido descubiertos, validó la utilidad de la tabla periódica.
4. **Siglo XX:**
– **Teoría del Enlace y la Química Cuántica:** Avances en la teoría del enlace y la mecánica cuántica explican la estructura electrónica de los átomos y moléculas.
– *Ejemplo:* La teoría del enlace de valencia y la teoría de los orbitales moleculares permitieron entender la formación de compuestos complejos.
1.3 Importancia y Aplicaciones Industriales
**Importancia:**
– **Industria Química:** La producción de químicos inorgánicos es fundamental para diversas industrias.
– *Ejemplo:* La producción de amoníaco (NH3) por el proceso Haber-Bosch es crucial para la fabricación de fertilizantes.
– **Materiales y Construcción:** Los materiales inorgánicos, como los metales y las cerámicas, son esenciales en la construcción de infraestructuras y dispositivos tecnológicos.
– *Ejemplo:* El uso de titanio en la fabricación de aviones debido a su alta resistencia y bajo peso.
– **Energía:** Los compuestos inorgánicos juegan un papel crucial en la producción y almacenamiento de energía.
– *Ejemplo:* Los paneles solares de silicio (Si) convierten la luz solar en electricidad mediante el efecto fotovoltaico.
**Aplicaciones Industriales:**
1. **Industria Metalúrgica:**
– *Ejemplo:* La extracción y purificación de metales como el aluminio a partir de la bauxita mediante el proceso Bayer.
2. **Industria Electrónica:**
– *Ejemplo:* El uso de semiconductores como el arseniuro de galio (GaAs) en la fabricación de dispositivos electrónicos de alta velocidad.
3. **Industria Farmacéutica:**
– *Ejemplo:* La utilización de complejos de platino como el cisplatino en tratamientos de quimioterapia.
4. **Industria de Materiales:**
– *Ejemplo:* El desarrollo de materiales superconductores, como el YBa2Cu3O7, que tienen aplicaciones en la construcción de imanes de alta capacidad para la resonancia magnética.
5. **Industria Ambiental:**
– *Ejemplo:* La utilización de óxidos metálicos como el dióxido de titanio (TiO2) en la fotocatálisis para la descomposición de contaminantes en el agua y el aire.
Estos ejemplos específicos y detallados proporcionan una base sólida para comprender la definición, el alcance, la historia, la importancia y las aplicaciones industriales de la química inorgánica.
Capítulo 2: Clasificación Periódica de los Elementos.
2.1 Tabla Periódica de los Elementos Químicos.
2.2 Tendencias Periódicas (radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica).
2.3 Metales, No Metales y Metaloides.
2.1 Tabla Periódica de los Elementos Químicos
**Paso 1: Introducción a la Tabla Periódica**
– La tabla periódica organiza todos los elementos químicos conocidos en un formato estructurado.
– Fue desarrollada por Dmitri Mendeléyev en 1869 y ha sido actualizada a medida que se descubren nuevos elementos.
– **Filas y Columnas:** Los elementos están ordenados en filas horizontales llamadas periodos y columnas verticales llamadas grupos o familias.
– *Ejemplo:* El hidrógeno (H) está en el periodo 1, grupo 1.
**Paso 3: Significado de la Organización**
– **Número Atómico:** Los elementos están ordenados por número atómico creciente (número de protones).
– *Ejemplo:* El helio (He) tiene número atómico 2 y está en el grupo 18, periodo 1.
– **Propiedades Químicas:** Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares debido a que tienen la misma configuración de electrones en su capa externa.
– *Ejemplo:* Todos los elementos del grupo 1, como el sodio (Na) y el potasio (K), son metales alcalinos y reaccionan vigorosamente con agua.
2.2 Tendencias Periódicas
**Paso 1: Radio Atómico**
– **Definición:** El radio atómico es la distancia desde el núcleo del átomo hasta el borde de su nube electrónica.
– **Tendencia en la Tabla Periódica:**
– Aumenta de arriba hacia abajo en un grupo.
– *Ejemplo:* El radio atómico del litio (Li) es menor que el del cesio (Cs) en el grupo 1.
– Disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo.
– *Ejemplo:* El radio atómico del sodio (Na) es mayor que el del cloro (Cl) en el periodo 3.
**Paso 2: Energía de Ionización**
– **Definición:** La energía de ionización es la energía necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso.
– **Tendencia en la Tabla Periódica:**
– Disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.
– *Ejemplo:* La energía de ionización del litio (Li) es mayor que la del francio (Fr) en el grupo 1.
– Aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo.
– *Ejemplo:* La energía de ionización del sodio (Na) es menor que la del argón (Ar) en el periodo 3.
**Paso 3: Afinidad Electrónica**
– **Definición:** La afinidad electrónica es la cantidad de energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso captura un electrón.
– **Tendencia en la Tabla Periódica:**
– Disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.
– *Ejemplo:* La afinidad electrónica del flúor (F) es mayor que la del yodo (I) en el grupo 17.
– Aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo.
– *Ejemplo:* La afinidad electrónica del carbono (C) es menor que la del oxígeno (O) en el periodo 2.
2.3 Metales, No Metales y Metaloides
**Paso 1: Metales**
– **Características Generales:** Alta conductividad eléctrica y térmica, brillo metálico, maleabilidad, ductilidad.
