# Metales representativos, metaloides y no metales

## Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno

El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre. La superficie terrestre está compuesta por la corteza, la atmósfera y la hidrosfera. Aproximadamente el 50 % de la masa de la corteza terrestre está formada por oxígeno (combinado con otros elementos, principalmente el silicio). El oxígeno se presenta en el aire como moléculas de O2 y, de forma limitada, como moléculas de O3 (ozono). Forma alrededor del 20 % de la masa del aire. Aproximadamente el 89 % del agua en masa está formada por oxígeno combinado. En combinación con el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno, el oxígeno es una parte importante de las plantas y los animales.
El oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido a temperaturas normales. Es ligeramente más denso que el aire. Aunque es poco soluble en el agua (49 mL de gas se disuelven en 1 L a STP), la solubilidad del oxígeno es muy importante para la vida acuática.
La mayor parte del oxígeno aislado comercialmente procede del aire y el resto de la electrólisis del agua. La separación del oxígeno del aire comienza con el enfriamiento y la compresión del aire hasta su licuación. Al calentarse el aire líquido, el oxígeno, con su punto de ebullición más alto (90 K), se separa del nitrógeno, que tiene un punto de ebullición más bajo (77 K). Es posible separar los demás componentes del aire al mismo tiempo basándose en las diferencias de sus puntos de ebullición.
El oxígeno es esencial en los procesos de combustión, como la quema de combustibles. Las plantas y los animales utilizan el oxígeno del aire en la respiración. La administración de aire enriquecido con oxígeno es una práctica médica importante cuando un paciente recibe un suministro inadecuado de oxígeno debido a un shock, una neumonía o alguna otra enfermedad.
La industria química emplea el oxígeno para oxidar muchas sustancias. Una cantidad significativa de oxígeno producido comercialmente es importante en la eliminación del carbono del hierro durante la producción de acero. También se necesitan grandes cantidades de oxígeno puro en la fabricación de metales y en el corte y la soldadura de metales con sopletes de oxihidrógeno y oxiacetileno.
El oxígeno líquido es importante para la industria espacial. Es un agente oxidante en los motores de cohetes. También es la fuente de oxígeno gaseoso para el mantenimiento de la vida en el espacio.
Como sabemos, el oxígeno es muy importante para la vida. La energía necesaria para el mantenimiento de las funciones corporales normales en los seres humanos y en otros organismos procede de la oxidación lenta de compuestos químicos. El oxígeno es el agente oxidante final en estas reacciones. En los seres humanos, el oxígeno pasa de los pulmones a la sangre, donde se combina con la hemoglobina, produciendo oxihemoglobina. En esta forma, la sangre transporta el oxígeno a los tejidos, donde se transfiere a los mismos. Los productos finales son el dióxido de carbono y el agua. La sangre transporta el dióxido de carbono por las venas hasta los pulmones, donde la sangre libera el dióxido de carbono y recoge otro suministro de oxígeno. La digestión y la asimilación de los alimentos regeneran los materiales consumidos por la oxidación en el organismo; la energía liberada es la misma que si el alimento se quemara fuera del cuerpo.
Las plantas verdes reponen continuamente el oxígeno de la atmósfera mediante un proceso llamado fotosíntesis. Los productos de la fotosíntesis pueden variar, pero, en general, el proceso convierte el dióxido de carbono y el agua en glucosa (un azúcar) y oxígeno utilizando la energía de la luz:
Así, el oxígeno que se convirtió en dióxido de carbono y agua por los procesos metabólicos en plantas y animales vuelve a la atmósfera por la fotosíntesis.
Cuando se hace pasar oxígeno seco entre dos placas cargadas eléctricamente, se forma ozono (O3, ilustrado en la ), un alótropo del oxígeno que posee un olor característico. La formación de ozono a partir del oxígeno es una reacción endotérmica, en la que la energía procede de una descarga eléctrica, del calor o de la luz ultravioleta:
El fuerte olor asociado a las chispas de los equipos eléctricos se debe, en parte, al ozono.
El ozono se forma de forma natural en la atmósfera superior por la acción de la luz ultravioleta del sol sobre el oxígeno que hay. La mayor parte del ozono atmosférico se encuentra en la estratosfera, una capa de la atmósfera que se extiende desde unos 10 a 50 kilómetros por encima de la superficie terrestre. Este ozono actúa como barrera contra la luz ultravioleta dañina del sol, absorbiéndola mediante una reacción química de descomposición:
Los átomos de oxígeno reactivo se recombinan con el oxígeno molecular para completar el ciclo del ozono. La presencia de ozono estratosférico disminuye la frecuencia del cáncer de piel y otros efectos perjudiciales de la radiación ultravioleta. Se ha demostrado claramente que los clorofluorocarbonos, CFC (conocidos comercialmente como freones), que estaban presentes como propulsores de aerosoles en latas de aerosol y como refrigerantes, provocaban el agotamiento del ozono en la estratosfera. Esto ocurrió porque la luz ultravioleta también provoca la descomposición de los CFC, produciendo cloro atómico. Los átomos de cloro reaccionan con las moléculas de ozono, lo que provoca una eliminación neta de moléculas de O3 de la estratosfera. Este proceso se explora en detalle en nuestra cobertura de la cinética química. Existe un esfuerzo mundial para reducir la cantidad de CFC utilizados comercialmente, y el agujero de la capa de ozono ya está comenzando a reducir su tamaño a medida que disminuyen las concentraciones atmosféricas de cloro atómico. Mientras que el ozono en la estratosfera ayuda a protegernos, el ozono en la troposfera es un problema. Este ozono es un componente tóxico del smog fotoquímico.
Los usos del ozono dependen de su reactividad con otras sustancias. Puede utilizarse como agente blanqueador de aceites, ceras, tejidos y almidón: Oxida los compuestos coloreados de estas sustancias a compuestos incoloros. Es una alternativa al cloro como desinfectante del agua.

### Reacciones

El oxígeno elemental es un fuerte agente oxidante. Reacciona con la mayoría de los elementos y muchos compuestos.

### Reacción con los elementos

El oxígeno reacciona directamente a temperatura ambiente o a temperaturas elevadas con todos los demás elementos, excepto los gases nobles, los halógenos y algunos metales de transición de segunda y tercera fila de baja reactividad (los que tienen potenciales de reducción más altos que el cobre). El óxido es un ejemplo de la reacción del oxígeno con el hierro. Los metales más activos forman peróxidos o superóxidos. Los metales menos activos y los no metales producen óxidos. Dos ejemplos de estas reacciones son:
Los óxidos de los halógenos, de al menos uno de los gases nobles y de los metales con potenciales de reducción superiores al del cobre no se forman por la acción directa de los elementos con el oxígeno.

### Reacción con compuestos

El oxígeno elemental también reacciona con algunos compuestos. Si es posible oxidar alguno de los elementos de un determinado compuesto, puede producirse una oxidación posterior por parte del oxígeno. Por ejemplo, el sulfuro de hidrógeno, H2S, contiene azufre con un estado de oxidación de 2-. Dado que el azufre no presenta su estado de oxidación máximo, cabría esperar que el H2S reaccionara con el oxígeno. Lo hace, produciendo agua y dióxido de azufre. La reacción es:
También es posible oxidar óxidos como el CO y el P4O6 que contienen un elemento con un estado de oxidación inferior. La facilidad con la que el oxígeno elemental capta los electrones se refleja en la dificultad para eliminar los electrones del oxígeno en la mayoría de los óxidos. De los elementos, solo el flúor, muy reactivo, puede oxidar los óxidos para formar gas oxígeno.

### Óxidos, peróxidos e hidróxidos

Los compuestos de los metales representativos con el oxígeno se dividen en tres categorías: (1) óxidos, que contienen iones de óxido, O2-; (2) peróxidos, que contienen iones de peróxido,  con enlaces simples covalentes oxígeno-oxígeno y un número muy limitado de superóxidos, que contienen iones de superóxido,  con enlaces covalentes oxígeno-oxígeno que tienen un orden de enlace de  Además, hay (3) hidróxidos, que contienen iones de hidróxido, OH-. Todos los metales representativos forman óxidos. Algunos de los metales del grupo 2 también forman peróxidos, MO2, y los metales del grupo 1 también forman peróxidos, M2O2, y superóxidos, MO2.

### Óxidos

Es posible producir los óxidos de la mayoría de los metales representativos calentando los hidróxidos correspondientes (formando el óxido y el agua gaseosa) o los carbonatos (formando el óxido y el CO2 gaseoso). Las ecuaciones para las reacciones de ejemplo son:
Sin embargo, las sales de metales alcalinos suelen ser muy estables y no se descomponen fácilmente al calentarse. Los óxidos de metales alcalinos son el resultado de las reacciones de reducción-oxidación creadas por el calentamiento de nitratos o hidróxidos con los metales. Las ecuaciones para las reacciones de ejemplo son:
A excepción del óxido de mercurio(II), es posible producir los óxidos de los metales de los grupos 2 a 15 quemando el metal correspondiente en el aire. El miembro más pesado de cada grupo, el miembro para el que el efecto de par inerte es más pronunciado, forma un óxido en el que el estado de oxidación del ion metálico es dos menos que el estado de oxidación del grupo (efecto de par inerte). Por lo tanto, se forman Tl2O, PbO y Bi2O3 al quemar talio, plomo y bismuto, respectivamente. Los óxidos de los miembros más ligeros de cada grupo presentan el estado de oxidación del grupo. Por ejemplo, el SnO2 se forma a partir de la combustión del estaño. El óxido de mercurio(II), HgO, se forma lentamente cuando el mercurio se calienta por debajo de 500 °C; se descompone a temperaturas más altas.
La combustión de los miembros de los grupos 1 y 2 en el aire no es una forma adecuada de formar los óxidos de estos elementos. Estos metales son lo suficientemente reactivos como para combinarse con el nitrógeno del aire, por lo que forman mezclas de óxidos y nitruros iónicos. Varios de ellos también forman peróxidos o superóxidos cuando se calientan en el aire.
Todos los óxidos iónicos contienen el ion de óxido, un aceptor de ion de hidrógeno muy potente. A excepción del óxido de aluminio muy insoluble, Al2O3, del estaño(IV), SnO2, y del plomo(IV), PbO2, los óxidos de los metales representativos reaccionan con los ácidos para formar sales. Algunas ecuaciones para estas reacciones son:
Los óxidos de los metales de los grupos 1 y 2 y del óxido de talio(I) reaccionan con el agua y forman hidróxidos. Ejemplos de estas reacciones son:
Los óxidos de los metales alcalinos tienen poca utilidad industrial, a diferencia del óxido de magnesio, el óxido de calcio y el óxido de aluminio. El óxido de magnesio es importante para la fabricación de ladrillos refractarios, crisoles, revestimientos de hornos y aislamiento térmico, aplicaciones que requieren estabilidad química y térmica. El óxido de calcio, a veces llamado cal viva o cal en el mercado industrial, es muy reactivo, y sus principales usos reflejan su reactividad. El óxido de calcio puro emite una luz blanca intensa cuando se calienta a una temperatura elevada (como se ilustra en la ). Los bloques de óxido de calcio calentados por llamas de gas eran las luces del escenario en los teatros antes de que existiera la electricidad. De ahí viene la frase "en el candelero".
El óxido de calcio y el hidróxido de calcio son bases económicas muy utilizadas en la elaboración de productos químicos, aunque la mayoría de los productos útiles que se preparan a partir de ellos no contienen calcio. El óxido de calcio, CaO, se obtiene calentando el carbonato de calcio, CaCO3, que se puede conseguir de forma amplia y económica en forma de piedra caliza o conchas de ostras:
Aunque esta reacción de descomposición es reversible, es posible obtener un rendimiento del 100 % de CaO dejando escapar el CO2. Es posible preparar hidróxido de calcio mediante la conocida reacción ácido-base de un óxido metálico soluble con agua:
Tanto el CaO como el Ca(OH)2 son útiles como bases; aceptan protones y neutralizan los ácidos.
La alúmina (Al2O3) se presenta en la naturaleza como el mineral corindón, una sustancia muy dura que se utiliza como abrasivo para esmerilar y pulir. El corindón es importante para el comercio de joyería como rubí y zafiro. El color del rubí se debe a la presencia de una pequeña cantidad de cromo; otras impurezas producen la gran variedad de colores posibles para los zafiros. En la actualidad, los rubíes y zafiros artificiales se fabrican fundiendo óxido de aluminio (punto de fusión = 2050 °C) con pequeñas cantidades de óxidos para producir los colores deseados y enfriando la masa fundida de forma que se produzcan grandes cristales. Los láseres de rubí utilizan cristales de rubí sintético.
El óxido de zinc, ZnO, era un útil pigmento de pintura blanca; sin embargo, los contaminantes tienden a decolorar el compuesto. El compuesto también es importante en la fabricación de neumáticos para automóviles y otros productos de caucho, y en la preparación de ungüentos medicinales. Por ejemplo, los protectores solares a base de óxido de zinc, como se muestra en la , ayudan a prevenir las quemaduras solares. El óxido de zinc de estos protectores solares está presente en forma de granos muy pequeños conocidos como nanopartículas. El dióxido de plomo es un componente de los acumuladores de plomo cargados. El plomo(IV) tiende a convertirse en el ion más estable de plomo(II) al ganar dos electrones, por lo que el dióxido de plomo es un potente agente oxidante.

