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18.9: La ocurrencia, preparación y los compuestos de oxígeno

  • Page ID
    1960
    • Contribuido por

    Habilidades para desarrollar

    • Describir las propiedades, la preparación y los compuestos del oxígeno
    • Describir la preparación, las propiedades y los usos de algunos óxidos, peróxidos e hidróxidos de los metales representativos

    El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre. La superficie de la tierra está hecha de la corteza, la atmósfera y la hidrosfera. Aproximadamente el 50% de la masa de la corteza terrestre consiste en el oxígeno (combinado con otros elementos, principalmente el silicio). El oxígeno se presenta como moléculas de O2 y, hasta cierto punto, como moléculas de O3 (ozono) en el aire. Forma aproximadamente el 20% de la masa del aire. Aproximadamente el 89% del agua en masa consiste en el oxígeno combinado. En combinación con el carbono, hidrógeno y nitrógeno, el oxígeno es una gran parte de las plantas y los animales.

    El oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido a temperaturas normales. Es un poco más denso que el aire. Aunque solo es un poco soluble en el agua (49 mL de gas se disuelven en 1 L en STP), la solubilidad del oxígeno es muy importante para la vida acuática.

    La mayor parte del oxígeno aislado comercialmente proviene del aire y el resto de la electrólisis del agua. La separación del oxígeno del aire comienza por enfriando y comprimiendo el aire hasta que se licua. Cuando el aire líquido se calienta, 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 otros componentes del aire al mismo tiempo basado en las diferencias de sus puntos de ebullición.

    El oxígeno es fundamental en los procesos de la combustión como la quema de los combustibles. Las plantas y los animales usan el oxígeno del aire en la respiración. La administración del aire enriquecido con el oxígeno es una práctica médica importante cuando un paciente recibe un suministro inadecuado de oxígeno debido a un shock, neumonía o alguna otra enfermedad.

    La industria química usa el oxígeno para oxidar muchas sustancias. Una cantidad significativa de oxígeno producido comercialmente es importante en la eliminación de carbono del hierro durante la producción del acero. También se necesitan grandes cantidades de oxígeno puro en la fabricación de los metales y en el corte y la soldadura de los metales con las antorchas de oxihidrógeno y oxiacetileno.

    El oxígeno líquido es importante para la industria espacial. Es un agente oxidante en los motores de los cohetes. También es la fuente de oxígeno gaseoso que sostiene la vida en el espacio.

    Como sabemos, el oxígeno es muy importante para la vida. La energía requerida para el mantenimiento de las funciones corporales normales en los seres humanos y en otros organismos proviene de la lenta oxidación de los 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 y produce la oxihemoglobina. De esta forma, la sangre transporta el oxígeno a los tejidos. Los productos finales son el dióxido de carbono y el agua. La sangre transporta el dióxido de carbono a través de las venas hasta los pulmones, donde la sangre libera el dióxido de carbono y recoge otro suministro de oxígeno. La digestión y asimilación de los alimentos regeneran los materiales consumidos por la oxidación en el organismo; la energía liberada es la misma energía que se liberaría si la comida se quemaría 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:

    \[\begin{alignat}{3}
    &\ce{6CO2}(g) \:+\: &&\ce{6H2O}(l)
    \:\mathrm{\underset{light}{\xrightarrow{chlorophyll}}}\:
    &&\ce{C6H12O6}(aq) \:+\: &&\ce{6O2}(g)\\
    &\mathrm{carbon\\ dioxide} &&\ce{water} &&\ce{glucose} &&\ce{oxygen}
    \end{alignat}\]

    Así, el oxígeno que se convirtió en dióxido de carbono y agua por los procesos metabólicos en las plantas y los animales regresa a la atmósfera por la fotosíntesis.

    Cuando el oxígeno seco pasa entre dos placas cargadas eléctricamente, se forma el ozono (O3, ilustrado en la Figura \(\PageIndex{1}\)), un alótropo de oxígeno que posee un olor distintivo. La formación del ozono a partir del oxígeno es una reacción endotérmica, en la que la energía proviene de una descarga eléctrica, calor o luz ultravioleta:

    \[\ce{3O2}(g)\xrightarrow{\ce{electric\: discharge}}\ce{2O3}(g) \hspace{20px} ΔH°=\mathrm{287\: kJ}\]

    El olor fuerte asociado con las chispas de los materiales eléctricos se debe, en parte, al ozono.

