TEMA 18. OXOACIDOS Y OXOSALES DE LOS

ELEMENTOS NO METÁLICOS

J. Isasi

➢ Características Generales.

➢ Oxoácidos y oxosales del cloro: estructura molecular, enlace;

propiedades físicas y químicas.

➢ Oxoácidos y oxosales del azufre. Clasificación. Ácido sulfúrico:

estructura molecular, enlace y propiedades. Sulfatos.

➢ Oxoácidos y oxosales del nitrógeno y del fósforo. Ácido nítrico:

estructura molecular, enlace y propiedades. Nitratos. Ácido fosfórico:

estructura molecular, enlace y propiedades. Fosfatos.

➢ Oxoácidos y oxosales del carbono. Ácido carbónico: estructura

molecular, enlace y propiedades. Carbonatos.

BÁSICOSReaccionan con el agua

HidróxidosNiO + 2HCl Ni2+ + 2Cl- + H2O

CaO + H2O Ca2+ + 2OH-

Pero entre hidróxidos y oxoácidos no existen límites estrictos

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

Atendiendo a la clasificación de los óxidos en función de sus propiedades ácido-base:

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

CARACTERÍSTICAS GENERALES

ÁCIDOS

ANFÓTEROS

Los oxácidos son ácidos ternarios que contienen oxigeno.

En los oxácidos, los átomos de hidrogeno ionizables están unidos de forma covalente con átomos de oxígeno.

HNO3 se podría escribir como HONO2

O

H-O-N

O H-O-N=O

CARACTERÍSTICAS GENERALES

También el HNO2 se podría escribir como:

Cuanto más átomos de oxígeno están presentes en el oxoácido, más

se desplazará la densidad electrónica hacia la parte de la molécula

opuesta al hidrógeno y más débil será el enlace H – O.

Por consiguiente, un ácido con varios átomos de

oxígeno se ioniza más fácilmente, siendo más fuerte.

En oxácidos de un mismo elemento se estudiará la relación entre la

fuerza del ácido y el numero de átomos de oxígeno.

HNO2 pKa = 3.3 ácido débil

HNO3 pKa = - 1.4 ácido fuerte

La fuerza ácida de los oxácidos es dependiente de la debilidad del enlace

covalente existente entre el átomo de hidrogeno ionizable y el oxígeno

O

H-O-N

O

CARACTERÍSTICAS GENERALES

N2O5

B2O3 CO2 N2O3

B(OH)3 CO(OH)2 NO(OH)

o o o

H3BO3 H2CO3 HNO2

Ácido bórico Ácido carbónico Ácido nitroso

N2O5

NO2(OH)

o

HNO3

Ácido nítrico

SiO2 P2O3 SO2

Si(OH)4 HPO(OH)2 SO(OH)2

o o o

H4SiO4 H3PO3 H2SO3

Ácido silicílico Ácido fosforoso Ácido sulfuroso

P2O5 SO3

PO(OH)3 SO2(OH)2

o o

H3PO4 H2SO4

Ácido fosfórico Ácido sulfúrico

HFO muy difícil de

preparary aislar por su alta

reactividad

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Óxidos comunes de los no metales

y

sus correspondientes oxoácidos

Estructuras de los oxoácidos más comunesO O H

N

O

HNO3

ÁCIDO NÍTRICO

O O H

N

HNO2

ÁCIDO NÍTROSO

..

B

H3BO3

ÁCIDO BÓRICO

H

O

H

O

O

H

C

H2CO3

ÁCIDO

CARBÓNICO

O

H

O

O

H

Cl

HClO4

ÁCIDO

PERCLÓRICO

O

O

O

HO

Cl

HClO3

ÁCIDO

CLÓRICO

O

..

O

HO

Cl

HClO

ÁCIDO

HIPOCLOROSO

..

..

O

H..

Cl

HClO2

ÁCIDO

CLÓROSO

..

..

O

HO

As

H3AsO3

ÁCIDO

ARSENIOSO

O

H

H

O

HO

..