### Peróxidos y superóxidos

Los peróxidos y superóxidos son fuertes oxidantes y son importantes en los procesos químicos. El peróxido de hidrógeno, H2O2, preparado a partir de peróxidos metálicos, es un importante blanqueador y desinfectante. Los peróxidos y superóxidos se forman cuando el metal o los óxidos metálicos de los grupos 1 y 2 reaccionan con el oxígeno puro a temperaturas elevadas. El peróxido de sodio y los peróxidos de calcio, estroncio y bario se forman al calentar el metal u óxido metálico correspondiente en oxígeno puro:
Los peróxidos de potasio, rubidio y cesio pueden prepararse calentando el metal o su óxido en una cantidad de oxígeno cuidadosamente controlada:
Con un exceso de oxígeno, se forman los superóxidos KO2, RbO2 y CsO2. Por ejemplo:
La estabilidad de los peróxidos y superóxidos de los metales alcalinos aumenta a medida que aumenta el tamaño del catión.

### Hidróxidos

Los hidróxidos son compuestos que contienen el ion de OH-. Es posible preparar estos compuestos mediante dos tipos generales de reacciones. Los hidróxidos metálicos solubles pueden producirse por la reacción del metal o del óxido metálico con el agua. Los hidróxidos metálicos insolubles se forman cuando una solución de una sal soluble del metal se combina con una solución que contiene iones de hidróxido.
A excepción del berilio y el magnesio, los metales de los grupos 1 y 2 reaccionan con el agua para formar hidróxidos e hidrógeno gaseoso. Ejemplos de estas reacciones son:
Sin embargo, estas reacciones pueden ser violentas y peligrosas, por lo que es preferible producir hidróxidos metálicos solubles mediante la reacción del óxido respectivo con agua:
La mayoría de los óxidos metálicos son anhídridos de base. Esto es obvio para los óxidos solubles porque forman hidróxidos metálicos. La mayoría de los demás óxidos metálicos son insolubles y no forman hidróxidos en el agua; sin embargo, siguen siendo anhídridos de base porque reaccionan con los ácidos.
Es posible preparar los hidróxidos insolubles de berilio, magnesio y otros metales representativos mediante la adición de hidróxido de sodio a una solución de una sal del metal respectivo. Las ecuaciones iónicas netas para las reacciones que involucran una sal de magnesio, una sal de aluminio y una sal de zinc son:
Debe evitarse un exceso de hidróxido al preparar hidróxidos de aluminio, galio, zinc y estaño(II), o los hidróxidos se disolverán con la formación de los correspondientes iones complejos    y  (vea la ). El aspecto importante de los iones complejos para este capítulo es que se forman por una reacción ácido-base de Lewis, siendo el metal el ácido de Lewis.
La industria utiliza grandes cantidades de hidróxido de sodio como base fuerte y barata. El cloruro de sodio es el material de partida para la producción de NaOH porque el NaCl es un material de partida menos costoso que el óxido. El hidróxido de sodio se encuentra entre los 10 productos químicos de mayor producción en los Estados Unidos, y esta producción se realizaba casi en su totalidad por electrólisis de soluciones de cloruro de sodio. Este proceso es el proceso cloro-álcali, y es el principal método para producir cloro.
El hidróxido de sodio es un compuesto iónico y se funde sin descomponerse. Es muy soluble en agua, desprende mucho calor y forma soluciones muy básicas: 40 gramos de hidróxido de sodio se disuelven en solo 60 gramos de agua a 25 °C. El hidróxido de sodio se emplea en la producción de otros compuestos de sodio y se utiliza para neutralizar soluciones acídicas durante la producción de otros productos químicos, como los petroquímicos y los polímeros.
Muchas de las aplicaciones de los hidróxidos son para la neutralización de ácidos (como el antiácido que se muestra en la ) y para la preparación de óxidos por descomposición térmica. Una suspensión acuosa de hidróxido de magnesio constituye el antiácido leche de magnesia. Debido a su fácil disponibilidad (a partir de la reacción del agua con el óxido de calcio preparado por la descomposición de la piedra caliza, CaCO3), su bajo costo y su actividad, el hidróxido de calcio se utiliza ampliamente en aplicaciones comerciales que necesitan una base barata y fuerte. La reacción de los hidróxidos con los ácidos adecuados también se utiliza para preparar sales.

### Compuestos de oxígeno no metálicos

La mayoría de los no metales reaccionan con el oxígeno para formar óxidos no metálicos. Dependiendo de los estados de oxidación disponibles para el elemento, se pueden formar diversos óxidos. El flúor se combina con el oxígeno para formar fluoruros como OF2, donde el oxígeno tiene un estado de oxidación 2+.

### Compuestos de azufre y oxígeno

Los dos óxidos de azufre más comunes son el dióxido de azufre, SO2, y el trióxido de azufre, SO3. El olor del azufre quemado proviene del dióxido de azufre. El dióxido de azufre, que se muestra en la , aparece en los gases volcánicos y en la atmósfera cerca de las plantas industriales que queman combustible que contiene compuestos de azufre.
La producción comercial de dióxido de azufre procede de la quema de azufre o de la tostación de minerales sulfurosos como ZnS, FeS2 y Cu2S en el aire. (La tostación, que forma el óxido metálico, es el primer paso en la separación de muchos metales de sus minerales). Un método conveniente para preparar el dióxido de azufre en el laboratorio es por la acción de un ácido fuerte sobre sales de sulfito que contienen el ion de  o sales de hidrógeno sulfito que contienen  El ácido sulfuroso, H2SO3, se forma primero, pero se descompone rápidamente en dióxido de azufre y agua. El dióxido de azufre también se forma cuando muchos agentes reductores reaccionan con ácido sulfúrico caliente y concentrado. El trióxido de azufre se forma lentamente al calentar el dióxido de azufre y el oxígeno juntos, y la reacción es exotérmica:
El dióxido de azufre es un gas a temperatura ambiente, y la molécula de SO2 está doblada. El trióxido de azufre se funde a 17 °C y hierve a 43 °C. En estado de vapor, sus moléculas son unidades individuales de SO3 (mostradas en la ), pero en estado sólido, el SO3 existe en varias formas poliméricas.
Los óxidos de azufre reaccionan como ácidos de Lewis con muchos óxidos e hidróxidos en reacciones ácido-base de Lewis, con la formación de sulfitos o sulfitos de hidrógeno, y sulfatos o sulfatos de hidrógeno, respectivamente.

### Compuestos de oxígeno y halógenos

Los halógenos no reaccionan directamente con el oxígeno, pero es posible preparar compuestos binarios oxígeno-halógeno mediante las reacciones de los halógenos con compuestos que contienen oxígeno. Los compuestos de oxígeno con cloro, bromo y yodo son óxidos porque el oxígeno es el elemento más electronegativo en estos compuestos. Por otro lado, los compuestos de flúor con oxígeno son fluoruros porque el flúor es el elemento más electronegativo.
Como clase, los óxidos son extremadamente reactivos e inestables, y su química tiene poca importancia práctica. El óxido de dicloro, formalmente llamado monóxido de dicloro, y el dióxido de cloro, ambos mostrados en la , son los únicos compuestos comercialmente importantes. Son importantes como agentes blanqueadores (para su uso con la pulpa y la harina) y para el tratamiento del agua.

### Oxiácidos no metálicos y sus sales

Los óxidos no metálicos forman ácidos cuando se les deja reaccionar con agua; son anhídridos de ácido. Los oxianiones resultantes pueden formar sales con varios iones metálicos.

