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MÉTODOS DE OBTENCIÓN - Coggle Diagram

- - - - Grupo 1: Alcalinos
        
        •Elementos muy reactivos.
        •No los encontramos en estado elemental, sino combinados, debido a sus características, propiedades periódicas (poder reductor, capacidad de oxidarse, energía de ionización, z efectivo).
        
        Estado natural:
        •NaCl: Halita.
        •KCl: Silvita.
        •KCl.MgCl2.6H2O: Carnalita.
        •El Na y K se encuentran en un 3% en la corteza terrestre.
        •Espudomeno: LiAlSi2O6.
        •Lepidolita: K(Li,Al)3 (Si,Al)4O10(F,OH) (filosilicato).
        
        NO SE ENCUENTRAN SOLOS, SINO "COMBINADOS", POR SER MUY REACTIVOS.
        
        SODIO (Na)
        
        Método de Downs
        
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        Método de Castner
        
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        LITIO (Li)
        
        Por electrólisis a partir de LiCl (anteriormente se utilizaba Li2CO3). El litio reacciona con el agua de forma menos violenta que el sodio o el potasio.
        
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        CESIO (Cs) y RUBIDIO (Rb)
        
        Pueden aislarse por electrólisis
        
        POTASIO (K)
        
        La extracción industrial del potasio metálico se efectúa químicamente. La extracción en una celda electrolítica sería demasiado peligrosa a causa de la extrema reactividad del metal. El proceso químico implica la reacción de sodio metálico con cloruro de potasio fundido a 850°C.
        
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      - Grupo 2: Alcalinotérreos
        
        •Elementos muy reactivos.
        •No los encontramos en estado elemental, sino combinados.
        •Los encontramos como silicatos o silicatos mixtos, etc.
        
        Estado natural:
        •Be: silicatos Be3Al2Si6.
        -azul verdoso claro → aguamarina.
        -color verde oscuro → esmeralda.
        •CaCO3.MgCO3: dolomita.
        •CaCO3: calizas o calcitas.
        •CaSO4.2H2O: yeso.
        •SrSO4.
        •BaSO4: Baritina.
        
        CALCIO (Ca)- BERILIO (Be)- BARIO (Ba)
        CaCl2 - BeF2 - BaCl2
        
        Son elementos a los que vamos a tener que aportarles energía para que puedan reaccionar y así reducirse. Son elementos que van a tender a estar combinados.
        
        Reacciones:
        •CaCl2:
        Ánodo: 2Cl- → Cl2 + 2e-
        Cátodo: Ca 2+ + 2e- → Ca
        •BeF2:
        Ánodo: 2F- → F2 + 2e-
        Cátodo: Be 2+ + 2e- → Be
        •BaCl2:
        Ánodo: 2Cl- →Cl2 + 2e-
        Cátodo: Ba 2+ + 2e- → Ba
        
        ESTRONCIO (Sr)
        
        Electrólisis del cloruro (obtenido de la disolución del mineral de Estroncio con ácido clorhídrico) mezclado con cloruro de potasio
      - Grupo 13:
        
        Particularidades:
        •No todos son metales.
        •No todos tienen la misma capacidad de oxidarse o reducirse.
        •No todos están en abundancia como en los grupos 1 y 2.
        •Los últimos elementos del grupo los encontramos como contaminantes o trazas en minerales de otros elementos.
        
        Estado natural:
        •B: -Na2B4O7.10H2O (bórax). -Na2B4O7.4H2O (kermita).
        •Al: -Caolín Al2O3.2SiO2.2H2O
        -Bauxita Al2O3.nH2O
        -Criolita Na3[AlF6]
        •Ga-In-Ta: poco abundantes.
        -En minas de ZnS: Ga-In (como trazas).
        -En piritas FeS: Tl.
        