– *Ejemplo:* El cobre (Cu) es un buen conductor de electricidad y se utiliza en cables eléctricos.
**Paso 2: No Metales**
– **Características Generales:** Baja conductividad eléctrica y térmica, no son brillantes, quebradizos en estado sólido.
– *Ejemplo:* El oxígeno (O) es un no metal esencial para la respiración de los seres vivos.
**Paso 3: Metaloides**
– **Características Generales:** Propiedades intermedias entre metales y no metales, semiconductores.
– *Ejemplo:* El silicio (Si) es un metaloide utilizado en la fabricación de dispositivos electrónicos debido a sus propiedades semiconductoras.
**Paso 4: Ubicación en la Tabla Periódica**
– **Metales:** Se encuentran principalmente en el lado izquierdo y centro de la tabla periódica.
– *Ejemplo:* El hierro (Fe), que se encuentra en el grupo 8, periodo 4.
– **No Metales:** Se encuentran en el lado derecho de la tabla periódica.
– *Ejemplo:* El nitrógeno (N), que se encuentra en el grupo 15, periodo 2.
– **Metaloides:** Se encuentran a lo largo de una línea que separa los metales de los no metales.
– *Ejemplo:* El boro (B), que se encuentra en el grupo 13, periodo 2.
Estos desarrollos detallados y ejemplos específicos proporcionan una comprensión clara y concisa de cada uno de los incisos del Capítulo 3: Clasificación Periódica de los Elementos.
Capítulo 3: Estados de Oxidación y Equilibrio Redox.
3.1 Números de Oxidación y su Determinación.
3.2 Reacciones de Oxidación-Reducción.
3.3 Equilibrio Redox y Potenciales de Electrodos.
3.4 Compuestos Químicos Oxidantes y Reductores.
3.5 Los Metales y su Poder Reductor.
3.6 Balance de Ecuaciones mediante Ión-Electrón.
3.7 Balance de Ecuaciones por Tanteo.
3.8 Balance de Ecuaciones por Método Algebraico.
3.9 Aplicaciones de Redox en Procesos Industriales.
A continuación se presenta un desarrollo completo y detallado para cada inciso del Capítulo 3: Estados de Oxidación y Equilibrio Redox.
Capítulo 3: Estados de Oxidación y Equilibrio Redox
3.1 Números de Oxidación y su Determinación
**Paso 1: Definición del Número de Oxidación**
– El número de oxidación es un valor que indica el número de electrones que un átomo gana, pierde o comparte cuando forma un compuesto.
**Paso 2: Reglas para Asignar Números de Oxidación**
– **Elementos libres:** El número de oxidación de un elemento en su estado elemental es 0.
– *Ejemplo:* O₂, H₂, N₂ tienen números de oxidación 0.
– **Iones monoatómicos:** El número de oxidación es igual a la carga del ión.
– *Ejemplo:* Na⁺ tiene un número de oxidación de +1, Cl⁻ tiene un número de oxidación de -1.
– **Oxígeno:** Generalmente tiene un número de oxidación de -2, excepto en peróxidos (donde es -1) y en el compuesto OF₂ (donde es +2).
– *Ejemplo:* En H₂O, el oxígeno tiene un número de oxidación de -2.
– **Hidrógeno:** Generalmente tiene un número de oxidación de +1, excepto cuando está unido a metales en hidruros (donde es -1).
– *Ejemplo:* En H₂O, el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1; en NaH, el hidrógeno tiene un número de oxidación de -1.
– **Suma de números de oxidación:** En un compuesto neutro, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es 0; en un ion poliatómico, la suma es igual a la carga del ion.
– *Ejemplo:* En SO₄²⁻, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es -2.
**Paso 3: Ejemplos de Determinación de Números de Oxidación**
– **Ejemplo 1:** Determinación del número de oxidación del azufre en H₂SO₄.
– H: +1 (2 átomos → 2 × +1 = +2)
– O: -2 (4 átomos → 4 × -2 = -8)
– S: x (desconocido)
– Ecuación: 2(+1) + x + 4(-2) = 0 → 2 + x – 8 = 0 → x = +6
– **Ejemplo 2:** Determinación del número de oxidación del cloro en ClO₃⁻.
– Cl: x (desconocido)
– O: -2 (3 átomos → 3 × -2 = -6)
– Ecuación: x + 3(-2) = -1 → x – 6 = -1 → x = +5
3.2 Reacciones de Oxidación-Reducción
**Paso 1: Definición de Oxidación y Reducción**
– **Oxidación:** Pérdida de electrones por una sustancia.
– *Ejemplo:* Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
– **Reducción:** Ganancia de electrones por una sustancia.
– *Ejemplo:* Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
**Paso 2: Identificación de Agentes Oxidantes y Reductores**
– **Agente Oxidante:** Sustancia que acepta electrones y se reduce.
– *Ejemplo:* En la reacción Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, Cu²⁺ es el agente oxidante.
– **Agente Reductor:** Sustancia que dona electrones y se oxida.
– *Ejemplo:* En la misma reacción, Zn es el agente reductor.
**Paso 3: Ejemplos de Reacciones Redox**
– **Ejemplo 1:** Reacción del magnesio con oxígeno.
