Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre. La superficie terrestre está compuesta por la corteza, la atmósfera y la hidrosfera. Aproximadamente el 50 % de la masa de la corteza terrestre está formada por oxígeno (combinado con otros elementos, principalmente el silicio). El oxígeno se presenta en el aire como moléculas de O 2 y, de forma limitada, como moléculas de O 3 (ozono). Forma alrededor del 20 % de la masa del aire. Aproximadamente el 89 % del agua en masa está formada por oxígeno combinado. En combinación con el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno, el oxígeno es una parte importante de las plantas y los animales. El oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido a temperaturas normales. Es ligeramente más denso que el aire. Aunque es poco soluble en el agua (49 mL de gas se disuelven en 1 L a STP), la solubilidad del oxígeno es muy importante para la vida acuática. La mayor parte del oxígeno aislado comercialmente procede del aire y el resto de la electrólisis del agua. La separación del oxígeno del aire comienza con el enfriamiento y la compresión del aire hasta su licuación. Al calentarse el aire líquido, el oxígeno, con su punto de ebullición más alto (90 K), se separa del nitrógeno, que tiene un punto de ebullición más bajo (77 K). Es posible separar los demás componentes del aire al mismo tiempo basándose en las diferencias de sus puntos de ebullición. El oxígeno es esencial en los procesos de combustión, como la quema de combustibles. Las plantas y los animales utilizan el oxígeno del aire en la respiración. La administración de aire enriquecido con oxígeno es una práctica médica importante cuando un paciente recibe un suministro inadecuado de oxígeno debido a un shock, una neumonía o alguna otra enfermedad. La industria química emplea el oxígeno para oxidar muchas sustancias. Una cantidad significativa de oxígeno producido comercialmente es importante en la eliminación del carbono del hierro durante la producción de acero. También se necesitan grandes cantidades de oxígeno puro en la fabricación de metales y en el corte y la soldadura de metales con sopletes de oxihidrógeno y oxiacetileno. El oxígeno líquido es importante para la industria espacial. Es un agente oxidante en los motores de cohetes. También es la fuente de oxígeno gaseoso para el mantenimiento de la vida en el espacio. Como sabemos, el oxígeno es muy importante para la vida. La energía necesaria para el mantenimiento de las funciones corporales normales en los seres humanos y en otros organismos procede de la oxidación lenta de compuestos químicos. El oxígeno es el agente oxidante final en estas reacciones. En los seres humanos, el oxígeno pasa de los pulmones a la sangre, donde se combina con la hemoglobina, produciendo oxihemoglobina. En esta forma, la sangre transporta el oxígeno a los tejidos, donde se transfiere a los mismos. Los productos finales son el dióxido de carbono y el agua. La sangre transporta el dióxido de carbono por las venas hasta los pulmones, donde la sangre libera el dióxido de carbono y recoge otro suministro de oxígeno. La digestión y la asimilación de los alimentos regeneran los materiales consumidos por la oxidación en el organismo; la energía liberada es la misma que si el alimento se quemara fuera del cuerpo. Las plantas verdes reponen continuamente el oxígeno de la atmósfera mediante un proceso llamado fotosíntesis . Los productos de la fotosíntesis pueden variar, pero, en general, el proceso convierte el dióxido de carbono y el agua en glucosa (un azúcar) y oxígeno utilizando la energía de la luz: 6 CO 2 ( g ) + 6 H 2 O ( l ) → luz clorofila C 6 H 12 O 6 ( a q ) + 6 O 2 ( g ) carbono agua glucosa oxígeno dióxido Así, el oxígeno que se convirtió en dióxido de carbono y agua por los procesos metabólicos en plantas y animales vuelve a la atmósfera por la fotosíntesis. Cuando se hace pasar oxígeno seco entre dos placas cargadas eléctricamente, se forma ozono (O 3 , ilustrado en la ), un alótropo del oxígeno que posee un olor característico. La formación de ozono a partir del oxígeno es una reacción endotérmica, en la que la energía procede de una descarga eléctrica, del calor o de la luz ultravioleta: 3 O 2 ( g ) → descarga eléctrica 2 O 3 ( g ) Δ H ° = 287 kJ El fuerte olor asociado a las chispas de los equipos eléctricos se debe, en parte, al ozono. La imagen muestra la molécula de ozono (O 3 ) doblada y las estructuras de resonancia necesarias para describir su enlace. El ozono se forma de forma natural en la atmósfera superior por la acción de la luz ultravioleta del sol sobre el oxígeno que hay. La mayor parte del ozono atmosférico se encuentra en la estratosfera, una capa de la atmósfera que se extiende desde unos 10 a 50 kilómetros por encima de la superficie terrestre. Este ozono actúa como barrera contra la luz ultravioleta dañina del sol, absorbiéndola mediante una reacción química de descomposición: O 3 ( g ) → luz ultravioleta O ( g ) + O 2 ( g ) Los átomos de oxígeno reactivo se recombinan con el oxígeno molecular para completar el ciclo del ozono. La presencia de ozono estratosférico disminuye la frecuencia del cáncer de piel y otros efectos perjudiciales de la radiación ultravioleta. Se ha demostrado claramente que los clorofluorocarbonos, CFC (conocidos comercialmente como freones), que estaban presentes como propulsores de aerosoles en latas de aerosol y como refrigerantes, provocaban el agotamiento del ozono en la estratosfera. Esto ocurrió porque la luz ultravioleta también provoca la descomposición de los CFC, produciendo cloro atómico. Los átomos de cloro reaccionan con las moléculas de ozono, lo que provoca una eliminación neta de moléculas de O 3 de la estratosfera. Este proceso se explora en detalle en nuestra cobertura de la cinética química. Existe un esfuerzo mundial para reducir la cantidad de CFC utilizados comercialmente, y el agujero de la capa de ozono ya está comenzando a reducir su tamaño a medida que disminuyen las concentraciones atmosféricas de cloro atómico. Mientras que el ozono en la estratosfera ayuda a protegernos, el ozono en la troposfera es un problema. Este ozono es un componente tóxico del smog fotoquímico. Los usos del ozono dependen de su reactividad con otras sustancias. Puede utilizarse como agente blanqueador de aceites, ceras, tejidos y almidón: Oxida los compuestos coloreados de estas sustancias a compuestos incoloros. Es una alternativa al cloro como desinfectante del agua. Reacciones El oxígeno elemental es un fuerte agente oxidante. Reacciona con la mayoría de los elementos y muchos compuestos. Reacción con los elementos El oxígeno reacciona directamente a temperatura ambiente o a temperaturas elevadas con todos los demás elementos, excepto los gases nobles, los halógenos y algunos metales de transición de segunda y tercera fila de baja reactividad (los que tienen potenciales de reducción más altos que el cobre). El óxido es un ejemplo de la reacción del oxígeno con el hierro. Los metales más activos forman peróxidos o superóxidos. Los metales menos activos y los no metales producen óxidos. Dos ejemplos de estas reacciones son: 2Mg ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ 2MgO ( s ) . P 4 ( s ) + 5 O 2 ( g ) ⟶ P 4 O 10 ( s ) . Los óxidos de los halógenos, de al menos uno de los gases nobles y de los metales con potenciales de reducción superiores al del cobre no se forman por la acción directa de los elementos con el oxígeno. Reacción con compuestos El oxígeno elemental también reacciona con algunos compuestos. Si es posible oxidar alguno de los elementos de un determinado compuesto, puede producirse una oxidación posterior por parte del oxígeno. Por ejemplo, el sulfuro de hidrógeno, H 2 S, contiene azufre con un estado de oxidación de 2-. Dado que el azufre no presenta su estado de oxidación máximo, cabría esperar que el H 2 S reaccionara con el oxígeno. Lo hace, produciendo agua y dióxido de azufre. La reacción es: 2 H 2 S ( g ) + 3 O 2 ( g ) ⟶ 2 H 2 O ( l ) + 2 SO 2 ( g ) También es posible oxidar óxidos como el CO y el P 4 O 6 que contienen un elemento con un estado de oxidación inferior. La facilidad con la que el oxígeno elemental capta los electrones se refleja en la dificultad para eliminar los electrones del oxígeno en la mayoría de los óxidos. De los elementos, solo el flúor, muy reactivo, puede oxidar los óxidos para formar gas oxígeno. Óxidos, peróxidos e hidróxidos Los compuestos de los metales representativos con el oxígeno se dividen en tres categorías: (1) óxidos , que contienen iones de óxido, O 2- ; (2) peróxidos , que contienen iones de peróxido, O 2 2− , con enlaces simples covalentes oxígeno-oxígeno y un número muy limitado de superóxidos , que contienen iones de superóxido, O 2 – , con enlaces covalentes oxígeno-oxígeno que tienen un orden de enlace de 1 1 2 , Además, hay (3) hidróxidos , que contienen iones de hidróxido, OH - . Todos los metales representativos forman óxidos. Algunos de los metales del grupo 2 también forman peróxidos, MO 2 , y los metales del grupo 1 también forman peróxidos, M 2 O 2 , y superóxidos, MO 2 . Óxidos Es posible producir los óxidos de la mayoría de los metales representativos calentando los hidróxidos correspondientes (formando el óxido y el agua gaseosa) o los carbonatos (formando el óxido y el CO 2 gaseoso). Las ecuaciones para las reacciones de ejemplo son: 2Al ( OH ) 3 ( s ) → Δ Al 2 O 3 ( s ) + 3 H 2 O ( g ) CaCO 3 ( s ) → Δ CaO ( s ) + CO 2 ( g ) Sin embargo, las sales de metales alcalinos suelen ser muy estables y no se descomponen fácilmente al calentarse. Los óxidos de metales alcalinos son el resultado de las reacciones de reducción-oxidación creadas por el calentamiento de nitratos o hidróxidos con los metales. Las ecuaciones para las reacciones de ejemplo son: 2 KNO 3 ( s ) + 10K ( s ) → Δ 6 K 2 O ( s ) + N 2 ( g ) 2LiOH ( s ) + 2Li ( s ) → Δ 2 Li 2 O ( s ) + H 2 ( g ) A excepción del óxido de mercurio(II), es posible producir los óxidos de los metales de los grupos 2 a 15 quemando el metal correspondiente en el aire. El miembro más pesado de cada grupo, el miembro para el que el efecto de par inerte es más pronunciado, forma un óxido en el que el estado de oxidación del ion metálico es dos menos que el estado de oxidación del grupo (efecto de par inerte). Por lo tanto, se forman Tl 2 O, PbO y Bi 2 O 3 al quemar talio, plomo y bismuto, respectivamente. Los óxidos de los miembros más ligeros de cada grupo presentan el estado de oxidación del grupo. Por ejemplo, el SnO 2 se forma a partir de la combustión del estaño. El óxido de mercurio(II), HgO, se forma lentamente cuando el mercurio se calienta por debajo de 500 °C; se descompone a temperaturas más altas. La combustión de los miembros de