        ALUMINIO (Al)
        
        Proceso Hall-Héroult
        
        Electrólisis por la capacidad de oxidarse muy fácil y por su baja energía de ionización. El Al tiene capacidad de pasivarse en contacto con el oxígeno y forma una capa protectora de óxido (tiende a estar como óxido o silicato). Tiene un potencial de oxidación de 1,67V por lo que tiende a estar oxidado.
        Es un proceso muy costoso por la cantidad de energía que requiere. El equipo está conformado por una celda de hierro con cátodo de grafito y ánodo de grafito (especie de peine), el cual hay que ir cambiando constantemente porque se va consumiendo debido a que el O2 que se desprende reacciona con el Carbono del grafito y se produce CO2.
        Se debe tener este mineral fundido porque sino no se va a producir la reacción de óxido-reducción.
        
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        Consiste en extraer el aluminio líquido mediante la reducción electrolítica de la alúmina (Al2O3) disuelta en un electrolito compuesto básicamente de criolita fundida (Na3AlF6).
      - Grupo 17
        
        Estado natural:
        •Flúor: como fluoruros insolubles en la corteza terrestre.
        -Fluorita: CaF2, Criolita Na3[AlF6], fluorapatita Ca5(PO4)3F
        •Cloro: NaCl en agua de mar y lagos.
        •Bromo: como bromuros alcalinos y alcalino térreos.
        •Iodo: como ioduros y iodato de calcio y sodio.
        
        FLÚOR (F)
        
        Por electrólisis de KF en HF.
        Es el único que vamos a obtener sí o sí por electrólisis.
        Se obtiene KF en una corriente de HF, de esa manera se obtiene la electrólisis. Se tiene un ánodo de carbono exento de grafito, ya que se producen fluorocarbonos que son muy reactivos y provocan problemas en este tipo de obtención. El cátodo es de acero.
        No hay otra manera de obtener el flúor, dado que su manera más estable es como fluoruro
        
        Reacción:
        2HF → H2(g) + F2(g)
        8-12 V E°(F2/F-)=2.85 V
        
        CLORO (Cl)
        
        Por electrólisis de NaCl o salmuera
        
        Método de Downs
        (proceso especificado en el Sodio)
        
        Reacciones:
        NaCl (fundido) → Na+ + Cl-
        2Cl- → Cl2 + 2e-
        Na+ + e- → Na
        
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        BROMO (Br)
        
        Por electrólisis de NaCl y agua de mar
        
        Con corriente de Cl
        
        Reacción:
        2Br- + Cl2 → Br2 + Cl-
      - Grupo 16
        
        Estado Natural:
        •Oxígeno: 20% del aire y 50% de la corteza terrestre.
        •Azufre: libre o combinado sulfuros y sulfatos.
        •Selenio y telurio: como seleniuros y teleruros junto a sulfuros.
        
        OXÍGENO (O)
        
        Electrólisis del agua
        
        La electrólisis del agua es la descomposición del agua (H2O) en los gases oxígeno (O2) e hidrógeno (H2) por medio de una corriente eléctrica continua, suministrada por una fuente de alimentación, una batería o una pila, que se conecta mediante electrodos al agua. Para disminuir la resistencia al paso de corriente a través del agua esta se suele acidular añadiendo pequeñas alícuotas de ácido sulfúrico o bien añadiendo un electrolito fuerte como el hidróxido de sodio, NaOH.
        
        Reacciones:
        Cátodo: 2H+(aq) + 2e- → H2(g)
        Ánodo: 2H2O → O2 + 4H+(aq) + 4e-
        
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  - - - Grupo 1: Alcalinos
        
        •Elementos muy reactivos.
        •No los encontramos en estado elemental, sino combinados, debido a sus características, propiedades periódicas (poder reductor, capacidad de oxidarse, energía de ionización, z efectivo).
        
        Estado Natural:
        •NaCl: Halita.
        •KCl: Silvita.
        •KCl.MgCl2.6H2O: Carnalita.
        •El Na y K se encuentran en un 3% en la corteza terrestre.
        •Espudomeno: LiAlSi2O6.
        •Lepidolita: K(Li,Al)3 (Si,Al)4 O10(F,OH) (filosilicato).
        