Se

H2SeO3

ÁCIDO

SELENIOSO

O

H

O

HO

Se

H2SeO4

ÁCIDO

SELÉNICO

O

H

O

HO

O

S

H2SO4

ÁCIDO

SULFÚRICO

O

H

O

HO

O

P

H3PO3

ÁCIDO

FOSFÓROSO

O

H

O

HO

H

As

H3AsO4

ÁCIDO

ARSÉNICO

O

H

O

O

HO

H

Estructuras de los oxoácidos más comunes

Parámetros estructurales

Al aumentar el n.c. disminuye d(Cl-O) El enlace se refuerza.

Más estable ClO4-

Anión Forma Longitud

(Ǻ)

Ángulo

(º)

Nº de

orbitales

Orden

de

enlace

Cl-O O-Cl-O σ π Cl-O

ClO- 1.69 1 0 1

ClO2- angular 1.57 110.5 2 1 1 1/2

ClO3- piramidal 1.46 110 3 2 1 2/3

ClO4- tetraédrica 1.44 109.5 4 3 1 3/4

(-)(-)

Cl

..

..

Cl

..

ClCl

..

..

..

O O

O O O

O O OO

O

COMPUESTOS OXIGENADOS DEL CLORO. OXOANIONES

Al aumentar el contenido en oxígeno del oxoanión

Aumenta su simetría

Aumenta el número de

enlaces deslocalizados

Aumenta su estabilidad

Los orbitales determinan la forma del anión.

El nº de orbitales influye en el valor de la diferente

distancia del enlace Cl-O.

deslocalizados

OXOANIONES DEL CLORO

TEV en conjunción con TOM (retrodonación)

ClO2-

El oxígeno tiene la carga negativa de la especie

Cl: 3s23p5

O: 2s22p4

3s 3p

[OI]- :

2s px py pz

[Cl]:

h sp3d

h sp2

p

[OII]:2s px py pz

p

h sp2

O- : (sp2)2 (sp2)2 (sp2)1 p1+1

Cl* : (sp3)2 (sp3)2 (sp3)1 (sp3)1 d1

O : (sp2)2 (sp2)2 (sp2)1 p1

oe = 1 + 1/2

Enlaces dador-aceptor Cl O

ENLACE EN LOS OXOANIONES DEL CLORO

Pero la nube está deslocalizada por lo que se ha de introducir el concepto de resonancia

O O-

Cl

-O O

Cl

O O

Cl-

TOM: retrodonación

En el ClO- la longitud del enlace corresponde a un enlace sencillo.

Carácter parcial de doble enlace que se acentúa al incrementarse el contenido en oxígeno del oxoanión.

Al aumentar el nº de enlaces dador-aceptor Cl O se acentúa la deficiencia

de carga negativa sobre el Cl

Deficiencia que se compensa con enlaces dador-aceptor “inversos” o de “retroceso”:

O Cl de tipo deslocalizados

En los restantes la longitud de enlace

es intermedia:

ENLACE EN LOS OXOANIONES DEL CLORO

Formados por un orbital p de los

átomos de oxígeno ocupado por

electrones y orbitales d del cloro

desocupados (de simetría adecuada)

Enlaces dador-aceptor “inversos” o de “retroceso”

O Cl de tipo deslocalizados

[OI]-:

2s px py pz

[Cl]:h sp3 d

h sp2

pz

[OII]:2s px py pz

pz

h sp2

e del ClO2-

dxz

+

+

-

-

Cl

OIOII

+

-

-

+

z

ENLACE EN LOS OXOANIONES DEL CLORO

dxz

En los oxoaniones ClO3- y ClO4

- los enlaces deslocalizados son semejantes pero en mayor número y de más centros

El enlace en ellos se explica mediante los orbitales pz de cada uno de los oxígenos y los orbitales dxz y dyz del cloro

ClO-<ClO2-<ClO3

- < ClO4- Mayor estabilidad del oxoanión

dxz n

a*

e

pz

e = 2/2 dxzCl + 1//2pzo(I) - 1/2 pzo(II)

n= 2/2 pzo(I) + 2/2 pzo(II)

a = 2/2 dxzCl - 1//2pzo(I) + 1/2 pzo(II)

