# Metales representativos, metaloides y no metales

## Estructura y propiedades generales de los metaloides

Una serie de seis elementos llamados metaloides separa los metales de los no metales en la tabla periódica. Los metaloides son el boro, el silicio, el germanio, el arsénico, el antimonio y el telurio. Estos elementos parecen metálicos; sin embargo, no conducen la electricidad tan bien como los metales, por lo que son semiconductores. Son semiconductores porque sus electrones están más unidos a sus núcleos que los de los conductores metálicos. Su comportamiento químico se sitúa entre el de los metales y el de los no metales. Por ejemplo, los metaloides puros forman cristales covalentes como los no metales, pero al igual que estos, no suelen formar aniones monoatómicos. Este comportamiento intermedio se debe en parte a sus valores intermedios de electronegatividad. En esta sección, discutiremos brevemente el comportamiento químico de los metaloides y trataremos con más detalle dos de estos elementos: el boro y el silicio.
El metaloide boro presenta muchas similitudes con su vecino el carbono y su vecino diagonal el silicio. Los tres elementos forman compuestos covalentes. Sin embargo, el boro tiene una clara diferencia, ya que su estructura electrónica externa 2s22p1 le da un electrón de valencia menos de los orbitales de valencia que tiene. Aunque el boro presenta un estado de oxidación de 3+ en la mayoría de sus compuestos estables, esta deficiencia de electrones proporciona al boro la capacidad de formar otros estados de oxidación, a veces fraccionados, que se dan, por ejemplo, en los hidruros de boro.
El silicio tiene la configuración de electrones 3s23p2 de la capa de valencia, y suele formar estructuras tetraédricas en las que está hibridado sp3 con un estado de oxidación formal de 4+. Las principales diferencias entre la química del carbono y del silicio se deben a la fuerza relativa del enlace carbono-carbono, a la capacidad del carbono de formar enlaces estables consigo mismo y a la presencia de orbitales de valencia 3d vacíos en el silicio. Los orbitales d vacíos del silicio y el orbital p vacío del boro permiten que los compuestos tetraédricos de silicio y los compuestos trigonales planos de boro actúen como ácidos de Lewis. El carbono, en cambio, no tiene orbitales capa de valencia disponibles; los compuestos tetraédricos de carbono no pueden actuar como ácidos de Lewis. El germanio es muy similar al silicio en su comportamiento químico.
El arsénico y el antimonio generalmente forman compuestos en los que se muestra un estado de oxidación de 3+ o 5+; sin embargo, el arsénico puede formar arseniuros con un estado de oxidación de 3-. Estos elementos solo se deslustran ligeramente en aire seco, pero se oxidan fácilmente cuando se calientan.
El telurio se combina directamente con la mayoría de los elementos. Los compuestos de telurio más estables son los telururos (sales de Te2) formados con metales activos y lantánidos, y los compuestos con oxígeno, flúor y cloro, en los que el telurio presenta normalmente un estado de oxidación 2+ o 4+. Aunque se conocen compuestos de telurio(VI) (por ejemplo, TeF6), existe una marcada resistencia a la oxidación hasta este estado de oxidación máximo del grupo.

### Estructuras de los metaloides

El enlace covalente es la clave de las estructuras cristalinas de los metaloides. En este sentido, estos elementos se asemejan a los no metales en su comportamiento.
El silicio elemental, el germanio, el arsénico, el antimonio y el telurio son sólidos brillantes de aspecto metálico. El silicio y el germanio cristalizan con una estructura de diamante. Cada átomo dentro del cristal tiene enlaces covalentes con cuatro átomos vecinos en las esquinas de un tetraedro regular. Los monocristales de silicio y germanio son moléculas gigantes y tridimensionales. Existen varios alótropos del arsénico, siendo los más estables los que tienen forma de capa y contienen láminas plegadas de átomos de arsénico. Cada átomo de arsénico forma enlaces covalentes con otros tres átomos dentro de la lámina. La estructura cristalina del antimonio es similar a la del arsénico, ambas mostradas en la . Las estructuras del arsénico y el antimonio son similares a la del grafito, que se trata más adelante en este capítulo. El telurio forma cristales que contienen infinitas cadenas espirales de átomos de telurio. Cada átomo de la cadena se enlaza a otros dos átomos.
El boro cristalino puro es transparente. Los cristales consisten en icosaedros, como se muestra en la , con un átomo de boro en cada esquina. En la forma más común del boro, los icosaedros se empaquetan de forma similar al empaquetamiento cúbico más cercano de las esferas. Todos los enlaces boro-boro dentro de cada icosaedro son idénticos y tienen una longitud de aproximadamente 176 pm. En las diferentes formas de boro, hay diferentes disposiciones y conexiones entre los icosaedros.
El nombre de silicio deriva de la palabra latina silex, que significa sílex. El metaloide silicio forma fácilmente compuestos que contienen enlaces Si-O-Si, que tienen una importancia capital en el mundo mineral. Esta capacidad de enlace contrasta con el carbono no metálico, cuya capacidad de formar enlaces carbono-carbono le confiere una importancia primordial en el mundo vegetal y animal.

### Presencia, preparación y compuestos de boro y silicio

El boro constituye menos del 0,001 % en peso de la corteza terrestre. En la naturaleza, solo se da en compuestos con oxígeno. El boro está ampliamente distribuido en las regiones volcánicas en forma de ácido bórico, B(OH)3, y en las regiones lacustres secas, incluidas las áreas desérticas de California, en forma de boratos y sales de oxiácidos de boro, como el bórax, Na2B4O7⋅10H2O.
El boro elemental es químicamente inerte a temperatura ambiente, reaccionando solo con flúor y oxígeno para formar trifluoruro de boro, BF3, y óxido bórico, B2O3, respectivamente. A temperaturas más altas, el boro reacciona con todos los no metales, excepto el telurio y los gases nobles, y con casi todos los metales; se oxida aB2O3 cuando se calienta con ácido nítrico o ácido sulfúrico concentrado. El boro no reacciona con los ácidos no oxidantes. Muchos compuestos de boro reaccionan fácilmente con el agua para producir ácido bórico, B(OH)3 (a veces escrito como H3BO3)).
La reducción del óxido bórico con el polvo de magnesio forma boro (con una pureza del 95 al 98,5 %) en forma de polvo amorfo de color marrón:
Una sustancia amorfa es un material que parece ser un sólido, pero no tiene un orden de largo alcance como un verdadero sólido. El tratamiento con ácido clorhídrico elimina el óxido de magnesio. La purificación posterior del boro comienza con la conversión del boro impuro en tricloruro de boro. El siguiente paso es calentar una mezcla de tricloruro de boro e hidrógeno:
El silicio constituye casi una cuarta parte de la masa de la corteza terrestre, solo superado por el oxígeno. La corteza está compuesta casi en su totalidad por minerales en los que los átomos de silicio están en el centro del tetraedro de silicio-oxígeno, que se conectan de diversas maneras para producir, entre otras cosas, cadenas, capas y estructuras tridimensionales. Estos minerales constituyen la mayor parte de las rocas, suelos y arcillas más comunes. Además, materiales como los ladrillos, la cerámica y los vidrios contienen compuestos de silicio.
Es posible producir silicio mediante la reducción a alta temperatura del dióxido de silicio con fuertes agentes reductores, como el carbono y el magnesio:
El silicio extremadamente puro es necesario para la fabricación de dispositivos electrónicos semiconductores. Este proceso comienza con la conversión del silicio impuro en tetrahaluros de silicio, o silano (SiH4), seguido de una descomposición a altas temperaturas. El refinamiento por zonas, ilustrado en la , completa la purificación. En este método, se calienta una varilla de silicio en un extremo mediante una fuente de calor que produce una fina sección transversal de silicio fundido. Al bajar lentamente la varilla a través de la fuente de calor, la zona fundida se desplaza de un extremo a otro de la varilla. A medida que esta fina región fundida se desplaza, las impurezas del silicio se disuelven en el silicio líquido y se desplazan con la región fundida. Al final, las impurezas se desplazan a un extremo de la varilla, que se corta.
Este silicio altamente purificado, que no contiene más de una parte de impureza por millón de partes de silicio, es el elemento más importante de la industria informática. El silicio puro es necesario en los dispositivos electrónicos semiconductores, como los transistores, los chips de computadora y las celdas solares.
Al igual que algunos metales, la pasivación del silicio se produce por la formación de una película muy fina de óxido (principalmente dióxido de silicio, SiO2). El dióxido de silicio es soluble en bases acuosas calientes, por lo que las bases fuertes destruyen la pasivación. La eliminación de la capa de pasivación permite que la base disuelva el silicio, formando hidrógeno gaseoso y aniones de silicato. Por ejemplo:
El silicio reacciona con los halógenos a altas temperaturas, formando tetrahaluros volátiles, como el SiF4.
A diferencia del carbono, el silicio no forma fácilmente dobles o triples enlaces. Los compuestos de silicio de fórmula general SiX4, donde X es un grupo altamente electronegativo, pueden actuar como ácidos de Lewis para formar silicio de seis coordenadas. Por ejemplo, el tetrafluoruro de silicio, SiF4, reacciona con el fluoruro de sodio para producir Na2[SiF6], que contiene el ion octaédrico  en el que el silicio está hibridado sp3d2:
El antimonio reacciona fácilmente con cantidades estequiométricas de flúor, cloro, bromo o yodo, produciendo trihaluros o, con exceso de flúor o cloro, formando los pentahaluros SbF5 y SbCl5. Dependiendo de la estequiometría, forma sulfuro de antimonio(III), Sb2S3, o sulfuro de antimonio(V) cuando se calienta con azufre. Como era de esperar, la naturaleza metálica del elemento es mayor que la del arsénico, que se encuentra inmediatamente por encima de él en el grupo 15.