        NO SE ENCUENTRAN SOLOS, SINO "COMBINADOS", POR SER MUY REACTIVOS.
        
        CESIO (Cs) y RUBIDIO (RB)
        
        Por reacciones controladas y en condiciones especiales, por reducción directa con Ca o Mg.
        Se obtiene Cs y Rb a partir de Mg o Ca, y de las sales (cloruros) dado que son las más abundantes.
        
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      - Grupo 2: Alcalinotérreos
        
        •Elementos muy reactivos.
        •No los encontramos en estado elemental, sino combinados.
        •Los encontramos como silicatos o silicatos mixtos, etc.
        
        Estado natural:
        •Be: silicatos Be3Al2Si6.
        -azul verdoso claro → aguamarina.
        -color verde oscuro → esmeralda.
        •CaCO3.MgCO3: dolomita.
        •CaCO3: calizas o calcitas.
        •CaSO4.2H2O: yeso.
        •SrSO4.
        •BaSO4: Baritina.
        
        Se ponen en contacto con un agente químico que tenga la capacidad de oxidarse con más fuerza o con menos energía. De esta manera, van a poder reaccionar para producir las reducciones directas.
        
        MAGNESIO (Mg)
        
        Reacción:
        MgO + C → Co + Mg
        (2000°C para fundirlo)
        MgCl2 + 2K → 2KCl + Mg
        (Método que consiste en calentar el cloruro de magnesio con potasio en atmósfera inerte)
        
        BERILIO (Be)
        
        Reacción:
        BeCl2 + Ca → CaCl2 + Be
        (con calcio)
        BeCl2 + 2K → 2KCl + Be
        (con potasio)
        
        BARIO (Ba)
        
        Reacción:
        3BaO + 2Al → Al2O3 + 3Ba
        (aluminotermia)
      - Grupo 13
        
        Particularidades:
        •No todos son metales.
        •No todos tienen la misma capacidad de oxidarse o reducirse.
        •No todos están en abundancia como en los grupos 1 y 2.
        •Los últimos elementos del grupo los encontramos como contaminantes o trazas en minerales de otros elementos.
        
        Estado natural:
        •B:
        -Na2B4O7.10H2O (bórax).
        -Na2B4O7.4H2O (kermita).
        •Al:
        -Caolín Al2O3.2SiO2.2H2O
        -Bauxita Al2O3.nH2O
        -Criolita Na3[AlF6]
        •Ga-In-Ta: poco abundantes.
        -En minas de ZnS: Ga-In (como trazas).
        -En piritas FeS: Tl.
        
        BORO (B)
        
        Por reducción directa o descomposición a partir de Mg metálico o Al metálico y de su óxido.
        
        B2O3 + 3Mg → 3MgO + B
        (con magnesio)
        B2O3 + 2Al → Al2O3 + 2B
        (con aluminio)
        B2O3 + 2K → K2O3 + 2B
        (con potasio)
        
        DESCOMPOSICIÓN
        
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        GALIO (Ga)- INDIO (In)- TALIO (Tl)
        
        •Son subproductos (muy poco porcentaje). Se encuentran como trazas o contaminantes.
        •Ga: subproductos del Al (bayer) 1ppm.
        •In: elemento raro. Blendas 0,005%. Principales compuestos InAs-InP
        
        Reacciones:
        
        M2O3 + C ⇔ M + CO
        
        M2O3 ⇔ M + CO2
        1 y 2 son reacciones secuenciales, ya que el óxido + carbono me da monóxido, el cual hago reaccionar con más óxido y me da dióxido.
        
        M2O3 + H2 ⇔ M + H2O
        (M=metal → Ga, In o Tl)
      - Grupo 14
        
        Estado Natural: oxoaniones-óxidos-sulfuros
        •CARBONO (libre o combinado):
        -Minerales → calizas, grafitos, diamante, hidrocarburos, Coque, Hulla.
        -Aire → metano, CO2.
        •SILICIO (libre o combinado):
        -Silicatos → Feldespatos- Zeolitas- Arcilla.
        •GERMANIO: germanita.
        •ESTAÑO: SnO2 casiterina.
        •PLOMO: PbS galena.
        
