Plomo numeros de oxidacion

Propiedades químicas del plomo

Esta página explora los estados de oxidación (números de oxidación) que presentan los elementos del Grupo 4: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb). Se examina la tendencia creciente de los elementos a formar compuestos en los que sus estados de oxidación son +2, especialmente en lo que respecta al estaño y al plomo.

Advertencia:    No caigas en la trampa de citar el CH4 como ejemplo de carbono con un estado de oxidación típico de +4. Como el carbono es más electronegativo que el hidrógeno, su estado de oxidación en este caso es -4.

El único ejemplo común del estado de oxidación +2 en la química del carbono se da en el monóxido de carbono, CO. El monóxido de carbono es un fuerte agente reductor porque se oxida fácilmente a dióxido de carbono, cuyo estado de oxidación es el +4, más estable termodinámicamente.

Cuando se desciende en el Grupo hasta el estaño, el estado +2 se ha vuelto cada vez más común, y existe una buena gama de compuestos de estaño(II) y estaño(IV). Sin embargo, el estaño (IV) sigue siendo el estado de oxidación más estable del estaño.

¿Por qué el plomo forma iones 2+ y 4+?

En el plomo, la contracción relativista hace que sea energéticamente más difícil eliminar los electrones 6s de lo esperado. Los términos de liberación de energía cuando se forman iones (como la entalpía de red o la entalpía de hidratación) no pueden compensar esta energía extra. Por lo tanto, no tiene sentido energético que el plomo forme iones 4+.

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¿Cuál es el número de oxidación del Pb?

Así, el Pb tiene un estado de oxidación +2 más estable que el +4.

Estado de oxidación del plomo en pbo2

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Además, ¿por qué el carbono no tiene también un número de oxidación de $2^{+}$, ya que no puede ceder también sus dos electrones en el suborbital p para tener un suborbital s completo? ¿Por qué prefiere ganar cuatro electrones en lugar de llenar el p-suborbital?

¿Por qué el plomo no puede ganar cuatro electrones? Cuanto más abajo vayas en la tabla periódica, menos elementos encontrarás que tengan un carácter más no metálico (con esto me refiero a elementos que tendrán una menor tendencia a ganar electrones). Sólo hay que visualizar un átomo de plomo con un núcleo muy pequeño y una gran zona alrededor del núcleo, llena de electrones. Cuanto más te alejes del núcleo, más débil será la carga positiva del núcleo que puede “tirar” de los electrones de valencia externos, cargados negativamente. Los elementos que no tienen un agarre muy fuerte de estos electrones de valencia, perderán sus electrones de valencia. Sin embargo, los elementos con un radio atómico pequeño (como el flúor) tendrán un agarre tan fuerte de sus electrones de valencia, que incluso podrán arrebatar electrones a otros átomos.

Estado de oxidación estable del plomo

El óxido de plomo (IV) es un compuesto inorgánico de fórmula PbO2. Se trata de un óxido en el que el plomo se encuentra en un estado de oxidación de +4.[1] Es un sólido de color marrón oscuro e insoluble en agua.[2] Existe en dos formas cristalinas. Tiene varias aplicaciones importantes en electroquímica, en particular como placa positiva de las baterías de plomo-ácido.

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El dióxido de plomo tiene dos polimorfos principales, el alfa y el beta, que se presentan de forma natural como minerales raros, la escutinita y la platnerita, respectivamente. Mientras que la forma beta se identificó en 1845,[3] el α-PbO2 se identificó por primera vez en 1946 y se encontró como mineral natural en 1988[4].

La forma alfa tiene simetría ortorrómbica, grupo espacial Pbcn (nº 60), símbolo de Pearson oP12, constantes de red a = 0,497 nm, b = 0,596 nm, c = 0,544 nm, Z = 4 (cuatro unidades de fórmula por celda unitaria)[4] Los átomos de plomo son de seis coordenadas.

La simetría de la forma beta es tetragonal, grupo espacial P42/mnm (n.º 136), símbolo de Pearson tP6, constantes de red a = 0,491 nm, c = 0,3385 nm, Z = 2[5] y está relacionada con la estructura del rutilo y puede considerarse que contiene columnas de octaedros que comparten aristas opuestas y están unidas a otras cadenas por esquinas. Esto contrasta con la forma alfa, en la que los octaedros están unidos por aristas adyacentes para dar lugar a cadenas en zigzag[4].

Estados de oxidación del estaño

Esta página explora los estados de oxidación (números de oxidación) adoptados por los elementos del Grupo 4 (carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb)). Se examina la tendencia creciente de los elementos a formar compuestos con estados de oxidación +2, en particular para el estaño y el plomo.

Sin embargo, a lo largo del grupo, hay más ejemplos de estados de oxidación +2, como SnCl2, PbO y Pb2+. El estado +4 del estaño sigue siendo más estable que el estado +2, pero para el plomo y los elementos más pesados, el estado +2 es el más estable; domina la química del plomo.

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El único ejemplo común de carbono en estado de oxidación +2 es el monóxido de carbono, CO. El monóxido de carbono es un fuerte agente reductor porque se oxida fácilmente a dióxido de carbono, que tiene un estado de oxidación termodinámicamente más estable de +4. Por ejemplo, el monóxido de carbono reduce muchos óxidos metálicos calientes a metales elementales; esta reacción tiene muchas aplicaciones útiles, una de las cuales es la extracción de hierro en un alto horno.

En el caso del estaño y de los metales inferiores, el estado +2 es cada vez más común, y existe una gran variedad de compuestos tanto de estaño(II) como de estaño(IV). Sin embargo, el estaño (IV) es el estado de oxidación más estable; por tanto, es bastante fácil convertir los compuestos de estaño (II) en compuestos de estaño (IV). El mejor ejemplo de esto es que los iones Sn2+ en solución son fuertes agentes reductores.

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