Grupo 13 y 14 Archivo

QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS DE LOS ELEMENTOS DEL
BLOQUE p
Grupos 13 y 14
1.0 Introducción.
Los elementos de los grupos 13, 14 y 15 del bloque p presentan algunas
características en común: el carácter metálico aumenta con el incremento del número
atómico: el boro, el carbono y el nitrógeno son no metales, mientras que el talio, selenio,
plomo y bismuto son metales. A medida que descendemos en los grupos disminuye la
electronegatividad, la energía de ionización, la densidad y aumenta el radio atómico. Estos
elementos forman hidruros covalentes con el hidrógeno: el boro (H3B)n y aluminio (H3Al)n
forman estructuras poliméricas grandes mientras que los del carbono (CH4) y el nitrógeno
(NH3) generan moléculas con un único átomo que no sea hidrógeno. Los hidruros del boro
y del carbono son covalentes no polares mientras que los del nitrógeno son covalentes
polares.
2.0 Grupo 13.
Es el primer grupo del bloque p y está formado por los elementos boro (B),
aluminio (Al), galio (Ga), indio (In) y talio (Tl). Todos ellos tienen una configuración
electrónica ns2 np1. El B, Al y Ga presentan número de oxidación +3, el In y el Tl +3 y +1.
Esto se debe al efecto del par inerte, que se describe como la tendencia a formar iones con
dos unidades de carga menor que la del número del grupo. Por lo tanto, el número de
oxidación más frecuente en los compuestos del talio es +1. Los elementos más importantes
de este grupo son el boro y el aluminio.
2.1 Boro.
El boro presenta varias variedades alotrópicas y es un sólido no metálico de alto
punto de fusión.
Los compuestos más importantes del boro son:
a) Diborano (B2H6): es un compuesto binario con hidrógeno, que por ser deficiente en
electrones se une entre sí mediante enlaces tricentrados.
Se utiliza como combustible en cohetes espaciales (primera fase) debido a la gran cantidad
de energía que se desprende cuando reacciona con oxígeno.
b) Ácido bórico (H3BO3): se utiliza como antiséptico débil y es un ácido monoprótico muy
débil (pKa= 9,14). El átomo de boro en el H3BO3 tiene un octeto incompleto y por lo tanto
puede actuar como ácido de Lewis y formar un enlace capaz de aceptar un par de electrones
del agua (pKa= 9,14). El óxido de boro es un anhídrido de ácido.
2.2 Aluminio.
Es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre después del oxígeno y
el silicio. Tiene baja densidad, es ligero y es un buen conductor eléctrico. Es fuertemente
reductor y reactivo en su estado puro, cuya superficie se pasiva en contacto con el aire (se
utiliza para la fabricación de utensillos de cocina) (Tabla 3 del Apéndice). Presenta algunas
características no metálicas, ya que es anfótero (reacciona tanto con ácidos como con
bases). Cuando reacciona con ácidos no oxidantes forma iones aluminio:
2 Al(s) + 6 H+(ac)
y con soluciones alcalinas forma iones aluminato:
2 Al(s) + 2 OH-(ac) + 6 H2O(l)
2 Al3+(ac) + 3 H2(g)
2 Al(OH)4-(ac) + 3 H2(g)
Los compuestos más importantes son:
a) óxido de aluminio (Al2O3): se lo conoce como alúmina, es bastante reactivo y anfótero,
se disuelve en ácidos dando lugar a la formación de iones hidratados Al3+ y en bases para
producir iones aluminato:
Al2O3(s) + 6 H3O+(ac) + 3 H2O(l)
2 Al(H2O)63+(ac)
Al2O3(s) + 2 OH-(ac) + 3 H2O(l)
2 Al(OH)4-(ac)
b) soluciones de sales de Al3+: son ácidas debido al fuerte efecto polarizante de los iones
Al3+, de alta carga y pequeño tamaño, que producen sobre las moléculas de agua el catión
hidratado Al(H2O)63+.
Al(H2O)63+(ac) + H2O (l)
Al(H2O)5(OH)2+(ac) + H3O+(ac)
c) hidróxido de aluminio (Al(OH)3): deriva del Al2O3, es un precipitado blanco con carácter
anfótero, se disuelve en exceso de base fuerte pero no en exceso de una base débil como el
NH3:
Al(OH)3 + 3 H+ (ac)
Al3+ (ac) + 3 H2O(l)
Al(OH)3 + OH- (ac)
Al(OH)4- (ac)
(proveniente de la base fuerte)
En la tabla 1 se muestran las reacciones más importantes de los elementos del grupo
13.
