Subgrupo+Del+Cinc
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GGRRUUPPOO 1122
Los elementos del grupo 12 tienen orbitales d llenos en todos sus compuestos, por lo que es más correcto considerarlos como metales de los grupos representativos. La única
similitud real entre los elementos del grupo 12 y los metales de transición es la formación
de complejos, sobre todo con ligandos como el amoníaco, los iones cianuro y los iones haluros.
CCIINNCC
DDEESSCCUUBBRRIIMMIIEENNTTOO YY OORRIIGGEENN DDEELL NNOOMMBBRREE Las aleaciones de zinc (del aleman “zink”, que significa origen oscuro) se han utilizado
durante siglos (se han encontrado piezas de latón datadas en 1000-1400 AC).
PPRROOPPIIEEDDAADDEESS DDEELL CCIINNCC
El cinc es un metal lustroso, medianamente reactivo y al ser expuesto a la humedad del
aire durante un tiempo prolongado, se forma sobre su superficie una capa protectora de
óxido que con el tiempo se convierte en carbonato básico. Es atacado por los ácidos no oxidantes diluidos, formándose iones Zn2+ y liberando hidrógeno. Es atacado tanto por el
ácido sulfúrico concentrado y por el ácido nítrico, tanto concentrado como diluido.
Reacciona con vapor de agua para formar el óxido. Se combina directamente con el oxígeno, azufre y halógenos. Reacciona lentamente con álcalis desprendiendo hidrógeno.
El punto de fusión del metal es 420ºC y su punto de ebullición, 907ºC; su densidad es
7,13 g/cm3.
OOBBTTEENNCCIIÓÓNN DDEELL CCIINNCC
La principal fuente del metal es la blenda de cinc, ZnS, la cual se tuesta a una
temperatura de 800ºC, para convertirlo en óxido, el cual es reducido utilizando coque; este proceso se lleva a cabo a una temperatura cercana a los 1400ºC:
2ZnS(s) + 3O2(g) 2ZnO(s) + 2SO2(g)
ZnO(s) + C(s) Zn(g) + CO(g)
Para esta reacción se utiliza exceso de carbono, debido a que a esta temperatura el cinc
se oxida fácilmente en presencia de dióxido de carbono (que puede formarse en el
proceso). El exceso de carbono impide la formación de dióxido de carbono:
CO(g) + O2(g) CO2(g)
Zn(g) + CO2(g) ZnO(s) + CO(g)
CO2(g) + C CO(g)
El gas caliente que se produce (cinc gaseoso) se rocía con plomo fundido que lo enfría
rápidamente. Los metales se separan fácilmente, ya que el plomo y el cinc líquidos son inmiscibles. El plomo se recicla.
CCOOMMPPUUEESSTTOOSS DDEELL CCIINNCC Casi todas las sales del cinc son solubles en agua; estas soluciones contienen el ion
incoloro hexaacuacinc, [Zn(H2O)6]2+. Las soluciones de las sales de cinc son ácidas como
resultado de la hidrólisis. Al adicionarles iones hidróxidos, precipita el hidróxido de cinc,
un sólido blanco gelatinoso:
Zn2+(ac) + OH-
(ac) Zn(OH)2(s)
Al adicionar un exceso de iones hidróxido, el cinc se compleja, resultando una sustancia
soluble:
Zn(OH)2(s) + 2OH-(ac) [Zn(OH)4]2-
(ac)
El precipitado de hidróxido de cinc también reacciona con amoníaco para producir el ion
tetraamincinc:
Zn(OH)2(s) + 4NH3(ac) [Zn(NH3)4]2+(ac)
El cloruro de cinc es uno de los compuestos de uso más común. Es una sal muy
higroscópica y extremadamente soluble en agua; también es soluble en solventes orgánicos como el etanol y la acetona; esta propiedad indica que la sal tiene enlaces
covalentes.
El óxido de cinc puede obtenerse quemando el metal en el aire o por descomposición
térmica del carbonato. El óxido es un sólido blanco que adquiere una coloración amarilla
al calentarse. El cambio de color es reversible y depende de la temperatura. Por calentamiento, en la red cristalina del óxido se pierde algo de oxígeno, quedando la red
con exceso de carga negativa, la cual puede desplazarse a través de la estructura al
aplicar una diferencia de potencial; por tanto, el óxido es semiconductor. Cuando el
compuesto se enfría, recupera su color original porque se recupera el oxígeno.