### Haluros de boro y silicio

Los trihaluros de boro (BF3, BCl3, BBr3 y BI3) pueden prepararse por reacción directa de los elementos. Estas moléculas no polares contienen boro con hibridación sp2 y una geometría molecular trigonal plana. Los compuestos de fluoruro y cloruro son gases incoloros, el bromuro es un líquido y el yoduro es un sólido cristalino blanco.
Exceptuando el trifluoruro de boro, los trihaluros de boro se hidrolizan fácilmente en agua para formar ácido bórico y el correspondiente ácido hidrohalico. El tricloruro de boro reacciona según la ecuación:
El trifluoruro de boro reacciona con el ácido fluorhídrico, para producir una solución de ácido fluorobórico, HBF4:
En esta reacción, la molécula de BF3 actúa como ácido de Lewis (aceptor de pares de electrones) y acepta un par de electrones de un ion de fluoruro:
Se han preparado todos los tetrahaluros de silicio, SiX4. El tetracloruro de silicio puede prepararse por cloración directa a temperaturas elevadas o por calentamiento del dióxido de silicio con cloro y carbono:
El tetracloruro de silicio es una molécula tetraédrica covalente, que es un líquido no polar, de bajo punto de ebullición (57 °C) e incoloro.
Es posible preparar tetrafluoruro de silicio mediante la reacción del dióxido de silicio con ácido fluorhídrico:
El ácido fluorhídrico es el único ácido común que reacciona con el dióxido de silicio o los silicatos. Esta reacción se produce porque el enlace silicio-flúor es el único enlace que forma el silicio que es más fuerte que el enlace silicio-oxígeno. Por esta razón, es posible almacenar todos los ácidos comunes, excepto el ácido fluorhídrico, en recipientes de vidrio.
Exceptuando el tetrafluoruro de silicio, los haluros de silicio son extremadamente sensibles al agua. Al exponerse al agua, el SiCl4 reacciona rápidamente con los grupos de hidróxido, sustituyendo los cuatro átomos de cloro para producir ácido ortosilícico inestable, Si(OH)4 o H4SiO4, que se descompone lentamente en SiO2.

### Óxidos de boro y silicio y sus derivados

El boro arde a 700 °C en el oxígeno, formando óxido bórico, B2O3. El óxido bórico es necesario para la producción de vidrio de borosilicato resistente al calor, como el que se muestra en la  y de ciertos vidrios ópticos. El óxido bórico se disuelve en agua caliente para formar ácido bórico, B(OH)3:
El átomo de boro en el B(OH)3 está hibridado sp2 y se encuentra en el centro de un triángulo equilátero con átomos de oxígeno en las esquinas. En el B(OH)3 sólido, el enlace de hidrógeno mantiene unidas estas unidades triangulares. El ácido bórico, mostrado en la , es un ácido muy débil que no actúa como donante de protones sino como ácido de Lewis, aceptando un par de electrones no compartidos de la base de Lewis OH-:
El calentamiento del ácido bórico a 100 °C hace que las moléculas de agua se separen entre pares de grupos -OH adyacentes para formar el ácido metabórico, HBO2. A unos 150 °C, se forman enlaces B-O-B adicionales que conectan los grupos BO3 con átomos de oxígeno compartidos para formar el ácido tetrabórico, H2B4O7. La pérdida total de agua, a temperaturas aún más elevadas, da lugar al óxido bórico.
Los boratos son sales de los oxiácidos del boro. Los boratos son el resultado de las reacciones de una base con un oxiácido o de la fusión de ácido bórico u óxido bórico con un óxido o hidróxido metálico. Los aniones borato van desde el simple trigonal plano  a especies complejas que contienen cadenas y anillos de átomos de boro de tres y cuatro coordenadas. Las estructuras de los aniones que se encuentran en el aB2O4, K[B5O6(OH)4]⋅2H2O (comúnmente escrito KB5O8⋅4H2O) y el Na2[B4O5(OH)4]⋅8H2O (comúnmente escrito Na2B4O7⋅10H2O) se muestran en la . Comercialmente, el borato más importante es el bórax, Na2[B4O5(OH)4]⋅8H2O, que es un componente importante de algunos detergentes para ropa. La mayor parte del suministro de bórax procede directamente de lagos secos, como el lago Searles en California, o se prepara a partir de la kernita, Na2B4O7⋅4H2O.
El dióxido de silicio, la sílice, se presenta tanto en forma cristalina como amorfa. La forma cristalina habitual del dióxido de silicio es el cuarzo, un sólido duro, quebradizo, transparente e incoloro. Es útil de muchas maneras: en decoraciones arquitectónicas, en joyas semipreciosas y en el control de la frecuencia en transmisores de radio. La sílice adopta muchas formas cristalinas, o polimorfos, en la naturaleza. Trazas de Fe3+ en el cuarzo dan a la amatista su característico color púrpura. El término cuarzo también se utiliza para artículos como tubos y lentes que se fabrican con sílice amorfa. El ópalo es una forma natural de sílice amorfa.
El contraste en la estructura y las propiedades físicas entre el dióxido de silicio y el dióxido de carbono es interesante, como se ilustra en la . El dióxido de carbono sólido (hielo seco) contiene moléculas individuales de CO2 con cada uno de los dos átomos de oxígeno unidos al átomo de carbono por dobles enlaces. Fuerzas intermoleculares muy débiles mantienen las moléculas unidas en el cristal. La volatilidad del hielo seco refleja estas fuerzas débiles entre las moléculas. En cambio, el dióxido de silicio es un sólido de red covalente. En el dióxido de silicio, cada átomo de silicio se une a cuatro átomos de oxígeno mediante enlaces simples dirigidos hacia las esquinas de un tetraedro regular, y los tetraedros de SiO4 comparten átomos de oxígeno. Esta disposición da lugar a una red tridimensional y continua de silicio-oxígeno. Un cristal de cuarzo es una macromolécula de dióxido de silicio. La diferencia entre estos dos compuestos es la capacidad de los elementos del grupo 14 para formar fuertes enlaces π. Los elementos del segundo periodo, como el carbono, forman enlaces π muy fuertes, por lo que el dióxido de carbono forma pequeñas moléculas con fuertes dobles enlaces. Los elementos por debajo del segundo periodo, como el silicio, no forman enlaces π tan fácilmente como los elementos del segundo periodo, y cuando se forman, los enlaces π son más débiles que los formados por los elementos del segundo periodo. Por esta razón, el dióxido de silicio no contiene enlaces π sino solo enlaces σ.
A 1.600 °C, el cuarzo se funde para dar lugar a un líquido viscoso. Cuando el líquido se enfría, no cristaliza fácilmente, sino que suele sobreenfriarse y formar un vidrio, también llamado sílice. Los tetraedros de SiO4 de la sílice vítrea tienen una disposición aleatoria característica de los líquidos superenfriados, y el vidrio tiene algunas propiedades muy útiles. La sílice es muy transparente a la luz visible y ultravioleta. Por ello, es importante en la fabricación de lámparas que emiten radiación rica en luz ultravioleta y en ciertos instrumentos ópticos que funcionan con luz ultravioleta. El coeficiente de dilatación del vidrio de sílice es muy bajo, por lo que los cambios rápidos de temperatura no provocan su fractura. CorningWare y otros utensilios de cocina de cerámica contienen sílice amorfa.
Los silicatos son sales que contienen aniones compuestos de silicio y oxígeno. En casi todos los silicatos, los átomos de silicio con hibridación sp3 se encuentran en los centros de los tetraedros con oxígeno en las esquinas. Hay una variación en la relación silicio-oxígeno que se produce porque los tetraedros de silicio-oxígeno pueden existir como unidades discretas e independientes o pueden compartir átomos de oxígeno en las esquinas de diversas maneras. Además, la presencia de una variedad de cationes da lugar al gran número de minerales de silicato.
Muchas cerámicas están compuestas por silicatos. Al incluir pequeñas cantidades de otros compuestos, es posible modificar las propiedades físicas de los materiales de silicato para producir cerámicas con características útiles.