### Oxiácidos y sales de nitrógeno

El pentaóxido de nitrógeno, N2O5, y el NO2 reaccionan con el agua para formar ácido nítrico, HNO3. Los alquimistas, ya en el siglo VIII, conocían el ácido nítrico (mostrado en la ) como aqua fortis (que significa "agua fuerte"). El ácido era útil en la separación del oro de la plata porque disuelve la plata pero no el oro. Después de las tormentas, aparecen en la atmósfera trazas de ácido nítrico y sus sales están ampliamente distribuidas en la naturaleza. Existen enormes depósitos de salitre de Chile, NaNO3, en la región desértica cercana a la frontera de Chile y Perú. El salitre de Bengala, KNO3, se encuentra en la India y en otros países del Extremo Oriente.
En el laboratorio, es posible producir ácido nítrico calentando una sal de nitrato (como el nitrato de sodio o de potasio) con ácido sulfúrico concentrado:
El proceso de Ostwald es el método comercial para producir ácido nítrico. Este proceso implica la oxidación del amoníaco a óxido nítrico, NO, la oxidación del óxido nítrico a dióxido de nitrógeno, NO2 y la posterior oxidación e hidratación del dióxido de nitrógeno para formar ácido nítrico:
O
El ácido nítrico puro es un líquido incoloro. Sin embargo, suele ser de color amarillo o marrón porque se forma NO2 al descomponerse el ácido. El ácido nítrico es estable en solución acuosa; las soluciones que contienen el 68 % del ácido son el ácido nítrico concentrado disponible en el mercado. Es a la vez un fuerte agente oxidante y un ácido fuerte.
La acción del ácido nítrico sobre un metal rara vez produce H2 (por reducción de H+) en más que pequeñas cantidades. En cambio, se produce la reducción del nitrógeno. Los productos formados dependen de la concentración del ácido, la actividad del metal y la temperatura. Normalmente, se forma una mezcla de nitratos, óxidos de nitrógeno y diversos productos de reducción. Los metales menos activos, como el cobre, la plata y el plomo, reducen el ácido nítrico concentrado principalmente a dióxido de nitrógeno. La reacción del ácido nítrico diluido con el cobre produce NO. En cada caso, las sales de nitrato de los metales cristalizan al evaporar las soluciones resultantes.
Los elementos no metálicos, como el azufre, el carbono, el yodo y el fósforo, se oxidan con el ácido nítrico concentrado hasta convertirse en sus óxidos u oxiácidos, con la formación de NO2:
El ácido nítrico oxida muchos compuestos; por ejemplo, el ácido nítrico concentrado oxida fácilmente el ácido clorhídrico a cloro y dióxido de cloro. Una mezcla de una parte de ácido nítrico concentrado y tres partes de ácido clorhídrico concentrado (llamada aqua regia, que significa agua real) reacciona vigorosamente con los metales. Esta mezcla es especialmente útil para disolver el oro, el platino y otros metales más difíciles de oxidar que el hidrógeno. Una ecuación simplificada para representar la acción del aqua regia sobre el oro es:
Los nitratos, sales del ácido nítrico, se forman cuando los metales, óxidos, hidróxidos o carbonatos reaccionan con el ácido nítrico. La mayoría de los nitratos son solubles en agua; de hecho, uno de los usos importantes del ácido nítrico es la preparación de nitratos metálicos solubles.
El ácido nítrico se utiliza ampliamente en el laboratorio y en las industrias químicas como ácido fuerte y agente oxidante fuerte. Es importante en la fabricación de explosivos, tintes, plásticos y medicamentos. Las sales de ácido nítrico (nitratos) son valiosas como fertilizantes. La pólvora es una mezcla de nitrato de potasio, azufre y carbón vegetal.
La reacción del N2O3 con el agua da una solución azul pálido de ácido nitroso, HNO2. Sin embargo, el HNO2 (mostrado en la ) es más fácil de preparar mediante la adición de un ácido a una solución de nitrito; el ácido nitroso es un ácido débil, por lo que el ion de nitrito es básico en solución acuosa:
El ácido nitroso es muy inestable y solo existe en solución. Se desproporciona lentamente a temperatura ambiente (rápidamente cuando se calienta) en ácido nítrico y óxido nítrico. El ácido nitroso es un agente oxidante activo con fuertes agentes reductores, y los agentes oxidantes fuertes lo oxidan a ácido nítrico.
El nitrito de sodio, NaNO2, es un aditivo para carnes como los perritos calientes y los embutidos. El ion de nitrito tiene dos funciones. Limita el crecimiento de las bacterias que pueden causar intoxicaciones alimentarias y prolonga la retención del color rojo de la carne. La adición de nitrito de sodio a los productos cárnicos es controvertida porque el ácido nitroso reacciona con ciertos compuestos orgánicos para formar una clase de compuestos conocidos como nitrosaminas. Las nitrosaminas producen cáncer en los animales de laboratorio. Esto ha llevado a la FDA a limitar la cantidad de NaNO2 en los alimentos.
Los nitritos son mucho más estables que el ácido, pero los nitritos, al igual que los nitratos, pueden explotar. Los nitritos, al igual que los nitratos, también son solubles en agua (el AgNO2 es solo ligeramente soluble).

### Oxiácidos y sales de fósforo

El ácido ortofosfórico puro, H3PO4 (mostrado en la ), forma cristales incoloros y delicuescentes que se funden a 42 °C. El nombre común de este compuesto es ácido fosfórico, y está disponible comercialmente como una solución viscosa al 82 % conocida como ácido fosfórico almibarado. Uno de los usos del ácido fosfórico es como aditivo de muchos refrescos.
Un método comercial para preparar ácido ortofosfórico consiste en tratar la roca de fosfato de calcio con ácido sulfúrico concentrado:
La dilución de los productos con agua, seguida de la filtración para eliminar el sulfato de calcio, da lugar a una solución ácida diluida contaminada con dihidrogenofosfato de calcio, Ca(H2PO4)2, y otros compuestos asociados a la roca fosfórica de calcio. Es posible preparar ácido ortofosfórico puro disolviendo P4O10 en agua.
La acción del agua sobre el P4O6, el PCl3, el PBr3 o el PI3 forma ácido fosforoso, H3PO3 (mostrado en la ). El mejor método para preparar ácido fosforoso puro es la hidrólisis del tricloruro de fósforo:
Al calentar la solución resultante se expulsa el cloruro de hidrógeno y se produce la evaporación del agua. Cuando se evapora suficiente agua, aparecen cristales blancos de ácido fosforoso al enfriarse. Los cristales son delicuescentes, muy solubles en agua, y tienen un olor como el del ajo. El sólido funde a 70,1 °C y se descompone a unos 200 °C por desproporción en fosfina y ácido ortofosfórico:
El ácido fosforoso forma solo dos series de sales, que contienen el ion de dihidrógeno fosfito,  o el ion de fosfato de hidrógeno,  respectivamente. No es posible sustituir el tercer átomo de hidrógeno porque no es muy acídico, ya que no es fácil ionizar el enlace P-H.

### Oxiácidos y sales de azufre

La preparación del ácido sulfúrico, H2SO4 (mostrado en la ), comienza con la oxidación del azufre a trióxido de azufre y luego la conversión del trióxido a ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico puro es un líquido incoloro y aceitoso que se congela a 10,5 °C. Emite vapores cuando se calienta porque el ácido se descompone en agua y trióxido de azufre. El proceso de calentamiento hace que se pierda más trióxido de azufre que agua, hasta alcanzar una concentración del 98,33 % de ácido. El ácido de esta concentración hierve a 338 °C sin más cambios en la concentración (una solución de ebullición constante) y es el H2SO4 comercialmente concentrado. La cantidad de ácido sulfúrico utilizada en la industria supera la de cualquier otro compuesto manufacturado.
La fuerte afinidad del ácido sulfúrico concentrado por el agua lo convierte en un buen agente deshidratante. Es posible secar gases y líquidos inmiscibles que no reaccionan con el ácido haciéndolos pasar por este.
El ácido sulfúrico es un ácido diprótico fuerte que se ioniza en dos etapas. En una solución acuosa, la primera etapa es esencialmente completa. La ionización secundaria no es tan completa, y  es un ácido moderadamente fuerte (alrededor del 25 % de ionización en solución de una sal de : Ka = 1,2  10−2).
Al ser un ácido diprótico, el ácido sulfúrico forma tanto sulfatos, como el Na2SO4, como sulfatos de hidrógeno, como el NaHSO4. La mayoría de los sulfatos son solubles en agua; sin embargo, los sulfatos de bario, estroncio, calcio y plomo son solo ligeramente solubles en agua.
Entre los sulfatos importantes están el Na2SO4⋅10H2O y las sales de Epsom, MgSO4⋅7H2O. Porque el  es un ácido, los sulfatos de hidrógeno, como el NaHSO4, presentan un comportamiento acídico, y este compuesto es el principal ingrediente de algunos limpiadores domésticos.
El ácido sulfúrico caliente y concentrado es un agente oxidante. Dependiendo de su concentración, la temperatura y la fuerza del agente reductor, el ácido sulfúrico oxida muchos compuestos y, en el proceso, sufre una reducción a SO2,   S, H2S, o S2-.
El dióxido de azufre se disuelve en agua para formar una solución de ácido sulfuroso, como es de esperar para el óxido de un no metal. El ácido sulfuroso es inestable y no es posible aislar el H2SO3 anhidro. El calentamiento de una solución de ácido sulfuroso expulsa el dióxido de azufre. Como otros ácidos dipróticos, el ácido sulfuroso se ioniza en dos pasos: Se forman el ion de hidrógeno sulfito,  y el ion de sulfito, . El ácido sulfuroso es un ácido moderadamente fuerte. La ionización es de aproximadamente el 25 % en la primera etapa, pero es mucho menor en la segunda(Ka1 = 1,2  10-2 y Ka2 = 6,2  10−8).
Para preparar sales sólidas de sulfito e hidrógeno sulfito, es necesario añadir una cantidad estequiométrica de una base a una solución de ácido sulfuroso y luego evaporar el agua. Estas sales también se forman a partir de la reacción del SO2 con óxidos e hidróxidos. El calentamiento del hidrogenosulfito de sodio sólido forma sulfito de sodio, dióxido de azufre y agua:
Los agentes oxidantes fuertes pueden oxidar el ácido sulfuroso. El oxígeno del aire lo oxida lentamente hasta convertirlo en ácido sulfúrico, más estable:
Las soluciones de sulfitos también son muy susceptibles a la oxidación del aire para producir sulfatos. Por lo tanto, las soluciones de sulfitos siempre contienen sulfatos después de la exposición al aire.