El sulfuro de cinc, de color blanco, precipita cuando se pasa una corriente de sulfuro de
hidrógeno en una solución que contenga iones cinc. Este sulfuro se disuelve fácilmente en ácido clorhídrico diluido.
El sulfato de cinc puede obtenerse por reacción de una base de cinc con ácido sulfúrico diluido, seguida de evaporación y cristalización. Es un sólido blanco cristalino.
El nitrato de cinc puede obtenerse de manera similar al sulfato. Es una sal muy higroscópica y soluble en metanol. Por calentamiento se obtiene el óxido de cinc, dióxido
de nitrógeno y oxígeno.
El carbonato de cinc se obtiene cuando se adiciona solución de hidrógeno carbonato alcalino a una solución de iones cinc. El carbonato se descompone fácilmente por
calentamiento.
AAPPLLIICCAACCIIOONNEESS DDEELL CCIINNCC
El cinc se utiliza extensamente en aleaciones (bronce y latón). El cinc puro se utiliza en
pequeñas cantidades como electrodo negativo en pilas secas y en mayor escala, es utilizado como recubrimiento del hierro contra la corrosión. El cinc no es tan reactivo
como es de esperar, ya que sobre su superficie se forma una capa protectora de óxido que
con el tiempo se transforma en carbonato básico. La ventaja del galvanizado es que el cinc se oxida preferentemente al hierro protegiéndolo de la corrosión.
El cloruro de cinc aplicado a la madera forma enlaces covalentes forma enlaces covalentes
con las moléculas de oxígeno de celulosa; la madera queda recubierta con una capa protectora de cloruro de cinc que es tóxico para los seres vivos. El cloruro de cinc es
también utilizado como fundente en soldadura blanca.
El óxido de cinc se utiliza en pigmentos para pinturas y como refuerzo del caucho.
También es empleado como componente de diversos esmaltes en vidriados y ungüentos antisépticos. En combinación con el óxido de cromo (III) se utiliza como catalizador en la
fabricación de metanol.
El dietil cinc es utilizado en la conservación de libros, manuscritos y periódicos.
CCAADDMMIIOO DDEESSCCUUBBRRIIMMIIEENNTTOO YY OORRIIGGEENN DDEELL NNOOMMBBRREE
El cadmio (en latín, cadmia, y en griego kadmeia, que significa "calamina", el nombre que
recibía antiguamente el carbonato de zinc) fue descubierto en Alemania en 1817 por Friedrich Stromeyer, quien observó que algunas muestras de calamina con impurezas
cambiaban de color cuando se calentaban, mientras que la calamina pura no lo hacía;
encontró el nuevo elemento como impureza en este compuesto de zinc.
PPRROOPPIIEEDDAADDEESS DDEELL CCAADDMMIIOO
El cadmio es más blando, más dúctil y más maleable que el cinc. Es un metal
medianamente reactivo que al ser expuesto a la humedad se cubre con una delgada capa de óxido que con el tiempo se transforma en el carbonato básico. Es atacado por los
ácidos no oxidantes diluidos, formándose la respectiva sal de cadmio y liberando
hidrógeno. El ácido sulfúrico puro ataca al metal, así como el ácido nítrico, ya sea concentrado o
diluido. El cadmio no descompone al agua. Reacciona directamente con no metales como
el oxígeno, azufre y los halógenos, cuando son calentados. El punto de fusión del metal es 321ºC y su punto de ebullición, 765ºC; su densidad es
8,65 g/cm3.
OOBBTTEENNCCIIÓÓNN DDEELL CCAADDMMIIOO El cadmio se obtiene durante la destilación del cinc crudo. Está también presente en los
iones de las soluciones donde se obtiene el cinc por electrólisis. Como el potencial de
reducción cadmio es más positivo que el del cinc, puede obtenerse el cadmio elemental en el cátodo, antes de que se deposite el cinc, para lo cual deberá controlarse
cuidadosamente el voltaje que sea suministrado a la celda. También puede desplazarse en
la solución por adición de cinc:
Zn(s) + Cd2+(ac) Zn2+
(ac) + Cd(s)
CCOOMMPPUUEESSTTOOSS DDEELL CCAADDMMIIOO
El cadmio exhibe un estado de oxidación de +2; las soluciones acuosas de sus
compuestos contienen el ion tetraacuacadmio [Cd(H2O)4]2+ que es incoloro.
El óxido de cadmio es un sólido café que se obtiene por calentamiento del metal en
presencia de oxígeno o por descomposición térmica del carbonato.
