Embed Size (px)
Citation preview
TEMA 16. Óxidos de los elementos no metálicos I
• Introducción: tipos de óxidos.
•Clasificación de los óxidos de los elementos de la tabla periódica.
•Óxidos de los no metales. Características generales.
•Compuestos oxigenados de los halógenos: enlace y propiedades.
INTRODUCCIÓN: COMPUESTOS OXIGENADOS
Al ser abundante en la atmósfera, el oxígeno es capaz de reaccionar y formar compuestos con todos los elementos de la tabla periódica, con la excepción de gases nobles como el He, Ne, Ar, Kr y de metales como el Au.
COMBINACIONES BINARIAS = OXIDOS BINARIOS
ELEMENTO + OXÍGENO
COMBINACIONES TERNARIAS = OXIDOS MIXTOS
La mayoría de las aplicaciones del oxígeno están
basadas en el papel que ejerce en la combustión.
Gran variedad:
−Gases difícilmente condensables (CO)
−Óxidos refractarios (ZrO2)
❑ En función de su conductividad pueden clasificarse:
−Óxidos aislantes (MgO, CaO, Na2O)
−Óxidos semiconductores (NiO, VO2)
−Óxidos conductores (ReO3, CrO2, RuO2)
❑ En función de su fórmula: óxidos estequiométricos y no estequiométricos (óxidos de los metales de transición).
❑ En función de su estabilidad: óxidos estables (CO2) y inestables (Cl2O, N2O5) termodinámicamente.
❑ En función de su reactividad: óxidos inertes (NiO) y muy reactivos (óxidos de los halógenos que son explosivos).
Muy difícil su clasificación
CLASIFICACIÓN DE ÓXIDOS
ATENDIENDO AL TIPO DE ENLACE
❑ Iónico: cuando el oxígeno, átomo pequeño y de alta electronegatividad, se encuentra unido a elementos
de baja electronegatividad.
❑ Porcentaje de enlace iónico a covalente: el carácter covalente del enlace aumenta con el poder
polarizante del catión que se une al oxígeno y esto sucede al incrementarse la carga y reducirse el radio
de ese catión.
❑ Covalente: combinaciones del oxígeno con elementos de elevada electronegatividad.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
11
H
2
He
23
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
311
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
419
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
537
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
655
Cs
56
Ba
57
La
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
787
Fr
88
Ra
89
Ac
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
OXIDOS IÓNICOS/ SÓLIDOS: COMBINACIONES CON METALES ALCALINOSY ALCALINOTERRÉOS, EXCEPTO Be,METALES DE LA 1ª SERIE DE TRANSICION EN BAJOS ESTADO DE OXIDACIÓN Y LANTANIDOS
OXIDOS DISCRETOS MOLECULARES CON ENLACE COVALENTE GASES, LIQUIDOS Y SÓLIDOS
PARTICIPACION COVALENTE/METALES PMETALES DE LA 2 Y 3ª SERIE DE TRANSICION Y ACTINOIDES, Th y U
ATENDIENDO AL TIPO DE ENLACE
Redes tridimensionales
No todos son moleculares
Li2O BeO
TiO VO MnO FeO CoO NiO CuO ZnO
Na2O MgO Sc2O3 TiO2 VO2 CrO2 MnO2 Cu2O
Ti2O3 V2O3 Cr2O3 Mn2O3 Fe2O3
V2O5 CrO3 Mn2O7
NbO PdO AgO CdO
K2O CaO Y2O3 NbO2 TcO2 RuO2 RhO2 Ag2O
MoO3 Rh2O3
RuO4
Nb2O5 Tc2O7
PtO HgO
Rb2O SrO La2O3 ZrO2 TaO2 WO3 ReO3 OsO2 IrO2 PtO2
Ta2O5
Re2O7
Cs2O BaO HfO2
OsO4
CeO2 LnO y Ln2O3 en general Ln = tierra rara
ThO2 UO UO2 UO3 NpO PuO
Se incrementa el carácter covalente con el aumento del estado de oxidaciónIónicos
Iónicos: metales de la 1ª serie de transición en bajos estados de oxidación
Los óxidos de los metales de transiciónson a veces no estequiométricos
ATENDIENDO AL TIPO DE ENLACE. Bloques s, d y f
B2O3 CO N2O “O3” F2O
CO2 NO F2O2
N2O3
NO2
N2O4
N2O5
SiO2P4O6
P4O10
SO2
SO3
Cl2O
ClO2
Cl2O4
Cl2O5
Cl2O7
As4O6
Sb2O5
SeO2
SeO3
TeO2
TeO3
PoO2
Br2O
BrO2
I2O5
I4O9
Al2O3
Ga2O3 GeO2
In2O3 SnO
SnO2
Tl2O3 PbO
Tl2O PbO2
As2O5
Sb4O6
Bi2O5
Moleculares
Iónicos con participación covalentedependiente del tamaño y del estado
de oxidación del metal
Cadenas unidas porfuerzas de van der Waals
Láminas
Agregados moleculares
ATENDIENDO AL TIPO DE ENLACE.