    Figura \(\PageIndex{1}\): La imagen muestra la molécula de ozono (O3) doblada y las estructuras de resonancia necesarias para describir su enlace.

    El ozono se forma naturalmente en la atmósfera superior por la acción de la luz ultravioleta del sol sobre el oxígeno que se encuentra allí. Una gran parte del ozono atmosférico se produce en la estratosfera, una capa de la atmósfera que se extiende desde unos 10 a 50 kilómetros sobre la superficie de la tierra. Este ozono actúa como una barrera a la luz ultravioleta dañina del sol absorbiéndola, usando una reacción química de descomposición:

    \[\ce{O3}(g)\xrightarrow{\ce{ultraviolet\: light}}\ce{O}(g)+\ce{O2}(g)\]

    Los átomos de oxígeno reactivos se recombinan con el oxígeno molecular para completar el ciclo del ozono. La presencia del ozono estratosférico disminuye la frecuencia de cáncer de la piel y otros efectos dañinos causados por la radiación ultravioleta. Se ha demostrado sin duda que los clorofluorocarbonos, CFC (conocidos comercialmente como Freones), que estaban presentes como propulsores de aerosoles en las latas de aerosol y como refrigerantes, causaron el agotamiento del ozono en la estratosfera. Esto ocurre porque la luz ultravioleta causa que los CFC se descompongan, produciendo el cloro atómico. Los átomos de cloro reaccionan con las moléculas de ozono, lo que resulta en una eliminación de moléculas de O3 de la estratosfera. Este proceso se explica en detalle en el capítulo sobre la cinética química. Existe un esfuerzo mundial para reducir la cantidad de CFC usado comercialmente, porque el agujero de ozono está haciéndose más pequeño a medida que disminuyen las concentraciones atmosféricas de cloro atómico. Mientras que el ozono en la estratosfera no protege, 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. Se puede usar como un agente blanqueador de aceites, ceras, tejidos y almidón: oxida los compuestos coloreados de estas sustancias a compuestos incoloros. El ozono es una alternativa al cloro como desinfectante del agua.

    Las reacciones

    El oxígeno elemental es un fuerte agente oxidante. Reacciona con la mayoría de los otros elementos y muchos compuestos.

    Las reacciones con los elementos

    El oxígeno reacciona directamente a temperatura ambiente o a temperaturas más altas con todos los demás elementos, excepto los gases nobles, los halógenos y algunos metales de transición de segunda y tercera fila que tienen baja reactividad (aquellos con 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 los peróxidos o los superóxidos. Los metales menos activos y los no metales producen los óxidos. Dos ejemplos de estas reacciones son:

    \[\ce{2Mg}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2MgO}(s)\]

    \[\ce{P4}(s)+\ce{5O2}(g)⟶\ce{P4O10}(s)\]

    Los óxidos de halógenos, al menos uno de los gases nobles, y los metales con mayores potenciales de reducción que el cobre no se forman por la acción directa de los elementos con el oxígeno.

    Las reacciones con los compuestos

    El oxígeno elemental también reacciona con algunos compuestos. Si es posible oxidar cualquiera de los elementos en un compuesto específica, puede ocurrir más oxidación por el oxígeno. Por ejemplo, el sulfuro de hidrógeno, H2S, contiene el azufre con un estado de oxidación de 2−. Debido a que el azufre no exhibe su estado máximo de oxidación, esperaríamos que el H2S reaccionara con el oxígeno. Esto ocurre y produce el agua y el dióxido de azufre. La reacción es:

    \[\ce{2H2S}(g)+\ce{3O2}(g)⟶\ce{2H2O}(l)+\ce{2SO2}(g)\]

    También se pueden oxidar los óxidos como CO y P4O6 que contienen un elemento con un estado de oxidación más bajo. La facilidad con la que el oxígeno elemental obtiene los electrones se refleja en la dificultad de eliminar los electrones del oxígeno en muchos de los óxidos. De los elementos, solo el flúor, que es muy reactivo puede oxidar los óxidos para formar el oxígeno gaseoso.