los grupos 1 y 2 en el aire no es una forma adecuada de formar los óxidos de estos elementos. Estos metales son lo suficientemente reactivos como para combinarse con el nitrógeno del aire, por lo que forman mezclas de óxidos y nitruros iónicos. Varios de ellos también forman peróxidos o superóxidos cuando se calientan en el aire. Todos los óxidos iónicos contienen el ion de óxido, un aceptor de ion de hidrógeno muy potente. A excepción del óxido de aluminio muy insoluble, Al 2 O 3 , del estaño(IV), SnO 2 , y del plomo(IV), PbO 2 , los óxidos de los metales representativos reaccionan con los ácidos para formar sales. Algunas ecuaciones para estas reacciones son: Na 2 O + 2 HNO 3 ( a q ) ⟶ 2 NaNO 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) CaO ( s ) + 2HCL ( a q ) ⟶ CaCl 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) SnO ( s ) + 2 HClO 4 ( a q ) ⟶ Sn ( ClO 4 ) 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) Los óxidos de los metales de los grupos 1 y 2 y del óxido de talio(I) reaccionan con el agua y forman hidróxidos. Ejemplos de estas reacciones son: Na 2 O ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ NaOH ( a q ) CaO ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( a q ) Tl 2 O ( s ) + H 2 O ( a q ) ⟶ 2TlOH ( a q ) Los óxidos de los metales alcalinos tienen poca utilidad industrial, a diferencia del óxido de magnesio, el óxido de calcio y el óxido de aluminio. El óxido de magnesio es importante para la fabricación de ladrillos refractarios, crisoles, revestimientos de hornos y aislamiento térmico, aplicaciones que requieren estabilidad química y térmica. El óxido de calcio, a veces llamado cal viva o cal en el mercado industrial, es muy reactivo, y sus principales usos reflejan su reactividad. El óxido de calcio puro emite una luz blanca intensa cuando se calienta a una temperatura elevada (como se ilustra en la ). Los bloques de óxido de calcio calentados por llamas de gas eran las luces del escenario en los teatros antes de que existiera la electricidad. De ahí viene la frase "en el candelero". El óxido de calcio tiene muchos usos industriales. Cuando se calienta a altas temperaturas, emite una intensa luz blanca. El óxido de calcio y el hidróxido de calcio son bases económicas muy utilizadas en la elaboración de productos químicos, aunque la mayoría de los productos útiles que se preparan a partir de ellos no contienen calcio. El óxido de calcio, CaO, se obtiene calentando el carbonato de calcio, CaCO 3 , que se puede conseguir de forma amplia y económica en forma de piedra caliza o conchas de ostras: CaCO 3 ( s ) ⟶ CaO ( s ) + CO 2 ( g ) Aunque esta reacción de descomposición es reversible, es posible obtener un rendimiento del 100 % de CaO dejando escapar el CO 2 . Es posible preparar hidróxido de calcio mediante la conocida reacción ácido-base de un óxido metálico soluble con agua: CaO ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( s ) . Tanto el CaO como el Ca(OH) 2 son útiles como bases; aceptan protones y neutralizan los ácidos. La alúmina (Al 2 O 3 ) se presenta en la naturaleza como el mineral corindón, una sustancia muy dura que se utiliza como abrasivo para esmerilar y pulir. El corindón es importante para el comercio de joyería como rubí y zafiro. El color del rubí se debe a la presencia de una pequeña cantidad de cromo; otras impurezas producen la gran variedad de colores posibles para los zafiros. En la actualidad, los rubíes y zafiros artificiales se fabrican fundiendo óxido de aluminio (punto de fusión = 2050 °C) con pequeñas cantidades de óxidos para producir los colores deseados y enfriando la masa fundida de forma que se produzcan grandes cristales. Los láseres de rubí utilizan cristales de rubí sintético. El óxido de zinc, ZnO, era un útil pigmento de pintura blanca; sin embargo, los contaminantes tienden a decolorar el compuesto. El compuesto también es importante en la fabricación de neumáticos para automóviles y otros productos de caucho, y en la preparación de ungüentos medicinales. Por ejemplo, los protectores solares a base de óxido de zinc, como se muestra en la , ayudan a prevenir las quemaduras solares. El óxido de zinc de estos protectores solares está presente en forma de granos muy pequeños conocidos como nanopartículas. El dióxido de plomo es un componente de los acumuladores de plomo cargados. El plomo(IV) tiende a convertirse en el ion más estable de plomo(II) al ganar dos electrones, por lo que el dióxido de plomo es un potente agente oxidante. El óxido de zinc protege la piel expuesta de las quemaduras solares (créditos: modificación del trabajo de "osseous"/Flickr). Peróxidos y superóxidos Los peróxidos y superóxidos son fuertes oxidantes y son importantes en los procesos químicos. El peróxido de hidrógeno, H 2 O 2 , preparado a partir de peróxidos metálicos, es un importante blanqueador y desinfectante. Los peróxidos y superóxidos se forman cuando el metal o los óxidos metálicos de los grupos 1 y 2 reaccionan con el oxígeno puro a temperaturas elevadas. El peróxido de sodio y los peróxidos de calcio, estroncio y bario se forman al calentar el metal u óxido metálico correspondiente en oxígeno puro: 2Na ( s ) + O 2 ( g ) → Δ Na 2 O 2 ( s ) . 2 Na 2 O ( s ) + O 2 ( g ) → Δ 2 Na 2 O 2 ( s ) . 2SrO ( s ) + O 2 ( g ) → Δ 2 SrO 2 ( s ) . Los peróxidos de potasio, rubidio y cesio pueden prepararse calentando el metal o su óxido en una cantidad de oxígeno cuidadosamente controlada: 2K ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ K 2 O 2 ( s ) ( 2 mol K por mol O 2 ) . Con un exceso de oxígeno, se forman los superóxidos KO 2 , RbO 2 y CsO 2 . Por ejemplo: K ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ KO 2 ( s ) ( 1 mol K por mol O 2 ) . La estabilidad de los peróxidos y superóxidos de los metales alcalinos aumenta a medida que aumenta el tamaño del catión. Hidróxidos Los hidróxidos son compuestos que contienen el ion de OH - . Es posible preparar estos compuestos mediante dos tipos generales de reacciones. Los hidróxidos metálicos solubles pueden producirse por la reacción del metal o del óxido metálico con el agua. Los hidróxidos metálicos insolubles se forman cuando una solución de una sal soluble del metal se combina con una solución que contiene iones de hidróxido. A excepción del berilio y el magnesio, los metales de los grupos 1 y 2 reaccionan con el agua para formar hidróxidos e hidrógeno gaseoso. Ejemplos de estas reacciones son: 2Li ( s ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2LiOH ( a q ) + H 2 ( g ) Ca ( s ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( a q ) + H 2 ( g ) Sin embargo, estas reacciones pueden ser violentas y peligrosas, por lo que es preferible producir hidróxidos metálicos solubles mediante la reacción del óxido respectivo con agua: Li 2 O ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2LiOH ( a q ) CaO ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( a q ) La mayoría de los óxidos metálicos son anhídridos de base . Esto es obvio para los óxidos solubles porque forman hidróxidos metálicos. La mayoría de los demás óxidos metálicos son insolubles y no forman hidróxidos en el agua; sin embargo, siguen siendo anhídridos de base porque reaccionan con los ácidos. Es posible preparar los hidróxidos insolubles de berilio, magnesio y otros metales representativos mediante la adición de hidróxido de sodio a una solución de una sal del metal respectivo. Las ecuaciones iónicas netas para las reacciones que involucran una sal de magnesio, una sal de aluminio y una sal de zinc son: Mg 2+ ( a q ) + 2 OH – ( a q ) ⟶ Mg ( OH ) 2 ( s ) . Al 3+ ( a q ) + 3 OH – ( a q ) ⟶ Al ( OH ) 3 ( s ) . Zn 2+ ( a q ) + 2 OH – ( a q ) ⟶ Zn ( OH ) 2 ( s ) . Debe evitarse un exceso de hidróxido al preparar hidróxidos de aluminio, galio, zinc y estaño(II), o los hidróxidos se disolverán con la formación de los correspondientes iones complejos Al(OH) 4 – , Ga(OH) 4 – , Zn(OH) 4 2− , y Sn(OH) 3 – (vea la ). El aspecto importante de los iones complejos para este capítulo es que se forman por una reacción ácido-base de Lewis, siendo el metal el ácido de Lewis. (a) La mezcla de soluciones de NaOH y Zn(NO 3 ) 2 produce un precipitado blanco de Zn(OH) 2 . (b) La adición de un exceso de NaOH produce la disolución del precipitado (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). La industria utiliza grandes cantidades de hidróxido de sodio como base fuerte y barata. El cloruro de sodio es el material de partida para la producción de NaOH porque el NaCl es un material de partida menos costoso que el óxido. El hidróxido de sodio se encuentra entre los 10 productos químicos de mayor producción en los Estados Unidos, y esta producción se realizaba casi en su totalidad por electrólisis de soluciones de cloruro de sodio. Este proceso es el proceso cloro-álcali , y es el principal método para producir cloro. El hidróxido de sodio es un compuesto iónico y se funde sin descomponerse. Es muy soluble en agua, desprende mucho calor y forma soluciones muy básicas: 40 gramos de hidróxido de sodio se disuelven en solo 60 gramos de agua a 25 °C. El hidróxido de sodio se emplea en la producción de otros compuestos de sodio y se utiliza para neutralizar soluciones acídicas durante la producción de otros productos químicos, como los petroquímicos y los polímeros. Muchas de las aplicaciones de los hidróxidos son para la neutralización de ácidos (como el antiácido que se muestra en la ) y para la preparación de óxidos por descomposición térmica. Una suspensión acuosa de hidróxido de magnesio constituye el antiácido leche de magnesia. Debido a su fácil disponibilidad (a partir de la reacción del agua con el óxido de calcio preparado por la descomposición de la piedra caliza, CaCO 3 ), su bajo costo y su actividad, el hidróxido de calcio se utiliza ampliamente en aplicaciones comerciales que necesitan una base barata y fuerte. La reacción de los hidróxidos con los ácidos adecuados también se utiliza para preparar sales. El carbonato de calcio, CaCO 3 , se puede consumir en forma de antiácido para neutralizar los efectos del ácido del estómago (créditos: "Midnightcomm" / Wikimedia Commons). El proceso cloro-álcali Aunque son muy diferentes químicamente, existe un vínculo entre el cloro y el hidróxido de sodio porque hay un importante proceso electroquímico que produce las dos sustancias químicas simultáneamente. El proceso conocido como proceso cloro-álcali, utiliza cloruro de sodio, que se encuentra en grandes depósitos en muchas partes del mundo. Se trata de un proceso electroquímico para oxidar el ion de cloruro a cloro y generar hidróxido de sodio. El paso de una corriente eléctrica continua a través de una solución de NaCl hace que los iones de cloruro migren hacia el