– Ecuación: 2Mg + O₂ → 2MgO
– Mg se oxida: 2Mg → 2Mg²⁺ + 4e⁻
– O se reduce: O₂ + 4e⁻ → 2O²⁻
– **Ejemplo 2:** Reacción del hierro con ácido clorhídrico.
– Ecuación: Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂
– Fe se oxida: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
– H se reduce: 2H⁺ + 2e⁻ → H₂
3.3 Equilibrio Redox y Potenciales de Electrodos
**Paso 1: Concepto de Potencial de Electrodo**
– **Potencial de Reducción:** Mide la tendencia de una especie química a ganar electrones y reducirse.
– *Ejemplo:* El potencial de reducción estándar (E°) del Cu²⁺/Cu es +0.34 V.
**Paso 2: Equilibrio Redox**
– **Concepto:** El equilibrio redox se establece cuando las velocidades de oxidación y reducción son iguales.
– *Ejemplo:* En una celda galvánica, la reacción redox se lleva a cabo de manera espontánea y se alcanza el equilibrio cuando se igualan las tendencias de oxidación y reducción.
**Paso 3: Uso de la Serie de Potenciales de Reducción Estándar**
– **Serie de Potenciales:** Lista de potenciales de reducción estándar de diferentes pares redox.
– *Ejemplo:* La serie muestra que Zn/Zn²⁺ (-0.76 V) es un agente reductor más fuerte que Cu²⁺/Cu (+0.34 V).
– **Predicción de Reacciones Espontáneas:** Un agente reductor más fuerte reaccionará espontáneamente con un agente oxidante más débil.
– *Ejemplo:* Zn reacciona con Cu²⁺ espontáneamente.
**Paso 4: Ejemplos de Celdas Electroquímicas**
– **Celda Galvánica (Voltaica):** Genera electricidad a partir de una reacción redox espontánea.
– *Ejemplo:* Celda Daniell: Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)
– **Celda Electrolítica:** Usa electricidad para forzar una reacción redox no espontánea.
– *Ejemplo:* Electrólisis del agua: 2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)
3.4 Compuestos Químicos Oxidantes y Reductores
**Paso 1: Definición de Compuestos Oxidantes y Reductores**
– **Compuesto Oxidante:** Sustancia que acepta electrones y causa oxidación en otra.
– *Ejemplo:* Permanganato de potasio (KMnO₄) es un oxidante fuerte.
– **Compuesto Reductor:** Sustancia que dona electrones y causa reducción en otra.
– *Ejemplo:* Ácido ascórbico (vitamina C) es un reductor.
**Paso 2: Ejemplos de Oxidantes Comunes**
– **Permanganato de Potasio (KMnO₄):**
– Reacción: KMnO₄ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
– Uso: Tratamiento de aguas y como desinfectante.
– **Dicromato de Potasio (K₂Cr₂O₇):**
– Reacción: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O
– Uso: Oxidación de alcoholes en química orgánica.
**Paso 3: Ejemplos de Reductores Comunes**
– **Sodio BoroHidruro (NaBH₄):**
– Reacción: NaBH₄ + 4H₂O → NaB(OH)₄ + 4H₂
– Uso: Reducción de cetonas y aldehídos en síntesis orgánica.
– **Zinc (Zn):**
– Reacción: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
– Uso: En pilas y galvanización.
3.5 Los Metales y su Poder Reductor
**Paso 1: Definición del Poder Reductor**
– **Poder Reductor:** Capacidad de un metal para perder electrones y reducir otra sustancia.
**Paso 2: Serie de Reactividad de los Metales**
– **Serie de Reactividad:** Lista de metales ordenados según su tendencia a perder electrones.
– *Ejemplo:* Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au
Paso 3: Ejemplos de Metales con Diferente Poder Reductor**
– **Metales Altamente Reactivos:**
– **Litio (Li):**
– *Reacción:* Li → Li⁺ + e⁻
– *Ejemplo:* El litio reacciona violentamente con agua para formar hidróxido de litio (LiOH) y liberar hidrógeno (H₂).
– *Ecuación:* 2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂
– **Sodio (Na):**
– *Reacción:* Na → Na⁺ + e⁻
– *Ejemplo:* El sodio también reacciona con agua, aunque de forma menos violenta que el litio.
– *Ecuación:* 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂
– **Metales Moderadamente Reactivos:**
– **Zinc (Zn):**
– *Reacción:* Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
– *Ejemplo:* El zinc reacciona con ácidos como el ácido clorhídrico (HCl) para liberar hidrógeno.
– *Ecuación:* Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
– **Hierro (Fe):**
– *Reacción:* Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
– *Ejemplo:* El hierro reacciona lentamente con agua y oxígeno para formar óxido de hierro (herrumbre).
– *Ecuación:* 4Fe + 3O₂ + 6H₂O → 4Fe(OH)₃
– **Metales Poco Reactivos:**
– **Cobre (Cu):**
– *Reacción:* Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
– *Ejemplo:* El cobre no reacciona con el agua pero puede reaccionar con ácidos fuertes y oxidantes.
– *Ecuación:* Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
– **Oro (Au):**
– *Reacción:* Au → Au³⁺ + 3e⁻
– *Ejemplo:* El oro es extremadamente resistente a la oxidación y no reacciona con la mayoría de los ácidos, pero se disuelve en agua regia (una mezcla de ácido nítrico y ácido clorhídrico).