El hidróxido de cadmio se obtiene como sólido blanco cuando se adiciona solución de
iones hidróxido a una solución que contiene iones cadmio. Es exclusivamente básico. Se disuelve en solución de amoníaco produciendo el ion tetraamincadmio:
Cd(OH)2(s) + 4NH3(ac) [Cd(NH3)4]2+(ac)
El sulfuro de cadmio es de color amarillo intenso y puede prepararse en el laboratorio y
en la industria, haciendo pasar una corriente de sulfuro de hidrógeno en una solución de iones cadmio.
Al hacer reaccionar una base de cadmio con ácido clorhídrico diluido; la evaporación
parcial y posterior cristalización, da como resultado la obtención del cloruro hidratado
blanco. El cloruro de cadmio es menos soluble en compuestos orgánicos que el cloruro de cinc.
El sulfato de cadmio puede obtenerse al neutralizar una base de cadmio con ácido
sulfúrico diluido, seguida de evaporación y cristalización. Es un sólido blanco cristalino.
El nitrato de cadmio puede obtenerse de manera similar al sulfato. Es una sal muy
higroscópica y soluble en metanol. Por calentamiento se obtiene el óxido de cadmio, dióxido de nitrógeno y oxígeno.
El carbonato de cadmio se obtiene cuando se adiciona solución de hidrógeno carbonato
alcalino a una solución de iones cadmio. El carbonato se descompone fácilmente por calentamiento.
AAPPLLIICCAACCIIOONNEESS DDEELL CCAADDMMIIOO El cadmio es utilizado como recubrimiento del hierro y del acero; también es utilizado en
la fabricación de pilas alcalinas de cadmio-níquel. Se usa en pequeñas cantidades en aleaciones, las cuales presentan gran resistencia.
El sulfuro de cadmio se utiliza como pigmento amarillo, brillante y permanente. Aunque
los compuestos del cadmio son muy tóxicos, el sulfuro es tan insoluble, que no presenta
peligro apreciable.
MMEERRCCUURRIIOO
DDEESSCCUUBBRRIIMMIIEENNTTOO YY OORRIIGGEENN DDEELL NNOOMMBBRREE
Su nombre fue puesto en honor al planeta Mercurio y su abreviatura (Hg) procede de
hidrargiro, hoy ya en desuso, que a su vez procede del latín hidrargirium y de hydrargyrus, que a su vez proviene del griego hydrargyros (hydros: agua y argyros: plata).
Este metal fue conocido por civilizaciones antiguas; al parecer ya fue conocido por los
egipcios, ya que en una tumba de Kuran, correspondiente a la XVIII-XIX dinastía (entre el 1500 al 1300 a.C.), se encontró un poco de mercurio líquido en una vasija funeraria en
forma de coco, como tesoro del difunto.
PPRROOPPIIEEDDAADDEESS DDEELL MMEERRCCUURRIIOO Debido a que es el metal con los enlaces más débiles conocidos, el mercurio es líquido a
20ºC. El enlace débil del mercurio permite que la presión de vapor del metal sea muy alta
a temperatura ambiente y su vapor puede ser absorbido a través de los pulmones, por lo que lo glóbulos de mercurio derramados de los termómetros rotos en los laboratorios son
un peligro. Cualquier derrame del metal debe ser inmediatamente cubierto con azufre en
polvo. El mercurio disuelve muchos metales, entre ellos al sodio, al cinc, al estaño, a la plata y
al oro, formando amalgamas, pero no ataca al hierro.
El aire no ataca al mercurio puro a temperaturas ordinarias; el óxido de mercurio (II) se forma lentamente alrededor de los 350ºC y a temperaturas un poco superiores, se
descompone en mercurio y oxígeno; otros no metales que reaccionan directamente con el
mercurio son los halógenos y el azufre.
El metal no es atacado por los ácidos no oxidantes diluidos. El ácido nítrico ataca al metal con desprendimiento de óxidos de nitrógeno. Cuando el ácido está en exceso, se obtiene el
nitrato de mercurio (II), mientras que el ácido diluido en presencia de un exceso de
mercurio, produce el nitrato de mercurio (I):
Hg + 4HNO3(conc) Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
6Hg + 8HNO3(dil) Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
El ácido sulfúrico concentrado ataca al metal liberándose dióxido de azufre. Si el ácido
está en exceso se produce sulfato de mercurio (II); un exceso de mercurio, produce la sal de mercurio (I).