### Oxiácidos halógenos y sus sales

Los compuestos HXO, HXO2, HXO3 y HXO4, donde X representa Cl, Br o I, son los ácidos hipohalos, halos, hálicos y perhálicos, respectivamente. Las fuerzas de estos ácidos aumentan desde los ácidos hipohalos, que son ácidos muy débiles, hasta los ácidos perhalos, que son muy fuertes. La  enumera los ácidos conocidos y, cuando se conocen, sus valores de pKa se indican entre paréntesis.
El único oxiácido de flúor que se conoce es el ácido hipofluoroso, HOF, muy inestable, que se prepara por la reacción del flúor gaseoso con el hielo:
El compuesto es muy inestable y se descompone por encima de -40 °C. Este compuesto no se ioniza en el agua y no se conocen sales. No es seguro que el nombre de ácido hipofluorado sea apropiado para el HOF; un nombre más apropiado podría ser hipofluorita de hidrógeno.
Las reacciones del cloro y el bromo con el agua son análogas a la del flúor con el hielo, pero estas reacciones no llegan a completarse, y resultan mezclas del halógeno y de los respectivos ácidos hipohalos e hidrohálicos. Aparte del HOF, los ácidos hipohalos solo existen en solución. Los ácidos hipohalos son todos ácidos muy débiles; sin embargo, el HOCl es un ácido más fuerte que el HOBr, que, a su vez, es más fuerte que el HOI.
La adición de bases a las soluciones de los ácidos hipohalos produce soluciones de sales que contienen los iones básicos de hipohalitos, OX-. Es posible aislar estas sales como sólidos. Todos los hipohalitos son inestables con respecto a la desproporción en solución, pero la reacción es lenta para el hipoclorito. El hipobromito y el hipoiodito se desproporcionan rápidamente, incluso en el frío:
El hipoclorito de sodio es un blanqueador (Clorox) y germicida barato. La preparación comercial consiste en la electrólisis de soluciones acuosas frías de cloruro de sodio en condiciones en las que el cloro y el ion de hidróxido resultantes pueden reaccionar. La reacción neta es:
El único ácido halo definitivamente conocido es el ácido cloroso, HClO2, obtenido por la reacción del clorito de bario con ácido sulfúrico diluido:
La filtración del sulfato de bario insoluble deja una solución de HClO2. El ácido cloroso no es estable; se descompone lentamente en la solución para producir dióxido de cloro, ácido clorhídrico y agua. El ácido clorhídrico reacciona con las bases para dar sales que contienen el ion de clorito (mostradas en la ). El clorito sódico tiene una amplia aplicación en el blanqueo del papel porque es un fuerte agente oxidante y no daña el papel.
El ácido clórico, HClO3, y el ácido brómico, HBrO3, solo son estables en solución. La reacción del yodo con el ácido nítrico concentrado produce un ácido yódico blanco estable, HIO3:
Es posible obtener los ácidos hálicos más ligeros a partir de sus sales de bario por reacción con ácido sulfúrico diluido. La reacción es análoga a la utilizada para preparar el ácido cloroso. Todos los ácidos hálicos son ácidos fuertes y agentes oxidantes muy activos. Los ácidos reaccionan con las bases para formar sales que contienen iones de clorato (mostradas en la ). Otro método de preparación es la oxidación electroquímica de una solución caliente de un haluro metálico para formar los cloratos metálicos adecuados. El clorato de sodio es un herbicida; el clorato de potasio se utiliza como agente oxidante.
El ácido perclórico, HClO4, se forma al tratar un perclorato, como el perclorato de potasio, con ácido sulfúrico a presión reducida. El HClO4 puede destilarse de la mezcla:
Las soluciones acuosas diluidas de ácido perclórico son bastante estables térmicamente, pero las concentraciones superiores al 60 % son inestables y peligrosas. El ácido perclórico y sus sales son potentes agentes oxidantes, ya que el cloro, muy electronegativo, es más estable en un estado de oxidación inferior al 7+. Se han producido graves explosiones al calentar soluciones concentradas con sustancias fácilmente oxidables. Sin embargo, sus reacciones como agente oxidante son lentas cuando el ácido perclórico está frío y diluido. Este ácido es uno de los más fuertes de todos los ácidos. La mayoría de las sales que contienen el ion de perclorato (mostradas en la ) son solubles. Es posible prepararlas a partir de reacciones de bases con ácido perclórico y, comercialmente, por la electrólisis de soluciones calientes de sus cloruros.
Las sales de perbromato son difíciles de preparar, y las mejores síntesis actuales implican la oxidación de bromatos en solución básica con flúor gaseoso, seguida de acidificación. Los usos comerciales de este ácido o de sus sales son escasos o nulos.
Hay varios ácidos diferentes que contienen yodo en el estado de oxidación 7+; entre ellos se encuentran el ácido metaperiódico, HIO4, y el ácido paraperiódico, H5IO6. Estos ácidos son fuertes agentes oxidantes y reaccionan con las bases para formar las sales correspondientes.

### Conceptos clave y resumen

El oxígeno es uno de los elementos más reactivos. Esta reactividad, unida a su abundancia, hace que la química del oxígeno sea muy rica y se comprenda bien.
Los compuestos de los metales representativos con el oxígeno existen en tres categorías (1) óxidos, (2) peróxidos y superóxidos, e (3) hidróxidos. El calentamiento de los hidróxidos, nitratos o carbonatos correspondientes es el método más común para producir óxidos. El calentamiento del metal o del óxido metálico en oxígeno puede dar lugar a la formación de peróxidos y superóxidos. Los óxidos solubles se disuelven en agua para formar soluciones de hidróxidos. La mayoría de los óxidos metálicos son anhídridos de base y reaccionan con los ácidos. Los hidróxidos de los metales representativos reaccionan con los ácidos en reacciones ácido-base para formar sales y agua. Los hidróxidos tienen muchos usos comerciales.
Todos los no metales, excepto el flúor, forman múltiples óxidos. Casi todos los óxidos no metálicos son anhídridos de ácido. La acidez de los oxiácidos requiere que los átomos de hidrógeno se unan a los átomos de oxígeno de la molécula y no a otro átomo no metálico. En general, la fuerza del oxiácido aumenta con el número de átomos de oxígeno unidos al átomo no metálico y no a un hidrógeno.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Metales representativos, metaloides y no metales

## Incidencia, preparación y propiedades del azufre

El azufre existe en la naturaleza como depósitos elementales, así como sulfuros de hierro, zinc, plomo y cobre, y sulfatos de sodio, calcio, bario y magnesio. El sulfuro de hidrógeno suele ser un componente del gas natural y está presente en muchos gases volcánicos, como los que se muestran en la . El azufre es un componente de muchas proteínas y es esencial para la vida.
El proceso de Frasch, ilustrado en la , es importante en la extracción de azufre libre de enormes depósitos subterráneos en Texas y Luisiana. El agua sobrecalentada (170 °C y 10 atm de presión) se hace descender por el más externo de los tres tubos concéntricos hasta el depósito subterráneo. El agua caliente derrite el azufre. El tubo más interno conduce el aire comprimido hacia el azufre líquido. El aire obliga al azufre líquido, mezclado con el aire, a subir por el tubo de salida. La transferencia de la mezcla a grandes cubas de decantación permite que el azufre sólido se separe al enfriarse. Este azufre tiene una pureza de entre el 99,5 % y el 99,9 % y no necesita ser purificado para la mayoría de los usos.
Las mayores cantidades de azufre también provienen del sulfuro de hidrógeno recuperado durante la purificación del gas natural.
El azufre existe en varias formas alotrópicas. La forma estable a temperatura ambiente contiene anillos de ocho miembros, por lo que la fórmula verdadera es S8. Sin embargo, los químicos suelen utilizar S para simplificar los coeficientes en las ecuaciones químicas; en este libro seguiremos esta práctica.
Al igual que el oxígeno, que también pertenece al grupo 16, el azufre presenta un comportamiento claramente no metálico. Oxida los metales, dando una variedad de sulfuros binarios en los que el azufre presenta un estado de oxidación negativo (2-). El azufre elemental oxida los no metales menos electronegativos, y los no metales más electronegativos, como el oxígeno y los halógenos, lo oxidan. Otros agentes oxidantes fuertes también oxidan el azufre. Por ejemplo, el ácido nítrico concentrado oxida el azufre al ion de sulfato, con la formación simultánea de óxido de nitrógeno(IV):
La química del azufre con un estado de oxidación de 2- es similar a la del oxígeno. Sin embargo, a diferencia del oxígeno, el azufre forma muchos compuestos en los que presenta estados de oxidación positivos.

### Conceptos clave y resumen

El azufre (grupo 16) reacciona con casi todos los metales y forma fácilmente el ion de sulfuro, S2-, en el que tiene como estado de oxidación 2-. El azufre reacciona con la mayoría de los no metales.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Metales representativos, metaloides y no metales

## Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos

Los elementos del grupo 17 son los halógenos. Son los elementos flúor, cloro, bromo, yodo y astato. Estos elementos son demasiado reactivos para aparecer libremente en la naturaleza, pero sus compuestos están ampliamente distribuidos. Los cloruros son los más abundantes; aunque los fluoruros, bromuros y yoduros son menos comunes, están razonablemente disponibles. En esta sección, examinaremos la incidencia, la preparación y las propiedades de los halógenos. A continuación, examinaremos los compuestos halógenos con los metales representativos y, después, los interhalógenos. Esta sección concluirá con algunas aplicaciones de los halógenos.

### Incidencia y preparación

Todos los halógenos se encuentran en el agua de mar en forma de iones de haluro. La concentración del ion de cloruro es de 0,54 M; la de los demás haluros es inferior a 10-4 M. El flúor también se encuentra en minerales como el CaF2, el Ca(PO4)3F y el Na3AlF6. El cloruro también se encuentra en el Gran Lago Salado y el Mar Muerto, y en extensos lechos de sal que contienen NaCl, KCl o MgCl2. Parte del cloro de su cuerpo está presente en forma de ácido clorhídrico, que es un componente del ácido del estómago. Los compuestos de bromo se encuentran en el Mar Muerto y en las salmueras subterráneas. Los compuestos de yodo se encuentran en pequeñas cantidades en el salitre de Chile, las salmueras subterráneas y las algas marinas. El yodo es esencial para el funcionamiento de la glándula tiroides.
Las mejores fuentes de halógenos (excepto el yodo) son las sales de haluro. Es posible oxidar los iones de haluro a moléculas halógenas diatómicas libres por varios métodos, dependiendo de la facilidad de oxidación del ion de haluro. El flúor es el más difícil de oxidar, mientras que el yoduro es el más fácil.
El principal método para preparar el flúor es la oxidación electrolítica. El procedimiento de electrólisis más común es utilizar una mezcla fundida de fluoruro de hidrógeno de potasio, KHF2, y fluoruro de hidrógeno anhidro. La electrólisis provoca la descomposición del HF, formando flúor gaseoso en el ánodo e hidrógeno en el cátodo. Es necesario mantener los dos gases separados para evitar su recombinación explosiva para reformar el fluoruro de hidrógeno.
La mayor parte del cloro comercial procede de la electrólisis del ion de cloruro en soluciones acuosas de cloruro de sodio; se trata del proceso cloro-álcali comentado anteriormente. El cloro también es un producto de la producción electrolítica de metales como el sodio, el calcio y el magnesio a partir de sus cloruros fundidos. También es posible preparar cloro mediante la oxidación química del ion de cloruro en solución ácida con agentes oxidantes fuertes como el dióxido de manganeso (MnO2) o el dicromato de sodio (Na2Cr2O7). La reacción con el dióxido de manganeso es:
La preparación comercial del bromo implica la oxidación del ion de bromuro por el cloro:
El cloro es un agente oxidante más fuerte que el bromo. Este método es importante para la producción de casi todo el bromo doméstico.
Parte del yodo procede de la oxidación del cloruro de yodo, ICl, o del ácido yódico, HlO3. La preparación comercial del yodo utiliza la reducción del yodato de sodio, NaIO3, una impureza en los depósitos de salitre de Chile, con hidrógeno sulfito de sodio:

### Propiedades de los halógenos

El flúor es un gas amarillo pálido, el cloro es un gas amarillo verdoso, el bromo es un líquido marrón rojizo intenso y el yodo es un sólido cristalino negro grisáceo. El bromo líquido tiene una alta presión de vapor, y el vapor rojizo es fácilmente visible en la . Los cristales de yodo tienen una notable presión de vapor. Cuando se calientan suavemente, estos cristales se subliman y forman un hermoso vapor de color violeta intenso.
El bromo es solo ligeramente soluble en agua, pero es miscible en todas las proporciones en disolventes menos polares (o no polares) como el cloroformo, el tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono, formando soluciones que varían del amarillo al marrón rojizo, según la concentración.
El yodo es soluble en cloroformo, tetracloruro de carbono, disulfuro de carbono y muchos hidrocarburos, dando soluciones violetas de moléculas de I2. El yodo se disuelve muy poco en el agua, dando soluciones de color marrón. Es bastante soluble en soluciones acuosas de yoduros, con los que forma soluciones marrones. Estas soluciones marrones se deben a que las moléculas de yodo tienen orbitales d de valencia vacíos y pueden actuar como ácidos de Lewis débiles hacia el ion de yoduro. La ecuación para la reacción reversible del yodo (ácido de Lewis) con el ion de yoduro (base de Lewis) para formar el ion de triyoduro,  es:
Cuanto más fácil sea la oxidación del ion de haluro, más difícil será que el halógeno actúe como agente oxidante. El flúor generalmente oxida un elemento hasta su estado de oxidación más alto, mientras que los halógenos más pesados no pueden hacerlo. Por ejemplo, cuando el exceso de flúor reacciona con el azufre, se forma el SF6. El cloro produce SCl2 y el bromo, S2Br2. El yodo no reacciona con el azufre.
El flúor es el agente oxidante más potente de los elementos conocidos. Oxida espontáneamente la mayoría de los otros elementos; por lo tanto, la reacción inversa, la oxidación de los fluoruros, es muy difícil de realizar. El flúor reacciona directamente y forma fluoruros binarios con todos los elementos excepto los gases nobles más ligeros (He, Ne y Ar). El flúor es un agente oxidante tan fuerte que muchas sustancias se inflaman al entrar en contacto con él. Las gotas de agua se inflaman en flúor y forman O2, OF2, H2O2, O3 y HF. La madera y el amianto se inflaman y arden con el flúor gaseoso. La mayoría de los metales calientes arden vigorosamente en el flúor. Sin embargo, es posible manipular el flúor en recipientes de cobre, hierro o níquel porque una película adherente de la sal de flúor pasiva sus superficies. El flúor es el único elemento que reacciona directamente con el gas noble xenón.
Aunque es un fuerte agente oxidante, el cloro es menos activo que el flúor. La mezcla de cloro e hidrógeno en la oscuridad hace que la reacción entre ellos sea imperceptiblemente lenta. La exposición de la mezcla a la luz hace que ambos reaccionen de forma explosiva. El cloro también es menos activo frente a los metales que el flúor, y las reacciones de oxidación suelen requerir temperaturas más altas. El sodio fundido se enciende en el cloro. El cloro ataca a la mayoría de los no metales (el C, el N2 y el O2 son notables excepciones), formando compuestos moleculares covalentes. El cloro suele reaccionar con los compuestos que solo contienen carbono e hidrógeno (hidrocarburos) añadiéndose a múltiples enlaces o por sustitución.
En el agua fría, el cloro sufre una reacción de desproporción:
La mitad de los átomos de cloro se oxidan al estado de oxidación 1+ (ácido hipocloroso), y la otra mitad se reduce al estado de oxidación 1- (ion de cloruro). Esta desproporción es incompleta, por lo que el agua clorada es una mezcla en equilibrio de moléculas de cloro, moléculas de ácido hipocloroso, iones de hidronio e iones de cloruro. Cuando se expone a la luz, esta solución sufre una descomposición fotoquímica:
El cloro no metálico es más electronegativo que cualquier otro elemento, excepto el flúor, el oxígeno y el nitrógeno. En general, los elementos muy electronegativos son buenos agentes oxidantes; por lo tanto, esperaríamos que el cloro elemental oxide todos los demás elementos excepto estos tres (y los gases nobles no reactivos). Su propiedad oxidante, de hecho, es la responsable de su uso principal. Por ejemplo, el cloruro de fósforo(V), un importante producto intermedio en la preparación de insecticidas y armas químicas, se fabrica oxidando el fósforo con cloro:
También se utiliza una gran cantidad de cloro para oxidar, y por tanto destruir, materiales orgánicos o biológicos en la purificación del agua y en el blanqueo.
Las propiedades químicas del bromo son similares a las del cloro, aunque el bromo es el agente oxidante más débil y su reactividad es menor que la del cloro.
El yodo es el menos reactivo de los halógenos. Es el agente oxidante más débil, y el ion de yoduro es el ion de haluro más fácilmente oxidable. El yodo reacciona con los metales, pero suele ser necesario calentarlo. No oxida otros iones de haluro.
En comparación con los demás halógenos, el yodo solo reacciona ligeramente con el agua. Las trazas de yodo en el agua reaccionan con una mezcla de almidón e ion de yoduro, formando un color azul intenso. Esta reacción es una prueba muy sensible para detectar la presencia de yodo en el agua.

### Haluros de los metales representativos

Se han preparado miles de sales de los metales representativos. Los haluros binarios son una importante subclase de sales. Una sal es un compuesto iónico formado por cationes y aniones, distintos de los iones de hidróxido u óxido. En general, es posible preparar estas sales a partir de los metales o de óxidos, hidróxidos o carbonatos. Ilustraremos los tipos generales de reacciones para preparar sales a través de las reacciones utilizadas para preparar haluros binarios.
Los compuestos binarios de un metal con los halógenos son los haluros. La mayoría de los haluros binarios son iónicos. Sin embargo, el mercurio, los elementos del grupo 13 con estados de oxidación 3+, el estaño(IV) y el plomo(IV) forman haluros binarios covalentes.
La reacción directa de un metal y un halógeno produce el haluro del metal. Algunos ejemplos de estas reacciones de reducción-oxidación son:
Si un metal puede presentar dos estados de oxidación, puede ser necesario controlar la estequiometría para obtener el haluro con el estado de oxidación más bajo. Por ejemplo, la preparación del cloruro de estaño(II) requiere una relación 1:1 de Sn a Cl2, mientras que la preparación del cloruro de estaño(IV) requiere una relación 1:2:
Los metales representativos activos (los que son más fáciles de oxidar que el hidrógeno) reaccionan con los haluros de hidrógeno gaseosos para producir haluros metálicos e hidrógeno. La reacción del zinc con el fluoruro de hidrógeno es:
Los metales representativos activos también reaccionan con soluciones de haluros de hidrógeno para formar hidrógeno y soluciones de los haluros correspondientes. Ejemplos de estas reacciones son:
Los hidróxidos, los carbonatos y algunos óxidos reaccionan con las soluciones de los haluros de hidrógeno para formar soluciones de sales de haluro. Es posible preparar otras sales mediante la reacción de estos hidróxidos, carbonatos y óxidos con soluciones acuosas de otros ácidos:
Algunos haluros y muchas de las otras sales de los metales representativos son insolubles. Es posible preparar estas sales solubles mediante reacciones de metátesis que se producen al mezclar soluciones de sales solubles (vea la ). Las reacciones de metátesis se examinan en el capítulo sobre la estequiometría de las reacciones químicas.
Varios haluros se encuentran en grandes cantidades en la naturaleza. El océano y las salmueras subterráneas contienen muchos haluros. Por ejemplo, el cloruro de magnesio en el océano es la fuente de los iones de magnesio utilizados en la producción de magnesio. Grandes depósitos subterráneos de cloruro de sodio, como la mina de sal que se muestra en la , se dan en muchas partes del mundo. Estos depósitos sirven como fuente de sodio y cloro en casi todos los demás compuestos que contienen estos elementos. El proceso cloro-álcali es un ejemplo.

### Interhalógenos

Los compuestos formados por dos o más halógenos diferentes son interhalógenos. Las moléculas interhalógenas están formadas por un átomo del halógeno más pesado unido por enlaces simples a un número impar de átomos del halógeno más ligero. Las estructuras de IF3, IF5 e IF7 se ilustran en la . Las fórmulas de otros interhalógenos, cada una de las cuales procede de la reacción de los respectivos halógenos, están en la .
Observe en la  que el flúor es capaz de oxidar el yodo hasta su máximo estado de oxidación, 7+, mientras que el bromo y el cloro, que son más difíciles de oxidar, solo alcanzan el estado de oxidación 5+. El estado de oxidación 7+ es el límite para los halógenos. Dado que los halógenos más pequeños se agrupan en torno a uno más grande, el número máximo de átomos más pequeños posibles aumenta a medida que aumenta el radio del átomo más grande. Muchos de estos compuestos son inestables y la mayoría son extremadamente reactivos. Los interhalógenos reaccionan como los haluros que los componen; los fluoruros halógenos, por ejemplo, son agentes oxidantes más fuertes que los cloruros halógenos.
Los polihaluros iónicos de los metales alcalinos, como KI3, KICl2, KICl4, CsIBr2 y CsBrCl2, que contienen un anión compuesto por al menos tres átomos de halógeno, están estrechamente relacionados con los interhalógenos. Como se ha visto anteriormente, la formación del anión polihaluro  es responsable de la solubilidad del yodo en soluciones acuosas que contienen un ion de yoduro.

### Aplicaciones

El ion de flúor y los compuestos de flúor tienen muchos usos importantes. Los compuestos de carbono, hidrógeno y flúor están sustituyendo a los freones (compuestos de carbono, cloro y flúor) como refrigerantes. El teflón es un polímero compuesto por unidades de CF2CF2. El ion de fluoruro se añade a los suministros de agua y a algunos dentífricos como SnF2 o NaF para combatir la caries. El flúor convierte parcialmente los dientes de Ca5(PO4)3(OH) en Ca5(PO4)3F.
El cloro es importante para blanquear la pasta de madera y la tela de algodón. El cloro reacciona con el agua para formar ácido hipocloroso, que oxida las sustancias coloreadas y las convierte en incoloras. Grandes cantidades de cloro son importantes en la cloración de hidrocarburos (sustituyendo el hidrógeno por el cloro) para producir compuestos como el tetracloruro (CCl4), el cloroformo (CHCl3) y el cloruro de etilo (C2H5Cl), y en la producción de policloruro de vinilo (Polyvinyl Chloride, PVC) y otros polímeros. El cloro también es importante para eliminar las bacterias en los suministros de agua de la comunidad.
El bromo es importante en la producción de ciertos tintes, y los bromuros de sodio y potasio se utilizan como sedantes. En una época, el bromuro de plata sensible a la luz era un componente de la película fotográfica.
El yodo en solución alcohólica con yoduro de potasio es un antiséptico (tintura de yodo). Las sales de yodo son esenciales para el buen funcionamiento de la glándula tiroidea; una carencia de yodo puede provocar el desarrollo de un bocio. La sal de mesa yodada contiene un 0,023% de yoduro de potasio. El yoduro de plata es útil en la siembra de nubes para inducir la lluvia; fue importante en la producción de películas fotográficas y el yodoformo, CHI3, es un antiséptico.

