Hierro

El hierro es el segundo metal más abundante de la corteza terrestre. No obstante, no se encuentra en estado puro, sino que está formando parte de numerosos minerales, siendo el más habitual la hematita (Fe₂O₃). La pirita (FeS₂) no es una mena adecuada para la extracción del hierro.

La obtención de hierro se lleva a cabo en altos hornos. Para ello, se introduce la hematita con impurezas de silicio, carbonato y carbón, y se reduce con monóxido de carbono caliente. A continuación, el hierro (II) y hierro (III) del Fe₃O₄ se reduce todo a hierro (II) con monóxido de carbono. Además, la temperatura es lo suficientemente alta para que el carbonato cálcico se descomponga en óxido de calcio y CO₂. La mezcla desciende, de forma que el hierro (II) se reduce a hierro metal y el dióxido de carbono se reduce a monóxido de carbono. Al llegar a los 1200 °C, el CaO reacciona con el dióxido de silicio y da lugar al CaSiO₃, que se le denomina escoria y se emplea para la elaboración de cementos.

El horno presenta dos orificios: el inferior, por donde sale el metal de hierro, que es más denso, y el superior, por donde sale la escoria, denominándose el hierro con impurezas como arrabio.

Una vez obtenido el arrabio, se somete a un método de purificación que se denomina «Afino al fuego». Consiste en la calefacción de metal impuro en presencia de reactivo que reaccione con impurezas, en el «Convertidor Bessemer».

Fe/impurezas (C, S, P y otras impurezas) + O₂ –> Fe + CO₂ + SO₂ + P₄O₆

Cómo varía el carácter oxidante del PbO₂ con el pH

El carácter oxidante del PbO₂, a medida que disminuye el pH, aumenta la concentración de protones, desplazándose hacia la derecha según el principio de Le Chatelier.

Principio de singularidad

Establece que la química de los elementos del 2º período es diferente a la de los distintos elementos de sus respectivos grupos. Motivos:

• Se trata del átomo más pequeño; por lo tanto, tienen orbitales de valencia pequeños, por lo que tienen una elevada densidad electrónica.
• No pueden ampliar su octeto (no pueden usar los nd) para formar enlaces.
• Elevada electronegatividad.

Efecto del par inerte

Para su explicación, hay que tener en cuenta dos aspectos principales:

• Las energías de ionización son más altas que lo esperado para el Pb.
• Las energías de enlace para compuestos que contengan Pb son más bajas que los compuestos con otros elementos del grupo.

La combinación de estos efectos es responsable del efecto del par inerte, ya que necesita mucha energía para conseguir que los electrones del 6s formen el enlace, y no se recupera tanta energía con la formación del enlace.

Contracción lantánida

En la 3ª serie: la presencia de electrones de orbitales f y d tan poco apantallantes hace que la carga nuclear efectiva sea muy alta, los electrones se encontrarán muy atraídos por el núcleo y el tamaño será menor de lo esperado, pareciéndose así a los elementos de la 2ª serie.

TEV

• En función de la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia, presenta geometría electrónica octaédrica…
• Muchos de los compuestos de coordinación presentan paramagnetismo que depende de m_s y m_l de los electrones desapareados. Por lo tanto, utilizamos esta fórmula para saber el número de e^– desapareados.
• Enlace covalente dativo, uno de los átomos (átomo central) aporta un orbital y otro átomo el par de electrones (cada uno de los Cl^– aporta un par).

Isomería tetraédrica

Isomería óptica, centro ligando se une a cuatro ligandos distintos.

Isomería plano cuadrado

Sólo isómeros geométricos cis y trans.

Isomería octaédricos

• Complejos MAB₅: No tiene isómeros geométricos.
• Complejos MA₂B₄: trans y cis de A₂.
• Complejos MA₄BC: trans y cis de BC.
• Complejos MA₃B₃: fac y mer.

Reacciones

B₂H_3(g) + 6H₂O –> 2H₃BO_3(ac) + 3H_2(g)

2Fe + 2H₂SO_4(dil) -> Fe₂(SO₄)_3(s) + 3H₂

B₂O_3(s) + 3H₂O –> 2H₃BO_3(s)

SiH_4(g) + 2H₂O_(l) –> SiO_2(s) + 4H_2(g)

B₂H_6(g) + 2NaH_(s) –(THF)–> NaBH₄

Cu_(s) + HNO_3(dil) –> NO REACCIONA

MoO_3(s) + H₂O –> MoO₄^2-(aq) + 2H⁺_(aq)

Puntos de fusión y ebullición

Haluros

Estado de oxidación +4 o más: compuestos covalentes

• Oligómeros o polímeros: VF₅, CrF₅, TiF, VF₄, CrF₄.
• Especies moleculares: TiCl₄.

Metales con estado de oxidación +3 o menos: compuestos iónicos

• Fluoruros: Forman redes tridimensionales.
• Estructuras en capas (CuX, X = Cl, Br, I): Estructura tipo blenda.

Óxidos

Estado de oxidación +5 o más: compuestos covalentes

• Sólidos poliméricos de estructura en cadenas con puentes oxo (V₂O₅, CrO₃).
• Líquido con estructura molecular (Mn₂O₇).

Con estado de oxidación +4 o menos: compuestos salinos, punto de fusión más elevado

• Estructuras 3D tipo rutilo, estructuras 3D con elevado carácter covalente (Mo₂).
• Estructuras 3D típicas (Mo y M₂O₃).

Empleo de reductor para obtener el metal

No, observando en el Diagrama de Ellingham, las líneas de formación del óxido de plata, cobre (II) o de mercurio cortan el punto 0.

A temperaturas bajas, estos óxidos presentan una ΔG de formación positiva. Para que sea favorable, y su ΔG negativo, tenemos que hacer la reacción de descomposición.

2Ag₂O_(s) –> 4Ag_(s) + O_2(g)

Sólo con calentar se obtendría el metal.

Cambio de pendiente

ΔGº = ΔHº – TΔSº

Las pendientes de la recta se corresponden con -ΔS.

Ahora vamos a ver cómo varía ΔS.

A temperaturas bajas, la pendiente sería positiva, porque aumenta el número de orden, disminuye el nº de gases, ΔS < 0, -ΔS > 0.

2Mg_(s) + O_2(g) –> 2MgO_(s)

A 600 °C, punto de fusión.

Aumenta más el número de orden, ΔS más negativo e -ΔS más positivo.

Ahora ya es exagerado, hay muchos moles de gas, ΔS muy negativo y -ΔS muy positivo.

2Mg_(g) + O_2(g) –> 2MgO_(s)