electrodo positivo, donde se produce la oxidación a cloro gaseoso cuando el ion cede un electrón al electrodo: 2 Cl – ( a q ) ⟶ Cl 2 ( g ) + 2 e – (en el electrodo positivo) Los electrones producidos viajan por el circuito eléctrico exterior hasta el electrodo negativo. Aunque los iones de sodio positivos migran hacia este electrodo negativo, no se forma sodio metálico porque los iones de sodio son demasiado difíciles de reducir en las condiciones utilizadas. (Recordemos que el sodio metálico es lo suficientemente activo como para reaccionar con el agua y, por lo tanto, aunque se produzca, reaccionaría inmediatamente con el agua para producir de nuevo iones de sodio). En cambio, las moléculas de agua recogen los electrones del electrodo y se reducen para formar hidrógeno gaseoso e iones de hidróxido: 2 H 2 O ( l ) + 2 e – (del electrodo negativo) ⟶ H 2 ( g ) + 2 OH – ( a q ) El resultado global es la conversión de la solución acuosa de NaCl en una solución acuosa de NaOH, Cl 2 gaseoso y H 2 gaseoso: 2 Na + ( a q ) + 2 Cl – ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) → electrólisis 2 Na + ( a q ) + 2 OH – ( a q ) + Cl 2 ( g ) + H 2 ( g ) Compuestos de oxígeno no metálicos La mayoría de los no metales reaccionan con el oxígeno para formar óxidos no metálicos. Dependiendo de los estados de oxidación disponibles para el elemento, se pueden formar diversos óxidos. El flúor se combina con el oxígeno para formar fluoruros como OF 2 , donde el oxígeno tiene un estado de oxidación 2+. Compuestos de azufre y oxígeno Los dos óxidos de azufre más comunes son el dióxido de azufre, SO 2 , y el trióxido de azufre, SO 3 . El olor del azufre quemado proviene del dióxido de azufre. El dióxido de azufre, que se muestra en la , aparece en los gases volcánicos y en la atmósfera cerca de las plantas industriales que queman combustible que contiene compuestos de azufre. Esta imagen muestra la estructura molecular (izquierda) y las formas de resonancia (derecha) del dióxido de azufre. La producción comercial de dióxido de azufre procede de la quema de azufre o de la tostación de minerales sulfurosos como ZnS, FeS 2 y Cu 2 S en el aire. (La tostación, que forma el óxido metálico, es el primer paso en la separación de muchos metales de sus minerales). Un método conveniente para preparar el dióxido de azufre en el laboratorio es por la acción de un ácido fuerte sobre sales de sulfito que contienen el ion de SO 3 2− o sales de hidrógeno sulfito que contienen HSO 3 – . El ácido sulfuroso, H 2 SO 3 , se forma primero, pero se descompone rápidamente en dióxido de azufre y agua. El dióxido de azufre también se forma cuando muchos agentes reductores reaccionan con ácido sulfúrico caliente y concentrado. El trióxido de azufre se forma lentamente al calentar el dióxido de azufre y el oxígeno juntos, y la reacción es exotérmica: 2 SO 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 SO 3 ( g ) Δ H ° = -197,8 kJ El dióxido de azufre es un gas a temperatura ambiente, y la molécula de SO 2 está doblada. El trióxido de azufre se funde a 17 °C y hierve a 43 °C. En estado de vapor, sus moléculas son unidades individuales de SO 3 (mostradas en la ), pero en estado sólido, el SO 3 existe en varias formas poliméricas. Esta imagen muestra la estructura (arriba) del trióxido de azufre en fase gaseosa y sus formas de resonancia (abajo). Los óxidos de azufre reaccionan como ácidos de Lewis con muchos óxidos e hidróxidos en reacciones ácido-base de Lewis, con la formación de sulfitos o sulfitos de hidrógeno , y sulfatos o sulfatos de hidrógeno , respectivamente. Compuestos de oxígeno y halógenos Los halógenos no reaccionan directamente con el oxígeno, pero es posible preparar compuestos binarios oxígeno-halógeno mediante las reacciones de los halógenos con compuestos que contienen oxígeno. Los compuestos de oxígeno con cloro, bromo y yodo son óxidos porque el oxígeno es el elemento más electronegativo en estos compuestos. Por otro lado, los compuestos de flúor con oxígeno son fluoruros porque el flúor es el elemento más electronegativo. Como clase, los óxidos son extremadamente reactivos e inestables, y su química tiene poca importancia práctica. El óxido de dicloro, formalmente llamado monóxido de dicloro, y el dióxido de cloro, ambos mostrados en la , son los únicos compuestos comercialmente importantes. Son importantes como agentes blanqueadores (para su uso con la pulpa y la harina) y para el tratamiento del agua. Esta imagen muestra las estructuras de las moléculas de (a) Cl 2 O y (b) ClO 2 . Oxiácidos no metálicos y sus sales Los óxidos no metálicos forman ácidos cuando se les deja reaccionar con agua; son anhídridos de ácido. Los oxianiones resultantes pueden formar sales con varios iones metálicos. Oxiácidos y sales de nitrógeno El pentaóxido de nitrógeno, N 2 O 5 , y el NO 2 reaccionan con el agua para formar ácido nítrico, HNO 3 . Los alquimistas, ya en el siglo VIII, conocían el ácido nítrico (mostrado en la ) como aqua fortis (que significa "agua fuerte"). El ácido era útil en la separación del oro de la plata porque disuelve la plata pero no el oro. Después de las tormentas, aparecen en la atmósfera trazas de ácido nítrico y sus sales están ampliamente distribuidas en la naturaleza. Existen enormes depósitos de salitre de Chile, NaNO 3 , en la región desértica cercana a la frontera de Chile y Perú. El salitre de Bengala, KNO 3 , se encuentra en la India y en otros países del Extremo Oriente. Esta imagen muestra la estructura molecular (izquierda) del ácido nítrico, HNO 3 , y sus formas de resonancia (derecha). En el laboratorio, es posible producir ácido nítrico calentando una sal de nitrato (como el nitrato de sodio o de potasio) con ácido sulfúrico concentrado: NaNO 3 ( s ) + H 2 SO 4 ( l ) → Δ NaHSO 4 ( s ) + HNO 3 ( g ) El proceso de Ostwald es el método comercial para producir ácido nítrico. Este proceso implica la oxidación del amoníaco a óxido nítrico, NO, la oxidación del óxido nítrico a dióxido de nitrógeno, NO 2 y la posterior oxidación e hidratación del dióxido de nitrógeno para formar ácido nítrico: 4 NH 3 ( g ) + 5 O 2 ( g ) ⟶ 4NO ( g ) + 6 H 2 O ( g ) 2NO ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 NO 2 ( g ) 3 NO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2 HNO 3 ( a q ) + NO ( g ) O 4 NO 2 ( g ) + O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g ) ⟶ 4 HNO 3 ( l ) El ácido nítrico puro es un líquido incoloro. Sin embargo, suele ser de color amarillo o marrón porque se forma NO 2 al descomponerse el ácido. El ácido nítrico es estable en solución acuosa; las soluciones que contienen el 68 % del ácido son el ácido nítrico concentrado disponible en el mercado. Es a la vez un fuerte agente oxidante y un ácido fuerte. La acción del ácido nítrico sobre un metal rara vez produce H 2 (por reducción de H + ) en más que pequeñas cantidades. En cambio, se produce la reducción del nitrógeno. Los productos formados dependen de la concentración del ácido, la actividad del metal y la temperatura. Normalmente, se forma una mezcla de nitratos, óxidos de nitrógeno y diversos productos de reducción. Los metales menos activos, como el cobre, la plata y el plomo, reducen el ácido nítrico concentrado principalmente a dióxido de nitrógeno. La reacción del ácido nítrico diluido con el cobre produce NO. En cada caso, las sales de nitrato de los metales cristalizan al evaporar las soluciones resultantes. Los elementos no metálicos, como el azufre, el carbono, el yodo y el fósforo, se oxidan con el ácido nítrico concentrado hasta convertirse en sus óxidos u oxiácidos, con la formación de NO 2 : S ( s ) + 6 HNO 3 ( a q ) ⟶ H 2 SO 4 ( a q ) + 6 NO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) C ( s ) + 4 HNO 3 ( a q ) ⟶ CO 2 ( g ) + 4 NO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) El ácido nítrico oxida muchos compuestos; por ejemplo, el ácido nítrico concentrado oxida fácilmente el ácido clorhídrico a cloro y dióxido de cloro. Una mezcla de una parte de ácido nítrico concentrado y tres partes de ácido clorhídrico concentrado (llamada aqua regia , que significa agua real) reacciona vigorosamente con los metales. Esta mezcla es especialmente útil para disolver el oro, el platino y otros metales más difíciles de oxidar que el hidrógeno. Una ecuación simplificada para representar la acción del aqua regia sobre el oro es: Au ( s ) + 4HCl ( a q ) + 3 HNO 3 ( a q ) ⟶ HAuCl 4 ( a q ) + 3 NO 2 ( g ) + 3 H 2 O ( l ) Aunque el oro no suele ser reactivo, puede ver un video de la compleja mezcla de compuestos presentes en el aqua regia disolviéndolo en la solución. Los nitratos , sales del ácido nítrico, se forman cuando los metales, óxidos, hidróxidos o carbonatos reaccionan con el ácido nítrico. La mayoría de los nitratos son solubles en agua; de hecho, uno de los usos importantes del ácido nítrico es la preparación de nitratos metálicos solubles. El ácido nítrico se utiliza ampliamente en el laboratorio y en las industrias químicas como ácido fuerte y agente oxidante fuerte. Es importante en la fabricación de explosivos, tintes, plásticos y medicamentos. Las sales de ácido nítrico (nitratos) son valiosas como fertilizantes. La pólvora es una mezcla de nitrato de potasio, azufre y carbón vegetal. La reacción del N 2 O 3 con el agua da una solución azul pálido de ácido nitroso, HNO 2 . Sin embargo, el HNO 2 (mostrado en la ) es más fácil de preparar mediante la adición de un ácido a una solución de nitrito; el ácido nitroso es un ácido débil, por lo que el ion de nitrito es básico en solución acuosa: NO 2 – ( a q ) + H 3 O + ( a q ) ⟶ HNO 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) El ácido nitroso es muy inestable y solo existe en solución. Se desproporciona lentamente a temperatura ambiente (rápidamente cuando se calienta) en ácido nítrico y óxido nítrico. El ácido nitroso es un agente oxidante activo con fuertes agentes reductores, y los agentes oxidantes fuertes lo oxidan a ácido nítrico. Esta imagen muestra la estructura molecular de una molécula de ácido nitroso, HNO 2 . El nitrito de sodio, NaNO 2 , es un aditivo para carnes como los perritos calientes y los embutidos. El ion de nitrito tiene dos funciones. Limita el crecimiento de las bacterias que pueden causar intoxicaciones alimentarias y prolonga la retención del color rojo de la carne. La adición de nitrito de sodio a los productos cárnicos es controvertida porque el ácido nitroso reacciona con ciertos compuestos orgánicos para formar una clase de compuestos conocidos como nitrosaminas. Las nitrosaminas producen cáncer en los animales de laboratorio. Esto ha llevado a la FDA a limitar la cantidad de NaNO 2 en los alimentos. Los nitritos son mucho más estables que el ácido, pero los nitritos, al igual que