Bloque p
- Básicos
- Anfóteros
- Ácidos
CLASIFICACIÓN DE ÓXIDOS
ATENDIENDO A SUS PROPIEDADES ÁCIDO BASE
Li2O
Na2O
K2O
Rb2O
Cs2O
F2O
Cl2O7
Br2O
I2O5
BeO
MgO
CaO
SrO
BaO
Óxidos ácidos(color rojo)
Óxidos básicos(color rosa)
SO2
SO3
SeO2
SeO3
TeO3
Al2O3
Ga2O3
In2O3
Tl2O3
SnO2
CO2
SiO2
GeO2
PbO2
N2O3
N2O5
P2O3
P2O5
As2O5
As2O3
Sb2O5
Bi2O5
Óxidos ánfóteros(color azul)
B2O3
BÁSICOS
Oxígeno Metales del bloque s (excepto Be) , In y Tl.
Metales d en bajos estados de oxidación ó lantánidos.
ÁCIDOS
Oxígeno
Metales d en altos estados de oxidación.
ANFÓTEROS
Con Be, Al Ga, Sn y Pb en todos los estados de oxidación.
Con As, Sb y Bi son anfóteros en bajos estados de oxidación.
Con metales de los primeros grupos de transición.
concon
No metales (As, Sb y Bi en altos estados
de oxidación).
BÁSICOSReaccionan con el agua:
hidróxidosNiO + 2HCl → Ni2+ + 2Cl- + H2O
CaO + H2O → Ca2+ + 2OH-
ANFÓTEROS
Reaccionan con el agua:oxoácidos
Oxoácidos + bases → Oxosales
SO3 + H2O → H2SO4
CrO2 + 2H2O → H3O+ + HCrO3
Al2O3 + 6HCl → 2Al3+ + 6Cl- + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH → 2Na+ + 2AlO2- + H2O
TiO2 + CaO → CaTiO3
TiO2 + 4HCl → TiCl4 + 2H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
MAYOR CARÁCTER COVALENTE DEL ENLACE → MAYOR ACIDEZ.
EN LA REACCIÓN CON AGUA SE FORMAN ÁCIDOS
MAYOR CARÁCTER IÓNICO DEL ENLACE → MAYOR BASICIDAD.
EN LA REACCIÓN CON AGUA SE FORMAN HIDRÓXIDOS/BASES
ÁCIDOS
ATENDIENDO A SUS PROPIEDADES ÁCIDO BASE
La acidez en un periodo aumenta en el sentido:
(-) (+)Base fuerte Base débil Anfóteros Ácidos débiles Ácidos fuertes
Na2O MgO Al2O3 P4O10 SO3
En un grupo
(-)
Disminuyendo la acidez aumentando la basicidad
En un óxido la acidez aumenta al incrementarse el estado de oxidación
(II) (III) (IV) (VII)MnO < Mn2O3 < MnO2 < Mn2O7
Periodo 3
Carga alta y pequeño tamaño.
Mayor capacidad polarizante.
Mayor carácter covalente.
Mayor acidez.