– *Ecuación:* Au + 3HNO₃ + 4HCl → HAuCl₄ + 3NO₂ + 2H₂O
3.6 Balance de Ecuaciones mediante Ión-Electrón
**Paso 1: Definición del Método de Ión-Electrón**
– Es un método para balancear ecuaciones redox dividiendo la reacción en dos semi-reacciones: una de oxidación y otra de reducción.
**Paso 2: Paso a Paso del Balance de Ecuaciones**
– **Paso 1:** Separar la reacción en dos semi-reacciones (oxidación y reducción).
– *Ejemplo:* Balancear la reacción: MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺
– Semi-reacción de reducción: MnO₄⁻ → Mn²⁺
– Semi-reacción de oxidación: Fe²⁺ → Fe³⁺
– **Paso 2:** Balancear todos los elementos excepto el oxígeno y el hidrógeno.
– MnO₄⁻ → Mn²⁺ (Mn ya está balanceado)
– Fe²⁺ → Fe³⁺ (Fe ya está balanceado)
– **Paso 3:** Balancear el oxígeno añadiendo H₂O.
– MnO₄⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
– **Paso 4:** Balancear el hidrógeno añadiendo H⁺.
– MnO₄⁻ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O
– **Paso 5:** Balancear la carga añadiendo electrones (e⁻).
– MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
– Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
– **Paso 6:** Igualar el número de electrones transferidos en ambas semi-reacciones.
– Multiplicar la semi-reacción de oxidación por 5: 5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻
– **Paso 7:** Sumar las dos semi-reacciones y cancelar los electrones.
– MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺
**Paso 3: Ejemplo Completo**
– **Reacción:** Balancear Cr₂O₇²⁻ + Fe²⁺ → Cr³⁺ + Fe³⁺
– **Paso 1:** Separar en semi-reacciones:
– Reducción: Cr₂O₇²⁻ → Cr³⁺
– Oxidación: Fe²⁺ → Fe³⁺
– **Paso 2:** Balancear elementos:
– Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺
– Fe²⁺ → Fe³⁺
– **Paso 3:** Balancear oxígeno:
– Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O
– **Paso 4:** Balancear hidrógeno:
– Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O
– **Paso 5:** Balancear carga:
– Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O
– Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
– **Paso 6:** Igualar electrones:
– Multiplicar la semi-reacción de oxidación por 6: 6Fe²⁺ → 6Fe³⁺ + 6e⁻
– **Paso 7:** Sumar y cancelar electrones:
– Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6Fe²⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 6Fe³⁺
3.7 Balance de Ecuaciones por Tanteo
**Paso 1: Definición del Método de Tanteo**
– Método para balancear ecuaciones químicas mediante ajuste por prueba y error, ajustando los coeficientes estequiométricos.
**Paso 2: Paso a Paso del Balance de Ecuaciones**
– **Paso 1:** Escribir la ecuación no balanceada.
– *Ejemplo:* C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O
– **Paso 2:** Ajustar primero los elementos que aparecen en un solo reactivo y un solo producto.
– Ajustar C: C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + H₂O
– Ajustar H: C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
– **Paso 3:** Ajustar el oxígeno (O₂):
– C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
**Paso 3: Ejemplo Completo**
– **Reacción:** Balancear Al + O₂ → Al₂O₃
– **Paso 1:** Escribir la ecuación no balanceada:
– Al + O₂ → Al₂O₃
– **Paso 2:** Ajustar Al:
– 4Al + O₂ → 2Al₂O₃
– **Paso 3:** Ajustar O:
– 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃
3.8 Balance de Ecuaciones por Método Algebraico
**Paso 1: Definición del Método Algebraico**
– Método para balancear ecuaciones químicas utilizando álgebra para resolver un sistema de ecuaciones lineales.
**Paso 2: Paso a Paso del Balance de Ecuaciones**
– **Paso 1:** Asignar variables a los coeficientes estequiométricos.
– *Ejemplo:* Balancear NH₃ + O₂ → NO + H₂O
– aNH₃ + bO₂ → cNO + dH₂O
– **Paso 2:** Escribir las ecuaciones de balance para cada elemento.