### Conceptos clave y resumen

Los halógenos forman haluros con elementos menos electronegativos. Los haluros de los metales varían de iónicos a covalentes; los haluros de los no metales son covalentes. Los interhalógenos se forman por la combinación de dos o más halógenos diferentes.
Todos los metales representativos reaccionan directamente con los halógenos elementales o con soluciones de los ácidos hidrohalicos (HF, HCl, HBr y HI) para producir haluros metálicos representativos. Otras preparaciones de laboratorio consisten en la adición de ácidos hidrohalicos acuosos a compuestos que contienen dichos aniones básicos, como hidróxidos, óxidos o carbonatos.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Metales representativos, metaloides y no metales

## Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles

Los elementos del grupo 18 son los gases nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón). Se ganaron el nombre de "nobles" porque se suponía que no eran reactivos, ya que tenían capas de valencia llenas. En 1962, el Dr. Neil Bartlett, de la Universidad de Columbia Británica, demostró que esta suposición era falsa.
Estos elementos están presentes en la atmósfera en pequeñas cantidades. Algunos gases naturales contienen un 1 a 2 % de helio en masa. El helio se aísla del gas natural licuando los componentes condensables, dejando solo el helio como gas. Los Estados Unidos posee la mayor parte del suministro comercial mundial de este elemento en sus yacimientos de gas con helio. El argón, el neón, el criptón y el xenón proceden de la destilación fraccionada del aire líquido. El radón procede de otros elementos radiactivos. Más recientemente, se ha observado que este gas radiactivo está presente en cantidades muy pequeñas en suelos y minerales. Sin embargo, su acumulación en edificios bien aislados y herméticamente cerrados constituye un peligro para la salud, principalmente el cáncer de pulmón.
Los puntos de ebullición y de fusión de los gases nobles son extremadamente bajos en relación con los de otras sustancias de masas atómicas o moleculares comparables. Esto se debe a que solo están presentes las débiles fuerzas de dispersión de London, y estas fuerzas solo pueden mantener unidos a los átomos cuando el movimiento molecular es muy ligero, como ocurre a temperaturas muy bajas. El helio es la única sustancia conocida que no se solidifica al enfriarse a presión normal. Permanece en estado líquido cerca del cero absoluto (0,001 K) a presiones ordinarias, pero se solidifica a presiones elevadas.
El helio se utiliza para llenar globos y naves más ligeras que el aire porque no arde, lo que hace que su uso sea más seguro que el del hidrógeno. El helio a altas presiones no es un narcótico como el nitrógeno. Por lo tanto, las mezclas de oxígeno y helio son importantes para los buceadores que trabajan a altas presiones. El uso de una mezcla de helio y oxígeno evita el estado mental de desorientación conocido como narcosis de nitrógeno, el llamado rapto de las profundidades. El helio es importante como atmósfera inerte para la fusión y soldadura de metales fácilmente oxidables y para muchos procesos químicos sensibles al aire.
El helio líquido (punto de ebullición, 4,2 K) es un refrigerante importante para alcanzar las bajas temperaturas necesarias para la investigación criogénica, y es esencial para lograr las bajas temperaturas necesarias para producir la superconducción en los materiales superconductores tradicionales utilizados en potentes imanes y otros dispositivos. Esta capacidad de enfriamiento es necesaria para los imanes utilizados en las imágenes por resonancia magnética, un procedimiento de diagnóstico médico habitual. El otro refrigerante habitual es el nitrógeno líquido (punto de ebullición, 77 K), que es bastante más barato.
El neón es un componente de las lámparas y señales de neón. El paso de una chispa eléctrica a través de un tubo que contiene neón a baja presión genera el conocido brillo rojo del neón. Es posible cambiar el color de la luz mezclando vapor de argón o mercurio con el neón o utilizando tubos de vidrio de un color especial.
El argón era útil en la fabricación de bombillas eléctricas, ya que su menor conductividad térmica y su inercia química lo hacían preferible al nitrógeno para inhibir la vaporización del filamento de tungsteno y prolongar la vida útil de la bombilla. Los tubos fluorescentes suelen contener una mezcla de argón y vapor de mercurio. El argón es el tercer gas más abundante en el aire seco.
Los tubos de flash de criptón-xenón se utilizan para tomar fotografías de alta velocidad. Una descarga eléctrica a través de un tubo de este tipo da una luz muy intensa que solamente dura  de un segundo. El criptón forma un difluoruro, KrF2, que es térmicamente inestable a temperatura ambiente.
Los compuestos estables de xenón se forman cuando el xenón reacciona con el flúor. El difluoruro de xenón, XeF2, se forma tras calentar un exceso de xenón gaseoso con flúor gaseoso y enfriarlo. El material forma cristales incoloros, que son estables a temperatura ambiente en una atmósfera seca. El tetrafluoruro de xenón, XeF4, y el hexafluoruro de xenón, XeF6, se preparan de forma análoga, con una cantidad estequiométrica de flúor y un exceso de flúor, respectivamente. Los compuestos con oxígeno se preparan sustituyendo los átomos de flúor de los fluoruros de xenón por oxígeno.
Cuando el XeF6 reacciona con el agua, se produce una solución de XeO3 y el xenón permanece en el estado de oxidación 6+:
El trióxido de xenón sólido y seco, XeO3, es extremadamente explosivo: detonará espontáneamente. Tanto el XeF6 como el XeO3 se desproporcionan en solución básica, produciendo xenón, oxígeno y sales del ion de perxenato,  en el que el xenón alcanza su estado de oxidación máximo de 8+.
Al parecer, el radón forma RnF2; las pruebas de este compuesto proceden de las técnicas de rastreo radioquímico.
Los compuestos inestables de argón se forman a bajas temperaturas, pero no se conocen compuestos estables de helio y neón.

### Conceptos clave y resumen

La propiedad más significativa de los gases nobles (grupo 18) es su inactividad. Se presentan en bajas concentraciones en la atmósfera. Se utilizan como atmósferas inertes, señales de neón y como refrigerantes. Los tres gases nobles más pesados reaccionan con el flúor para formar fluoruros. Los fluoruros de xenón son los mejor caracterizados como materiales de partida para otros pocos compuestos de gases nobles.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Metales de transición y química de coordinación

## Introducción

Tenemos contacto diario con muchos metales de transición. El hierro está presente en todas partes, desde las anillas de su cuaderno de espiral y los cubiertos de su cocina hasta los automóviles, los barcos, los edificios y la hemoglobina de su sangre. El titanio es útil en la fabricación de productos ligeros y duraderos, como marcos de bicicleta, caderas artificiales y joyas. El cromo es útil como revestimiento protector en las instalaciones de fontanería y en los detalles de automóviles.
Además de utilizarse en sus formas elementales puras, muchos compuestos que contienen metales de transición tienen otras numerosas aplicaciones. El nitrato de plata se utiliza para crear espejos, el silicato de circonio proporciona fricción en los frenos de los automóviles y muchos agentes importantes para combatir el cáncer, como el fármaco cisplatino y especies afines, son compuestos de platino.
La variedad de propiedades que presentan los metales de transición se debe a sus complejas capas de valencia. A diferencia de la mayoría de los metales del grupo principal, en los que normalmente se observa un solo estado de oxidación, la estructura de la capa de valencia de los metales de transición significa que suelen presentarse en varios estados de oxidación estables diferentes. Además, las transiciones de electrones en estos elementos pueden corresponderse con la absorción de fotones en el espectro electromagnético visible, dando lugar a compuestos coloreados. Debido a estos comportamientos, los metales de transición presentan una química rica y fascinante.


# Metales de transición y química de coordinación

## Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos

Los metales de transición se definen como aquellos elementos que tienen (o forman fácilmente) orbitales d parcialmente llenos. Como se muestra en la , los elementos del bloque  de los grupos 3 a 11 son elementos de transición. Los elementos del bloque , también llamados metales de transición interna (los lantánidos y los actínidos), también cumplen este criterio porque el orbital d está parcialmente ocupado antes que los orbitales f. Los orbitales d se llenan con la familia del cobre (grupo 11); por esta razón, la siguiente familia (grupo 12) no son técnicamente elementos de transición. Sin embargo, los elementos del grupo 12 presentan algunas de las mismas propiedades químicas y suelen incluirse en los debates sobre los metales de transición. Algunos químicos tratan los elementos del grupo 12 como metales de transición.
Los elementos del bloque d se dividen en la primera serie de transición (los elementos Sc al Cu), la segunda serie de transición (los elementos Y al Ag) y la tercera serie de transición (el elemento La y los elementos Hf al Au). El actinio, Ac, es el primer miembro de la cuarta serie de transición, que incluye también el Rf y el Rg.
Los elementos del bloque f son los elementos Ce al Lu, que constituyen la serie de lantánidos (o serie de los lantanoides), y los elementos Th al Lr, que constituyen la serie de los actínidos (o serie de los actinoides). Como el lantano se comporta de forma muy parecida a los elementos lantánidos, se considera un elemento lantánido, aunque su configuración de electrones lo convierte en el primer miembro de la tercera serie de transición. Del mismo modo, el comportamiento del actinio hace que forme parte de la serie de los actínidos, aunque su configuración de electrones lo convierte en el primer miembro de la cuarta serie de transición.
Los elementos de transición tienen muchas propiedades en común con otros metales. Casi todos son sólidos duros y de alta fusión que conducen bien el calor y la electricidad. Forman fácilmente aleaciones y pierden electrones para formar cationes estables. Además, los metales de transición forman una gran variedad de compuestos de coordinación estables, en los que el átomo o ion metálico central actúa como un ácido de Lewis y acepta uno o más pares de electrones. Muchas moléculas e iones diferentes pueden donar pares solitarios al centro metálico, sirviendo como bases de Lewis. En este capítulo, nos centraremos principalmente en el comportamiento químico de los elementos de la primera serie de transición.