Diagrama de energía

de los orbitales

deslocalizados del ClO2-

ENLACE EN LOS OXOANIONES DEL CLORO

OI y OII

Cl

Cuanto más estables son los oxoaniones

más ácido es el ácido y menor la afinidad por el protón

Cuanto más estables son los oxoaniones

más estables son las sales correspondientes

ac. hipocloroso ac. cloroso ac. clórico ac. perclórico

La fuerza como ácidos se incrementa con el el contenido en oxígeno y con la electronegatividad del elemento central

Este hecho influye en la extensión de la hidrólisis de las sales y en su estabilidad

Cl

OH

..

Cl

OH

O

O

Cl

OH

O

Cl

OH

O

O

OXOÁCIDOS DEL CLORO

O

Pero la formación de orbitales deslocalizados es parcialmente impedida

por la acción sobre los oxígenos de cationes muy polarizantes.

Las oxosales son más estables que los oxoácidos

Las oxosales más estables son las de cationes voluminosos y de pequeña carga poco polarizantes:alcalinos y alcalinotérreos pesados

OXOSALES DEL CLORO

HClO HClO2 HClO3 HClO4

Estabilidad G<0

Fuerza del ácido

Ka>>>PKa más negativo

Poder oxidante

Eº más positivo

OXOÁCIDOS DEL CLORO. PROPIEDADES

Del hipoclorito sódico se conocen dos hidratos de 7 y 5 moléculas de agua.

Debido a la mayor estabilidad del anión el número de cloritos

cristalizados es superior al de hipocloritos.

ESTABILIDAD

HClO3

No se conoce anhidro aunque se pueden preparar disoluciones hasta 40-50% sin descomposición.

Se conocen bastantes cloratos que son más estables que el ácido clórico.

En general son solubles.

ESTABILIDAD

Su presencia es causa de que el ácido puro se descomponga con explosión en presencia de

sustancias fácilmente oxidables

el de Li y K puede calentarse sin descomponer hasta 300-400 ºC

Con los cationes voluminosos Con los de menor radio

forma sales anhidras forma sales muy solubles

Es higroscópico forma hidratos

Los percloratos son muy estables:

Al estar constituido por un anión muy voluminoso:

ESTABILIDAD

En medio acuoso el poder oxidante Potenciales normales

Potenciales normales

El ácido hipocloroso es un agente oxidante fuerte

que al actuar se reduce a Cl2(g)

Agente oxidante más débil (se usa como blanqueador

y como bactericida)

Gº = Hº - TSº = -nFEº

Al aumentar la estabilidad

disminuye el carácter oxidante

Cuanto más positivo es el valor de Eº más negativo será el valor de Gº // Tendrá lugar la oxidación

MEDIO BÁSICO

MEDIO ÁCIDO

CARÁCTER OXIDANTE

Ka Fuerza ácida

HClO 9.6 x 10-7

HClO2 1 x 10-2

HClO3 103 = H2SO4

HClO4 108 (+) más fuerte que se conoce

La fuerza ácida se incrementa al aumentar el contenido en oxígeno y con la electronegatividad del elemento que se une de forma covalente con el hidrógeno

Depende por tanto de la debilidad del enlace covalente entre el átomo de hidrogeno ionizable y el oxígeno

Cuanto más átomos de oxígeno existan en la molécula, más se desplazará la densidad electrónica hacia el lado de la molécula

opuesto al hidrogeno y más débil será el enlace H - O

CARÁCTER ÁCIDO

Fuerza del ácido en función del PH

El HClO es muy débil, por lo que las soluciones son muy básicas como resultado de la reacción de hidrólisis:

El Cl puede asumir estados de oxidación 1, 3, 5 y 7La estabilidad de un estado de oxidación depende en gran medida del pH