### Conceptos clave y resumen

Los elementos boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio y telurio separan los metales de los no metales en la tabla periódica. Estos elementos, llamados metaloides o a veces semimetales, presentan propiedades características tanto de los metales como de los no metales. Las estructuras de estos elementos son similares en muchos aspectos a las de los no metales, pero los elementos son semiconductores eléctricos.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Metales representativos, metaloides y no metales

## Estructura y propiedades generales de los no metales

Los no metales son elementos situados en la parte superior derecha de la tabla periódica. Sus propiedades y comportamiento son muy diferentes a los de los metales del lado izquierdo. En condiciones normales, más de la mitad de los no metales son gases, uno es un líquido y el resto incluye algunos de los sólidos más blandos y más duros. Los no metales presentan una rica variedad de comportamientos químicos. Incluyen los elementos más reactivos y los menos reactivos, y forman muchos compuestos iónicos y covalentes diferentes. Esta sección presenta una visión general de las propiedades y comportamientos químicos de los no metales, así como de la química de elementos específicos. Muchos de estos no metales son importantes en los sistemas biológicos.
En muchos casos, las tendencias de la electronegatividad nos permiten predecir el tipo de enlace y los estados físicos en los compuestos que implican a los no metales. Sabemos que la electronegatividad disminuye a medida que nos desplazamos hacia abajo en un grupo determinado y aumenta cuando nos desplazamos de izquierda a derecha a través de un periodo. Los no metales tienen mayor electronegatividad que los metales, y los compuestos formados entre metales y no metales son generalmente de naturaleza iónica debido a las grandes diferencias de electronegatividad entre ellos. Los metales forman cationes, los no metales forman aniones y los compuestos resultantes son sólidos en condiciones normales. Por otro lado, los compuestos formados entre dos o más no metales tienen pequeñas diferencias de electronegatividad entre los átomos, y se produce un enlace covalente que comparte electrones. Estas sustancias suelen ser de naturaleza molecular y son gases, líquidos o sólidos volátiles a temperatura y presión de ambiente.
En los procesos químicos normales, los no metales no forman iones positivos monoatómicos (cationes) porque sus energías de ionización son demasiado altas. Todos los iones monoatómicos no metálicos son aniones; algunos ejemplos son el ion de cloruro, Cl-, el ion de nitruro, N3-, y el ion seleniuro, Se2-.
Los estados de oxidación comunes que presentan los no metales en sus compuestos iónicos y covalentes se muestran en la . Recuerde que un elemento presenta un estado de oxidación positivo cuando se combina con un elemento más electronegativo y que presenta un estado de oxidación negativo cuando se combina con un elemento menos electronegativo.
El primer miembro de cada grupo de no metales muestra comportamientos diferentes, en muchos aspectos, de los demás miembros del grupo. Las razones para ello son su menor tamaño, su mayor energía de ionización y (lo más importante) el hecho de que el primer miembro de cada grupo solo tiene cuatro orbitales de valencia (un 2s y tres 2p) disponibles para el enlace, mientras que los demás miembros del grupo tienen orbitales d vacíos en sus capas de valencia, lo que hace posible cinco, seis o incluso más enlaces alrededor del átomo central. Por ejemplo, el nitrógeno solo forma NF3, mientras que el fósforo forma tanto PF3 como PF5.
Otra diferencia entre el primer miembro del grupo y los siguientes es la mayor capacidad del primero para formar enlaces π. Esto se debe principalmente al menor tamaño del primer miembro de cada grupo, que permite una mejor superposición de los orbitales atómicos. Los no metales, que no sean el primer miembro de cada grupo, rara vez forman enlaces π con los no metales que son el primer miembro de un grupo. Por ejemplo, los enlaces π de azufre-oxígeno son bien conocidos, mientras que el azufre no suele formar enlaces π estables consigo mismo.
La variedad de estados de oxidación que presentan la mayoría de los no metales hace que muchas de sus reacciones químicas impliquen cambios de estado de oxidación mediante reacciones de reducción-oxidación. Hay cinco aspectos generales de la química de reducción-oxidación:
1. Los no metales oxidan la mayoría de los metales. El estado de oxidación del metal se vuelve positivo cuando se oxida y el del no metal se vuelve negativo cuando se reduce. Por ejemplo:

2. A excepción del nitrógeno y el carbono, que son malos agentes oxidantes, un no metal más electronegativo oxida a un no metal menos electronegativo o al anión del no metal:

3. El flúor y el oxígeno son los agentes oxidantes más fuertes dentro de sus respectivos grupos; cada uno de ellos oxida todos los elementos que se encuentran por debajo de ellos en sus grupos. Dentro de cualquier periodo, el agente oxidante más fuerte está en el grupo 17. Un no metal suele oxidar un elemento que se encuentra a su izquierda en el mismo periodo. Por ejemplo:

4. Cuanto más fuerte sea un no metal como agente oxidante, más difícil será la oxidación del anión formado por el no metal. Esto significa que los iones negativos más estables están formados por elementos de la parte superior del grupo o del grupo 17 del periodo.
5. El flúor y el oxígeno son los elementos oxidantes más fuertes conocidos. El flúor no forma compuestos en los que presente estados de oxidación positivos; el oxígeno solo presenta un estado de oxidación positivo cuando se combina con el flúor. Por ejemplo:

A excepción de la mayoría de los gases nobles, todos los no metales forman compuestos con el oxígeno, dando lugar a óxidos covalentes. La mayoría de estos óxidos son acídicos, es decir, reaccionan con el agua para formar oxiácidos. Recordemos del capítulo sobre ácidos y bases que un oxiácido es un ácido formado por hidrógeno, oxígeno y algún otro elemento. Las excepciones notables son el monóxido de carbono, CO, el óxido nitroso, N2O, y el óxido nítrico, NO. Hay tres características de estos óxidos acídicos:
1. Los óxidos como el SO2 y el N2O5, en los que el no metal presenta uno de sus estados de oxidación comunes, son anhídridos de ácido y reaccionan con el agua para formar ácidos sin cambio de estado de oxidación. El producto es un oxiácido. Por ejemplo:

2. Aquellos óxidos como el NO2 y el ClO2, en los que el no metal no presenta uno de sus estados de oxidación comunes, también reaccionan con el agua. En estas reacciones, el no metal se oxida y se reduce. Por ejemplo:
Las reacciones en las que un mismo elemento se oxida y se reduce se denominan reacciones de desproporción.
3. La fuerza del ácido aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. Para saber más, vea la discusión en el capítulo sobre la química de ácidos y bases.
Los compuestos binarios de hidrógeno de los no metales también presentan un comportamiento acídico en el agua, aunque solo el HCl, el HBr y el HI son ácidos fuertes. La fuerza ácida de los compuestos de hidrógeno no metálicos aumenta de izquierda a derecha a través de un periodo y hacia abajo de un grupo. Por ejemplo, el amoníaco, NH3, es un ácido más débil que el agua, H2O, que es más débil que el fluoruro de hidrógeno, HF. El agua, H2O, es también un ácido más débil que el sulfuro de hidrógeno, H2S, que es más débil que el seleniuro de hidrógeno, H2Se. Un carácter acídico más débil implica un mayor carácter básico.

### Estructuras de los no metales

Las estructuras de los no metales difieren drásticamente de las de los metales. Los metales se cristalizan en conjuntos muy compactos que no contienen moléculas ni enlaces covalentes. Las estructuras no metálicas contienen enlaces covalentes y muchos no metales están formados por moléculas individuales. Los electrones en los no metales están localizados en enlaces covalentes, mientras que en un metal hay deslocalización de los electrones en todo el sólido.
Los gases nobles son todos monoatómicos, mientras que los demás gases no metálicos (hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor y cloro) existen normalmente como moléculas diatómicas H2, N2, O2, F2 y Cl2. Los otros halógenos también son diatómicos; el Br2 es un líquido y el I2 existe como sólido en condiciones normales. Los cambios de estado a medida que se desciende en la familia de los halógenos ofrecen excelentes ejemplos de la creciente fortaleza de las fuerzas intermoleculares de London con el aumento de la masa molecular y la creciente polarizabilidad.
El oxígeno tiene dos alótropos: O2, dioxígeno, y O3, ozono. El fósforo tiene tres alótropos comunes, denominados comúnmente por sus colores: blanco, rojo y negro. El azufre tiene varios alótropos. También hay muchos alótropos del carbono. La mayoría de la gente conoce el diamante, el grafito y el carbón vegetal, pero menos gente conoce el reciente descubrimiento de los fullerenos, los nanotubos de carbono y el grafeno.
A continuación se describen las propiedades físicas de tres no metales que son características de los sólidos moleculares.