– N: a = c
– H: 3a = 2d
– O: 2b = c + d
**Paso 3: Resolver el sistema de ecuaciones (continuación)**
– Suponer \( a = 1 \):
– De la ecuación \( a = c \) se tiene: \( c = 1 \)
– De la ecuación \( 3a = 2d \) se tiene: \( 3(1) = 2d \) → \( d = \frac{3}{2} \)
– De la ecuación \( 2b = c + d \) se tiene: \( 2b = 1 + \frac{3}{2} \) → \( 2b = \frac{5}{2} \) → \( b = \frac{5}{4} \)
**Paso 4: Ajustar los coeficientes para obtener números enteros**
– Multiplicar todos los coeficientes por 4 para eliminar fracciones:
– \( a = 1 \times 4 = 4 \)
– \( b = \frac{5}{4} \times 4 = 5 \)
– \( c = 1 \times 4 = 4 \)
– \( d = \frac{3}{2} \times 4 = 6 \)
**Paso 5: Escribir la ecuación balanceada**
– La ecuación balanceada es:
– \( 4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + 6H_2O \)
**Ejemplo Completo**
– **Reacción:** Balancear \( C_2H_6 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O \)
– **Paso 1:** Asignar variables a los coeficientes estequiométricos:
– \( aC_2H_6 + bO_2 \rightarrow cCO_2 + dH_2O \)
– **Paso 2:** Escribir las ecuaciones de balance para cada elemento:
– Carbono (C): \( 2a = c \)
– Hidrógeno (H): \( 6a = 2d \)
– Oxígeno (O): \( 2b = 2c + d \)
– **Paso 3:** Resolver el sistema de ecuaciones:
– Suponer \( a = 1 \):
– De \( 2a = c \) se tiene: \( 2(1) = c \) → \( c = 2 \)
– De \( 6a = 2d \) se tiene: \( 6(1) = 2d \) → \( 6 = 2d \) → \( d = 3 \)
– De \( 2b = 2c + d \) se tiene: \( 2b = 2(2) + 3 \) → \( 2b = 4 + 3 \) → \( 2b = 7 \) → \( b = \frac{7}{2} \)
– **Paso 4:** Ajustar los coeficientes para obtener números enteros:
– Multiplicar todos los coeficientes por 2:
– \( a = 1 \times 2 = 2 \)
– \( b = \frac{7}{2} \times 2 = 7 \)
– \( c = 2 \times 2 = 4 \)
– \( d = 3 \times 2 = 6 \)
– **Paso 5:** Escribir la ecuación balanceada:
– La ecuación balanceada es:
– \( 2C_2H_6 + 7O_2 \rightarrow 4CO_2 + 6H_2O \)
3.9 Aplicaciones de Redox en Procesos Industriales
**Paso 1: Introducción a las Aplicaciones de Reacciones Redox en la Industria**
– Las reacciones de oxidación-reducción son fundamentales en muchos procesos industriales debido a su capacidad para transferir electrones y, por lo tanto, energía.
**Paso 2: Procesos Industriales Claves Basados en Reacciones Redox**
– **Producción de Metales:**
– **Electrólisis del Aluminio:**
– La extracción del aluminio a partir de la bauxita implica la reducción del Al³⁺ a aluminio metálico mediante electrólisis.
– *Reacción:* \( 2Al_2O_3 + 3C \rightarrow 4Al + 3CO_2 \)
– **Reducción del Hierro en Altos Hornos:**
– La producción de hierro a partir del mineral de hierro implica la reducción de Fe₂O₃ a hierro metálico utilizando monóxido de carbono como agente reductor.
– *Reacción:* \( Fe_2O_3 + 3CO \rightarrow 2Fe + 3CO_2 \)
– **Producción de Productos Químicos:**
– **Producción de Ácido Nítrico:**
– El amoníaco se oxida a óxido nítrico en presencia de un catalizador de platino.
– *Reacción:* \( 4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + 6H_2O \)
– **Producción de Ácido Sulfúrico:**
– El dióxido de azufre se oxida a trióxido de azufre, que luego se disuelve en agua para formar ácido sulfúrico.
– *Reacción:* \( 2SO_2 + O_2 \rightarrow 2SO_3 \)
– **Tratamiento de Aguas Residuales:**
– **Desinfección con Cloro:**
– El cloro se utiliza para oxidar compuestos orgánicos y desinfectar el agua.
– *Reacción:* \( Cl_2 + H_2O \rightarrow HOCl + HCl \)
– **Tratamiento con Ozono:**
– El ozono es un oxidante potente utilizado para descomponer contaminantes y microorganismos.
– *Reacción:* \( O_3 + H_2O \rightarrow O_2 + 2OH \cdot \)
**Paso 3: Ejemplos Específicos y su Impacto**
– **Pilas y Baterías:**
– **Batería de Plomo-Ácido:**
– Utilizada en automóviles, donde la reacción redox genera electricidad.
– *Reacción:* \( Pb + PbO_2 + 2H_2SO_4 \rightarrow 2PbSO_4 + 2H_2O \)
– **Baterías de Ion-Litio:**
– Utilizadas en dispositivos electrónicos debido a su alta densidad de energía y capacidad de recarga.
– *Reacción:* \( LiC_6 + CoO_2 \rightarrow C_6 + LiCoO_2 \)
– **Electrogalvanización:**
– **Protección de Metales:**
– La electrogalvanización aplica una capa de zinc a otros metales para protegerlos de la corrosión.
– *Reacción:* \( Zn^{2+} + 2e^- \rightarrow Zn \)
**Paso 4: Conclusión sobre la Importancia de las Reacciones Redox**
– Las reacciones redox son esenciales para la producción de materiales, la generación de energía y el tratamiento de residuos, demostrando su amplia aplicabilidad y relevancia en la industria moderna.
Capítulo 4: Química de los Elementos de los Grupos Principales.