    Los óxidos, peróxidos e hidróxidos

    Los compuestos de los metales representativos con el oxígeno se clasifican en tres categorías: (1) los óxidos, que contienen iones de óxido, O2−; (2) los peróxidos, que contienen iones peróxidos, \(\ce{O2^2-}\), con enlaces simples covalentes de oxígeno-oxígeno y un número muy limitado de superóxidos, que contienen iones superóxido, \(\ce{O2-}\), con los enlaces covalentes de oxígeno-oxígeno que tienen un orden de enlace \(\frac{3}{2}\). Además, hay (3) hidróxidos que contienen iones hidróxido, OH. Todos los metales representativos forman óxidos. Algunos de los metales del grupo 2 también forman peróxidos, MO2, y los metales del grupo 1 también forman peróxidos, M2O2, y superóxidos, MO2.

    Los óxidos

    Es posible producir los óxidos de los metales más representativos por el calentamiento de los correspondientes hidróxidos (formando el óxido y el agua gaseosa) o los carbonatos (formando el óxido y el CO2 gaseoso). Las ecuaciones para reacciones de ejemplo son:

    \[\ce{2Al(OH)3}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{Al2O3}(s)+\ce{3H2O}(g)\]

    \[\ce{CaCO3}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{CaO}(s)+\ce{CO2}(g)\]

    Sin embargo, las sales de los metales alcalinos generalmente son muy estables y no se descomponen fácilmente cuando se calientan. Los óxidos de los metales alcalinos resultan de las reacciones de oxidación-reducción que ocurren al calentar los nitratos o los hidróxidos con los metales. Las ecuaciones para las reacciones de ejemplo son:

    \[\ce{2KNO3}(s)+\ce{10K}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{6K2O}(s)+\ce{N2}(g)\]

    \[\ce{2LiOH}(s)+\ce{2Li}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{2Li2O}(s)+\ce{H2}(g)\]

    Con la excepción del óxido de mercurio (II), se pueden producir los óxidos de los metales de los grupos 2-15 por quemando el metal correspondiente en el aire. El elemento más pesado de cada grupo o el elemento para el que el efecto del 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 del par inerte). Así, Tl2O, PbO y Bi2O3 se forman cuando se quema el talio, el plomo y el bismuto, respectivamente. Los óxidos de los elementos menos pesados de cada grupo exhiben el estado de oxidación del grupo. Por ejemplo, el SnO2 se forma al quemar el 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.

    Quemando los elementos 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 en el aire esto causa que formen mezclas de óxidos y nitruros iónicos. Varios también forman peróxidos o superóxidos cuando se calientan al aire.

    Todos los óxidos iónicos contienen el ion óxido, un aceptor de iones de hidrógeno muy fuerte. Con la excepción del óxido de aluminio muy insoluble, Al2O3, estaño (IV), SnO2 y plomo (IV), PbO2, los óxidos de los metales representativos reaccionan con los ácidos para formar las sales. Algunas ecuaciones para estas reacciones son:

    \[\ce{Na2O}+\ce{2HNO3}(aq)⟶\ce{2NaNO3}(aq)+\ce{H2O}(l)\]

    \[\ce{CaO}(s)+\ce{2HCL}(aq)⟶\ce{CaCl2}(aq)+\ce{H2O}(l)\]

    \[\ce{SnO}(s)+\ce{2HClO4}(aq)⟶\ce{Sn(ClO4)2}(aq)+\ce{H2O}(l)\]

    Los óxidos de los metales de los grupos 1 y 2 y del óxido de talio (I) reaccionan con el agua para formar los hidróxidos. Ejemplos de estas reacciones son:

    \[\ce{Na2O}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{NaOH}(aq)\]

    \[\ce{CaO}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq)\]

    \[\ce{Tl2O}(s)+\ce{H2O}(aq)⟶\ce{2TlOH}(aq)\]