los nitratos, pueden explotar. Los nitritos, al igual que los nitratos, también son solubles en agua (el AgNO 2 es solo ligeramente soluble). Oxiácidos y sales de fósforo El ácido ortofosfórico puro, H 3 PO 4 (mostrado en la ), forma cristales incoloros y delicuescentes que se funden a 42 °C. El nombre común de este compuesto es ácido fosfórico, y está disponible comercialmente como una solución viscosa al 82 % conocida como ácido fosfórico almibarado. Uno de los usos del ácido fosfórico es como aditivo de muchos refrescos. Un método comercial para preparar ácido ortofosfórico consiste en tratar la roca de fosfato de calcio con ácido sulfúrico concentrado: Ca 3 ( PO 4 ) 2 ( s ) + 3 H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ 2 H 3 PO 4 ( a q ) + 3 CaSO 4 ( s ) . El ácido ortofosfórico, H 3 PO 4 , es incoloro cuando es puro y tiene esta estructura molecular (izquierda) y de Lewis (derecha). La dilución de los productos con agua, seguida de la filtración para eliminar el sulfato de calcio, da lugar a una solución ácida diluida contaminada con dihidrogenofosfato de calcio, Ca(H 2 PO 4 ) 2 , y otros compuestos asociados a la roca fosfórica de calcio. Es posible preparar ácido ortofosfórico puro disolviendo P 4 O 10 en agua. La acción del agua sobre el P 4 O 6 , el PCl 3 , el PBr 3 o el PI 3 forma ácido fosforoso, H 3 PO 3 (mostrado en la ). El mejor método para preparar ácido fosforoso puro es la hidrólisis del tricloruro de fósforo: PCl 3 ( l ) + 3 H 2 O ( l ) ⟶ H 3 PO 3 ( a q ) + 3HCl ( g ) Al calentar la solución resultante se expulsa el cloruro de hidrógeno y se produce la evaporación del agua. Cuando se evapora suficiente agua, aparecen cristales blancos de ácido fosforoso al enfriarse. Los cristales son delicuescentes, muy solubles en agua, y tienen un olor como el del ajo. El sólido funde a 70,1 °C y se descompone a unos 200 °C por desproporción en fosfina y ácido ortofosfórico: 4 H 3 PO 3 ( l ) ⟶ PH 3 ( g ) + 3 H 3 PO 4 ( l ) En una molécula de ácido fosforoso, H 3 PO 3 , solo los dos átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de oxígeno son acídicos. El ácido fosforoso forma solo dos series de sales, que contienen el ion de dihidrógeno fosfito, H 2 PO 3 – , o el ion de fosfato de hidrógeno, HPO 3 2− , respectivamente. No es posible sustituir el tercer átomo de hidrógeno porque no es muy acídico, ya que no es fácil ionizar el enlace P-H. Oxiácidos y sales de azufre La preparación del ácido sulfúrico, H 2 SO 4 (mostrado en la ), comienza con la oxidación del azufre a trióxido de azufre y luego la conversión del trióxido a ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico puro es un líquido incoloro y aceitoso que se congela a 10,5 °C. Emite vapores cuando se calienta porque el ácido se descompone en agua y trióxido de azufre. El proceso de calentamiento hace que se pierda más trióxido de azufre que agua, hasta alcanzar una concentración del 98,33 % de ácido. El ácido de esta concentración hierve a 338 °C sin más cambios en la concentración (una solución de ebullición constante) y es el H 2 SO 4 comercialmente concentrado. La cantidad de ácido sulfúrico utilizada en la industria supera la de cualquier otro compuesto manufacturado. El ácido sulfúrico tiene una estructura molecular tetraédrica. La fuerte afinidad del ácido sulfúrico concentrado por el agua lo convierte en un buen agente deshidratante. Es posible secar gases y líquidos inmiscibles que no reaccionan con el ácido haciéndolos pasar por este. El ácido sulfúrico es un ácido diprótico fuerte que se ioniza en dos etapas. En una solución acuosa, la primera etapa es esencialmente completa. La ionización secundaria no es tan completa, y HSO 4 – es un ácido moderadamente fuerte (alrededor del 25 % de ionización en solución de una sal de HSO 4 – : K a = 1,2 × 10 −2 ). Al ser un ácido diprótico, el ácido sulfúrico forma tanto sulfatos, como el Na 2 SO 4 , como sulfatos de hidrógeno, como el NaHSO 4 . La mayoría de los sulfatos son solubles en agua; sin embargo, los sulfatos de bario, estroncio, calcio y plomo son solo ligeramente solubles en agua. Entre los sulfatos importantes están el Na 2 SO 4 ⋅10H 2 O y las sales de Epsom, MgSO 4 ⋅7H 2 O. Porque el HSO 4 – es un ácido, los sulfatos de hidrógeno, como el NaHSO 4 , presentan un comportamiento acídico, y este compuesto es el principal ingrediente de algunos limpiadores domésticos. El ácido sulfúrico caliente y concentrado es un agente oxidante. Dependiendo de su concentración, la temperatura y la fuerza del agente reductor, el ácido sulfúrico oxida muchos compuestos y, en el proceso, sufre una reducción a SO 2 , HSO 3 – , SO 3 2− , S, H 2 S , o S 2- . El dióxido de azufre se disuelve en agua para formar una solución de ácido sulfuroso, como es de esperar para el óxido de un no metal. El ácido sulfuroso es inestable y no es posible aislar el H 2 SO 3 anhidro. El calentamiento de una solución de ácido sulfuroso expulsa el dióxido de azufre. Como otros ácidos dipróticos, el ácido sulfuroso se ioniza en dos pasos: Se forman el ion de hidrógeno sulfito, HSO 3 – , y el ion de sulfito, SO 3 2− , . El ácido sulfuroso es un ácido moderadamente fuerte. La ionización es de aproximadamente el 25 % en la primera etapa, pero es mucho menor en la segunda( K a1 = 1,2 × 10 -2 y K a2 = 6,2 × 10 −8 ). Para preparar sales sólidas de sulfito e hidrógeno sulfito, es necesario añadir una cantidad estequiométrica de una base a una solución de ácido sulfuroso y luego evaporar el agua. Estas sales también se forman a partir de la reacción del SO 2 con óxidos e hidróxidos. El calentamiento del hidrogenosulfito de sodio sólido forma sulfito de sodio, dióxido de azufre y agua: 2 NaHSO 3 ( s ) → Δ Na 2 SO 3 ( s ) + SO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) Los agentes oxidantes fuertes pueden oxidar el ácido sulfuroso. El oxígeno del aire lo oxida lentamente hasta convertirlo en ácido sulfúrico, más estable: 2 H 2 SO 3 ( a q ) + O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) → Δ 2 H 3 O + ( a q ) + 2 HSO 4 – ( a q ) Las soluciones de sulfitos también son muy susceptibles a la oxidación del aire para producir sulfatos. Por lo tanto, las soluciones de sulfitos siempre contienen sulfatos después de la exposición al aire. Oxiácidos halógenos y sus sales Los compuestos HXO, HXO 2 , HXO 3 y HXO 4 , donde X representa Cl, Br o I, son los ácidos hipohalos, halos, hálicos y perhálicos, respectivamente. Las fuerzas de estos ácidos aumentan desde los ácidos hipohalos, que son ácidos muy débiles, hasta los ácidos perhalos, que son muy fuertes. La enumera los ácidos conocidos y, cuando se conocen, sus valores de pK a se indican entre paréntesis. Oxiácidos de los halógenos Nombre Flúor Cloro Bromo Yodo hipohalos HOF HOCl (7,5) HOBr (8,7) HOI (11) halos HClO 2 (2,0) hálicos HClO 3 HBrO 3 HIO 3 (0,8) perhálicos HClO 4 HBrO 4 HIO 4 (1,6) paraperhálico H 5 IO 6 (1,6) El único oxiácido de flúor que se conoce es el ácido hipofluoroso, HOF, muy inestable, que se prepara por la reacción del flúor gaseoso con el hielo: F 2 ( g ) + H 2 O ( s ) ⟶ HOF ( g ) + HF ( g ) El compuesto es muy inestable y se descompone por encima de -40 °C. Este compuesto no se ioniza en el agua y no se conocen sales. No es seguro que el nombre de ácido hipofluorado sea apropiado para el HOF; un nombre más apropiado podría ser hipofluorita de hidrógeno. Las reacciones del cloro y el bromo con el agua son análogas a la del flúor con el hielo, pero estas reacciones no llegan a completarse, y resultan mezclas del halógeno y de los respectivos ácidos hipohalos e hidrohálicos. Aparte del HOF, los ácidos hipohalos solo existen en solución. Los ácidos hipohalos son todos ácidos muy débiles; sin embargo, el HOCl es un ácido más fuerte que el HOBr, que, a su vez, es más fuerte que el HOI. La adición de bases a las soluciones de los ácidos hipohalos produce soluciones de sales que contienen los iones básicos de hipohalitos, OX - . Es posible aislar estas sales como sólidos. Todos los hipohalitos son inestables con respecto a la desproporción en solución, pero la reacción es lenta para el hipoclorito. El hipobromito y el hipoiodito se desproporcionan rápidamente, incluso en el frío: 3 XO – ( a q ) ⟶ 2 X – ( a q ) + XO 3 – ( a q ) El hipoclorito de sodio es un blanqueador (Clorox) y germicida barato. La preparación comercial consiste en la electrólisis de soluciones acuosas frías de cloruro de sodio en condiciones en las que el cloro y el ion de hidróxido resultantes pueden reaccionar. La reacción neta es: Cl – ( a q ) + H 2 O ( l ) → energía eléctrica ClO – ( a q ) + H 2 ( g ) El único ácido halo definitivamente conocido es el ácido cloroso, HClO 2 , obtenido por la reacción del clorito de bario con ácido sulfúrico diluido: Ba ( ClO 2 ) 2 ( a q ) + H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ BaSO 4 ( s ) + 2 HClO 2 ( a q ) La filtración del sulfato de bario insoluble deja una solución de HClO 2 . El ácido cloroso no es estable; se descompone lentamente en la solución para producir dióxido de cloro, ácido clorhídrico y agua. El ácido clorhídrico reacciona con las bases para dar sales que contienen el ion de clorito (mostradas en la ). El clorito sódico tiene una amplia aplicación en el blanqueo del papel porque es un fuerte agente oxidante y no daña el papel. Los iones de clorito, ClO 2 – , se producen cuando el ácido cloroso reacciona con las bases. El ácido clórico, HClO 3 , y el ácido brómico, HBrO 3 , solo son estables en solución. La reacción del yodo con el ácido nítrico concentrado produce un ácido yódico blanco estable, HIO 3 : I 2 ( s ) + 10 HNO 3 ( a q ) ⟶ 2 HIO 3 ( s ) + 10 NO 2 ( g ) + 4 H 2 O ( l ) Es posible obtener los ácidos hálicos más ligeros a partir de sus sales de bario por reacción con ácido sulfúrico diluido. La reacción es análoga a la utilizada para preparar el ácido cloroso. Todos los ácidos hálicos son ácidos fuertes y agentes oxidantes muy activos. Los ácidos reaccionan con las bases para formar sales que contienen iones de clorato (mostradas en la ). Otro método de preparación es la oxidación electroquímica de una solución caliente de un haluro metálico para formar los cloratos metálicos adecuados. El clorato de sodio es un herbicida; el clorato de potasio se utiliza como agente oxidante. Los iones de clorato, ClO 3 – , se producen cuando los ácidos hálicos reaccionan con las bases. El ácido perclórico, HClO 4 , se forma al tratar un perclorato, como el perclorato de potasio, con ácido sulfúrico a presión reducida. El HClO 4 puede destilarse de la mezcla: KClO 4 ( s ) + H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ HClO 4 ( g ) + KHSO 4 ( s ) . Las soluciones acuosas diluidas de ácido perclórico son bastante estables térmicamente, pero las concentraciones