HClO

ClO4-

ClO3-

ClO2-

ClO-

HClO2

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

CARÁCTER ÁCIDO

Oxoaniones sencillos: aniones sulfito SO32-, sulfato SO4

2-

y tiosulfato S2O32-

Agrupaciones aniónicas unidas por un átomo de oxígeno:anión pirosulfato S2O7

2-

Agrupaciones aniónicas unidas por átomos de azufre:ion ditionito S2O4

2-

COMPUESTOS OXIGENADOS DEL AZUFRE. OXOANIONES

Oxoaniones sencillos: aniones sulfito SO32, -sulfato SO4

2- y tiosulfato S2O32-

SO32-

SO42- S2O3

2-

Anión Distancia Ángulo DistanciaS-O (Å) O-S-O (º) S-S (Å)

SO32- 1.51 106 ----

SO42- 1.49 Tetraédrico ----

S2O32- 1.47 ~ Tetraédrico 2.01

Enlace doble 1.40 Enlace sencillo 1.70 2.06

COMPUESTOS OXIGENADOS DEL AZUFRE. OXOANIONES

2- 2- 2-

2.39 Å Superior a la correspondiente a enlace sencillo 2.06 Å

99º 1.51Å

108º

De acuerdo con la d observada debilidad del enlace

formado posiblemente por híbridos pd

-O3S SO3-

O

124.2º

enlace sencillo

2 tetraedros deformados de oxígenos

con un vértice común

d(S-O) terminales = 1.44 Å

d(S-O) con O puente = 1.64 Å

Agrupaciones aniónicas unidas por átomos de azufre: ion ditionito S2O42-

COMPUESTOS OXIGENADOS DEL AZUFRE. OXOANIONES

2-

Agrupaciones aniónicas unidas por un átomo de oxígeno:anión pirosulfato S2O7

2-

Unión con carácter

de doble enlaceSO42- // Tetraedro perfecto

[S]:3s px py pz

[O3]-:

2s px py pz

[O1]:2s px py pz

d(S-O) = 1.49 Å

d(S=O) = 1.40 Å

d(S-O) = 1.70 Å

Híbridos sp3

ANIÓN SULFATO. ESTRUCTURA Y ENLACE

h sp3

[ O4]-:

2s px py pz

[O2]:2s px py pz

d

S

h sp3

O1

py

pz

px

px

px

O2

O3

pypz

pZ

py

SO42-

py

O4

pz

px

ANIÓN SULFATO. ESTRUCTURA Y ENLACE

dzx

*

SO42- O1 y O2

pZ

S

NE

o e (S-O) = 1+ 1/2

ANIÓN SULFATO. ESTRUCTURA Y ENLACE

S

O

O O

O

2-

S

O

O O

O

2-

etc.

Los enlaces son perfectamente simétricos

La nube está repartida por toda la molécula al tener cuatro posibilidades para el doble enlace:

oe (por enlace S-O) = 1/2

pZ

d(S-O) no unidos a H = 1.43 Å //Valor inferior a 1.49 Å

d(S-O) unidos a H = 1.54 Å // Valor superior a 1.49 Å

Esto indica que existe un desplazamiento de la nube hacia los átomos de hidrógeno

y esto se traduce en una disminución de estabilidad del conjunto

H2SO4

S

ÁCIDO

SULFÚRICO

O

H

O

HO

O

ÁCIDO SULFÚRICO. ESTRUCTURA Y ENLACE

d(S-O) = 1.49 Å

1.43Å

1.54Å

Líquido denso y aceitoso miscible en agua en todas proporciones.

Al mezclarlo con H2O se produce una reacción muy exotérmica, por lo que se ha de añadir lentamente. p.f. = 10.31 ºC y p.eb. = 290 ºC

Es deshidratante

Debido a la baja presión de vapor de agua de las disoluciones concentradas de H2SO4 y el elevado calor de dilución:

C12H22O11(s) + H2SO4 (l) 12C(s) + 11H2O(g) + H2SO4 (ac)

ÁCIDO SULFÚRICO. PROPIEDADES

Por las especies presentes en el H2SO4 concentrado y en sus disoluciones acuosas

SO3 > H2SO4 > HSO4- > SO4

2-

Esto queda expresado por el valor de los potenciales normales:

Medio ácido: SO42- + 4H+ + 2e SO2 + 2H2O Eº = 0.20V

Medio básico: SO42- + H2O + 2e SO3

2- + 2OH- Eº = -0.90V

Por el contrario, los sulfatos presentan bajo poder oxidante

Oxidante

ÁCIDO SULFÚRICO. PROPIEDADES

El ácido sulfúrico concentrado disuelve metales menos reductores que el hidrógeno (Cu, Hg o Ag) con desprendimiento de SO2.