        SILICIO (SI)
        
        Por reducción directa. Se puede tratar con Mg, Al, C.
        
        SiO2 + Mg → Si + 2MgO
        3SiO2 + 4Al → 3Si + 2Al2O3
        SiO2 + C → Si + CO2 (reacción general).
        
        No lo obtenemos puro, por lo que se debe hacer una purificación a partir de una fusión zonal.
        
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        GERMANIO (Ge)
        
        Por cloración, hidrólisis y reducción
        
        Cloración:
        La germanita (minerales mixtos) la cloramos para obtener cloruro de germanio.
        Germanita + HCl → GeCl4 (volátil)
        
        Hidrólisis:
        Al hidrolizar al cloruro de germanio con agua obtenemos el óxido y ácido clorhídrico.
        GeCl4 + H2O → GeO2 + 4HCl
        
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        ESTAÑO (Sn)
        
        Por reducción directa
        
        1°Etapa SnO2 + 2C → Sn + 2CO
        2°Etapa SnO2 + 2CO → Sn + 2CO2
        
        PLOMO (Pb)
        
        Por tostación y reducción de la galena (PbS)
        
        La tostación es una oxidación para transformarlo en el óxido.
        
        A ese óxido lo volvemos a tostar para obtener sulfato plumboso.
        
        A la galena la vamos a tratar con el sulfato y el óxido para obtener el plomo.
        Tenemos una reducción directa pero debemos acondicionar ese mineral con el cual estamos trabajando, por ello la tostación (para obtener óxido de plomo).
        
        Reacciones:
        A. 2PbS + 3O2 → 2PbO + 2SO2
        PbS + PbO → 2PB + SO2
        B. PbS + 2O2 → PbSO4
        PbS + 2PbSO4 → Pb + 2SO2 2PbO
      - Grupo 15
        
        Estado Natural:
        •Nitrógeno: como componente del aire 78%. En minerales como NaNO3.
        •Fósforo: como fosfatos Ca3(PO4)2 apatita.
        •Arsénico y Antimonio: como sulfuros acompañando a los Cu, Ag y Pb.
        •Bismuto: como sulfuros Bi2S3.
        
        FÓSFORO (P)
        
        Reducción directa con Carbono en horno eléctrico
        
        Reacción:
        2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 6CASiO3 + 10CO
        
        ARSÉNICO (As), ANTIMONIO (Sb) Y BISMUTO (Bi)
        
        Por tostación y posterior reducción.
      - Grupo 17
        
        Estado natural:
        •Flúor: como fluoruros insolubles en la corteza terrestre.
        -Fluorita: CaF2, Criolita Na3[AlF6], fluorapatita Ca5(PO4)3F
        •Cloro: NaCl en agua de mar y lagos.
        •Bromo: como bromuros alcalinos y alcalino térreos.
        •Iodo: como ioduros y iodato de calcio y sodio.
        
        IODO (I)
        
        A partir de IO3- por reducción con dióxido de manganeso o a partir de los yodatos.
        
        IO3- + 5HSO3- → I2 + 5SO4 2- + 3H+ + H2O
  - - - NITRÓGENO (N)
        
        LICUACIÓN, DESTILACIÓN, ADSORCIÓN Y DESORCIÓN SOBRE CARBONO ACTIVADO
        
        No hay reacciones químicas porque lo tenemos de forma elemental, en estado gaseoso junto con otros gases. Para ello tenemos que separarlo, pero no se puede en estado gaseoso sino líquido. Por diferencia en los puntos de ebullición los vamos a separar y los vamos a absorber sobre distintos filtros.
      - COMPUESTOS
        
        AMONÍACO (NH3)
        