superiores al 60 % son inestables y peligrosas. El ácido perclórico y sus sales son potentes agentes oxidantes, ya que el cloro, muy electronegativo, es más estable en un estado de oxidación inferior al 7+. Se han producido graves explosiones al calentar soluciones concentradas con sustancias fácilmente oxidables. Sin embargo, sus reacciones como agente oxidante son lentas cuando el ácido perclórico está frío y diluido. Este ácido es uno de los más fuertes de todos los ácidos. La mayoría de las sales que contienen el ion de perclorato (mostradas en la ) son solubles. Es posible prepararlas a partir de reacciones de bases con ácido perclórico y, comercialmente, por la electrólisis de soluciones calientes de sus cloruros. Los iones de perclorato, ClO 4 – , pueden producirse cuando el ácido perclórico reacciona con una base o por electrólisis de soluciones calientes de sus cloruros. Las sales de perbromato son difíciles de preparar, y las mejores síntesis actuales implican la oxidación de bromatos en solución básica con flúor gaseoso, seguida de acidificación. Los usos comerciales de este ácido o de sus sales son escasos o nulos. Hay varios ácidos diferentes que contienen yodo en el estado de oxidación 7+; entre ellos se encuentran el ácido metaperiódico, HIO 4 , y el ácido paraperiódico, H 5 IO 6 . Estos ácidos son fuertes agentes oxidantes y reaccionan con las bases para formar las sales correspondientes. Conceptos clave y resumen El oxígeno es uno de los elementos más reactivos. Esta reactividad, unida a su abundancia, hace que la química del oxígeno sea muy rica y se comprenda bien. Los compuestos de los metales representativos con el oxígeno existen en tres categorías (1) óxidos, (2) peróxidos y superóxidos, e (3) hidróxidos. El calentamiento de los hidróxidos, nitratos o carbonatos correspondientes es el método más común para producir óxidos. El calentamiento del metal o del óxido metálico en oxígeno puede dar lugar a la formación de peróxidos y superóxidos. Los óxidos solubles se disuelven en agua para formar soluciones de hidróxidos. La mayoría de los óxidos metálicos son anhídridos de base y reaccionan con los ácidos. Los hidróxidos de los metales representativos reaccionan con los ácidos en reacciones ácido-base para formar sales y agua. Los hidróxidos tienen muchos usos comerciales. Todos los no metales, excepto el flúor, forman múltiples óxidos. Casi todos los óxidos no metálicos son anhídridos de ácido. La acidez de los oxiácidos requiere que los átomos de hidrógeno se unan a los átomos de oxígeno de la molécula y no a otro átomo no metálico. En general, la fuerza del oxiácido aumenta con el número de átomos de oxígeno unidos al átomo no metálico y no a un hidrógeno. Ejercicios de química del final del capítulo Prediga el producto de la combustión del francio en el aire. FrO 2 Describa mediante ecuaciones la reacción del agua con el potasio y con el óxido de potasio. Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones: (a) zinc metálico calentado en una corriente de oxígeno gaseoso (b) carbonato de zinc calentado hasta que deje de perder masa (c) carbonato de zinc añadido a una solución de ácido acético, CH 3 CO 2 H (d) zinc añadido a una solución de ácido bromhídrico (a) 2Zn ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ 2ZnO ( s ) ; (b) ZnCO 3 ( s ) ⟶ ZnO ( s ) + CO 2 ( g ) ; (c) ZnCO 3 ( s ) + 2 CH 3 COOH ( a q ) ⟶ Zn ( CH 3 COO ) 2 ( a q ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ; (d) Zn ( s ) + 2HBr ( a q ) ⟶ ZnBr 2 ( a q ) + H 2 ( g ) Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones: (a) cadmio quemado en el aire (b) cadmio elemental añadido a una solución de ácido clorhídrico (c) hidróxido de cadmio añadido a una solución de ácido acético, CH 3 CO 2 H Ilustre la naturaleza anfótera del hidróxido de aluminio citando las ecuaciones adecuadas. Al ( OH ) 3 ( s ) + 3 H + ( a q ) ⟶ Al 3+ + 3 H 2 O ( l ) ; Al ( OH ) 3 ( s ) + OH – ⟶ [ Al ( OH ) 4 ] – ( a q ) Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones: (a) aluminio metálico quemado en el aire (b) aluminio elemental calentado en una atmósfera de cloro (c) aluminio calentado en bromuro de hidrógeno gaseoso (d) hidróxido de aluminio añadido a una solución de ácido nítrico Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones: (a) óxido de sodio añadido al agua (b) carbonato de cesio añadido a un exceso de una solución acuosa de HF (c) óxido de aluminio añadido a una solución acuosa de HClO 4 (d) una solución de carbonato de sodio añadida a una solución de nitrato de bario (e) titanio metálico resultante de la reacción del tetracloruro de titanio con el sodio elemental (a) Na 2 O ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2NaOH ( a q ) ; (b) Cs 2 CO 3 ( s ) + 2HF ( a q ) ⟶ 2CsF ( a q ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ; (c) Al 2 O 3 ( s ) + 6 HClO 4 ( a q ) ⟶ 2Al ( ClO 4 ) 3 ( a q ) + 3 H 2 O ( l ) ; (d) Na 2 CO 3 ( a q ) + Ba ( NO 3 ) 2 ( a q ) ⟶ 2 NaNO 3 ( a q ) + BaCO 3 ( s ) ; (e) TiCl 4 ( l ) + 4Na ( s ) ⟶ Ti ( s ) + 4NaCl ( s ) ¿Qué volumen de solución de 0,250 M del H 2 SO 4 se necesita para neutralizar una solución que contiene 5,00 g de CaCO 3 ? ¿Cuál ácido es más fuerte, HClO 4 o HBrO 4 ? ¿Por qué? El HClO 4 es el ácido más fuerte porque, en una serie de oxiácidos con fórmulas similares, cuanto más alta es la electronegatividad del átomo central, más fuerte es la atracción del átomo central por los electrones del oxígeno(s). La mayor atracción del electrón del oxígeno se traduce en una mayor atracción del oxígeno por los electrones del enlace O-H, lo que hace que el hidrógeno se libere más fácilmente. Cuanto más débil sea este enlace, más fuerte será el ácido. Escriba una ecuación química balanceada para la reacción de un exceso de oxígeno con cada uno de los siguientes elementos. Recuerde que el oxígeno es un fuerte agente oxidante y tiende a oxidar un elemento hasta su máximo estado de oxidación. (a) Mg (b) Rb (c) Ga (d) C 2 H 2 (e) CO ¿Cuál es el ácido más fuerte, H 2 SO 4 o H 2 SeO 4 ? ¿Por qué? Quizás quiera repasar el capítulo sobre el equilibrio ácido-base. Como el H 2 SO 4 y el H 2 SeO 4 son oxiácidos y sus átomos centrales tienen el mismo número de oxidación, la fuerza del ácido depende de la electronegatividad relativa del átomo central. Como el azufre es más electronegativo que el selenio, el H 2 SO 4 es el ácido más fuerte. anhídrido base óxido metálico que se comporta como una base frente a los ácidos proceso cloro-álcali proceso de electrólisis para la síntesis de cloro e hidróxido de sodio sulfato de hidrógeno HSO 4 – sulfito de hidrógeno HSO 3 – hidróxido compuesto de un metal con el ion de hidróxido OH - o el grupo -OH nitrato NO 3 – ; sal de ácido nítrico proceso de Ostwald proceso industrial utilizado para convertir el amoníaco en ácido nítrico óxido compuesto binario de oxígeno con otro elemento o grupo, que suele contener iones O 2- o el grupo -O- o =O ozono alótropo del oxígeno; O 3 peróxido molécula que contiene dos átomos de oxígeno enlazados entre sí o como anión, O 2 2− fotosíntesis proceso por el que la energía luminosa promueve la reacción del agua y el dióxido de carbono para formar carbohidratos y oxígeno; esto permite a los organismos fotosintéticos almacenar energía sulfato SO 4 2− sulfito SO 3 2− superóxido óxido que contiene el anión O 2 –

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Incidencia, preparación y propiedades del azufre El azufre existe en la naturaleza como depósitos elementales, así como sulfuros de hierro, zinc, plomo y cobre, y sulfatos de sodio, calcio, bario y magnesio. El sulfuro de hidrógeno suele ser un componente del gas natural y está presente en muchos gases volcánicos, como los que se muestran en la . El azufre es un componente de muchas proteínas y es esencial para la vida. Los gases volcánicos contienen sulfuro de hidrógeno (créditos: Daniel Julie/Wikimedia Commons). El proceso de Frasch , ilustrado en la , es importante en la extracción de azufre libre de enormes depósitos subterráneos en Texas y Luisiana. El agua sobrecalentada (170 °C y 10 atm de presión) se hace descender por el más externo de los tres tubos concéntricos hasta el depósito subterráneo. El agua caliente derrite el azufre. El tubo más interno conduce el aire comprimido hacia el azufre líquido. El aire obliga al azufre líquido, mezclado con el aire, a subir por el tubo de salida. La transferencia de la mezcla a grandes cubas de decantación permite que el azufre sólido se separe al enfriarse. Este azufre tiene una pureza de entre el 99,5 % y el 99,9 % y no necesita ser purificado para la mayoría de los usos. El proceso de Frasch se utiliza para extraer azufre de los depósitos subterráneos. Las mayores cantidades de azufre también provienen del sulfuro de hidrógeno recuperado durante la purificación del gas natural. El azufre existe en varias formas alotrópicas. La forma estable a temperatura ambiente contiene anillos de ocho miembros, por lo que la fórmula verdadera es S 8 . Sin embargo, los químicos suelen utilizar S para simplificar los coeficientes en las ecuaciones químicas; en este libro seguiremos esta práctica. Al igual que el oxígeno, que también pertenece al grupo 16, el azufre presenta un comportamiento claramente no metálico. Oxida los metales, dando una variedad de sulfuros binarios en los que el azufre presenta un estado de oxidación negativo (2-). El azufre elemental oxida los no metales menos electronegativos, y los no metales más electronegativos, como el oxígeno y los halógenos, lo oxidan. Otros agentes oxidantes fuertes también oxidan el azufre. Por ejemplo, el ácido nítrico concentrado oxida el azufre al ion de sulfato, con la formación simultánea de óxido de nitrógeno(IV): S ( s ) + 6 HNO 3 ( a q ) ⟶ 2 H 3 O + ( a q ) + SO 4 2− ( a q ) + 6 NO 2 ( g ) La química del azufre con un estado de oxidación de 2- es similar a la del oxígeno. Sin embargo, a diferencia del oxígeno, el azufre forma muchos compuestos en los que presenta estados de oxidación positivos. Conceptos clave y resumen El azufre (grupo 16) reacciona con casi todos los metales y forma fácilmente el ion de sulfuro, S 2- , en el que tiene como estado de oxidación 2-. El azufre reacciona con la mayoría de los no metales. Ejercicios de química del final del capítulo Explique por qué el sulfuro de hidrógeno es un gas a temperatura ambiente, mientras que el agua, que tiene una masa molecular menor, es un líquido. Indique la hibridación y el estado de oxidación del azufre en el SO 2 , en el SO 3 y en el H 2 SO 4 . SO 2 , sp 2 4+; SO 3 , sp 2 , 6+; H 2 SO 4 , sp 3 , 6+ ¿Cuál ácido es más fuerte, NaHSO 3 o NaHSO 4 ? Determine el estado de oxidación del azufre en el SF 6 , SO 2 F 2 y KHS. SF 6 : S = 6+; SO 2 F 2 : S = 6+; KHS: S = 2- ¿Cuál ácido es más fuerte, el ácido sulfuroso o el ácido sulfúrico? ¿Por qué? El oxígeno forma dobles enlaces en el O 2 , pero el azufre forma enlaces simples en el S 8 . ¿Por qué? El azufre solo puede formar dobles enlaces a altas temperaturas (condiciones sustancialmente endotérmicas), lo que no ocurre con el oxígeno. Indique la estructura de Lewis de cada uno de los siguientes elementos: (a) SF 4 (b) K 2 SO 4 (c) SO 2 Cl 2 (d) H 2 SO 3 (e) SO 3 Escriba dos ecuaciones químicas balanceadas en las que el ácido sulfúrico actúe como agente oxidante. Hay muchas respuestas posibles, entre ellas: Cu ( s ) + 2 H 2 SO 4 ( l ) ⟶ CuSO 4 ( a q ) + SO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) y C ( s ) + 2 H 2 SO 4 ( l ) ⟶ CO 2 ( g ) + 2 SO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) Explique por qué el ácido sulfúrico, H 2 SO 4 , que es una molécula covalente, se disuelve en agua y produce una solución que contiene iones. ¿Cuántos gramos de sales de Epsom (MgSO 4 ⋅7H 2 O) se formarán a partir de 5,0 kg de magnesio? 5,1 × 10 4 g proceso de Frasch importante en la extracción de azufre libre de enormes depósitos subterráneos