4.1 Hidrógeno y sus Compuestos.
4.2 Grupo 1: Metales Alcalinos.
4.3 Grupo 2: Metales Alcalinotérreos.
4.4 Grupo 13: Boro y Aluminio.
4.5 Grupo 14: Carbono y el Grupo del Carbono.
4.6 Grupo 15: Nitrógeno y el Grupo del Nitrógeno.
4.7 Grupo 16: Oxígeno y el Grupo del Oxígeno.
4.8 Grupo 17: Halógenos.
4.9 Grupo 18: Gases Nobles.
4.1 Hidrógeno y sus Compuestos
**Paso 1: Introducción al Hidrógeno**
– **Elemento más ligero y abundante en el universo.**
– **Símbolo químico:** H
– **Número atómico:** 1
– **Estado natural:** Gas diatómico (H₂)
**Paso 2: Propiedades del Hidrógeno**
– **Incoloro, inodoro e insípido.**
– **Gas no metálico altamente inflamable.**
– **Bajo punto de ebullición (-252.87 °C) y punto de fusión (-259.16 °C).**
**Paso 3: Compuestos del Hidrógeno**
– **Hidruros:**
– **Hidruros iónicos:** Formados con metales alcalinos y alcalinotérreos. Ejemplo: \( NaH \)
– **Hidruros covalentes:** Formados con no metales. Ejemplo: \( CH_4 \)
– **Hidruros metálicos:** Formados con elementos de transición. Ejemplo: \( TiH_2 \)
– **Ácidos:**
– **Ácido clorhídrico:** \( HCl \)
– **Ácido sulfúrico:** \( H_2SO_4 \)
– **Bases:**
– **Hidróxido de sodio:** \( NaOH \)
– **Amoníaco:** \( NH_3 \)
**Ejemplo:** Producción de amoníaco mediante el proceso Haber-Bosch:
\[ N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \]
4.2 Grupo 1: Metales Alcalinos
**Paso 1: Introducción a los Metales Alcalinos**
– **Elementos del grupo 1:** Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs), Francio (Fr)
– **Propiedades comunes:**
– **Altamente reactivos, especialmente con agua.**
– **Baja densidad y puntos de fusión.**
**Paso 2: Propiedades Físicas y Químicas**
– **Color plateado y brillo metálico.**
– **Suaves y pueden cortarse con un cuchillo.**
– **Baja electronegatividad y energías de ionización.**
**Paso 3: Reacciones Típicas**
– **Con agua:**
\[ 2Na(s) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) \]
– **Con oxígeno:**
\[ 4Li(s) + O_2(g) \rightarrow 2Li_2O(s) \]
**Ejemplo:** Reacción del sodio con agua:
\[ 2Na(s) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) \]
4.3 Grupo 2: Metales Alcalinotérreos
**Paso 1: Introducción a los Metales Alcalinotérreos**
– **Elementos del grupo 2:** Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba), Radio (Ra)
– **Propiedades comunes:**
– **Menos reactivos que los metales alcalinos.**
– **Mayor densidad y puntos de fusión que los metales alcalinos.**
**Paso 2: Propiedades Físicas y Químicas**
– **Color plateado y brillo metálico.**
– **Más duros que los metales alcalinos.**
**Paso 3: Reacciones Típicas**
– **Con agua:**
\[ Ca(s) + 2H_2O(l) \rightarrow Ca(OH)_2(aq) + H_2(g) \]
– **Con oxígeno:**
\[ 2Mg(s) + O_2(g) \rightarrow 2MgO(s) \]
**Ejemplo:** Reacción del magnesio con oxígeno:
\[ 2Mg(s) + O_2(g) \rightarrow 2MgO(s) \]
4.4 Grupo 13: Boro y Aluminio
**Paso 1: Introducción al Grupo 13**
– **Elementos del grupo 13:** Boro (B), Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In), Talio (Tl)
– **Propiedades comunes:**
– **Mezcla de no metales (B), metaloides y metales.**
**Paso 2: Propiedades Físicas y Químicas**
– **Boro:** Metaloide, alta dureza, punto de fusión elevado.
– **Aluminio:** Metal ligero, buena conductividad térmica y eléctrica.
**Paso 3: Reacciones Típicas**
– **Con oxígeno:**
\[ 4Al(s) + 3O_2(g) \rightarrow 2Al_2O_3(s) \]
**Ejemplo:** Producción de aluminio mediante el proceso Hall-Héroult:
\[ Al_2O_3 + 3C \rightarrow 2Al + 3CO_2 \]
4.5 Grupo 14: Carbono y el Grupo del Carbono
**Paso 1: Introducción al Grupo 14**
– **Elementos del grupo 14:** Carbono (C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn), Plomo (Pb)
– **Propiedades comunes:**
– **Variedad en el tipo de enlace y estado de agregación.**
**Paso 2: Propiedades Físicas y Químicas**
– **Carbono:** No metal, puede formar enlaces covalentes, presente en formas como grafito y diamante.
– **Silicio:** Metaloide, usado en semiconductores.
**Paso 3: Reacciones Típicas**
– **Con oxígeno:**
\[ C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \]
**Ejemplo:** Reacción del carbono con oxígeno:
\[ C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \]
4.6 Grupo 15: Nitrógeno y el Grupo del Nitrógeno
**Paso 1: Introducción al Grupo 15**
– **Elementos del grupo 15:** Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Bismuto (Bi)
– **Propiedades comunes:**
– **Mezcla de no metales (N, P), metaloides (As, Sb) y metales (Bi).**
**Paso 2: Propiedades Físicas y Químicas**
– **Nitrógeno:** Gas incoloro, inodoro e insípido.
– **Fósforo:** No metal, existe en varias formas alotrópicas.