### Carbono

El carbono se presenta en estado no combinado (elemental) en muchas formas, como el diamante, el grafito, el carbón vegetal, el coque, el negro de carbón, el grafeno y el fullereno.
El diamante, mostrado en la , es un material cristalino muy duro que es incoloro y transparente cuando es puro. Cada átomo forma cuatro enlaces simples con otros cuatro átomos en las esquinas de un tetraedro (hibridación sp3); esto hace del diamante una molécula gigante. Los enlaces simples carbono-carbono son muy fuertes y, como se extienden por todo el cristal para formar una red tridimensional, los cristales son muy duros y tienen puntos de fusión elevados (~4400 °C).
El grafito, que también aparece en la , es un sólido blando, resbaladizo y de color negro grisáceo que conduce la electricidad. Estas propiedades están relacionadas con su estructura, que consiste en capas de átomos de carbono, con cada átomo rodeado por otros tres átomos de carbono en una disposición trigonal plana. Cada átomo de carbono del grafito forma tres enlaces σ, uno con cada uno de sus vecinos más cercanos, mediante orbitales híbridos sp2. El orbital p no hibridado de cada átomo de carbono se superpondrá a los orbitales no hibridados de los átomos de carbono adyacentes en la misma capa para formar enlaces π. Son necesarias muchas formas de resonancia para describir la estructura electrónica de una capa de grafito; la  ilustra dos de estas formas.
Los átomos dentro de una capa de grafito están fuertemente enlazados por los enlaces σ y π; sin embargo, las fuerzas entre las capas son débiles. Las fuerzas de dispersión de London mantienen las capas unidas. Para saber más, consulte la discusión de estas fuerzas débiles en el capítulo sobre líquidos y sólidos. Las débiles fuerzas entre las capas dan al grafito el carácter blando y escamoso que lo hace útil como la llamada "mina" de los lápices y el carácter resbaladizo que lo hace útil como lubricante. Los electrones sueltos en los enlaces π resonantes pueden moverse por todo el sólido y son responsables de la conductividad eléctrica del grafito.
Otras formas de carbono elemental son el negro de carbón, el carbón vegetal y el coque. El negro de carbón es una forma amorfa de carbono preparada por la combustión incompleta del gas natural, CH4. Es posible producir carbón vegetal y coque calentando madera y carbón, respectivamente, a altas temperaturas en ausencia de aire.
Recientemente, se han identificado nuevas formas de moléculas de carbono elemental en el hollín generado por una llama humeante y en el vapor producido cuando el grafito se calienta a temperaturas muy altas en el vacío o en el helio. Una de estas nuevas formas, aislada por primera vez por el profesor Richard Smalley y sus colaboradores de la Universidad de Rice, consiste en moléculas icosaédricas (con forma de balón de fútbol) que contienen 60 átomos de carbono, C60. Se trata del buckminsterfullereno (a menudo llamado buckybolas) en honor al arquitecto Buckminster Fuller, que diseñó estructuras abovedadas de aspecto similar ().

### Fósforo

El nombre de fósforo proviene de las palabras griegas que significan que trae la luz. Cuando se aisló el fósforo por primera vez, los científicos observaron que brillaba en la oscuridad y ardía cuando se exponía al aire. El fósforo es el único miembro de su grupo que no se encuentra en estado puro en la naturaleza; existe en muchas formas alotrópicas. Consideraremos dos de esas formas: el fósforo blanco y el fósforo rojo.
El fósforo blanco es un sólido blanco y ceroso que se funde a 44,2 °C y hierve a 280 °C. Es insoluble en agua (en la que se almacena, vea la ), es muy soluble en disulfuro de carbono y se incendia con el aire. Como sólido, como líquido, como gas y en solución, el fósforo blanco existe como moléculas P4 con cuatro átomos de fósforo en las esquinas de un tetraedro regular, como se ilustra en la . Cada átomo de fósforo se une covalentemente a los otros tres átomos de la molécula mediante enlaces covalentes simples. El fósforo blanco es el alótropo más reactivo y es muy tóxico.
Calentando el fósforo blanco a 270 a 300 °C en ausencia de aire se obtiene el fósforo rojo. El fósforo rojo (mostrado en la ) es más denso, tiene un punto de fusión más alto (~600 °C), es mucho menos reactivo, no es esencialmente tóxico y es más fácil y seguro de manejar que el fósforo blanco. Su estructura es altamente polimérica y parece contener redes tridimensionales de tetraedros P4 unidos por enlaces simples P-P. El fósforo rojo es insoluble en los solventes que disuelven el fósforo blanco. Cuando se calienta el fósforo rojo, las moléculas de P4 se subliman del sólido.

### Azufre

La alotropía del azufre es mucho mayor y más compleja que la de cualquier otro elemento. El azufre es el azufre al que se hace referencia en la Biblia y en otros lugares, y las referencias al azufre aparecen a lo largo de la historia, hasta el descubrimiento relativamente reciente de que es un componente de las atmósferas de Venus y de Io, una luna de Júpiter. El alótropo más común y estable del azufre es el azufre rómbico, amarillo, llamado así por la forma de sus cristales. El azufre rómbico es la forma a la que revierten todos los demás alótropos a temperatura ambiente. Los cristales de azufre rómbico se funden a 113 °C. Al enfriar este líquido se obtienen largas agujas de azufre monoclínico. Esta forma es estable desde los 96 °C hasta el punto de fusión, 119 °C. A temperatura ambiente, revierte gradualmente a la forma rómbica.
Tanto el azufre rómbico como el monoclínico contienen moléculas S8 en las que los átomos forman anillos plegados de ocho miembros que se asemejan a coronas, como se ilustra en la . Cada átomo de azufre está unido a cada uno de sus dos vecinos en el anillo mediante enlaces simples covalentes S-S.
Cuando el azufre rómbico se funde, el líquido de color paja es bastante móvil; su viscosidad es baja porque las moléculas de S8 son esencialmente esféricas y ofrecen relativamente poca resistencia al pasar unas junto a otras. Al aumentar la temperatura, los enlaces S-S de los anillos se rompen y se producen cadenas poliméricas de átomos de azufre. Estas cadenas se combinan de extremo a extremo, formando cadenas aún más largas que se enredan entre sí. El líquido se oscurece gradualmente y se vuelve tan viscoso que finalmente (a unos 230 °C) no se vierte fácilmente. Los átomos colgantes en los extremos de las cadenas de átomos de azufre son responsables del color rojo oscuro porque su estructura electrónica difiere de la de los átomos de azufre que tienen enlaces con dos átomos de azufre adyacentes. Esto hace que absorban la luz de forma diferente y que el color visible sea distinto. El enfriamiento del líquido produce rápidamente una masa amorfa parecida al caucho, llamada azufre plástico.
El azufre hierve a 445 °C y forma un vapor compuesto por moléculas S2, S6 y S8; a unos 1.000 °C, la densidad del vapor corresponde a la fórmula S2, que es una molécula paramagnética como el O2 con una estructura electrónica similar y un doble enlace azufre-azufre débil.
Como se ha visto en esta discusión, una característica importante del comportamiento estructural de los no metales es que los elementos suelen aparecer con ocho electrones en sus capas de valencia. Si es necesario, los elementos forman suficientes enlaces covalentes para complementar los electrones ya presentes para poseer un octeto. Por ejemplo, los miembros del grupo 15 tienen cinco electrones de valencia y solo necesitan tres electrones adicionales para llenar sus capas de valencia. Estos elementos forman tres enlaces covalentes en su estado libre: triples enlaces en la molécula de N2 o enlaces simples con tres átomos diferentes en el arsénico y el fósforo. Los elementos del grupo 16 solo requieren dos electrones adicionales. El oxígeno forma un doble enlace en la molécula de O2, y el azufre, el selenio y el telurio forman dos enlaces simples en varios anillos y cadenas. Los halógenos forman moléculas diatómicas en las que cada átomo participa en un solo enlace. Esto proporciona el electrón necesario para completar el octeto en el átomo de halógeno. Los gases nobles no forman enlaces covalentes con otros átomos de gases nobles porque ya tienen una capa exterior llena.

### Conceptos clave y resumen

Los no metales tienen estructuras muy diferentes a las de los metales, principalmente porque tienen una mayor electronegatividad y los electrones están enlazados más estrechamente a los átomos individuales. La mayoría de los óxidos no metálicos son anhídridos de ácido, lo que significa que reaccionan con el agua para formar soluciones acídicas. Las estructuras moleculares son comunes para la mayoría de los no metales, y varios tienen múltiples alótropos con propiedades físicas variables.

### Ejercicios de fin de capítulo de química


# Metales representativos, metaloides y no metales

## Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno

El hidrógeno es el elemento más abundante del universo. El sol y otras estrellas están compuestas en gran parte por hidrógeno. Los astrónomos estiman que el 90 % de los átomos del universo son átomos de hidrógeno. El hidrógeno es un componente de más compuestos que cualquier otro elemento. El agua es el compuesto de hidrógeno más abundante que se encuentra en la Tierra. El hidrógeno es una parte importante del petróleo, de muchos minerales, de la celulosa y el almidón, del azúcar, de las grasas, de los aceites, de los alcoholes, de los ácidos y de miles de otras sustancias.
A temperaturas normales, el hidrógeno es un gas incoloro, inodoro, insípido y no venenoso, formado por la molécula diatómica H2. El hidrógeno se compone de tres isótopos y, a diferencia de otros elementos, estos isótopos tienen nombres y símbolos químicos diferentes: protio, 1H, deuterio, 2H (o "D"), y tritio 3H (o "T"). En una muestra natural de hidrógeno, hay un átomo de deuterio por cada 7.000 átomos de H y un átomo de tritio radiactivo por cada 1018 átomos de H. Las propiedades químicas de los distintos isótopos son muy similares porque tienen estructuras electrónicas idénticas, pero difieren en algunas propiedades físicas debido a sus diferentes masas atómicas. El deuterio y el tritio elementales tienen una presión de vapor inferior a la del hidrógeno ordinario. En consecuencia, cuando el hidrógeno líquido se evapora, los isótopos más pesados se concentran en las últimas porciones a evaporarse. La electrólisis del agua pesada, D2O, produce deuterio. La mayor parte del tritio se origina en reacciones nucleares.