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Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos Los elementos del grupo 17 son los halógenos. Son los elementos flúor, cloro, bromo, yodo y astato. Estos elementos son demasiado reactivos para aparecer libremente en la naturaleza, pero sus compuestos están ampliamente distribuidos. Los cloruros son los más abundantes; aunque los fluoruros, bromuros y yoduros son menos comunes, están razonablemente disponibles. En esta sección, examinaremos la incidencia, la preparación y las propiedades de los halógenos. A continuación, examinaremos los compuestos halógenos con los metales representativos y, después, los interhalógenos. Esta sección concluirá con algunas aplicaciones de los halógenos. Incidencia y preparación Todos los halógenos se encuentran en el agua de mar en forma de iones de haluro. La concentración del ion de cloruro es de 0,54 M ; la de los demás haluros es inferior a 10 -4 M . El flúor también se encuentra en minerales como el CaF 2 , el Ca(PO 4 ) 3 F y el Na 3 AlF 6 . El cloruro también se encuentra en el Gran Lago Salado y el Mar Muerto, y en extensos lechos de sal que contienen NaCl, KCl o MgCl 2 . Parte del cloro de su cuerpo está presente en forma de ácido clorhídrico, que es un componente del ácido del estómago. Los compuestos de bromo se encuentran en el Mar Muerto y en las salmueras subterráneas. Los compuestos de yodo se encuentran en pequeñas cantidades en el salitre de Chile, las salmueras subterráneas y las algas marinas. El yodo es esencial para el funcionamiento de la glándula tiroides. Las mejores fuentes de halógenos (excepto el yodo) son las sales de haluro. Es posible oxidar los iones de haluro a moléculas halógenas diatómicas libres por varios métodos, dependiendo de la facilidad de oxidación del ion de haluro. El flúor es el más difícil de oxidar, mientras que el yoduro es el más fácil. El principal método para preparar el flúor es la oxidación electrolítica. El procedimiento de electrólisis más común es utilizar una mezcla fundida de fluoruro de hidrógeno de potasio, KHF 2 , y fluoruro de hidrógeno anhidro. La electrólisis provoca la descomposición del HF, formando flúor gaseoso en el ánodo e hidrógeno en el cátodo. Es necesario mantener los dos gases separados para evitar su recombinación explosiva para reformar el fluoruro de hidrógeno. La mayor parte del cloro comercial procede de la electrólisis del ion de cloruro en soluciones acuosas de cloruro de sodio; se trata del proceso cloro-álcali comentado anteriormente. El cloro también es un producto de la producción electrolítica de metales como el sodio, el calcio y el magnesio a partir de sus cloruros fundidos. También es posible preparar cloro mediante la oxidación química del ion de cloruro en solución ácida con agentes oxidantes fuertes como el dióxido de manganeso (MnO 2 ) o el dicromato de sodio (Na 2 Cr 2 O 7 ). La reacción con el dióxido de manganeso es: MnO 2 ( s ) + 2 Cl – ( a q ) + 4 H 3 O + ( a q ) ⟶ Mn 2+ ( a q ) + Cl 2 ( g ) + 6 H 2 O ( l ) La preparación comercial del bromo implica la oxidación del ion de bromuro por el cloro: 2 Br – ( a q ) + Cl 2 ( g ) ⟶ Br 2 ( l ) + 2 Cl – ( a q ) El cloro es un agente oxidante más fuerte que el bromo. Este método es importante para la producción de casi todo el bromo doméstico. Parte del yodo procede de la oxidación del cloruro de yodo, ICl, o del ácido yódico, HlO 3 . La preparación comercial del yodo utiliza la reducción del yodato de sodio, NaIO 3 , una impureza en los depósitos de salitre de Chile, con hidrógeno sulfito de sodio: 2 IO 3 – ( a q ) + 5 HSO 3 – ( a q ) ⟶ 3 HSO 4 – ( a q ) + 2 SO 4 2− ( a q ) + H 2 O ( l ) + I 2 ( s ) . Propiedades de los halógenos El flúor es un gas amarillo pálido, el cloro es un gas amarillo verdoso, el bromo es un líquido marrón rojizo intenso y el yodo es un sólido cristalino negro grisáceo. El bromo líquido tiene una alta presión de vapor, y el vapor rojizo es fácilmente visible en la . Los cristales de yodo tienen una notable presión de vapor. Cuando se calientan suavemente, estos cristales se subliman y forman un hermoso vapor de color violeta intenso. El cloro es un gas amarillo verdoso pálido (izquierda), el bromo gaseoso es naranja intenso (centro) y el yodo gaseoso es púrpura (derecha). (El flúor es tan reactivo que es demasiado peligroso para manipularlo) (créditos: Sahar Atwa). El bromo es solo ligeramente soluble en agua, pero es miscible en todas las proporciones en disolventes menos polares (o no polares) como el cloroformo, el tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono, formando soluciones que varían del amarillo al marrón rojizo, según la concentración. El yodo es soluble en cloroformo, tetracloruro de carbono, disulfuro de carbono y muchos hidrocarburos, dando soluciones violetas de moléculas de I 2 . El yodo se disuelve muy poco en el agua, dando soluciones de color marrón. Es bastante soluble en soluciones acuosas de yoduros, con los que forma soluciones marrones. Estas soluciones marrones se deben a que las moléculas de yodo tienen orbitales d de valencia vacíos y pueden actuar como ácidos de Lewis débiles hacia el ion de yoduro. La ecuación para la reacción reversible del yodo (ácido de Lewis) con el ion de yoduro (base de Lewis) para formar el ion de triyoduro, I 3 – , es: I 2 ( s ) + I – ( a q ) ⟶ I 3 – ( a q ) Cuanto más fácil sea la oxidación del ion de haluro, más difícil será que el halógeno actúe como agente oxidante. El flúor generalmente oxida un elemento hasta su estado de oxidación más alto, mientras que los halógenos más pesados no pueden hacerlo. Por ejemplo, cuando el exceso de flúor reacciona con el azufre, se forma el SF 6 . El cloro produce SCl 2 y el bromo, S 2 Br 2 . El yodo no reacciona con el azufre. El flúor es el agente oxidante más potente de los elementos conocidos. Oxida espontáneamente la mayoría de los otros elementos; por lo tanto, la reacción inversa, la oxidación de los fluoruros, es muy difícil de realizar. El flúor reacciona directamente y forma fluoruros binarios con todos los elementos excepto los gases nobles más ligeros (He, Ne y Ar). El flúor es un agente oxidante tan fuerte que muchas sustancias se inflaman al entrar en contacto con él. Las gotas de agua se inflaman en flúor y forman O 2 , OF 2 , H 2 O 2 , O 3 y HF. La madera y el amianto se inflaman y arden con el flúor gaseoso. La mayoría de los metales calientes arden vigorosamente en el flúor. Sin embargo, es posible manipular el flúor en recipientes de cobre, hierro o níquel porque una película adherente de la sal de flúor pasiva sus superficies. El flúor es el único elemento que reacciona directamente con el gas noble xenón. Aunque es un fuerte agente oxidante, el cloro es menos activo que el flúor. La mezcla de cloro e hidrógeno en la oscuridad hace que la reacción entre ellos sea imperceptiblemente lenta. La exposición de la mezcla a la luz hace que ambos reaccionen de forma explosiva. El cloro también es menos activo frente a los metales que el flúor, y las reacciones de oxidación suelen requerir temperaturas más altas. El sodio fundido se enciende en el cloro. El cloro ataca a la mayoría de los no metales (el C, el N 2 y el O 2 son notables excepciones), formando compuestos moleculares covalentes. El cloro suele reaccionar con los compuestos que solo contienen carbono e hidrógeno (hidrocarburos) añadiéndose a múltiples enlaces o por sustitución. En el agua fría, el cloro sufre una reacción de desproporción: Cl 2 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ HOCl ( a q ) + H 3 O + ( a q ) + Cl – ( a q ) La mitad de los átomos de cloro se oxidan al estado de oxidación 1+ (ácido hipocloroso), y la otra mitad se reduce al estado de oxidación 1- (ion de cloruro). Esta desproporción es incompleta, por lo que el agua clorada es una mezcla en equilibrio de moléculas de cloro, moléculas de ácido hipocloroso, iones de hidronio e iones de cloruro. Cuando se expone a la luz, esta solución sufre una descomposición fotoquímica: 2HOCl ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) → luz solar 2 H 3 O + ( a q ) + 2 Cl – ( a q ) + O 2 ( g ) El cloro no metálico es más electronegativo que cualquier otro elemento, excepto el flúor, el oxígeno y el nitrógeno. En general, los elementos muy electronegativos son buenos agentes oxidantes; por lo tanto, esperaríamos que el cloro elemental oxide todos los demás elementos excepto estos tres (y los gases nobles no reactivos). Su propiedad oxidante, de hecho, es la responsable de su uso principal. Por ejemplo, el cloruro de fósforo(V), un importante producto intermedio en la preparación de insecticidas y armas químicas, se fabrica oxidando el fósforo con cloro: P 4 ( s ) + 10 Cl 2 ( g ) ⟶ 4 PCl 5 ( l ) También se utiliza una gran cantidad de cloro para oxidar, y por tanto destruir, materiales orgánicos o biológicos en la purificación del agua y en el blanqueo. Las propiedades químicas del bromo son similares a las del cloro, aunque el bromo es el agente oxidante más débil y su reactividad es menor que la del cloro. El yodo es el menos reactivo de los halógenos. Es el agente oxidante más débil, y el ion de yoduro es el ion de haluro más fácilmente oxidable. El yodo reacciona con los metales, pero suele ser necesario calentarlo. No oxida otros iones de haluro. En comparación con los demás halógenos, el yodo solo reacciona ligeramente con el agua. Las trazas de yodo en el agua reaccionan con una mezcla de almidón e ion de yoduro, formando un color azul intenso. Esta reacción es una prueba muy sensible para detectar la presencia de yodo en el agua. Haluros de los metales representativos Se han preparado miles de sales de los metales representativos. Los haluros binarios son una importante subclase de sales. Una sal es un compuesto iónico formado por cationes y aniones, distintos de los iones de hidróxido u óxido. En general, es posible preparar estas sales a partir de los metales o de óxidos, hidróxidos o carbonatos. Ilustraremos los tipos generales de reacciones para preparar sales a través de las reacciones utilizadas para preparar haluros binarios. Los compuestos binarios de un metal con los halógenos son los haluros . La mayoría de los haluros binarios son iónicos. Sin embargo, el mercurio, los elementos del grupo 13 con estados de oxidación 3+, el estaño(IV) y el plomo(IV) forman haluros binarios covalentes. La reacción directa de un metal y un halógeno produce el haluro del metal. Algunos ejemplos de estas reacciones de reducción-oxidación son: Cd ( s ) + Cl 2 ( g ) ⟶ CdCl 2 ( s ) . 