**Paso 3: Reacciones Típicas**
– **Con hidrógeno:**
\[ N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \]
**Ejemplo:** Producción de amoníaco mediante el proceso Haber-Bosch:
\[ N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \]
4.7 Grupo 16: Oxígeno y el Grupo del Oxígeno
**Paso 1: Introducción al Grupo 16**
– **Elementos del grupo 16:** Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Telurio (Te), Polonio (Po)
– **Propiedades comunes:**
– **No metales (O, S), metaloides (Se, Te) y metales (Po).**
**Paso 2: Propiedades Físicas y Químicas**
– **Oxígeno:** Gas esencial para la respiración, alta electronegatividad.
– **Azufre:** No metal, presente en formas alotrópicas.
**Paso 3: Reacciones Típicas**
– **Con hidrógeno:**
\[ O_2(g) + 2H_2(g) \rightarrow 2H_2O(g) \]
**Ejemplo:** Reacción del oxígeno con hidrógeno:
\[ O_2(g) + 2H_2(g) \rightarrow 2H_2O(g) \]
4.8 Grupo 17: Halógenos
**Paso 1: Introducción a los Halógenos**
– **Elementos del grupo 17:** Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Yodo (I), Astato (At)
– **Propiedades comunes:**
– **Altamente reactivos, especialmente con metales.**
**Paso 2: Propiedades Físicas y Químicas**
– **Flúor y cloro:** Gases a temperatura ambiente.
– **Bromo:** Líquido a temperatura ambiente.
– **Yodo:** Sólido a temperatura ambiente.
Paso 3: Reacciones Típicas**
– **Con metales:**
\[ 2Na(s) + Cl_2(g) \rightarrow 2NaCl(s) \]
– **Ejemplo:** Reacción del sodio con cloro para formar cloruro de sodio (sal de mesa).
– **Con hidrógeno:**
\[ H_2(g) + Cl_2(g) \rightarrow 2HCl(g) \]
– **Ejemplo:** Reacción del hidrógeno con cloro para formar ácido clorhídrico.
– **Con otros halógenos:**
\[ Cl_2(g) + 2KI(aq) \rightarrow I_2(s) + 2KCl(aq) \]
– **Ejemplo:** Reacción del cloro con yoduro de potasio para liberar yodo.
**Ejemplo Específico:**
– **Reacción del sodio con cloro:**
– **Descripción:** El sodio metálico reacciona violentamente con el cloro gaseoso, produciendo cloruro de sodio, un compuesto iónico.
– **Ecuación química:**
\[ 2Na(s) + Cl_2(g) \rightarrow 2NaCl(s) \]
– **Aplicación:** La sal de mesa (NaCl) es esencial para la vida humana y se utiliza en una variedad de aplicaciones industriales.
4.9 Grupo 18: Gases Nobles
**Paso 1: Introducción a los Gases Nobles**
– **Elementos del grupo 18:** Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe), Radón (Rn)
– **Propiedades comunes:**
– **Gases monoatómicos, incoloros e inodoros.**
– **Muy baja reactividad química debido a su configuración electrónica completa.**
**Paso 2: Propiedades Físicas y Químicas**
– **Bajos puntos de ebullición y fusión.**
– **Alta estabilidad química.**
– **No forman compuestos fácilmente, aunque bajo condiciones extremas algunos pueden reaccionar.**
**Paso 3: Aplicaciones de los Gases Nobles**
– **Helio (He):**
– **Usado en globos y dirigibles debido a su baja densidad y no inflamabilidad.**
– **Aplicación en criogenia debido a su bajo punto de ebullición.**
– **Neón (Ne):**
– **Utilizado en señales de neón debido a su brillante emisión de luz bajo descarga eléctrica.**
– **Argón (Ar):**
– **Empleado en soldadura como gas inerte para proteger el metal fundido.**
– **Usado en bombillas incandescentes para prevenir la oxidación del filamento.**
**Ejemplo Específico:**
– **Uso del helio en criogenia:**
– **Descripción:** El helio líquido se utiliza para enfriar superconductores y otros dispositivos a temperaturas extremadamente bajas.
– **Propiedad clave:** El helio tiene el punto de ebullición más bajo de todos los elementos (-268.93 °C).
– **Aplicación:** Es esencial en resonancia magnética nuclear (MRI) y otras tecnologías que requieren superconductividad.
Estos desarrollos detallados ofrecen una visión clara y concisa de cada inciso del Capítulo 4, proporcionando ejemplos específicos y aplicaciones prácticas que ilustran las propiedades y comportamientos de los elementos de los grupos principales.
Capítulo 5: Química de los Lantánidos y Actínidos.
5.1 Propiedades Generales y Aplicaciones.
5.2 Química de los Lantánidos.
5.3 Química de los Actínidos.
5.4 Uso de Lantánidos y Actínidos en la Tecnología.
5.1 Propiedades Generales y Aplicaciones
**Paso 1: Introducción a los Lantánidos y Actínidos**
– **Lantánidos:** Elementos del número 57 (Lantano, La) al 71 (Lutecio, Lu).
– **Actínidos:** Elementos del número 89 (Actinio, Ac) al 103 (Lawrencio, Lr).