### Propiedades de los elementos de transición

Los metales de transición presentan una amplia gama de comportamientos químicos. Como se desprende de sus potenciales de reducción (vea el Apéndice H), algunos metales de transición son fuertes agentes reductores, mientras que otros tienen una reactividad muy baja. Por ejemplo, los lantánidos forman todos cationes acuosos estables 3+. La fuerza impulsora de estas oxidaciones es similar a la de los metales alcalinotérreos como el Be o el Mg, formando Be2+ y Mg2+. Por otro lado, materiales como el platino y el oro tienen potenciales de reducción mucho mayores. Su capacidad para resistir la oxidación los convierte en materiales útiles para la construcción de circuitos y joyas.
Los iones de los elementos más ligeros del bloque d, como el Cr3+, el Fe3+ y el Co2+, forman coloridos iones hidratados que son estables en el agua. Sin embargo, los iones del periodo inmediatamente inferior a estos (Mo3+, Ru3+ e Ir2+) son inestables y reaccionan fácilmente con el oxígeno del aire. La mayoría de los iones simples y estables en el agua formados por los elementos más pesados del bloque d son oxianiones como  y
El rutenio, el osmio, el rodio, el iridio, el paladio y el platino son los metales del grupo del platino. Con dificultad, forman cationes simples que son estables en agua y, a diferencia de los elementos anteriores de la segunda y tercera serie de transición, no forman oxianiones estables.
Tanto los elementos del bloque d como los del bloque f reaccionan con los no metales para formar compuestos binarios; a menudo es necesario calentarlos. Estos elementos reaccionan con los halógenos para formar una variedad de haluros cuyo estado de oxidación va de 1+ a 6+. Al calentarse, el oxígeno reacciona con todos los elementos de transición excepto el paladio, el platino, la plata y el oro. Los óxidos de estos últimos metales pueden formarse con otros reactivos, pero se descomponen al calentarse. Los elementos del bloque f, los elementos del grupo 3 y los elementos de la primera serie de transición, excepto el cobre, reaccionan con soluciones acuosas de ácidos, formando gas hidrógeno y soluciones de las sales correspondientes.
Los metales de transición pueden formar compuestos con una amplia gama de estados de oxidación. Algunos de los estados de oxidación observados de los elementos de la primera serie de transición se muestran en la . A medida que nos desplazamos de izquierda a derecha por la primera serie de transición, vemos que el número de estados de oxidación comunes aumenta al principio hasta alcanzar un máximo hacia la mitad de la tabla, y luego disminuye. Los valores de la tabla son valores típicos; hay otros valores conocidos, y es posible sintetizar nuevas adiciones. Por ejemplo, en 2014, los investigadores lograron sintetizar un nuevo estado de oxidación del iridio (9+).
Para los elementos que van del escandio al manganeso (la primera mitad de la primera serie de transición), el estado de oxidación más alto corresponde a la pérdida de todos los electrones en los orbitales s y d de sus capas de valencia. El ion de titanio(IV), por ejemplo, se forma cuando el átomo de titanio pierde sus dos electrones 3d y dos 4s. Estos estados de oxidación más altos son las formas más estables del escandio, el titanio y el vanadio. Sin embargo, no es posible seguir eliminando todos los electrones de valencia de los metales a medida que se avanza en la serie. Se sabe que el hierro forma estados de oxidación de 2+ a 6+, siendo el hierro(II) y el hierro(III) los más comunes. La mayoría de los elementos de la primera serie de transición forman iones con una carga de 2+ o 3+ que son estables en el agua, aunque los de los primeros miembros de la serie pueden ser fácilmente oxidados por el aire.
Los elementos de la segunda y tercera serie de transición suelen ser más estables en estados de oxidación más altos que los elementos de la primera serie. En general, el radio atómico aumenta hacia abajo en un grupo, lo que hace que los iones de la segunda y tercera serie sean más grandes que los de la primera serie. Eliminar los electrones de los orbitales más alejados del núcleo es más fácil que eliminar los electrones cercanos al núcleo. Por ejemplo, el molibdeno y el wolframio, miembros del grupo 6, están limitados en su mayoría a un estado de oxidación de 6+ en solución acuosa. El cromo, el miembro más ligero del grupo, forma iones de Cr3+ estables en el agua y, en ausencia de aire, iones de Cr2+ menos estables. El sulfuro con el estado de oxidación más alto para el cromo es el Cr2S3, que contiene el ion de Cr3+. El molibdeno y el wolframio forman sulfuros en los que los metales presentan estados de oxidación 4+ y 6+.

### Preparación de los elementos de transición

Las antiguas civilizaciones conocían el hierro, el cobre, la plata y el oro. Los periodos de la historia de la humanidad conocidos como la Edad del Bronce y la Edad del Hierro marcan los avances en los que las sociedades aprendieron a aislar ciertos metales y a utilizarlos para fabricar herramientas y bienes. Los minerales naturales de cobre, plata y oro pueden contener altas concentraciones de estos metales en forma elemental (). El hierro, en cambio, se presenta en la tierra casi exclusivamente en formas oxidadas, como el óxido (Fe2O3). Los primeros utensilios de hierro conocidos se fabricaron con meteoritos de hierro. Los artefactos de hierro que se conservan y que datan de aproximadamente 4000 a 2500 a.C. son escasos, pero todos los ejemplos conocidos contienen aleaciones específicas de hierro y níquel que solo se dan en objetos extraterrestres, no en la Tierra. Tuvieron que pasar miles de años de avances tecnológicos para que las civilizaciones desarrollaran la fundición del hierro, la capacidad de extraer un elemento puro de sus minerales naturales y para que las herramientas de hierro se convirtieran en algo común.
Por lo general, los elementos de transición se extraen de minerales que se encuentran en una variedad de menas. Sin embargo, la facilidad de su recuperación varía mucho, dependiendo de la concentración del elemento en la mena, la identidad de los otros elementos presentes y la dificultad de reducir el elemento al metal libre.
En general, no es difícil reducir los iones de los elementos del bloque d al elemento libre. El carbono es un agente reductor suficientemente fuerte en la mayoría de los casos. Sin embargo, al igual que los iones de los metales más activos del grupo principal, los iones de los elementos del bloque f deben ser aislados por electrólisis o por reducción con un metal activo como el calcio.
Vamos a hablar de los procesos utilizados para el aislamiento del hierro, el cobre y la plata porque estos tres procesos ilustran los principales medios de aislamiento de la mayoría de los metales del bloque d. En general, cada uno de estos procesos implica tres etapas principales: tratamiento preliminar, fundición y refinado.
1. Tratamiento preliminar. En general, hay un tratamiento inicial de las menas para hacerlas aptas para la extracción de los metales. Esto suele implicar la trituración o molienda de la mena, la concentración de los componentes metálicos y, a veces, el tratamiento químico de estas sustancias para convertirlas en compuestos más fáciles de reducir al metal.
2. Fundición. El siguiente paso es la extracción del metal en estado fundido, un proceso llamado fundición, que incluye la reducción del compuesto metálico al metal. Las impurezas pueden eliminarse añadiendo un compuesto que forme una escoria, una sustancia con un punto de fusión bajo que puede separarse fácilmente del metal fundido.
3. Refinamiento. El último paso en la recuperación de un metal es refinarlo. Los metales de bajo punto de ebullición, como el zinc y el mercurio, pueden refinarse por destilación. Cuando se funden en una mesa inclinada, los metales de baja fusión, como el estaño, se alejan de las impurezas de mayor fusión. La electrólisis es otro método común para refinar metales.

### Aislamiento del hierro

La aplicación temprana del hierro a la fabricación de herramientas y armas fue posible gracias a la amplia distribución de los minerales de hierro y a la facilidad con la que los compuestos de hierro de las menas podían ser reducidos por el carbono. Durante mucho tiempo, el carbón vegetal fue la forma de carbón utilizada en el proceso de reducción. La producción y el uso del hierro se extendieron mucho más hacia 1620, cuando se introdujo el coque como agente reductor. El coque es una forma de carbón que se forma al calentar el carbón en ausencia de aire para eliminar las impurezas.
El primer paso en la metalurgia del hierro suele ser la tostación de la mena (calentamiento del mineral en el aire) para eliminar el agua, descomponer los carbonatos en óxidos y convertir los sulfuros en óxidos. A continuación, los óxidos se reducen en un alto horno de 80 a 100 pies de altura y unos 25 pies de diámetro () en el que se introducen continuamente el mineral tostado, el coque y la piedra caliza (CaCO3 impuro) en la parte superior. El hierro fundido y la escoria se retiran por la parte inferior. La totalidad de las existencias en un horno puede pesar varios cientos de toneladas.
Cerca de la parte inferior de un horno hay boquillas a través de las cuales se introduce aire precalentado en el horno. En cuanto entra el aire, el coque de la región de las boquillas se oxida a dióxido de carbono con la liberación de una gran cantidad de calor. El dióxido de carbono caliente pasa hacia arriba a través de la capa superpuesta de coque caliente, donde se reduce a monóxido de carbono:
El monóxido de carbono sirve como agente reductor en las regiones superiores del horno. Las reacciones individuales se indican en la .
Los óxidos de hierro se reducen en la región superior del horno. En la región central, la piedra caliza (carbonato de calcio) se descompone y el óxido de calcio resultante se combina con la sílice y los silicatos del mineral para formar la escoria. La escoria es mayoritariamente silicato de calcio y contiene la mayoría de los componentes comercialmente poco importantes del mineral:
Justo debajo de la mitad del horno, la temperatura es lo suficientemente alta como para fundir tanto el hierro como la escoria. Se acumulan en capas en el fondo del horno; la escoria menos densa flota sobre el hierro y lo protege de la oxidación. Varias veces al día, la escoria y el hierro fundido se retiran del horno. El hierro se traslada a las máquinas de fundición o a una planta siderúrgica ().
Gran parte del hierro producido se refina y se convierte en acero. El acero se fabrica a partir del hierro eliminando las impurezas y añadiendo sustancias como el manganeso, el cromo, el níquel, el tungsteno, el molibdeno y el vanadio para producir aleaciones con propiedades que hacen que el material sea adecuado para usos específicos. La mayoría de los aceros también contienen porcentajes pequeños pero definidos de carbono (0,04 % a 2,5 %). Sin embargo, en la fabricación del acero hay que eliminar gran parte del carbono que contiene el hierro; de lo contrario, el exceso de carbono haría que el hierro fuera frágil.

### Aislamiento del cobre

Los minerales de cobre más importantes contienen sulfuros de cobre (como la covellita, CuS), aunque a veces se encuentran óxidos de cobre (como la tenorita, CuO) e hidroxicarbonatos de cobre [como la malaquita, Cu2(OH)2CO3]. En la producción de cobre metálico, el mineral sulfurado concentrado se tuesta para eliminar parte del azufre en forma de dióxido de azufre. La mezcla restante, compuesta por Cu2S, FeS, FeO, y SiO2, se mezcla con piedra caliza, que sirve de fundente (un material que ayuda a eliminar las impurezas), y se calienta. La escoria fundida se forma a medida que el hierro y la sílice se eliminan mediante reacciones ácido-base de Lewis:
En estas reacciones, el dióxido de silicio se comporta como un ácido de Lewis, que acepta un par de electrones de la base de Lewis (el ion de óxido).
La reducción del Cu2S que queda después de la fundición se realiza soplando aire a través del material fundido. El aire convierte parte del Cu2S en Cu2O. Tan pronto como se forma el óxido de cobre(I), este es reducido por el sulfuro de cobre(I) restante a cobre metálico:
El cobre obtenido así se denomina cobre ampollado por su aspecto característico, que se debe a las ampollas de aire que contiene (). Este cobre impuro se funde en grandes placas, que se utilizan como ánodos en el refinado electrolítico del metal (que se describe en el capítulo sobre electroquímica).