Equilibrio no favorable desde el punto de vista termodinámico

pero al calentar este equilibrio se desplaza

Cu → Cu2+ + 2e- Eº = -0.336 V

SO4 2− + 4H+ + 2e− → SO2(g) + 2H2O E º = 0,17

Cu + SO42- + 4H+ Cu 2+ + SO2 + 2H2O Eº = - 0.17 V

Zn2+ + 2e- → Zn Eº = -0.762 V

Zn + 2H+ → Zn2+ + 1/2 H2 Eº = 0.762 V > 0

En sulfúrico diluido se disuelven metales más reductores condesprendimiento de H2.

ÁCIDO SULFÚRICO. PROPIEDADES

1/2 H2 → 2H+ + 2e- Eº = 0.000 V

H2SO4 ácido muy fuerte que puede originar sales ácidas: MHSO4 y neutras: M2SO4

Junto con los nitratos formas las sales de los metales más comunes

Propiedades ácidas

K1~ 103

K2 = 1.2 10-2

ÁCIDO SULFÚRICO. PROPIEDADES

ÁCIDO SULFÚRICO. METODOS DE OBTENCIÓN

Más caro: Método de contacto: se obtiene H2SO4 del 95%

Método de la cámara de plomo: se obtiene H2SO4 del 70% y de menor pureza

Tostación de pirita SO2 SO3

catalizador

Método de contacto: necesita de un SO3 muy puro para no envenenar el catalizador

que suele ser arsénico u óxido de hierro, por eso resulta más caro.

Quemador de S

SO2

Torre de secado

SO2

Cambiador de calor

SO2

Convertidor catalítico

SO3

Torre de

absorción

SO3

H2SO4 CC

(98%)

H2S2O7

H2O

H2SO4

Tanques de

almacenamiento

Cambiador de calor

Sus características determinadas en gran parte por el gran tamaño del anión SO42-

Casi todos son solubles : fuentes útil es del catión metálico.

El ion sulfato no es oxidante ni reductor: puede formar sales con metales en estados de oxidación altos y bajos.

El anión es la base conjugada de un ácido moderadamente fuerte HSO4- ;

por lo que este anión no altera prácticamente el pH de una solución.

La estabilidad térmica de los sulfatos disminuye al aumentar la capacidad de polarización del catión. Con alcalinos más estables los de Cs+

SULFATOS

Los de metales alcalinos y alcalinotérreos muy estables:presentan baja densidad de carga estabilizando al SO4

2-.Los de cationes pequeños Li+ y Na+ cristalizan con agua, los restantes anhidros.

.

Estabilidad

Los sulfatos de metales trivalentes o de estado superior de oxidación se hidrolizan en disolución.

SULFATOS

Al ser muy estables: funden a temperaturas muy altas e incluso se volatilizan sin descomposición.

. Las de alcalinotérreos, muy soluble: MgSO4 x 7H2OCaSO4 x 2H2O (yeso natural) poco soluble.Los restantes cristalizan anhidros, siendo poco solubles y menos solubles cuando mayor sea el radio del catión:

Se descomponen a temperaturas muy altas.

CaSO4 BaSO4

2.1 10-1 2.4 10-4 g/100 de H2O

SULFATOS. APLICACIONES

1.26Å (intermedia)

-

120º

NO3-

1.0Å

130º

102º

O O H

N

O

HNO3

ÁCIDO NÍTRICO

N

O

O O

COMPUESTOS OXIGENADOS DEL NITRÓGENO. ESTRUCTURA

1.26Å

1.41Å

[N]:h sp2

pz

2 [O1 y O2]:

2s px pz py

NO3-

N : (sp2)1 (sp2)1 (sp2)1

1[O3]-:

ANIÓN NITRATO. ENLACE

px pz py

Nh sp2

O3

pz

py

py

px

pz

px

O1

O2

px

pz

pZ

py

NO3-

ANIÓN NITRATO. ENLACE

Considerando el sistema en términos de orbitales moleculares simplificados, los 4 orbitales perpendiculares al plano de la

molécula interactúan para formar 4 OM de 4 centros.