Tabla 1: Reacciones más importantes de los elementos del grupo 13:
Reactivo
Oxígeno
Nitrógeno
Halógeno (X2)
Agua
Ácido
Base
Reacción con un elemento del grupo 13
4 E(s) + 3 O2(g)
2 E2O3(s)
2 E(s) + N2 (g)
2 EN (s),
E= B, Al.
2 B(s) + 3 X2(g,l,s)
2 BX3(g)
2 E(s) + 3 X2(g,l,s)
E2X6(g)
E=Al, Ga, In
2 Tl(s) + X2(g,l,s)
2 TlX(s)
2 Tl(s) + 2 H2O(l)
2 TlOH(ac) + H2(g)
2 E(s) + 6 H3O+ (ac)
2 E3+(ac) +6 H2O(l) + 3 H2(g) E=Al,Ga,Tl
2 E(s) + 6 H2O(l) +2 OH-(ac)
2E(OH)4-(ac) + 3 H2(g) E=Al,Ga
Otros compuestos importantes de los elementos de este grupo son los haluros de
boro y aluminio que actúan como ácidos de Lewis.
3.0 Grupo 14.
Este grupo está constituido por carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn)
y plomo (Pb). La configuración electrónica externa es ns2np2. El radio atómico aumenta
con el aumento del número atómico, mientras que la energía de ionización y la
electronegatividad disminuyen. El carbono presenta las particularidades de hibridizar sus
orbitales y de formar cadenas en compuestos con hidrógeno (hidrocarburos). El silicio
también lo hace, pero preferentemente en cadenas con átomos de oxígeno. El germanio
presenta propiedades intermedias entre metal y no metal, el carbono es un no metal,
mientras que el estaño y el plomo son metales (Tabla 4 del Apéndice).
3.1 Carbono.
Se lo puede encontrar libre en la naturaleza en tres variedades alotrópicas: diamante,
grafito y fullereno o formando compuestos (CO2, CaCO3, CO).
El diamante, grafito y fullereno son estructuras macromoleculares donde el carbono
se une a otros átomos de carbono en estructuras rígidas, regulares y tetraédricas (diamante),
mediante una estructura laminar hexagonal unida por fuerzas de London (grafito) o en
estructuras de esferas huecas con 50-60 carbonos (fullerenos).
Los compuestos más importantes son:
a) Hidrocarburos: son compuestos de carbono e hidrógeno en los cuales se forman cadenas
de átomos de carbono unidos mediante enlaces simples, dobles o triples. En estos
compuestos la hibridación del carbono es diferente, como también la longitud de los
enlaces. La distancia entre dos átomos de C es mayor si están unidos por un enlace simple
(hibridación del C sp3) que por uno doble (hibridación del C sp2) y mucho mayor que por
uno triple (hibridación del C sp).
b) Óxidos de carbono: los más importantes son el monóxido de carbono (CO) y el dióxido
de carbono (CO2), también conocido como anhídrido carbónico.
b1) CO: es isoelectrónico con la molécula de nitrógeno, es un veneno peligroso porque se
combina con la hemoglobina de la sangre y con la enzima citocromooxidasa de los tejidos.
Es un poderoso agente reductor. En presencia de oxígeno forma el dióxido de carbono
mediante una reacción muy exotérmica.
b2) CO2: es un gas bastante soluble en agua, es el gas exhalado en la respiración, se utiliza
para la fabricación de bebidas gaseosas y en matafuegos. Reacciona con el agua dando el
ácido carbónico que es un ácido diprótico débil. Este ácido da lugar a la formación de dos
tipos de sales: normales y ácidas, que en solución acuosa presentan alcalinidad de
hidrólisis.
H2CO3(ac) + H2O(l)
HCO3-(ac) + H+(ac)
H CO3-(ac) + H2O(l)
CO32-(ac) + H+(ac)
CO32-(ac) + H2O(l)
HCO3-(ac) + OH-(ac)
H CO3-(ac) + H2O(l)
H2CO3(ac) + OH-(ac)
El carbono forma carburos iónicos con los metales de los grupos 1 y 2, carburos
covalentes con los no metales y carburos intersticiales con los metales del bloque d.