### Preparación del hidrógeno

El hidrógeno elemental debe prepararse a partir de los compuestos rompiendo los enlaces químicos. Los métodos más comunes para preparar el hidrógeno son los siguientes.

### De vapor y carbono o hidrocarburos

El agua es la fuente más barata y abundante de hidrógeno. Al pasar el vapor sobre el coque (una forma impura de carbono elemental) a 1.000 °C se produce una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno conocida como gas de agua:
El gas de agua se utiliza como combustible industrial. Es posible producir hidrógeno adicional mezclando el gas de agua con vapor en presencia de un catalizador para convertir el CO en CO2. Esta reacción es la reacción de desplazamiento de gas de agua.
También es posible preparar una mezcla de hidrógeno y monóxido de carbono haciendo pasar hidrocarburos del gas natural o del petróleo y vapor sobre un catalizador a base de níquel. El propano es un ejemplo de reactivo de hidrocarburo:

### Electrólisis

El hidrógeno se forma cuando la electricidad de corriente continua pasa por el agua que contiene un electrolito como el H2SO4, como se ilustra en la . En el cátodo se forman burbujas de hidrógeno y en el ánodo se desprende oxígeno. La reacción neta es:

### Reacción de los metales con los ácidos

Este es el método de laboratorio más conveniente para producir hidrógeno. Los metales con potenciales de reducción más bajos reducen el ion de hidrógeno en los ácidos diluidos para producir hidrógeno gaseoso y sales metálicas. Por ejemplo, como se muestra en la , el hierro en ácido clorhídrico diluido produce hidrógeno gaseoso y cloruro de hierro(II):

### Reacción de los hidruros metálicos iónicos con el agua

Es posible producir hidrógeno a partir de la reacción de los hidruros de los metales activos, que contienen el anión fuertemente básico H-, con el agua:
Los hidruros metálicos son fuentes de hidrógeno caras pero convenientes, especialmente cuando el espacio y el peso son factores importantes. Son importantes en el inflado de chalecos salvavidas, balsas salvavidas y globos militares.

### Reacciones

En condiciones normales, el hidrógeno es relativamente inactivo químicamente, pero cuando se calienta, entra en muchas reacciones químicas.
Dos tercios de la producción mundial de hidrógeno se dedican a la fabricación de amoníaco, que es un fertilizante y se utiliza en la fabricación de ácido nítrico. Las grandes cantidades de hidrógeno también son importantes en el proceso de hidrogenación, que se trata en el capítulo de química orgánica.
Es posible utilizar el hidrógeno como combustible no contaminante. La reacción del hidrógeno con el oxígeno es una reacción muy exotérmica, que libera 286 kJ de energía por mol de agua formada. El hidrógeno se quema sin explosión en condiciones controladas. El soplete de oxígeno-hidrógeno, debido al elevado calor de combustión del hidrógeno, puede alcanzar temperaturas de hasta 2800 °C. La llama caliente de este soplete es útil para cortar chapas gruesas de muchos metales. El hidrógeno líquido es también un importante combustible para cohetes ().
Un átomo de hidrógeno sin combinar está formado por un núcleo y un electrón de valencia en el orbital 1s. La capa de valencia n = 1 tiene capacidad para dos electrones, y el hidrógeno puede ocupar legítimamente dos lugares en la tabla periódica. Es posible considerar al hidrógeno como un elemento del grupo 1 porque el hidrógeno puede perder un electrón para formar el catión, H+. También se puede considerar que el hidrógeno es un elemento del grupo 17 porque solo necesita un electrón para llenar su orbital de valencia para formar un ion de hidruro, H-, o puede compartir un electrón para formar un enlace simple y covalente. En realidad, el hidrógeno es un elemento único que casi merece su propia ubicación en la tabla periódica.

### Reacciones con elementos

Cuando se calienta, el hidrógeno reacciona con los metales del grupo 1 y con el Ca, Sr y Ba (los metales más activos del grupo 2). Los compuestos formados son hidruros iónicos cristalinos que contienen el anión hidruro, H-, un fuerte agente reductor y una base fuerte, que reacciona vigorosamente con el agua y otros ácidos para formar hidrógeno gaseoso.
Las reacciones del hidrógeno con los no metales generalmente producen compuestos acídicos de hidrógeno con el hidrógeno en el estado de oxidación 1+. Las reacciones se vuelven más exotérmicas y vigorosas a medida que aumenta la electronegatividad del no metal. El hidrógeno reacciona con el nitrógeno y el azufre solo cuando se calienta, pero reacciona de forma explosiva con el flúor (formando HF) y, en algunas condiciones, con el cloro (formando HCl). Una mezcla de hidrógeno y oxígeno explota si se enciende. Debido a la naturaleza explosiva de la reacción, es necesario tener precaución al manipular el hidrógeno (o cualquier otro gas combustible) para evitar la formación de una mezcla explosiva en un espacio confinado. Aunque la mayoría de los hidruros de los no metales son acídicos, el amoníaco y la fosfina (PH3) son ácidos muy, muy débiles y generalmente funcionan como bases. Hay un resumen de estas reacciones del hidrógeno con los elementos en la .

### Reacción con compuestos

El hidrógeno reduce los óxidos calentados de muchos metales, con la formación del metal y del vapor de agua. Por ejemplo, al pasar el hidrógeno sobre el CuO calentado se forma cobre y agua.
El hidrógeno también puede reducir los iones metálicos de algunos óxidos metálicos a estados de oxidación más bajos:

### Compuestos de hidrógeno

Aparte de los gases nobles, cada uno de los no metales forma compuestos con el hidrógeno. Para ser breves, aquí solo hablaremos de algunos compuestos de hidrógeno de los no metales.

### Compuestos de hidrógeno y nitrógeno

El amoníaco, NH3, se forma de manera natural cuando cualquier materia orgánica que contenga nitrógeno se descompone en ausencia de aire. La preparación del amoníaco en el laboratorio se realiza mediante la reacción de una sal de amonio con una base fuerte como el hidróxido de sodio. La reacción ácido-base con el ion de amonio débilmente acídico da lugar al amoníaco, ilustrado en la . El amoníaco también se forma cuando los nitruros iónicos reaccionan con el agua. El ion de nitruro es una base mucho más fuerte que el ion de hidróxido:
La producción comercial de amoníaco se realiza mediante la combinación directa de los elementos del proceso de Haber:
El amoníaco es un gas incoloro con un olor penetrante. Las sales aromáticas utilizan este poderoso olor. El amoníaco gaseoso se licua fácilmente para dar lugar a un líquido incoloro que hierve a -33 °C. Debido al enlace de hidrógeno intermolecular, la entalpía de vaporización del amoníaco líquido es mayor que la de cualquier otro líquido, excepto el agua, por lo que el amoníaco es útil como refrigerante. El amoníaco es bastante soluble en agua (658 L a condiciones estándar de temperatura y presión [Standard Conditions for Temperature and Pressure, STP] se disuelven en 1 L de H2O).
Las propiedades químicas del amoníaco son las siguientes:
1. El amoníaco actúa como una base de Brønsted, tal y como se ha comentado en el capítulo dedicado a la química de ácidos y bases. El ion de amonio tiene un tamaño similar al ion de potasio; los compuestos de ambos iones presentan muchas similitudes en sus estructuras y solubilidades.
2. El amoníaco puede mostrar un comportamiento acídico, aunque es un ácido mucho más débil que el agua. Al igual que otros ácidos, el amoníaco reacciona con los metales, aunque es tan débil que son necesarias altas temperaturas. Se forma hidrógeno y (dependiendo de la estequiometría) amidas (sales de , imidas (sales de NH2-), o nitruros (sales de N3-).
3. El átomo de nitrógeno del amoníaco tiene su estado de oxidación más bajo posible (3-) y, por lo tanto, no es susceptible de reducción. Sin embargo, puede oxidarse. El amoníaco se quema en el aire, produciendo NO y agua. El amoníaco caliente y el ion de amonio son agentes reductores activos. Son especialmente interesantes las oxidaciones del ion de amonio por el ion de nitrito,  para producir nitrógeno puro y por el ion de nitrato para producir óxido nitroso, N2O.
4. Hay una serie de compuestos que podemos considerar derivados del amoníaco mediante la sustitución de uno o varios átomos de hidrógeno por algún otro átomo o grupo de átomos. Las derivaciones inorgánicas incluyen la cloramina, NH2Cl, y la hidracina, N2H4:
La cloramina, NH2Cl, resulta de la reacción del hipoclorito de sodio, NaOCl, con el amoníaco en solución básica. En presencia de un gran exceso de amoníaco a baja temperatura, la cloramina reacciona aún más para producir hidracina, N2H4:
La hidracina anhidra es relativamente estable a pesar de su energía libre de formación positiva:
La hidracina es un líquido incoloro y humeante que tiene algunas propiedades físicas muy similares a las del H2O (se funde a 2 °C, hierve a 113,5 °C y tiene una densidad a 25 °C de 1,00 g/mL). Se quema rápida y completamente en el aire con una importante evolución del calor:
Al igual que el amoníaco, la hidracina es una base de Brønsted y una base de Lewis, aunque es más débil que el amoníaco. Reacciona con ácidos fuertes y forma dos series de sales que contienen los iones de  y , respectivamente. Algunos cohetes utilizan hidracina como combustible.