**Paso 2: Propiedades Generales**
– **Lantánidos:**
– **Metales blandos y reactivos.**
– **Alta conductividad eléctrica y térmica.**
– **Propensos a formar iones trivalentes (Ln³⁺).**
– **Actínidos:**
– **Mayoría son radiactivos.**
– **Metales densos con múltiples estados de oxidación.**
– **Uranio y plutonio son prominentes en aplicaciones nucleares.**
**Paso 3: Aplicaciones Comunes**
– **Lantánidos:**
– **Industria de imanes permanentes (neodimio, Nd).**
– **Catalizadores en la refinación de petróleo (cerio, Ce).**
– **Pantallas de televisores y lámparas fluorescentes (europio, Eu y terbio, Tb).**
– **Actínidos:**
– **Combustible nuclear (uranio, U y plutonio, Pu).**
– **Producción de energía y armas nucleares.**
**Ejemplo Específico:**
– **Neodimio en imanes:**
– **Descripción:** Neodimio se utiliza para fabricar imanes de alta resistencia empleados en motores eléctricos, discos duros y turbinas eólicas.
– **Propiedad clave:** Capacidad para formar imanes muy fuertes y ligeros.
– **Aplicación:** Estos imanes son esenciales en tecnologías que requieren alta eficiencia y miniaturización.
5.2 Química de los Lantánidos
**Paso 1: Comportamiento Químico**
– **Forman predominantemente iones trivalentes (Ln³⁺).**
– **Similitudes en propiedades químicas debido a la contracción lantánida.**
– **Tendencia a formar compuestos iónicos.**
**Paso 2: Reacciones Típicas**
– **Con oxígeno:**
\[ 4Ln(s) + 3O_2(g) \rightarrow 2Ln_2O_3(s) \]
– **Con agua:**
\[ 2Ln(s) + 6H_2O(l) \rightarrow 2Ln(OH)_3(aq) + 3H_2(g) \]
**Paso 3: Especificidad de los Elementos**
– **Cerio (Ce):** Capacidad para formar óxidos de diferentes estados de oxidación (CeO₂ y Ce₂O₃).
– **Europio (Eu) y Yterbio (Yb):** También pueden formar compuestos divalentes (Eu²⁺ y Yb²⁺).
**Ejemplo Específico:**
– **Uso de cerio en catalizadores:**
– **Descripción:** El cerio se utiliza en catalizadores automotrices para reducir las emisiones de gases tóxicos.
– **Propiedad clave:** Capacidad de alternar entre los estados de oxidación +3 y +4.
– **Aplicación:** Ayuda en la conversión de monóxido de carbono (CO) en dióxido de carbono (CO₂).
5.3 Química de los Actínidos
**Paso 1: Comportamiento Químico**
– **Múltiples estados de oxidación (ej. U³⁺, U⁴⁺, U⁶⁺).**
– **Formación de compuestos tanto iónicos como covalentes.**
– **Radiactividad es una característica común.**
**Paso 2: Reacciones Típicas**
– **Con oxígeno:**
\[ 4An(s) + 3O_2(g) \rightarrow 2An_2O_3(s) \]
– **Con agua:**
\[ An(s) + 2H_2O(l) \rightarrow AnO_2(aq) + 2H_2(g) \]
**Paso 3: Especificidad de los Elementos**
– **Uranio (U):** Comúnmente usado como combustible nuclear en forma de óxido de uranio (UO₂).
– **Plutonio (Pu):** Importante en armas nucleares y reactores de generación rápida.
**Ejemplo Específico:**
– **Uso del uranio en reactores nucleares:**
– **Descripción:** El uranio enriquecido se utiliza como combustible en reactores nucleares para generar electricidad.
– **Propiedad clave:** Capacidad de fisionar (dividirse) bajo neutrones para liberar energía.
– **Aplicación:** La fisión de \( ^{235}U \) produce una gran cantidad de energía utilizada para generar electricidad.
5.4 Uso de Lantánidos y Actínidos en la Tecnología
**Paso 1: Aplicaciones Tecnológicas de los Lantánidos**
– **Industria Electrónica:**
– **Imanes de neodimio en discos duros y motores eléctricos.**
– **Europio y terbio en pantallas y lámparas fluorescentes.**
– **Catalizadores:**
– **Cerio en catalizadores automotrices y en la refinación de petróleo.**
**Paso 2: Aplicaciones Tecnológicas de los Actínidos**
– **Energía Nuclear:**
– **Uranio y plutonio en reactores nucleares para generación de energía.**
– **Torio (Th) en reactores nucleares experimentales debido a su abundancia y menor radiactividad residual.**
– **Armas Nucleares:**
– **Plutonio en la fabricación de armas nucleares debido a su capacidad de fisión.**
**Paso 3: Innovaciones y Avances**
– **Investigación en el uso de lantánidos en tecnologías avanzadas como superconductores y materiales de almacenamiento de energía.**
– **Desarrollo de reactores nucleares de nueva generación que utilicen actínidos como combustible de manera más segura y eficiente.**
**Ejemplo Específico:**
– **Uso de torio en reactores nucleares:**
– **Descripción:** Torio se está investigando como una alternativa más segura y abundante al uranio en reactores nucleares.
– **Propiedad clave:** Menor producción de residuos radiactivos a largo plazo.
– **Aplicación:** Reactores de torio podrían proporcionar una fuente de energía nuclear más sostenible y segura en el futuro.
Estos desarrollos detallados proporcionan una visión clara y concisa de cada inciso del Capítulo 9, con ejemplos específicos y aplicaciones prácticas que ilustran las propiedades y comportamientos de los lantánidos y actínidos en diversas tecnologías.