ATENDIENDO A SUS PROPIEDADES ÁCIDO BASE
CO N2O “O3” F2O
CO2 NO F2O2
N2O3
NO2
N2O4
N2O5
P4O6
P4O10
SO2
SO3
Cl2O
ClO2
Cl2O4
Cl2O5
Cl2O7
SeO2
SeO3
TeO2
Br2O
BrO2
I2O5
I4O9
Agregados moleculares
Cadenas unidas por fuerzas
de van der Waals
Láminas
No todos son moleculares
PoO2
ÓXIDOS DE LOS NO METALES. CARÁCTERISTICAS GENERALES
Denominación de carácter general para el F: más apropiado
fluoruro de oxígeno por su mayor electronegatividad
Cl2O
ClO2
Cl2O4
Cl2O5
Cl2O7
F2O
F2O2
Br2O
BrO2
I2O5
I4O9
Son compuestos moleculares
Agregados moleculares
ÓXIDOS DE LOS HALÓGENOS. ENLACE
ÓXIDOS DE FLÚOR. ENLACE
O 1.41Å
Enlace covalente sin polaridad
F 109.30 F
[O]:
hsp3
Se cierra debido a la repulsión de los pares de electrones no compartidos
Utilizando la TRPECV
F2O
AÁngulo próximo al tetraédrico (109.47º)
d (O-O) H2O2 = 1.48Å
d(O=O) = 1.21Å
d(F-O) = 1.57Å >> d en F2O (1.41 Å)
Unión a través de los orbitales * de una molécula de oxígeno ocupados por un electrón y el orbital p de cada uno de los átomos de flúor ocupado por un electrón F : 1s22s22p5
Existencia de doble enlace
E2p
2p 2p
2p*
O O
87.30 º O O
F
F
109.30 º
1.22 Å
1.57 Å
ÓXIDOS DE FLÚOR. ENLACE
1.22 Å
F2O2
2p*
2p
F2O Gas a temperatura ordinaria y venenoso.
Cinéticamente inerte, pero termodinámicamente es
inestable respecto a la descomposición en sus elementos.
Explota violentamente (chispa, aumento de temperatura, etc.).
F2O2 Muy inestable y muy reactivo.
Se descompone en sus elementos rápidamente a –50ºC.
Poderoso agente oxidante.
Los óxidos de flúor son objeto reciente de estudio.Aplicaciones como comburentes en los sistemas de propulsión de cohetes espaciales
ÓXIDOS DE FLÚOR. PROPIEDADES
O
ClCl 111º
1.71 Å
Cl2O
O 2 orbitales híbridos sp3 para formar dos enlaces covalentes con los Cl
ClO2 d(Cl-O) = 1.47 Å
Cl
OO118º
1.47 Å
+
+
--
[O]:
hsp3
Carácter parcial de doble enlace
Por TRPECV
ÓXIDOS DE CLORO. ENLACE Inestabilidad dificulta su caracterización
d(Cl-O) = 1.69 Å vs. 1.71 Å atribuida al enlace covalente
Mayor polaridad del enlace Cl-O que en Cl2O
Menor distancia y mayor ángulo
Cl2O6 Unión de dos grupos ClO3-
Cl2O7 Los dos grupos ClO3- se unen mediante un oxígeno y no directamente
ClCl
O
O
O
O
OO
....
....
ClCl
O
O
OO
O
OO
....
....
ÓXIDOS DE CLORO. ENLACE
Cl2O Gas a temperatura ordinaria (p.f.= -116 ºC, p.e 4 ºC)
Sustancia de difícil manejo que descompone en proximidades del punto de ebullición.
Se disuelve en agua: Cl2O + H2O → 2HClO
En disoluciones alcalinas forma hipoclorito: HClO + NaOH → NaClO + H2O
ÓXIDOS DE CLORO. PROPIEDADES
→
Todos son inestables y muy reactivos
Gas a temperatura ordinaria (p.f = -59 ºC, p.e 10 ºC). Inestable se descompone con explosión.
Diluido en aire puede manejarse sin riesgo de descomposición violenta.
En la industria se utiliza como oxidante enérgico. Oxida al oxígeno del agua:
2ClO2 + H2O → 2ClO2- + 2H+ + 1/2O2
Líquido de aspecto oleoso (p.f.= -91.5 ºC, p.e.= 82 ºC)
Se descompone lentamente: Cl2O7 → 2ClO2 y 3/2O2 (reacción que se acelera con el calor).
.
Se disuelve en agua y en disoluciones de hidróxidos alcalinos con formación de HClO4 o percloratos.
. Es el más estable.
ÓXIDOS DE CLORO. PROPIEDADES
ClO2
Cl2O7
→
En el conjunto de combinaciones oxigenadas de Cl, Br y I
- Mayores analogías se encuentran entre Cl y Br
- Mayores diferencias en los óxidos de I
Más importante y estable: I2O5Agregados moleculares
ÓXIDOS DE BROMO Y DE IODO
IIO
O
OO
O
I2O5 + H2O → 2HIO3 H = -17.6 kJ
I2O5 + 5CO → 5CO2 + I2
Los óxidos restantes se conocen peor:
todos son polímeros insolubles en cualquier disolvente