2Ga ( l ) + 3 Br 2 ( l ) ⟶ 2 GaBr 3 ( s ) . Las reacciones de los metales alcalinos con los halógenos elementales son muy exotérmicas y a menudo bastante violentas. En condiciones controladas, proporcionan emocionantes demostraciones para los estudiantes de química en formación. Se puede ver el calentamiento inicial del sodio que elimina la capa de hidróxido de sodio, el peróxido de sodio y el aceite mineral residual para exponer la superficie reactiva. La reacción con el gas de cloro procede entonces muy bien. Si un metal puede presentar dos estados de oxidación, puede ser necesario controlar la estequiometría para obtener el haluro con el estado de oxidación más bajo. Por ejemplo, la preparación del cloruro de estaño(II) requiere una relación 1:1 de Sn a Cl 2 , mientras que la preparación del cloruro de estaño(IV) requiere una relación 1:2: Sn ( s ) + Cl 2 ( g ) ⟶ SnCl 2 ( s ) . Sn ( s ) + 2 Cl 2 ( g ) ⟶ SnCl 4 ( l ) Los metales representativos activos (los que son más fáciles de oxidar que el hidrógeno) reaccionan con los haluros de hidrógeno gaseosos para producir haluros metálicos e hidrógeno. La reacción del zinc con el fluoruro de hidrógeno es: Zn ( s ) + 2HF ( g ) ⟶ ZnF 2 ( s ) + H 2 ( g ) Los metales representativos activos también reaccionan con soluciones de haluros de hidrógeno para formar hidrógeno y soluciones de los haluros correspondientes. Ejemplos de estas reacciones son: Cd ( s ) + 2HBr ( a q ) ⟶ CdBr 2 ( a q ) + H 2 ( g ) Sn ( s ) + 2HI ( a q ) ⟶ SnI 2 ( a q ) + H 2 ( g ) Los hidróxidos, los carbonatos y algunos óxidos reaccionan con las soluciones de los haluros de hidrógeno para formar soluciones de sales de haluro. Es posible preparar otras sales mediante la reacción de estos hidróxidos, carbonatos y óxidos con soluciones acuosas de otros ácidos: CaCo 3 ( s ) + 2HCl ( a q ) ⟶ CaCl 2 ( a q ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) TlOH ( a q ) + HF ( a q ) ⟶ TlF ( a q ) + H 2 O ( l ) Algunos haluros y muchas de las otras sales de los metales representativos son insolubles. Es posible preparar estas sales solubles mediante reacciones de metátesis que se producen al mezclar soluciones de sales solubles (vea la ). Las reacciones de metátesis se examinan en el capítulo sobre la estequiometría de las reacciones químicas. El HgI 2 sólido se forma cuando se mezclan soluciones de KI y Hg(NO 3 ) 2 (créditos: Sahar Atwa). Varios haluros se encuentran en grandes cantidades en la naturaleza. El océano y las salmueras subterráneas contienen muchos haluros. Por ejemplo, el cloruro de magnesio en el océano es la fuente de los iones de magnesio utilizados en la producción de magnesio. Grandes depósitos subterráneos de cloruro de sodio, como la mina de sal que se muestra en la , se dan en muchas partes del mundo. Estos depósitos sirven como fuente de sodio y cloro en casi todos los demás compuestos que contienen estos elementos. El proceso cloro-álcali es un ejemplo. Los depósitos subterráneos de cloruro de sodio se encuentran en todo el mundo y se extraen con frecuencia. Este es un túnel en la mina de sal de Kłodawa, en Polonia (créditos: Jarek Zok). Interhalógenos Los compuestos formados por dos o más halógenos diferentes son interhalógenos . Las moléculas interhalógenas están formadas por un átomo del halógeno más pesado unido por enlaces simples a un número impar de átomos del halógeno más ligero. Las estructuras de IF 3 , IF 5 e IF 7 se ilustran en la . Las fórmulas de otros interhalógenos, cada una de las cuales procede de la reacción de los respectivos halógenos, están en la . La estructura del IF 3 tiene forma de T (izquierda), la del IF 5 es piramidal cuadrada (centro) y la del IF 7 es bipiramidal pentagonal (derecha). Observe en la que el flúor es capaz de oxidar el yodo hasta su máximo estado de oxidación, 7+, mientras que el bromo y el cloro, que son más difíciles de oxidar, solo alcanzan el estado de oxidación 5+. El estado de oxidación 7+ es el límite para los halógenos. Dado que los halógenos más pequeños se agrupan en torno a uno más grande, el número máximo de átomos más pequeños posibles aumenta a medida que aumenta el radio del átomo más grande. Muchos de estos compuestos son inestables y la mayoría son extremadamente reactivos. Los interhalógenos reaccionan como los haluros que los componen; los fluoruros halógenos, por ejemplo, son agentes oxidantes más fuertes que los cloruros halógenos. Los polihaluros iónicos de los metales alcalinos, como KI 3 , KICl 2 , KICl 4 , CsIBr 2 y CsBrCl 2 , que contienen un anión compuesto por al menos tres átomos de halógeno, están estrechamente relacionados con los interhalógenos. Como se ha visto anteriormente, la formación del anión polihaluro I 3 – es responsable de la solubilidad del yodo en soluciones acuosas que contienen un ion de yoduro. Interhalógenos YX YX 3 YX 5 YX 7 ClF( g ) ClF 3 ( g ) ClF 5 ( g ) BrF( g ) BrF 3 ( l ) BrF 5 ( l ) BrCl( g ) IF( s ) IF 3 ( s ) IF 5 ( l ) IF 7 ( g ) ICl( l ) ICl 3 ( s ) IBr( s ) Aplicaciones El ion de flúor y los compuestos de flúor tienen muchos usos importantes. Los compuestos de carbono, hidrógeno y flúor están sustituyendo a los freones (compuestos de carbono, cloro y flúor) como refrigerantes. El teflón es un polímero compuesto por unidades de CF 2 CF 2 . El ion de fluoruro se añade a los suministros de agua y a algunos dentífricos como SnF 2 o NaF para combatir la caries. El flúor convierte parcialmente los dientes de Ca 5 (PO 4 ) 3 (OH) en Ca 5 (PO 4 ) 3 F. El cloro es importante para blanquear la pasta de madera y la tela de algodón. El cloro reacciona con el agua para formar ácido hipocloroso, que oxida las sustancias coloreadas y las convierte en incoloras. Grandes cantidades de cloro son importantes en la cloración de hidrocarburos (sustituyendo el hidrógeno por el cloro) para producir compuestos como el tetracloruro (CCl 4 ), el cloroformo (CHCl 3 ) y el cloruro de etilo (C 2 H 5 Cl), y en la producción de policloruro de vinilo (Polyvinyl Chloride, PVC) y otros polímeros. El cloro también es importante para eliminar las bacterias en los suministros de agua de la comunidad. El bromo es importante en la producción de ciertos tintes, y los bromuros de sodio y potasio se utilizan como sedantes. En una época, el bromuro de plata sensible a la luz era un componente de la película fotográfica. El yodo en solución alcohólica con yoduro de potasio es un antiséptico (tintura de yodo). Las sales de yodo son esenciales para el buen funcionamiento de la glándula tiroidea; una carencia de yodo puede provocar el desarrollo de un bocio. La sal de mesa yodada contiene un 0,023% de yoduro de potasio. El yoduro de plata es útil en la siembra de nubes para inducir la lluvia; fue importante en la producción de películas fotográficas y el yodoformo, CHI 3 , es un antiséptico. Conceptos clave y resumen Los halógenos forman haluros con elementos menos electronegativos. Los haluros de los metales varían de iónicos a covalentes; los haluros de los no metales son covalentes. Los interhalógenos se forman por la combinación de dos o más halógenos diferentes. Todos los metales representativos reaccionan directamente con los halógenos elementales o con soluciones de los ácidos hidrohalicos (HF, HCl, HBr y HI) para producir haluros metálicos representativos. Otras preparaciones de laboratorio consisten en la adición de ácidos hidrohalicos acuosos a compuestos que contienen dichos aniones básicos, como hidróxidos, óxidos o carbonatos. Ejercicios de química del final del capítulo ¿Qué significa que los haluros de mercurio(II) son electrolitos débiles? ¿Por qué el SnCl 4 no está clasificado como una sal? El SnCl 4 no es una sal porque está enlazado covalentemente. Una sal debe tener enlaces iónicos. Todas las reacciones siguientes son similares a las de los productos químicos industriales. Complete y balancee las ecuaciones de estas reacciones: (a) reacción de una base débil y un ácido fuerte NH 3 + HClO 4 ⟶ (b) preparación de una sal de plata soluble para el revestimiento de plata Ag 2 CO 3 + HNO 3 ⟶ (c) preparación de hidróxido de estroncio por electrólisis de una solución de cloruro de estroncio SrCl 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) → electrólisis ¿Cuál ácido es más fuerte, HClO 3 o HBrO 3 ? ¿Por qué? En los oxiácidos con fórmulas similares, la fuerza del ácido aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. El HClO 3 es más fuerte que el HBrO 3 ; el Cl es más electronegativo que el Br. ¿Cuál es la hibridación del yodo en IF 3 e IF 5 ? Prediga las geometrías moleculares y dibuje las estructuras de Lewis para cada uno de los siguientes. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular. (a) IF 5 (b) I 3 – (c) PCl 5 (d) SeF 4 (e) ClF 3 (a) (b) (c) (d) (e) ¿Qué halógeno tiene la mayor energía de ionización? ¿Es esto lo que podría predecir basándose en lo que ha aprendido sobre las propiedades periódicas? Nombre cada uno de los siguientes compuestos: (a) BrF 3 (b) NaBrO 3 (c) PBr 5 (d) NaClO 4 (e) KClO (a) trifluoruro de bromo; (b) bromato de sodio; (c) pentabromuro de fósforo; (d) perclorato de sodio; (e) hipoclorito de potasio Explique por qué, a temperatura ambiente, el flúor y el cloro son gases, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido. ¿Cuál es el estado de oxidación del halógeno en cada uno de los siguientes? (a) H 5 IO 6 (b) IO 4 – (c) ClO 2 (d) ICl 3 (e) F 2 (a) I: 7+; (b) I: 7+; (c) Cl: 4+; (d) I: 3+; Cl: 1-; (e) F: 0 La concentración fisiológica de suero salino (es decir, la concentración de cloruro de sodio en nuestro cuerpo) es de aproximadamente 0,16 M . La solución salina para las lentes de contacto se prepara para que coincida con la concentración fisiológica. Si compra 25 mL de solución salina para lentes de contacto, ¿cuántos gramos de cloruro sódico ha comprado?