### Compuestos de hidrógeno y fósforo

El hidruro de fósforo más importante es la fosfina, PH3, un análogo gaseoso del amoníaco tanto en términos de fórmula como de estructura. A diferencia del amoníaco, no es posible formar fosfina por unión directa de los elementos. Existen dos métodos para la preparación de la fosfina. Un método es por la acción de un ácido sobre un fosfuro iónico. El otro método es la desproporción del fósforo blanco con base concentrada caliente para producir fosfina y el ion de fosfito de hidrógeno:
La fosfina es un gas incoloro, muy venenoso, que tiene un olor parecido al del pescado en descomposición. El calor descompone fácilmente la fosfina  y el compuesto arde con el aire. Los principales usos de la fosfina son la fumigación de granos y el procesamiento de semiconductores. Al igual que el amoníaco, la fosfina gaseosa se une a los haluros de hidrógeno gaseosos, formando compuestos de fosfonio como el PH4l y el PH4I. La fosfina es una base mucho más débil que el amoníaco; por lo tanto, estos compuestos se descomponen en el agua, y el PH3 insoluble se escapa de la solución.

### Compuestos de hidrógeno y azufre

El sulfuro de hidrógeno, H2S, es un gas incoloro responsable del olor desagradable de los huevos podridos y de muchas aguas termales. El sulfuro de hidrógeno es tan tóxico como el cianuro de hidrógeno; por lo tanto, es necesario tener mucho cuidado al manipularlo. El sulfuro de hidrógeno es especialmente engañoso porque paraliza los nervios olfativos; tras una breve exposición, uno no lo huele.
La producción de sulfuro de hidrógeno por la reacción directa de los elementos (H2 + S) es insatisfactoria porque el rendimiento es bajo. Un método de preparación más eficaz es la reacción de un sulfuro metálico con un ácido diluido. Por ejemplo:
Es fácil oxidar el azufre en los sulfuros metálicos y en el sulfuro de hidrógeno, por lo que los sulfuros metálicos y el H2S son buenos agentes reductores. En soluciones acídicas, el sulfuro de hidrógeno reduce el Fe3+ a Fe2+,  a Mn2+,  a Cr3+, y HNO3 a NO2. El azufre del H2S suele oxidarse a azufre elemental, a menos que haya un gran exceso del agente oxidante. En este caso, el sulfuro puede oxidarse a  o  (o a SO2 o SO3 en ausencia de agua):
Este proceso de oxidación conduce a la eliminación del sulfuro de hidrógeno que se encuentra en muchas fuentes de gas natural. Los depósitos de azufre en las regiones volcánicas pueden ser el resultado de la oxidación del H2S presente en los gases volcánicos.
El sulfuro de hidrógeno es un ácido diprótico débil que se disuelve en agua para formar ácido hidrosulfúrico. El ácido se ioniza en dos etapas, dando lugar a iones de sulfuro de hidrógeno, HS-, en la primera etapa y a iones de sulfuro, S2-, en la segunda. Dado que el sulfuro de hidrógeno es un ácido débil, las soluciones acuosas de sulfuros solubles y sulfuros de hidrógeno son básicas:

### Compuestos de hidrógeno y halógenos

Los compuestos binarios que solo contienen hidrógeno y un halógeno son haluros de hidrógeno. A temperatura ambiente, los haluros de hidrógeno puros HF, HCl, HBr y HI son gases.
En general, es posible preparar los haluros mediante las técnicas generales utilizadas para preparar otros ácidos. El flúor, el cloro y el bromo reaccionan directamente con el hidrógeno para formar el haluro de hidrógeno correspondiente. Esta es una reacción comercialmente importante para preparar cloruro de hidrógeno y bromuro de hidrógeno.
La reacción ácido-base entre un ácido fuerte no volátil y un haluro metálico dará lugar a un haluro de hidrógeno. El escape del haluro de hidrógeno gaseoso impulsa la reacción hasta su finalización. Por ejemplo, el método habitual para preparar el fluoruro de hidrógeno es calentar una mezcla de fluoruro de calcio, CaF2, y ácido sulfúrico concentrado:
El fluoruro de hidrógeno gaseoso es también un subproducto en la preparación de fertilizantes fosfatados por la reacción de la fluoroapatita, Ca5(PO4)3F, con el ácido sulfúrico. La reacción del ácido sulfúrico concentrado con una sal de cloruro produce cloruro de hidrógeno tanto comercialmente como en el laboratorio.
En la mayoría de los casos, el cloruro de sodio es el cloruro elegido porque es el menos caro. El bromuro de hidrógeno y el yoduro de hidrógeno no pueden prepararse con ácido sulfúrico porque este ácido es un agente oxidante capaz de oxidar tanto el bromuro como el yoduro. Sin embargo, es posible preparar tanto el bromuro de hidrógeno como el yoduro de hidrógeno utilizando un ácido como el fosfórico porque es un agente oxidante más débil. Por ejemplo:
Todos los haluros de hidrógeno son muy solubles en agua, formando ácidos hidráulicos. A excepción del fluoruro de hidrógeno, que tiene un fuerte enlace hidrógeno-fluoruro, son ácidos fuertes. Las reacciones de los ácidos hidrohalicos con metales, hidróxidos metálicos, óxidos o carbonatos producen sales de los haluros. La mayoría de las sales de cloruro son solubles en agua. AgCl, PbCl2 y Hg2Cl2 son las excepciones más comunes.
Los iones de haluro confieren a las sustancias las propiedades asociadas a X-(aq). Los iones de haluro más pesados (Cl-, Br- y I-) pueden actuar como agentes reductores, y los halógenos más ligeros u otros agentes oxidantes los oxidarán:
Por ejemplo, el bromo oxida el yodo:
El ácido fluorhídrico es único en sus reacciones con la arena (dióxido de silicio) y con el vidrio, que es una mezcla de silicatos:
El tetrafluoruro de silicio volátil se escapa de estas reacciones. Dado que el fluoruro de hidrógeno ataca al vidrio, puede escarchar o grabar el vidrio y se utiliza para grabar marcas en termómetros, buretas y otros objetos de vidrio.
El mayor uso del fluoruro de hidrógeno es la producción de hidroclorofluorocarbonos para refrigerantes, en plásticos y en propulsores. El segundo uso más importante es la fabricación de criolita, Na3AlF6, que es importante en la producción de aluminio. El ácido también es importante en la producción de otros fluoruros inorgánicos (como el BF3), que sirven como catalizadores en la síntesis industrial de ciertos compuestos orgánicos.
El ácido clorhídrico es relativamente barato. Es un ácido importante y versátil en la industria y es importante para la fabricación de cloruros metálicos, tintes, pegamento, glucosa y otros productos químicos. Una cantidad considerable también es importante para la activación de pozos de petróleo y como licor de pasivado, un ácido utilizado para eliminar el revestimiento de óxido del hierro o el acero que se va a galvanizar, estañar o esmaltar. Las cantidades de ácido bromhídrico e hidródico utilizadas comercialmente son insignificantes en comparación.