    Al contrario del oxido de magnesio, el óxido de calcio, y el óxido de aluminio, los óxidos de los metales alcalinos no son muy útiles en la industria. El óxido de magnesio es importante en la fabricación de los ladrillos refractarios, crisoles, revestimientos de hornos y aislamiento térmico, aplicaciones que requieren estabilidad química y térmica. El óxido de calcio, a veces llamada la cal viva o la cal en el mercado industrial, es muy reactivo y sus usos principales se reflejan en su reactividad. El óxido de calcio puro emite una luz blanca intensa cuando se calienta a una temperatura alta (como se ilustra en la Figura \(\PageIndex{2}\): Los bloques de óxido de calcio calentados por llamas de gas eran las luces del escenario en los teatros antes de que la electricidad estaba disponible.

    Figura \(\PageIndex{2}\): El óxido de calcio tiene muchos usos industriales. Cuando se calienta a altas temperaturas, emite una luz intensa de color blanco.

    El óxido de calcio y el hidróxido de calcio son bases económicas que se usan extensivamente en el procesamiento químico, aunque la mayoría de los productos útiles preparados a partir de ellos no contienen calcio. El óxido de calcio, CaO, se obtiene por el calentamiento del carbonato de calcio, CaCO3, que está disponible fácil y económicamente como conchas de piedra caliza o de ostras:

    \[\ce{CaCO3}(s)⟶\ce{CaO}(s)+\ce{CO2}(g)\]

    Aunque esta reacción de descomposición es reversible, es posible obtener un rendimiento de CaO de 100% dejando escapar el CO2. Es posible preparar el hidróxido de calcio usando la reacción familiar de ácido-base de un óxido de metal soluble con el agua:

    \[\ce{CaO}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(s)\]

    Tanto CaO como Ca(OH)2 son bases útiles; pueden aceptar protones y neutralizar ácidos.

    La alúmina (Al2O3) se encuentra en la naturaleza como el corindón mineral, una sustancia muy dura que se usa como abrasivo para moler y pulir. El corindón es importante para el comercio de la joyería como el rubí y el zafiro. El color del rubí esta causado por una pequeña cantidad de cromo; otras impurezas producen la variedad de colores posibles para los zafiros. Los rubíes y zafiros artificiales se fabrican por fundiendo el óxido de aluminio (punto de fusión = 2050 °C) con pequeñas cantidades de óxidos para producir los colores deseados. Luego se enfría el material derretido de tal manera que se produzcan cristales grandes. Los láseres de rubí usan los cristales de rubí sintéticos.

    El óxido de zinc, ZnO, era un pigmento de pintura blanca útil; sin embargo, los contaminantes tienden a descolorar el compuesto. El compuesto también es importante en la fabricación de neumáticos de automóviles y otros artículos del caucho y en la preparación de los ungüentos medicinales. Por ejemplo, los protectores solares con una base de óxido de zinc, como se muestra en la Figura \(\PageIndex{3}\), ayudan a prevenir las quemaduras solares. El óxido de zinc en estos protectores solares está presente en la forma de partículas muy pequeñas conocidas como nanopartículas. El dióxido de plomo es un componente de las baterías de almacenamiento de plomo cargadas. El plomo (IV) tiende a hacer al ion plomo (II) más estable al ganar dos electrones, por eso el dióxido de plomo es un agente oxidante muy fuerte.

    Figura \(\PageIndex{3}\): El óxido de zinc protege la piel de las quemaduras solares. (crédito: modificación del trabajo por "óseo" / Flickr)

    Peroxides and Superoxides

    Los peróxidos y superóxidos son oxidantes fuertes y son importantes en los procesos químicos. El peróxido de hidrógeno, H2O2, preparado a partir de los 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 altas temperaturas. El peróxido de sodio y los peróxidos de calcio, estroncio y bario se forman usando el calentamiento del metal o el óxido metálico correspondiente en el oxígeno puro:

    \[\ce{2Na}(s)+\ce{O2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{Na2O2}(s)\]

    \[\ce{2Na2O}(s)+\ce{O2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{2Na2O2}(s)\]

    \[\ce{2SrO}(s)+\ce{O2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{2SrO2}(s)\]