El carbonato de calcio se disuelve con ácidos fuertes, desprendiéndose CO2:
CaCO3(s) + 2 HCl(l)
CaCl2(ac) + H2O(l ) + CO2(g)
3.2 Silicio.
No se encuentra en estado libre, se encuentra combinado formando óxidos y
silicatos. Resiste al ataque de lo ácidos y se disuelve en bases, las sales de sus ácidos
presentan alcalinidad de hidrólisis.
Los compuestos más importantes son: silanos (homólogo al metano), siliconas
(largas cadenas O-Si-O con las restantes posiciones de enlace del silicio ocupadas por
grupos orgánicos como el grupo metilo), tetrafluoruro de silicio, dióxido de silicio (SiO 2)n,
que se presenta como macromolécula donde el Si se une tetraédricamente a 4 átomos de
oxígeno y silicatos también de estructura tetraédrica.
3.3 Estaño.
Es anfótero, reacciona con ácidos no oxidantes (HCl), bases liberando hidrógeno y
ácidos oxidantes (HNO3) liberando NO2:
Sn(s) + 2 HCl(ac)
SnCl2(s) + H2(g)
Sn(s) + 4 HNO3(ac)
SnO2(s) + 2 H2O(l) + 4 NO2(g)
Sn(s) + 2 OH + 2 H2O (l)
Sn(OH)42- (ac) + H2(g)
Los compuestos más importantes con número de oxidación +2 son: Sn(OH)2 y
Sn(OH)42-, y con +4: SnO2 y Sn (OH)6 2-.
Las sales de Sn+2 son reductoras,
Sn+2(ac) + Hg+2 (ac)
Sn4+(ac) + Hg22+(ac)
Sn+2(ac) + Hg2+2 (ac)
Sn4+(ac) + Hgº(s)
y presenta acidez de hidrólisis
Sn+2(ac) + H2O (l )
SnOH+(ac) + H+(ac).
En presencia de bases fuertes precipita el hidróxido de estaño (II) que es anfótero:
Sn+2(ac) + 2 OH-(ac )
Sn(OH)2(ac)
+
2+
Sn(OH)2(ac) + 2 H
Sn (ac) + H2O(l )
Sn(OH)2(ac) + 2 OH (ac)
Sn(OH)42-(ac)
El número de oxidación más estable es el +4, sin embargo, el ión Sn+4 no existe
como tal en en solución acuosa porque debido a su alta relación carga/tamaño produce una
reacción de hidrólisis:
Sn+4(ac) + 2 H2O(l)
SnO2(s) + 4 H+(ac)
3.4 Plomo.
Se disuelve en ácido clorhídrico concentrado liberando hidrógeno y se oxida cuando
reacciona con ácido sulfúrico liberando también hidrógeno.
Los compuestos más importantes con número de oxidación +2 son: PbO, Pb(OH)2 y
Pb(OH)42- y con +4: PbO2. El número de oxidación más estable es el +2.
El PbO2 es un poderoso oxidante. El PbO en solución acuosa forma un precipitado
anfótero:
PbO(s) + H2O(l)
Pb(OH)2
+
2+
Pb(OH)2 + 2 H (ac)
Pb (ac) + 2 H2O(l)
Pb(OH)2 + 2 OH (ac)
Pb(OH)42-(ac)
El carbonato de plomo y el óxido de plomo se usan como pigmento blanco en
pinturas. El plomo es tóxico y los envenenamientos por plomo se llaman saturnismo agudo
o saturnismo crónico. Las únicas dos sales solubles de plomo son el nitrato y el acetato.
En la tabla 2 se muestran las reacciones más importantes de los elementos del grupo
14.
Tabla 2: Reacciones más importantes de los elementos del grupo 14.
Reactivo
Hidrógeno
Oxígeno
Halógeno (X2)
Agua
Ácido
Base
Reacción con un elemento del grupo 14
C(s) + 2 H2 (g)
E(s) + O2(g)
2 Pb(s) + O2(g)
E(s) + 2 X2(g,l,s)
Pb(s) + X2(g,l,s)
C(s) + H2O(l)
Si(s) + 2 H2O(l)
E(s) + 2 H3O+ (ac)
E(s) + 2 H2O(l) +2 OH-(ac)
CH4(g) y otros hidrocarburos.
EO2(s)
E= C, Si, Ge, Sn
2 PbO(s)
EX4(s, l, g)
E= C, Si, Ge, Sn
PbX2(s)
CO(g) + H2(g)
SiO2(s) + 2 H2(g)
E2+(ac) +2 H2O(l) + H2(g) E= Sn,Pb
2 E(OH)42-(ac) + H2(g)
E=Sn,Pb