Los cálculos indican esta distribución:

2p

2pz

*2p

NO3- O1 y O2N

NE2p

o e (N-O) = 1+ 1/3

ANIÓN NITRATO. ENLACE

2pz

d(S-O) no unidos a H = 1.43 Åd(S-O) unidos a H = 1.54 Å distancia de enlace mayor

El hidrógeno se une con uno de los tres oxígenos d(N-O)>> que en los otros /donde existe orden del enlace sencillo.

El enlace esta limitado a los átomos restantes (O-N-O).La repulsión entre ellos conduce a 130º>120º

S

H2SO4

ÁCIDO

SULFÚRICO

O

H

O

HO

O

O O H

N

O

HNO3

ÁCIDO NÍTRICO

130º

COMPARANDO

CON

ÁCIDO NITRICO. ESTRUCTURA Y ENLACE

1.411.26 Å Å

1.54 Å1.43 Å

Esto indica un desplazamiento de los orbitales deslocalizados hacia los átomos de hidrógeno con disminución de la estabilidad del conjunto

Líquido aceitoso e incoloro en estado puro y sumamente peligroso. Es un agente oxidante muy fuerte.

p.f. =-42 ºC, p.eb. = +83 ºC, presenta por lo general un ligero color amarilloa causa de una reacción de descomposición inducida por la luz:

4 HNO3 (ac) 4 NO2 (g) + O2 (g) + 2 H2O (l)

ÁCIDO NITRICO. PROPIEDADES

El poder oxidante se incrementa con la concentración del ácido, debido a la presencia de NO2 y N2O4

como productos de descomposición del N2O5 presentes en las disoluciones concentradas.

Solubilidad: todos los nitratos son solubles. En general la solubilidad F(T)

El anión NO3- no absorbe radiación del espectro visible y su color va a depender

del catión con el que se coordine.

Hidratos: La mayoría de los nitratos cristalizan con agua y son higroscópicos, a excepción de los de K, Ba, Pb y Ag.

La estabilidad de los hidratos aumenta al reducirse el tamaño del catión y al incrementarse su carga.

Estabilidad de los nitratos:

- Más estables los de los alcalinos y alcalinotérreos pesados.

- Los de cationes divalentes más estables que los trivalentes.

- No se conocen nitratos de Pb4+ o Mn4+

- Los de metales más electropositivos se descomponen con el calor:

KNO3 → KNO2 + 1/2O2

- Los de metales poco electropositivos forman óxidos: Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + 3/2O2

- Los de metales nobles dejan libre el metal: AgNO3 → Ag + NO2 + 1/2O2

NITRATOS

Propiedades oxidantes: son menos oxidantes que el HNO3 concentrado.

En nitratos sólidos el poder oxidante se incrementa al disminuir su estabilidad térmica.

Las reacciones de oxidación se producen con explosión y desprendimiento de O2

NO3- + 3H+ + 3e- HNO2 + H2O Eº = +0.94 V

Las disoluciones acuosas en medio alcalino son menos oxidantes que en medio

ácido:

NO3- + H2O + 2e- NO2

- + 2OH- Eº = 0.01 V

NITRATOS

- NaNO3: se utiliza como abono

- KNO3: en la fabricación de pólvora

- Pb(NO3)2: como transportador de oxígeno

- NH4NO3 : fuente concentrada de fertilizante nitrogenado

NITRATOS. APLICACIONES

Ion fosfato PO43- = iones perclorato ClO4

- y sulfato SO42- (realizar como ejercicio)

Existe carácter parcial de doble enlace en las uniones P-O por orbitales deslocalizados

En H3PO4 los tres hidrógenos están unidos a oxígenos.

Las uniones P-O en los átomos de oxígenos unidos a átomos de hidrógeno corresponde a enlace simples, .