        Obtención en laboratorio
        
        A partir de una sal de amonio + un hidróxido
        
        En un balón colocar NH4Cl y cal apagada, previamente pulverizados y mezclados, agregar agua destilada y calentar suavemente. El amoníaco se desprende y se hace burbujear en agua destilada.
        El tubo de desprendimiento debe llegar hasta el fondo del recipiente colector con agua destilada. Hacia el final de la reacción, cuando disminuye el desprendimiento de amoníaco, calentar con más intensidad vigilando constantemente el aparato para evitar que el líquido del vaso de precipitación ascienda por el tubo de desprendimiento
        
        Reacción:
        2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
        
        Obtención industrial
        
        Por el proceso Haber.
        Es a partir de la combinación de nitrógeno e hidrógeno. Se debe manejar el principio de Le Chatelier, viendo hacia donde se desplaza el equilibrio de acuerdo a las acciones que se hagan. Se debe favorecer el desplazamiento hacia los productos. Es una reacción exotérmica, se debe enfriar.
        
        Reacción:
        N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
        ΔH=-11Kcal/mol
        
        ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)
        
        Obtención en laboratorio
        
        Reacción Ácido-Base
        
        Reacción:
        2NaNO3 + H2SO4 → 2HNO3 + Na2SO4
        
        Obtención industrial
        
        Método de Oswald:
        Se producen reacciones de óxido-reducción y luego una hidrólisis
        
        Reacciones:
        4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
        ↓O2
        4NO2 + H2O → 3HNO3 + NO
    - - OXÍGENO (O)
        
        DESCOMPOSICIÓN DEL AGUA OXIGENADA
        
        Reacción:
        H2O2 → H2O + 1/2O2
        
        DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DE PERCLORATOS Y CLORATOS
        
        Reacciones:
        KClO4 → 2O2 + KCl
        KClO3 → 3/2O2 + KCl
        
        LICUACIÓN Y DESTILACIÓN DEL AIRE
        
        No hay reacciones químicas porque lo tenemos de forma elemental, en estado gaseoso junto con otros gases. Para ello tenemos que separarlo, pero no se puede en estado gaseoso sino líquido. Por diferencia en los puntos de ebullición los vamos a separar y los vamos a absorber sobre distintos filtros.
        
        Industrialmente se obtiene por separación del aire líquido a través de la destilación fraccionada
      - AZUFRE (S)
        
        MÉTODO DE FRASCH
        
        Extracción a partir de las minas de azufre, vastos depósitos de gas natural, debajo de los pantanos y las arenas movedizas. Se bombea agua sobrecalentada (inyección de agua caliente) a unos quinientos pies o más por debajo de estos depósitos, en donde se funde el azufre y es forzado a llegar a la superficie como un líquido amarillo-brillante.
        
        Se encuentra libre en zonas volcánicas y fuentes termales
      - SELENIO (Se) y TELURIO (Te)
        
        Se obtienen por combustión de Cu, Ag.
        
        Los incorporamos a través de los frutos secos.
      - COMPUESTO
        
        ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)
        
        MÉTODO DE CONTACTO
        
        Reacciones:
        SO2(g) + 1/2O2 → SO3(g) (REDOX)
        SO3(g) + H2SO4 → H2S2O7 (pirosulfúrico)
        H2S2O7 + H2O → 2H2SO4
        
        El trióxido de azufre más agua nos da ácido sulfúrico, pero a nivel industrial no se lo puede utilizar porque es una reacción muy violenta y difícil de controlar, además de que se forman polímeros (con apariencia de ceras) que contaminan al ácido sulfúrico. Por ello se hace la reacción entre el trióxido de azufre con ácido sulfúrico, lo que nos da ácido pirosulfúrico que se le agrega agua para que pueda desdoblarse y nos de ácido sulfúrico.
    - - OXIDACIÓN
        
        CLORO (Cl)
        
        Oxidación química
        
        Reacción:
        4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O
        
        BROMO (Br)
        
        Oxidación de Br- con MnO2
        
        Reacción:
        4HBr + MnO2 → Br2 + MnBr2 + 2H2O
        
        IODO (I)
        
        Oxidación de I- con MnO2
        
        4HI + MnO2 → I2 + MnI2 + 2H2O