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Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles Los elementos del grupo 18 son los gases nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón). Se ganaron el nombre de "nobles" porque se suponía que no eran reactivos, ya que tenían capas de valencia llenas. En 1962, el Dr. Neil Bartlett , de la Universidad de Columbia Británica, demostró que esta suposición era falsa. Estos elementos están presentes en la atmósfera en pequeñas cantidades. Algunos gases naturales contienen un 1 a 2 % de helio en masa. El helio se aísla del gas natural licuando los componentes condensables, dejando solo el helio como gas. Los Estados Unidos posee la mayor parte del suministro comercial mundial de este elemento en sus yacimientos de gas con helio. El argón, el neón, el criptón y el xenón proceden de la destilación fraccionada del aire líquido. El radón procede de otros elementos radiactivos. Más recientemente, se ha observado que este gas radiactivo está presente en cantidades muy pequeñas en suelos y minerales. Sin embargo, su acumulación en edificios bien aislados y herméticamente cerrados constituye un peligro para la salud, principalmente el cáncer de pulmón. Los puntos de ebullición y de fusión de los gases nobles son extremadamente bajos en relación con los de otras sustancias de masas atómicas o moleculares comparables. Esto se debe a que solo están presentes las débiles fuerzas de dispersión de London, y estas fuerzas solo pueden mantener unidos a los átomos cuando el movimiento molecular es muy ligero, como ocurre a temperaturas muy bajas. El helio es la única sustancia conocida que no se solidifica al enfriarse a presión normal. Permanece en estado líquido cerca del cero absoluto (0,001 K) a presiones ordinarias, pero se solidifica a presiones elevadas. El helio se utiliza para llenar globos y naves más ligeras que el aire porque no arde, lo que hace que su uso sea más seguro que el del hidrógeno. El helio a altas presiones no es un narcótico como el nitrógeno. Por lo tanto, las mezclas de oxígeno y helio son importantes para los buceadores que trabajan a altas presiones. El uso de una mezcla de helio y oxígeno evita el estado mental de desorientación conocido como narcosis de nitrógeno, el llamado rapto de las profundidades. El helio es importante como atmósfera inerte para la fusión y soldadura de metales fácilmente oxidables y para muchos procesos químicos sensibles al aire. El helio líquido (punto de ebullición, 4,2 K) es un refrigerante importante para alcanzar las bajas temperaturas necesarias para la investigación criogénica, y es esencial para lograr las bajas temperaturas necesarias para producir la superconducción en los materiales superconductores tradicionales utilizados en potentes imanes y otros dispositivos. Esta capacidad de enfriamiento es necesaria para los imanes utilizados en las imágenes por resonancia magnética, un procedimiento de diagnóstico médico habitual. El otro refrigerante habitual es el nitrógeno líquido (punto de ebullición, 77 K), que es bastante más barato. El neón es un componente de las lámparas y señales de neón. El paso de una chispa eléctrica a través de un tubo que contiene neón a baja presión genera el conocido brillo rojo del neón. Es posible cambiar el color de la luz mezclando vapor de argón o mercurio con el neón o utilizando tubos de vidrio de un color especial. El argón era útil en la fabricación de bombillas eléctricas, ya que su menor conductividad térmica y su inercia química lo hacían preferible al nitrógeno para inhibir la vaporización del filamento de tungsteno y prolongar la vida útil de la bombilla. Los tubos fluorescentes suelen contener una mezcla de argón y vapor de mercurio. El argón es el tercer gas más abundante en el aire seco. Los tubos de flash de criptón-xenón se utilizan para tomar fotografías de alta velocidad. Una descarga eléctrica a través de un tubo de este tipo da una luz muy intensa que solamente dura 1 50.000 de un segundo. El criptón forma un difluoruro, KrF 2 , que es térmicamente inestable a temperatura ambiente. Los compuestos estables de xenón se forman cuando el xenón reacciona con el flúor. El difluoruro de xenón, XeF 2 , se forma tras calentar un exceso de xenón gaseoso con flúor gaseoso y enfriarlo. El material forma cristales incoloros, que son estables a temperatura ambiente en una atmósfera seca. El tetrafluoruro de xenón, XeF 4 , y el hexafluoruro de xenón, XeF 6 , se preparan de forma análoga, con una cantidad estequiométrica de flúor y un exceso de flúor, respectivamente. Los compuestos con oxígeno se preparan sustituyendo los átomos de flúor de los fluoruros de xenón por oxígeno. Cuando el XeF 6 reacciona con el agua, se produce una solución de XeO 3 y el xenón permanece en el estado de oxidación 6+: XeF 6 ( s ) + 3H 2 O ( l ) ⟶ XeO 3 ( a q ) + 6HF ( a q ) El trióxido de xenón sólido y seco, XeO 3 , es extremadamente explosivo: detonará espontáneamente. Tanto el XeF 6 como el XeO 3 se desproporcionan en solución básica, produciendo xenón, oxígeno y sales del ion de perxenato, XeO 6 4− , en el que el xenón alcanza su estado de oxidación máximo de 8+. Al parecer, el radón forma RnF 2 ; las pruebas de este compuesto proceden de las técnicas de rastreo radioquímico. Los compuestos inestables de argón se forman a bajas temperaturas, pero no se conocen compuestos estables de helio y neón. Conceptos clave y resumen La propiedad más significativa de los gases nobles (grupo 18) es su inactividad. Se presentan en bajas concentraciones en la atmósfera. Se utilizan como atmósferas inertes, señales de neón y como refrigerantes. Los tres gases nobles más pesados reaccionan con el flúor para formar fluoruros. Los fluoruros de xenón son los mejor caracterizados como materiales de partida para otros pocos compuestos de gases nobles. Ejercicios de química del final del capítulo Indique la hibridación del xenón en cada uno de los siguientes casos. Quizás quiera revisar el capítulo sobre las teorías avanzadas del enlace covalente. (a) XeF 2 (b) XeF 4 (c) XeO 3 (d) XeO 4 (e) XeOF 4 (a) hibridado sp 3 d ; (b) hibridado sp 3 d 2 ; (c) hibridado sp 3 ; (d) hibridado sp 3 ; (e) hibridado sp 3 d 2 ; ¿Cuál es la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas? Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular. (a) XeF 2 (b) XeF 4 (c) XeO 3 (d) XeO 4 (e) XeOF 4 Indique si cada una de las siguientes moléculas es polar o no polar. Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular. (a) XeF 2 (b) XeF 4 (c) XeO 3 (d) XeO 4 (e) XeOF 4 (a) no polar; (b) no polar; (c) polar; (d) no polar; (e) polar ¿Cuál es el estado de oxidación del gas noble en cada uno de los siguientes? Quizás quiera repasar el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular. (a) XeO 2 F 2 (b) KrF 2 (c) XeF 3 + (d) XeO 6 4− (e) XeO 3 Se calentó una mezcla de xenón y flúor. Una muestra del sólido blanco que se formó reaccionó con hidrógeno para dar 81 mL de xenón (a STP) y fluoruro de hidrógeno, que se recogió en agua, dando una solución de ácido fluorhídrico. Se tituló la solución de ácido fluorhídrico y se necesitaron 68,43 mL de 0,3172 M de hidróxido de sodio para alcanzar el punto de equivalencia. Determine la fórmula empírica del sólido blanco y escriba ecuaciones químicas balanceadas para las reacciones en las que interviene el xenón. La fórmula empírica es XeF 6 , y las reacciones balanceadas son: Xe ( g ) + 3F 2 ( g ) → Δ XeF 6 ( s ) XeF 6 ( s ) + 3H 2 ( g ) ⟶ 6HF ( g ) + Xe ( g ) Las soluciones básicas de Na 4 XeO 6 son potentes oxidantes. ¿Qué masa de Mn(NO 3 ) 2 •6H 2 O reacciona con 125,0 mL de una solución básica de 0,1717 M de Na 4 XeO 6 que contiene un exceso de hidróxido de sodio si los productos incluyen Xe y solución de permanganato de sodio? haluro compuesto que contiene un anión de un elemento del grupo 17 en el estado de oxidación 1- (fluoruro, F - ; cloruro, Cl - ; bromuro, Br - ; y yoduro, I - ) interhalógeno compuesto formado por dos o más halógenos diferentes

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Introducción Los metales de transición suelen formar complejos de colores vibrantes. Los minerales malaquita (verde), azurita (azul) y proustita (rojo) son algunos ejemplos (créditos: foto de la izquierda: modificación del trabajo de James St. John; foto del centro: modificación del trabajo de Stephanie Clifford; foto de la derecha: modificación del trabajo de Terry Wallace). Tenemos contacto diario con muchos metales de transición. El hierro está presente en todas partes, desde las anillas de su cuaderno de espiral y los cubiertos de su cocina hasta los automóviles, los barcos, los edificios y la hemoglobina de su sangre. El titanio es útil en la fabricación de productos ligeros y duraderos, como marcos de bicicleta, caderas artificiales y joyas. El cromo es útil como revestimiento protector en las instalaciones de fontanería y en los detalles de automóviles. Además de utilizarse en sus formas elementales puras, muchos compuestos que contienen metales de transición tienen otras numerosas aplicaciones. El nitrato de plata se utiliza para crear espejos, el silicato de circonio proporciona fricción en los frenos de los automóviles y muchos agentes importantes para combatir el cáncer, como el fármaco cisplatino y especies afines, son compuestos de platino. La variedad de propiedades que presentan los metales de transición se debe a sus complejas capas de valencia. A diferencia de la mayoría de los metales del grupo principal, en los que normalmente se observa un solo estado de oxidación, la estructura de la capa de valencia de los metales de transición significa que suelen presentarse en varios estados de oxidación estables diferentes. Además, las transiciones de electrones en estos elementos pueden corresponderse con la absorción de fotones en el espectro electromagnético visible, dando lugar a compuestos coloreados. Debido a estos comportamientos, los metales de transición presentan una química rica y fascinante.

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