    Los peróxidos de potasio, rubidio y cesio se pueden preparar usando el calentamiento del metal o su óxido en una cantidad de oxígeno cuidadosamente controlada:

    \[\ce{2K}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{K2O2}(s) \hspace{20px} \mathrm{(2\:mol\: K\: per\: mol\: O_2)}\]

    Con un exceso de oxígeno, los superóxidos KO2, RbO2, y CsO2 se forman. Por ejemplo:

    \[\ce{K}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{KO2}(s) \hspace{20px} \ce{(1\: mol\: K\: per\: mol\: O_2)}\]

    La estabilidad de los peróxidos y superóxidos de los metales alcalinos aumenta cuando aumenta el tamaño del catión.

    Los hidróxidos

    Los hidróxidos son compuestos que contienen el ion OH. Estos compuestos se pueden producir usando dos tipos de reacciones generales. Los hidróxidos metálicos solubles se pueden producir usando 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 los iones de hidróxido.

    Con la excepción del berilio y el magnesio, los metales de los grupos 1 y 2 reaccionan con el agua para formar hidróxidos y hidrógeno gaseoso. Ejemplos de estas reacciones incluyen:

    \[\ce{2Li}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{2LiOH}(aq)+\ce{H2}(g)\]

    \[\ce{Ca}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq)+\ce{H2}(g)\]

    Sin embargo, estas reacciones pueden ser violentas y peligrosas; por eso es preferible producir los hidróxidos metálicos solubles usando la reacción del óxido respectivo con el agua:

    \[\ce{Li2O}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2LiOH}(aq)\]

    \[\ce{CaO}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq)\]

    La mayoría de los óxidos metálicos son anhídridos básicos. 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 básicos porque reaccionan con los ácidos.

    Es posible preparar los hidróxidos insolubles de berilio, magnesio y otros metales representativos usando 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:

    \[\ce{Mg^2+}(aq)+\ce{2OH-}(aq)⟶\ce{Mg(OH)2}(s)\]

    \[\ce{Al^3+}(aq)+\ce{3OH-}(aq)⟶\ce{Al(OH)3}(s)\]

    \[\ce{Zn^2+}(aq)+\ce{2OH-}(aq)⟶\ce{Zn(OH)2}(s)\]

    Se debe evitar un exceso de hidróxido cuando se preparan los hidróxidos de aluminio, galio, zinc y estaño(II), o los hidróxidos se disolverán con la formación de los correspondientes iones complejos: \(\ce{Al(OH)4-}\) , \(\ce{Ga(OH)4-}\), \(\ce{Zn(OH)4^2-}\) y \(\ce{Sn(OH)3-}\) (Figura \(\PageIndex{4}\)). El aspecto más importante de los iones complejos para este capítulo es que se forman mediante una reacción de ácido-base de Lewis, el metal siendo el ácido de Lewis.

    Figura \(\PageIndex{4}\): (a) Mezclando soluciones de NaOH y Zn(NO3)2 produce un precipitado blanco de Zn(OH)2. (b) La adición de un exceso de NaOH resulta en la disolución del precipitado. (crédito: modificación del trabajo de Mark Ott)

    La industria usa grandes cantidades de hidróxido de sodio como una base fuerte que es barata. El cloruro de sodio es el material que se usa para empezar la producción de NaOH porque el NaCl es un material de partida más barato que el óxido. El hidróxido de sodio es una de las 10 principales sustancias químicas producidas en los Estados Unidos, y esta producción es mediante la electrólisis de soluciones de cloruro de sodio. Este proceso es el proceso de cloro-álcali y es el método principal para producir el cloro.

    El hidróxido de sodio es un compuesto iónico y se funde sin descomponerse. Es muy soluble en el agua, libera 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 usa en la producción de otros compuestos de sodio y se usa para neutralizar soluciones ácidas durante la producción de otros productos químicos como los petroquímicos y polímeros.