### Conceptos clave y resumen

El hidrógeno es el elemento más abundante del universo y su química es realmente única. Aunque tiene una reactividad química similar a la de los metales alcalinos, el hidrógeno tiene muchas de las propiedades químicas de un no metal con una electronegatividad relativamente baja. Forma hidruros iónicos con metales activos, compuestos covalentes en los que tiene un estado de oxidación de 1- con elementos menos electronegativos, y compuestos covalentes en los que tiene un estado de oxidación de 1+ con no metales más electronegativos. Reacciona de forma explosiva con el oxígeno, el flúor y el cloro, menos fácilmente con el bromo y mucho menos con el yodo, el azufre y el nitrógeno. El hidrógeno reduce los óxidos de los metales con potenciales de reducción inferiores al del cromo para formar el metal y el agua. Los haluros de hidrógeno son todos acídicos cuando se disuelven en agua.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Metales representativos, metaloides y no metales

## Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos

La química del carbono es extensa; sin embargo, la mayor parte de esta química no es relevante para este capítulo. Los demás aspectos de la química del carbono aparecerán en el capítulo dedicado a la química orgánica. En este capítulo, nos centraremos en el ion de carbonato y las sustancias relacionadas. Los metales de los grupos 1 y 2, así como el zinc, el cadmio, el mercurio y el plomo(II), forman carbonatos iónicos, es decir, compuestos que contienen aniones de carbonato,  Los metales del grupo 1, el magnesio, el calcio, el estroncio y el bario también forman carbonatos de hidrógeno, compuestos que contienen el anión carbonato de hidrógeno,  también conocido como el anión bicarbonato.
A excepción del carbonato de magnesio, es posible preparar carbonatos de los metales de los grupos 1 y 2 mediante la reacción del dióxido de carbono con el óxido o hidróxido respectivo. Ejemplos de estas reacciones son:
Los carbonatos de los metales alcalinotérreos del grupo 12 y del plomo(II) no son solubles. Estos carbonatos se precipitan al mezclar una solución de carbonato de metal alcalino soluble con una solución de sales solubles de estos metales. Ejemplos de ecuaciones iónicas netas para las reacciones son:
Las perlas y las conchas de la mayoría de los moluscos son de carbonato de calcio. El estaño(II) o uno de los iones trivalentes o tetravalentes como el Al3+ o el Sn4+ se comportan de forma diferente en esta reacción, ya que se forma dióxido de carbono y el óxido correspondiente en lugar del carbonato.
Los carbonatos de hidrógeno de metales alcalinos, como el NaHCO3 y el CsHCO3, se forman al saturar una solución de los hidróxidos con dióxido de carbono. La reacción iónica neta implica al ion de hidróxido y al dióxido de carbono:
Es posible aislar los sólidos por evaporación del agua de la solución.
Aunque son insolubles en agua pura, los carbonatos alcalinotérreos se disuelven fácilmente en agua que contiene dióxido de carbono porque se forman sales de carbonato de hidrógeno. Por ejemplo, las cuevas y los sumideros se forman en la piedra caliza cuando el CaCO3 se disuelve en agua que contiene dióxido de carbono disuelto:
Los carbonatos de hidrógeno de los metales alcalinotérreos solo son estables en solución; la evaporación de la solución produce el carbonato. Las estalactitas y estalagmitas, como las que se muestran en la , se forman en las cuevas cuando las gotas de agua que contienen hidrogenocarbonato de calcio disuelto se evaporan y dejan un depósito de carbonato de calcio.
Los dos carbonatos más utilizados comercialmente son el carbonato de sodio y el carbonato de calcio. En los Estados Unidos, el carbonato de sodio se extrae del mineral trona, Na3(CO3)(HCO3)(H2O)2. Tras la recristalización para eliminar la arcilla y otras impurezas, el calentamiento de la trona recristalizada produce Na2CO3:
Los carbonatos son bases moderadamente fuertes. Las soluciones acuosas son básicas porque el ion de carbonato acepta el ion de hidrógeno del agua en esta reacción reversible:
Los carbonatos reaccionan con los ácidos para formar sales del metal, dióxido de carbono gaseoso y agua. La reacción del carbonato de calcio, el ingrediente activo del antiácido Tums, con el ácido clorhídrico (ácido del estómago), como se muestra en la , ilustra la reacción:
Otras aplicaciones de los carbonatos son la fabricación de vidrio (donde los iones de carbonato sirven como fuente de iones de óxido) y la síntesis de óxidos.
Los carbonatos de hidrógeno son anfóteros porque actúan como ácidos débiles y como bases débiles. Los iones de carbonato de hidrógeno actúan como ácidos y reaccionan con soluciones de hidróxidos solubles para formar un carbonato y agua:
Con los ácidos, los carbonatos de hidrógeno forman una sal, dióxido de carbono y agua. El polvo para hornear (bicarbonato sódico o bicarbonato de sodio) es el carbonato de hidrógeno de sodio. La levadura en polvo contiene bicarbonato sódico y un ácido sólido como el tartrato de hidrógeno de potasio (cremor tártaro), KHC4H4O6. Mientras el polvo esté seco, no se produce ninguna reacción; inmediatamente después de la adición de agua, el ácido reacciona con los iones de carbonato de hidrógeno para formar dióxido de carbono:
La masa atrapará el dióxido de carbono, haciendo que se expanda durante la cocción, produciendo la textura característica de los productos horneados.

### Conceptos clave y resumen

El método habitual para la preparación de los carbonatos de los metales alcalinos y alcalinotérreos es la reacción de un óxido o hidróxido con dióxido de carbono. Otros carbonatos se forman por precipitación. Los carbonatos metálicos o los carbonatos de hidrógeno, como la piedra caliza (CaCO3), el antiácido Tums (CaCO3) y el bicarbonato de sodio (NaHCO3) son ejemplos comunes. Los carbonatos y los hidrogenocarbonatos se descomponen en presencia de ácidos y la mayoría se descomponen al calentarse.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Metales representativos, metaloides y no metales

## Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno

La mayor parte del nitrógeno puro procede de la destilación fraccionada del aire líquido. La atmósfera está compuesta por un 78 % de nitrógeno en volumen. Esto significa que hay más de 20 millones de toneladas de nitrógeno en cada milla cuadrada de la superficie terrestre. El nitrógeno es un componente de las proteínas y del material genético (ADN / ARN) de todas las plantas y animales.
En condiciones normales, el nitrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. Hierve a 77 K y se congela a 63 K. El nitrógeno líquido es un refrigerante útil porque es barato y tiene un punto de ebullición bajo. El nitrógeno es muy poco reactivo debido al fuerte triple enlace entre los átomos de nitrógeno. Las únicas reacciones comunes a temperatura ambiente se producen con el litio para formar Li3N, con ciertos complejos de metales de transición y con el hidrógeno o el oxígeno en las bacterias fijadoras de nitrógeno. La falta general de reactividad del nitrógeno hace que la notable capacidad de algunas bacterias para sintetizar compuestos nitrogenados utilizando como fuente el nitrógeno atmosférico gaseoso sea uno de los acontecimientos químicos más apasionantes de nuestro planeta. Este proceso es un tipo de fijación del nitrógeno. En este caso, la fijación del nitrógeno es el proceso por el que los organismos convierten el nitrógeno atmosférico en sustancias químicas biológicamente útiles. La fijación del nitrógeno también se produce cuando los rayos atraviesan el aire, haciendo que el nitrógeno molecular reaccione con el oxígeno para formar óxidos de nitrógeno, que luego son transportados al suelo.
Se necesitan grandes volúmenes de nitrógeno atmosférico para fabricar amoníaco, el principal material de partida utilizado para la preparación de grandes cantidades de otros compuestos que contienen nitrógeno. La mayoría de los demás usos del nitrógeno elemental dependen de su inactividad. Es útil cuando un proceso químico requiere una atmósfera inerte. Los alimentos enlatados y las carnes frías no pueden oxidarse en una atmósfera de nitrógeno puro, por lo que conservan mejor el sabor y el color, y se estropean menos rápidamente, cuando se sellan en nitrógeno en lugar de aire. Esta tecnología permite disponer de productos frescos durante todo el año, independientemente de la temporada de cultivo.
Existen compuestos con nitrógeno en todos sus estados de oxidación, desde el 3- al 5+. Gran parte de la química del nitrógeno implica reacciones de reducción-oxidación. Algunos metales activos (como los metales alcalinos y alcalinotérreos) pueden reducir el nitrógeno para formar nitruros metálicos. En el resto de esta sección, examinaremos la química del nitrógeno-oxígeno.
Existen óxidos de nitrógeno bien caracterizados en los que el nitrógeno presenta cada uno de sus números de oxidación positivos de 1+ al 5+. Cuando se calienta cuidadosamente el nitrato de amonio, se forma óxido nitroso (óxido de dinitrógeno) y vapor de agua. Un calentamiento más fuerte genera nitrógeno gaseoso, oxígeno gaseoso y vapor de agua. Nadie debería intentar esta reacción: puede ser muy explosiva. En 1947, hubo una gran explosión de nitrato de amonio en Texas City, Texas, y, en 2013, hubo otra gran explosión en West, Texas. En los últimos 100 años se produjeron cerca de 30 catástrofes similares en todo el mundo, con la consiguiente pérdida de numerosas vidas. En esta reacción de reducción-oxidación, el nitrógeno del ion de nitrato oxida el nitrógeno del ion de amonio. El óxido nitroso, mostrado en la , es un gas incoloro que posee un olor suave y agradable y un sabor dulce. Se aplica como anestésico para operaciones menores, especialmente en odontología, bajo el nombre de "gas hilarante"
Cuando se calienta el nitrógeno y el oxígeno juntos, se forman bajos rendimientos de óxido nítrico, NO. El NO también se forma cuando los rayos atraviesan el aire durante las tormentas eléctricas. La quema de amoníaco es el método comercial para preparar el óxido nítrico. En el laboratorio, la reducción del ácido nítrico es el mejor método para preparar el óxido nítrico. Cuando el cobre reacciona con ácido nítrico diluido, el óxido nítrico es el principal producto de la reducción:
El óxido nítrico gaseoso es el más estable térmicamente de los óxidos de nitrógeno y es la molécula más sencilla conocida con un electrón desapareado. Es uno de los contaminantes atmosféricos generados por los motores de combustión interna, resultante de la reacción del nitrógeno atmosférico y el oxígeno durante el proceso de combustión.
A temperatura ambiente, el óxido nítrico es un gas incoloro formado por moléculas diatómicas. Como suele ocurrir con las moléculas que contienen un electrón desapareado, dos moléculas se combinan para formar un dímero emparejando sus electrones desapareados para formar un enlace. Tanto el NO líquido como el sólido contienen dímeros de N2O2, como el que se muestra en la . La mayoría de las sustancias con electrones desapareados muestran color al absorber la luz visible; sin embargo, el NO es incoloro porque la absorción de la luz no se produce en la región visible del espectro.
Al enfriar una mezcla de partes iguales de óxido nítrico y dióxido de nitrógeno a -21 °C se produce trióxido de dinitrógeno, un líquido azul formado por moléculas de N2O3 (mostrado en la ). El trióxido de dinitrógeno solo existe en estado líquido y sólido. Cuando se calienta, se convierte en una mezcla de NO y NO2.
Es posible preparar dióxido de nitrógeno en el laboratorio calentando el nitrato de un metal pesado, o mediante la reducción del ácido nítrico concentrado con cobre metálico, como se muestra en la . Comercialmente, es posible preparar dióxido de nitrógeno mediante la oxidación del óxido nítrico con aire.
La molécula de dióxido de nitrógeno (ilustrada en la ) contiene un electrón desapareado, responsable de su color y paramagnetismo. También es responsable de la dimerización del NO2. A bajas presiones o a altas temperaturas, el dióxido de nitrógeno tiene un color marrón intenso que se debe a la presencia de la molécula de NO2. A bajas temperaturas, el color desaparece casi por completo al formarse tetraóxido de dinitrógeno, N2O4. A temperatura ambiente, existe un equilibrio:
El pentaóxido de dinitrógeno, N2O5 (ilustrado en la ), es un sólido blanco que se forma por la deshidratación del ácido nítrico por el óxido de fósforo(V) (decaóxido de tetrafósforo):
Es inestable por encima de la temperatura ambiente, descomponiéndose en N2O4 y O2.
Los óxidos de nitrógeno(III), nitrógeno(IV) y nitrógeno(V) reaccionan con el agua y forman oxiácidos que contienen nitrógeno. El óxido de nitrógeno(III), N2O3, es el anhídrido del ácido nitroso; el HNO2 se forma cuando el N2O3 reacciona con el agua. No existen oxiácidos estables que contengan nitrógeno con un estado de oxidación de 4+; por lo tanto, el óxido de nitrógeno(IV), NO2, se desproporciona de una de las dos maneras cuando reacciona con el agua. En el agua fría se forma una mezcla de HNO2 y HNO3. A mayores temperaturas, se formará HNO3 y NO. El óxido de nitrógeno(V), N2O5, es el anhídrido del ácido nítrico; el HNO3 se produce cuando el N2O5 reacciona con el agua:
Los óxidos de nitrógeno presentan un amplio comportamiento de oxidación-reducción. El óxido nitroso se asemeja al oxígeno en su comportamiento cuando se calienta con sustancias combustibles. El N2O es un fuerte agente oxidante que se descompone cuando se calienta para formar nitrógeno y oxígeno. Como un tercio del gas liberado es oxígeno, el óxido nitroso favorece la combustión mejor que el aire (una quinta parte de oxígeno). Una astilla incandescente se incendia cuando se introduce en una botella de este gas. El óxido nítrico actúa como agente oxidante y como agente reductor. Por ejemplo:
El dióxido de nitrógeno (o tetraóxido de dinitrógeno) es un buen agente oxidante. Por ejemplo:

### Conceptos clave y resumen

El nitrógeno presenta estados de oxidación que van de 3- a 5+. Debido a la estabilidad del triple enlace N≡N, se requiere una gran cantidad de energía para hacer compuestos a partir del nitrógeno molecular. Los metales activos, como los metales alcalinos y los alcalinotérreos, pueden reducir el nitrógeno para formar nitruros metálicos. Los óxidos de nitrógeno y los hidruros de nitrógeno también son sustancias importantes.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Metales representativos, metaloides y no metales

## Incidencia, preparación y propiedades del fósforo

La preparación industrial del fósforo consiste en calentar el fosfato de calcio, obtenido de la roca fosfórica, con arena y coque:
El fósforo se destila fuera del horno y se condensa en un sólido o se quema para formar P4O10. La preparación de muchos otros compuestos de fósforo comienza con P4O10. Los ácidos y fosfatos son útiles como fertilizantes y en la industria química. Otros usos son la fabricación de aleaciones especiales como el ferrofósforo y el bronce de fósforo. El fósforo es importante para fabricar pesticidas, cerillas y algunos plásticos. El fósforo es un no metal activo. En los compuestos, el fósforo suele presentarse en los estados de oxidación 3-, 3+ y 5+. El fósforo presenta números de oxidación inusuales para un elemento del grupo 15 en compuestos que contienen enlaces fósforo-fósforo; algunos ejemplos son el tetrahidruro de difósforo, H2P-PH2, y el trisulfuro de tetrafósforo, P4S3, ilustrado en la .

### Compuestos de fósforo y oxígeno

El fósforo forma dos óxidos comunes, el óxido de fósforo(III) (o hexaóxido de tetrafósforo), P4O6, y el óxido de fósforo(V) (o decaóxido de tetrafósforo), P4O10, ambos mostrados en la . El óxido de fósforo(III) es un sólido cristalino blanco con olor similar al ajo. Su vapor es muy venenoso. Se oxida lentamente en el aire y se inflama cuando se calienta a 70 °C, formando P4O10. El óxido de fósforo(III) se disuelve lentamente en agua fría para formar ácido fosforoso, H3PO3.
El óxido de fósforo(V), P4O10, es un polvo blanco que se prepara quemando fósforo en exceso de oxígeno. Su entalpía de formación es muy alta (-2984 kJ), y es bastante estable y un agente oxidante muy pobre. Al dejar caer el P4O10 en el agua se produce un siseo, calor y ácido ortofosfórico:
Debido a su gran afinidad por el agua, el óxido de fósforo(V) es un excelente agente secante para gases y solventes, y para eliminar el agua de muchos compuestos.

### Compuestos de fósforo y halógenos

El fósforo reacciona directamente con los halógenos, formando trihaluros, PX3, y pentahaluros, PX5. Los trihaluros son mucho más estables que los correspondientes trihaluros de nitrógeno; los pentahaluros de nitrógeno no se forman debido a la incapacidad del nitrógeno para formar más de cuatro enlaces.
Los cloruros PCl3 y PCl5, ambos mostrados en la , son los haluros de fósforo más importantes. El tricloruro de fósforo es un líquido incoloro que se prepara pasando cloro sobre fósforo fundido. El pentacloruro de fósforo es un sólido blanquecino que se prepara oxidando el tricloruro con exceso de cloro. El pentacloruro se sublima cuando se calienta y forma un equilibrio con el tricloruro y el cloro cuando se calienta.
Como la mayoría de los haluros no metálicos, ambos cloruros de fósforo reaccionan con un exceso de agua y dan lugar a cloruro de hidrógeno y a un oxiácido: El PCl3 produce ácido fosforoso H3PO3 y el PCl5 produce ácido fosfórico, H3PO4.
Los pentahaluros de fósforo son ácidos de Lewis debido a los orbitales d de valencia vacíos del fósforo. Estos compuestos reaccionan fácilmente con los iones haluro (bases de Lewis) para producir el anión  Mientras que el pentafluoruro de fósforo es un compuesto molecular en todos los estados, los estudios de rayos X muestran que el pentacloruro de fósforo sólido es un compuesto iónico,  como el pentabromuro de fósforo, [Br-], y pentaioduro de fósforo, [I-].

### Conceptos clave y resumen

El fósforo (grupo 15) suele presentar estados de oxidación de 3- con metales activos y de 3+ y 5+ con no metales más electronegativos. Los halógenos y el oxígeno oxidarán el fósforo. Los óxidos son el óxido de fósforo(V), P4O10, y el óxido de fósforo(III), P4O6. Los dos métodos habituales para preparar ácido ortofosfórico, H3PO4, son la reacción de un fosfato con ácido sulfúrico o la reacción del agua con óxido de fósforo(V). El ácido ortofosfórico es un ácido triprótico que forma tres tipos de sales.

### Ejercicios de química del final del capítulo