P

H3PO3

ÁCIDO

FOSFÓRICO

O

H

O

HO

H

P

O

O OO

3-

P

O

O OO

3-

etc.

ANIÓN FOSFATO Y ÁCIDO FOSFÓRICO: ESTRUCTURA Y ENLACE

O

Sólido incoloro p. f.= 42 ºC

Ácido muy poco oxidante.

Ácido débil en disolución que se ioniza en tres etapas:

Por su débil acidez impide el crecimiento de las bacterias en soluciones embotelladas.

ÁCIDO FOSFORICO: PROPIEDADES

PO43- + cationes

Estructuras que muestran

muy altas energías de red

Sólo son solubles en agua los fosfatos de metales alcalinos (a excepción del de litio) y los

fosfatos ácidos de los alcalinotérreos.

Los fosfatos ternarios de metales alcalinotérreos son muy insolubles: fosforita Ca3(PO4)2.

Los fosfatos que son insolubles en agua se disuelven en ácidos.

Los oxígenos de los grupos PO43- forman en el cristal intersticios de diferente coordinación

que son ocupados por los cationes en función de su tamaño.

Algunos de estas estructuras son semejantes a silicatos ( SiO44-: mismo tamaño).

AlPO4: muestra una estructura semejante a SiO2.

Apatito: algunas de las posiciones de coordinación del catión pueden ser ocupadas por

aniones: Ca5F(PO4)3.

ORTOFOSFATOS

ORTOFOSFATOS. APLICACIONES

Na3(PO4)3: se utiliza como limpiador doméstico

Ca(H2PO4)2 : se emplea como ingrediente en fertilizantes para plantas

Ca(H2PO4)2: se utiliza como levadura artificial en panadería (mezclado

con NaHCO3) aprovechándose sus propiedades ácidas.

H2PO4- + HCO3

- CO2 + HPO42- + H2O

Ca(H2PO4)2 + 2 NaHCO3 2CO2 + Na2Ca(HPO4)2

En agua los iones dihidrógeno fosfato ceden protones al bicarbonato y la reacción

produce CO2 que, al quedar ocluido, en la masa la hace más ligera.

Ion CO32- isoelectrónico con el ion NO3

- Tratamiento del enlace semejante

Forma plana d( C-O) = 1.29Å

comprendida d( C-O) = 1.34 y d( C=C) = 1.20Å

En el ácido los hidrógenos se unen con dos de los tres oxígenos d(C-O)>>

O

O

O

C

2-

+

-

O

+

-

C

+

-

O

+

-

O

2-

2p

*2p

NE2p

C

H2CO3

O

H

O

O

H

ANIÓN CARBONATO Y ÁCIDO CARBÓNICO: ESTRUCTURA Y ENLACE

ÁCIDO

CARBÓNICO

Cada unión C-O un enlace y

la fracción de 1/3 de enlace

Estabilidad. Disminuye al incrementarse la capacidad de polarización del catión

De alcalinos pueden fundir sin descomponer De alcalinotérreos se descomponen sin fundir

MCO3 (s) → MO (s) + CO2

Los carbonatos de estado de oxidación superior a 2+ no son estables

Dureza temporal del agua presencia de bicarbonato de calcio o de magnesio

CARBONATOS. PROPIEDADES

Por analogía del anión muchos carbonatos y nitratos son isomorfos

Solubilidad Sólo solubles en agua los carbonatos alcalinos y el de Tl(I). Restantes carbonatos neutros poco solubles.Los carbonatos alcalinos cristalizan con agua de sus disoluciones acuosas (a baja temperatura cristalizan con mayor número de moléculas de agua).Los carbonatos insolubles en agua se disuelven según:

CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 Por ebullición del agua

CARBONATOS. PROPIEDADES

en los adhesivos

CaCO3

en la industria alimenticia

en la industria del papel

en la industria de las pinturas y tintas

NaHCO3

En la repostería, donde reacciona con otros componentes para liberar CO2 que ayuda a la masa a elevarse y dar volumen

para combatir la acidez gástrica

CARBONATOS. APLICACIONES