    Muchas de las aplicaciones de los hidróxidos son para la neutralización de los ácidos (como el antiácido que se muestra en la Figura \(\PageIndex{5}\)) y para la preparación de los óxidos por la descomposición térmica. Una suspensión acuosa de hidróxido de magnesio constituye la leche antiácida de magnesia. Porque es fácilmente disponible (a partir de la reacción del agua con el óxido de calcio preparado por la descomposición de la piedra caliza, CaCO3), es barato y activo, el hidróxido de calcio se usa extensivamente en aplicaciones comerciales que necesitan una base fuerte que es barata. La reacción de hidróxidos con ácidos apropiados también se usa para preparar sales.

    Figura \(\PageIndex{5}\): El carbonato de calcio, CaCO3, se puede consumir en la forma del antiácido para neutralizar los efectos del ácido en el estómago. (crédito: "Midnightcomm" / Wikimedia Commons)

    El proceso cloroalcalino

    Aunque son muy diferentes químicamente, existe una similitud entre el cloro y el hidróxido de sodio porque existe un proceso electroquímico importante que produce los dos productos químicos simultáneamente. El proceso conocido como el proceso cloro alcalino usa el cloruro de sodio, que se encuentra en grandes depósitos en muchas partes del mundo. Este es un proceso electroquímico para oxidar el ión cloruro a cloro y producir el hidróxido de sodio.

    Al pasar una corriente continua de electricidad a través de una solución de NaCl, los iones de cloruro se mueven al electrodo positivo donde se produce la oxidación a cloro gaseoso cuando el ion le da un electrón al electrodo:

    \[\ce{2Cl-}(aq)⟶\ce{Cl2}(g)+\ce{2e-} \hspace{20px} \textrm{(at the positive electrode)}\]

    Los electrones producidos viajan a través del circuito eléctrico exterior hasta el electrodo negativo. Aunque los iones de sodio positivos se mueven hacia el electrodo negativo, el sodio metálico no se forma porque los iones de sodio son muy difíciles de reducir en las condiciones usadas. (Recuerde que el sodio metálico es lo suficientemente activo como para reaccionar con el agua y, por lo tanto, incluso si se produce, reaccionaría inmediatamente con el agua para producir iones de sodio otra vez). En vez, las moléculas de agua recogen electrones del electrodo y se reducen para formar el gas hidrógeno y los iones hidróxido:

    \[\ce{2H2O}(l)+\ce{2e-}\textrm{ (from the negative electrode)}⟶\ce{H2}(g)+\ce{2OH-}(aq)\]

    El resultado general es la conversión de la solución acuosa de NaCl en una solución acuosa de NaOH, Cl2 gaseoso y H2 gaseoso:

    \[\ce{2Na+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)+\ce{2H2O}(l)\xrightarrow{\ce{electrolysis}}\ce{2Na+}(aq)+\ce{2OH-}(aq)+\ce{Cl2}(g)+\ce{H2}(g)\]

    Los compuestos de oxígeno no metálicos

    La mayoría de los no metales reaccionan con el oxígeno para formar los óxidos no metálicos. Dependiendo de los estados de oxidación disponibles para el elemento, se pueden formar una variedad de óxidos. El flúor se combinará con el oxígeno para formar los fluoruros como el OF2, donde el oxígeno tiene un estado de oxidación de 2+.

    Los compuestos de azufre y oxígeno

    Los dos óxidos de azufre más comunes son el dióxido de azufre, SO2, y el trióxido de azufre, SO3. El olor de azufre quemado proviene del dióxido de azufre. El dióxido de azufre, que se muestra en la Figura \(\PageIndex{6}\), se encuentra en los gases volcánicos y en la atmósfera cerca de las plantas industriales que queman combustible que contiene compuestos de azufre.

    Figura \(\PageIndex{6}\): Esta imagen muestra la estructura molecular (izquierda) y las formas de resonancia (derecha) del dióxido de azufre.