### Aislamiento de la plata

La plata se presenta a veces en grandes pepitas (), pero con más frecuencia en vetas y depósitos relacionados. En una época, el bateo era un método eficaz para aislar las pepitas de plata y de oro. Debido a su baja reactividad, estos metales, y algunos otros, se presentan en depósitos en forma de pepitas. El descubrimiento del platino se debió a que los exploradores españoles en Centroamérica confundieron las pepitas de platino con la plata. Cuando el metal no está en forma de pepitas, suele ser útil emplear un proceso llamado hidrometalurgia para separar la plata de sus minerales. La hidrometalurgia consiste en separar un metal de una mezcla convirtiéndolo primero en iones solubles y luego extrayéndolo y reduciéndolo para precipitar el metal puro. En presencia de aire, los cánidos de metales alcalinos forman fácilmente el ion soluble de dicianoargentato(I),  a partir de plata metálica o de compuestos que contienen plata, como el Ag2S y AgCl. Las ecuaciones representativas son:
La plata se precipita a partir de la solución de cianuro mediante la adición de iones de zinc o de hierro(II), que sirven de agente reductor:

### Compuestos de metales de transición

El enlace en los compuestos simples de los elementos de transición va de iónico a covalente. En sus estados de oxidación inferiores, los elementos de transición forman compuestos iónicos; en sus estados de oxidación superiores, forman compuestos covalentes o iones poliatómicos. La variación de los estados de oxidación que presentan los elementos de transición confiere a estos compuestos una química de reducción-oxidación basada en los metales. A continuación se describe la química de varias clases de compuestos que contienen elementos de la serie de transición.

### Haluros

Los haluros anhidros de cada uno de los elementos de transición pueden prepararse por reacción directa del metal con los halógenos. Por ejemplo:
El calentamiento de un haluro metálico con un metal adicional puede utilizarse para formar un haluro del metal con un estado de oxidación más bajo:
La estequiometría del haluro metálico que resulta de la reacción del metal con un halógeno está determinada por las cantidades relativas de metal y halógeno y por la fuerza del halógeno como agente oxidante. Por lo general, el flúor forma metales que contienen flúor en sus estados de oxidación más altos. Los demás halógenos no pueden formar compuestos análogos.
En general, la preparación de soluciones acuosas estables de los haluros de los metales de la primera serie de transición se realiza mediante la adición de un ácido hídrico a carbonatos, hidróxidos, óxidos u otros compuestos que contienen aniones básicos. Las reacciones de muestra son:
La mayoría de los metales de la primera serie de transición también se disuelven en ácidos, formando una solución de la sal y el hidrógeno gaseoso. Por ejemplo:
La polaridad de los enlaces con los metales de transición varía no solo en función de las electronegatividades de los átomos implicados, sino también del estado de oxidación del metal de transición. Recuerde que la polaridad de los enlaces es un espectro continuo en el que los electrones se comparten uniformemente (enlaces covalentes) en un extremo y los electrones se transfieren completamente (enlaces iónicos) en el otro. Ningún enlace es 100 % iónico, y el grado de distribución uniforme de los electrones determina muchas propiedades del compuesto. Los haluros de metales de transición con números de oxidación bajos forman más enlaces iónicos. Por ejemplo, el cloruro de titanio(II) y el cloruro de titanio(III) (TiCl2 y TiCl3) tienen puntos de fusión elevados que son característicos de los compuestos iónicos, pero el cloruro de titanio(IV) (TiCl4) es un líquido volátil, consistente con la existencia de enlaces covalentes titanio-cloro. Todos los haluros de los elementos más pesados del bloque d tienen características covalentes significativas.
El comportamiento covalente de los metales de transición con estados de oxidación más altos se ejemplifica con la reacción de los tetrahaluros metálicos con el agua. Al igual que el tetracloruro de silicio covalente, tanto los tetrahaluros de titanio como los de vanadio reaccionan con el agua para dar soluciones que contienen los correspondientes ácidos hidrohalicos y los óxidos metálicos:

### Óxidos

Al igual que con los haluros, la naturaleza del enlace en los óxidos de los elementos de transición viene determinada por el estado de oxidación del metal. Los óxidos con estados de oxidación bajos tienden a ser más iónicos, mientras que los que tienen estados de oxidación más altos son más covalentes. Estas variaciones en el enlace se deben a que las electronegatividades de los elementos no son valores fijos. La electronegatividad de un elemento aumenta con el incremento del estado de oxidación. Los metales de transición en estados de oxidación bajos tienen valores de electronegatividad más bajos que el oxígeno; por lo tanto, estos óxidos metálicos son iónicos. Los metales de transición en estados de oxidación muy altos tienen valores de electronegatividad cercanos a los del oxígeno, lo que hace que estos óxidos sean covalentes.
Los óxidos de la primera serie de transición pueden prepararse calentando los metales en aire. Estos óxidos son Sc2O3, TiO2, V2O5, Cr2O3, Mn3O4, Fe3O4, Co3O4, NiO, y CuO.
Alternativamente, estos óxidos y otros óxidos (con los metales en diferentes estados de oxidación) pueden producirse calentando los correspondientes hidróxidos, carbonatos u oxalatos en una atmósfera inerte. El óxido de hierro(II) puede prepararse calentando oxalato de hierro(II), y el óxido de cobalto(II) se produce calentando hidróxido de cobalto(II):
A excepción del CrO3 y el Mn2O7, los óxidos de metales de transición no son solubles en agua. Pueden reaccionar con ácidos y, en algunos casos, con bases. En general, los óxidos de los metales de transición con los estados de oxidación más bajos son básicos (y reaccionan con los ácidos), los intermedios son anfóteros y los estados de oxidación más altos son principalmente acídicos. Los óxidos metálicos básicos en un estado de oxidación bajo reaccionan con los ácidos acuosos para formar soluciones de sales y agua. Algunos ejemplos son la reacción del óxido de cobalto(II) que acepta protones del ácido nítrico y el óxido de escandio(III) que acepta protones del ácido clorhídrico:
Los óxidos de metales con estados de oxidación 4+ son anfóteros y la mayoría no son solubles ni en ácidos ni en bases. El óxido de vanadio(V), el óxido de cromo(VI) y el óxido de manganeso(VII) son acídicos. Reaccionan con soluciones de hidróxidos para formar sales de los oxianiones   y  Por ejemplo, la ecuación iónica completa para la reacción del óxido de cromo(VI) con una base fuerte está dada por:
El óxido de cromo(VI) y el óxido de manganeso(VII) reaccionan con el agua para formar los ácidos H2CrO4 y HMnO4, respectivamente.

### Hidróxidos

Cuando se añade un hidróxido soluble a una solución acuosa de una sal de un metal de transición de la primera serie de transición, se forma un precipitado gelatinoso. Por ejemplo, la adición de una solución de hidróxido de sodio a una solución de sulfato de cobalto produce un precipitado gelatinoso de color rosa o azul de hidróxido de cobalto(II). La ecuación iónica neta es:
En este y muchos otros casos, estos precipitados son hidróxidos que contienen el ion del metal de transición, iones de hidróxido y agua coordinada al metal de transición. En otros casos, los precipitados son óxidos hidratados compuestos por el ion metálico, los iones de óxido y el agua de hidratación:
Estas sustancias no contienen iones de hidróxido. Sin embargo, tanto los hidróxidos como los óxidos hidratados reaccionan con los ácidos para formar sales y agua. Al precipitar un metal de la solución, es necesario evitar un exceso de ion de hidróxido, ya que esto puede conducir a la formación del ion complejo, como se discute más adelante en este capítulo. Los hidróxidos metálicos precipitados pueden separarse para su posterior procesamiento o para la eliminación de residuos.

### Carbonatos

Muchos de los elementos de la primera serie de transición forman carbonatos insolubles. Es posible preparar estos carbonatos mediante la adición de una sal de carbonato soluble a una solución de una sal de metal de transición. Por ejemplo, el carbonato de níquel puede prepararse a partir de soluciones de nitrato de níquel y carbonato de sodio según la siguiente ecuación iónica neta:
Las reacciones de los carbonatos de metales de transición son similares a las de los carbonatos de metales activos. Reaccionan con los ácidos para formar sales metálicas, dióxido de carbono y agua. Al calentarse, se descomponen, formando los óxidos de metales de transición.

### Otras sales

En muchos aspectos, el comportamiento químico de los elementos de la primera serie de transición es muy similar al de los metales del grupo principal. En particular, los mismos tipos de reacciones que se utilizan para preparar sales de los principales metales del grupo pueden utilizarse para preparar sales iónicas simples de estos elementos.
A partir de metales más activos que el hidrógeno se pueden preparar diversas sales por reacción con los ácidos correspondientes: El escandio metálico reacciona con el ácido bromhídrico para formar una solución de bromuro de escandio:
Los compuestos comunes de los que acabamos de hablar también pueden utilizarse para preparar sales. Las reacciones implicadas incluyen las reacciones de óxidos, hidróxidos o carbonatos con ácidos. Por ejemplo:
Las reacciones de sustitución en las que intervienen sales solubles pueden utilizarse para preparar sales insolubles. Por ejemplo:
En nuestra discusión de los óxidos en esta sección, hemos visto que las reacciones de los óxidos covalentes de los elementos de transición con los hidróxidos forman sales que contienen oxianiones de los elementos de transición.

### Conceptos clave y resumen

Los metales de transición son elementos con orbitales d parcialmente llenos, situados en el bloque d de la tabla periódica. La reactividad de los elementos de transición varía mucho, desde metales muy activos, como el escandio y el hierro, hasta elementos casi inertes, como los metales del platino. El tipo de química utilizada en el aislamiento de los elementos a partir de sus minerales depende de la concentración del elemento en su mineral y de la dificultad de reducir los iones de los elementos a los metales. Los metales más activos son más difíciles de reducir.
Los metales de transición presentan un comportamiento químico típico de los metales. Por ejemplo, se oxidan en el aire al calentarse y reaccionan con los halógenos elementales para formar haluros. Los elementos que están por encima del hidrógeno en la serie de actividad reaccionan con los ácidos, produciendo sales y gas hidrógeno. Los óxidos, hidróxidos y carbonatos de compuestos de metales de transición en estados de oxidación bajos son básicos. Los haluros y otras sales son generalmente estables en el agua, aunque en algunos casos hay que excluir el oxígeno. La mayoría de los metales de transición forman una variedad de estados de oxidación estables, lo que les permite demostrar una amplia gama de reactividad química.

### Ejercicios de química del final del capítulo