El punto de fusión del mercurio es –39ºC y su punto de ebullición, 357ºC. La densidad del metal es 13,5 g/cm3.
OOBBTTEENNCCIIÓÓNN DDEELL MMEERRCCUURRIIOO
La única mena de mercurio es el sulfuro de mercurio (cinabrio). El metal se extrae fácilmente calentando la mena en aire. Se desprende vapor de mercurio, que después
condensa para dar el metal líquido:
HgS + O2(g) Hg(l) + SO2(g)
CCOOMMPPUUEESSTTOOSS DDEELL MMEERRCCUURRIIOO Prácticamente todos los compuestos de mercurio (II) tienen enlaces covalentes. El nitrato
de mercurio (II) es uno de los pocos compuestos que se cree contienen el ion Hg2+;
también es uno de los pocos compuestos de mercurio solubles en agua. El cloruro de mercurio (II) puede formarse combinando el cloro y el mercurio. Esta sal es soluble en
agua tibia, pero la solución no conduce la electricidad, lo cual indica la presencia de
moléculas de HgCl2 y no de iones. La solución de cloruro de mercurio (II) se reduce
fácilmente a cloruro de mercurio (I), un compuesto blanco insoluble y luego a mercurio metálico negro por la adición de cloruro de estaño (II); esta constituye una prueba útil
para identificar el ion mercurio (II):
2HgCl2(ac) + SnCl2(ac) SnCl4(ac) + Hg2Cl2(s)
Hg2Cl2(s) + SnCl2(ac) SnCl4(ac) + Hg(l)
El óxido de mercurio (II) de color rojo se obtiene cuando el mercurio se calienta durante
mucho tiempo en aire a unos 350ºC:
2Hg(l) + O2(g) 2HgO(s)
Este óxido es térmicamente inestable y se descompone para dar mercurio y oxígeno cuando se eleva más la temperatura. El óxido de mercurio (polvo rojo) desaparece a
medida que van formándose glóbulos plateados de mercurio metálico en las partes más
frías de las paredes del recipiente. Esta reacción presenta riesgos, porque una cantidad significante de vapor de mercurio se escapa como vapor. Este experimento tiene interés
histórico, porque fue el método utilizado por Joseph Priestley para obtener la primera
muestra de oxígeno gaseoso puro.
El mercurio tiene la capacidad de formar el ion [Hg-Hg]2+ en el cual los átomos de
mercurio están unidos por un enlace covalente sencillo. No se conocen compuestos que contengan el ion mercurio (I) simple.
Se conoce el cloruro de mercurio (I), Hg2Cl2, y el nitrato de mercurio (I), Hg2(NO3)2, pero
nunca se han sintetizado compuestos con otros aniones como por ejemplo el sulfuro. En este caso debe analizarse el equilibrio de la dismutación del mercurio (I):
Hg22+
(ac) Hg(l) + Hg2+(ac)
En condiciones normales existe tendencia a la dismutación del mercurio (I). Sin embargo,
la adición de un anión como el sulfuro, provoca la formación de un compuesto más
insoluble con el mercurio (II) que con el mercurio (I), ocasionando que la dismutación se
desplace hacia la derecha.
Hg2+(ac) + S2-
(ac) HgS(s)
Hg2
2+(ac) + S2-
(ac) Hg(l) + HgS(s)
AAPPLLIICCAACCIIOONNEESS DDEELL MMEERRCCUURRIIOO El mercurio se utiliza en termómetros, barómetros, en lámpara de arco de mercurio, entre
otros. Las amalgamas de sodio y de cinc se utilizan en el laboratorio como agentes
reductores y la amalgama de estaño, en obturaciones dentales. Los compuestos del mercurio se utilizan como funguicidas y como conservadores de la madera.
También ha tenido usos en medicina a través de mercoquinol (oxiquinolinsulfonato de mercurio) y del hidrargirol (parafeniltoniato o parafenolsulfonato de mercurio), este último
como antiséptico, al igual que otro muchos como el hidrargol, el hidrargiroseptol, el
yoduro mercúrico, el cloroyoduro mercúrico, el mercuriol, etc.
Fuentes consultadas: Rayner-Canham. “Química Inorgánica Descriptiva” 2da. Ed, Pearson
Education, México 2000. Págs. 504-515
Liptrot, G.F. “Química Inorgánica Moderna” Editorial CECSA, México 1988. Págs. 509-524
Sitios web: http://www.heurema.com/
http://es.wikipedia.org/wiki/