    La producción comercial del dióxido de azufre proviene de la quema del azufre o el tostado minerales de sulfuro como ZnS, FeS2 y Cu2S en el aire. (El tostado, 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 mediante la acción de un ácido fuerte sobre las sales de sulfito que contienen \(\ce{SO3^2-}\) iones o sales de sulfito de hidrógeno que contienen \(\ce{HSO3-}\). El ácido sulfuroso, H2SO3, se forma primero, pero se descompone rápidamente en el dióxido de azufre y el agua. El dióxido de azufre también se forma cuando muchos agentes reductores reaccionan con el ácido sulfúrico concentrado caliente. El trióxido de azufre se forma lentamente cuando se calientan juntos el dióxido de azufre y el oxígeno, y la reacción es exotérmica:

    \[\ce{2SO2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2SO3}(g) \hspace{20px} ΔH°=\mathrm{−197.8\:kJ}\]

    El dióxido de azufre es un gas a temperatura ambiente y la molécula de SO2 está doblada. El trióxido de azufre se funde a 17 °C y hierve a 43 °C. En el estado de vapor, sus moléculas son unidades individuales de SO3 (Figura \(\PageIndex{7}\)), pero en el estado sólido, el SO3 existe en varias formas poliméricas.

    Figura \(\PageIndex{7}\): Esta imagen muestra la estructura (arriba) del trióxido de azufre en la fase gaseosa y sus formas de resonancia (abajo).

    Los óxidos de azufre reaccionan como loa ácidos de Lewis con muchos óxidos e hidróxidos en reacciones ácido-base de Lewis, con la formación de sulfitos o hidrogenosulfitos, y sulfatos o hidrogenosulfatos, respectivamente.

    Los compuestos de halógenos con oxígeno

    Los halógenos no reaccionan directamente con el oxígeno, pero se pueden preparar los compuestos binarios de oxígeno-halógeno usando 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.

    Figura \(\PageIndex{8}\): Esta imagen muestra las estructuras de las moléculas (a) Cl2O y (b) ClO2

    Como una clase, los óxidos son extremadamente reactivos e inestables, y su química tiene poca importancia práctica. El óxido de dicloro, formalmente llamado el monóxido de dicloro, y el dióxido de cloro, ambos mostrados en la Figura \(\PageIndex{8}\), son los únicos compuestos comercialmente importantes. Son importantes como agentes blanqueadores (para su uso en pulpa y harina) y para el tratamiento del agua.

    Los oxiácidos no metálicos y sus sales

    Los óxidos no metálicos forman ácidos cuando reaccionan con el agua; estos son anhídridos de ácido. Los oxianiones formados pueden hacer sales con varios iones metálicos.

    Los oxiácidos de nitrógeno y sus sales

    El pentóxido de nitrógeno, N2O5 y NO2 reaccionan con el agua para formar el ácido nítrico, HNO3. En el siglo VIII, los alquimistas llamaban el ácido nítrico (que se muestra en la Figura \(\PageIndex{9}\)) el aqua fortis (que significa "agua fuerte"). El ácido fue útil en la separación del oro de la plata porque disuelve la plata, pero no el oro. Las trazas de ácido nítrico se encuentran en la atmósfera después de las tormentas y sus sales se distribuyen extensivamente en la naturaleza. Hay enormes depósitos de salitre de Chile, NaNO3, en la región desértica cerca del límite de Chile y Perú. El salitre de Bengala, KNO3, se encuentra en India y en otros países del Lejano Oriente.

    Figura \(\PageIndex{9}\): Esta imagen muestra la estructura molecular (izquierda) del ácido nítrico, HNO3 y sus formas de resonancia (derecha).

    En el laboratorio se puede producir el ácido nítrico usando el calentamiento de una sal de nitrato (como nitrato de sodio o potasio) con el ácido sulfúrico concentrado:

    \[\ce{NaNO3}(s)+\ce{H2SO4}(l)\xrightarrow{Δ}\ce{NaHSO4}(s)+\ce{HNO3}(g)\]

    El proceso de Ostwald es un método comercial usado para producir el ácido nítrico. Este proceso involucra la oxidación del amoníaco a óxido nítrico, NO; oxidación de óxido nítrico a dióxido de nitrógeno, NO2; y la oxidación e hidratación del dióxido de nitrógeno para formar el ácido nítrico:

    \[\ce{4NH3}(g)+\ce{5O2}(g)⟶\ce{4NO}(g)+\ce{6H2O}(g)\]

    \[\ce{2NO}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2NO2}(g)\]

    \[\ce{3NO2}(g)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2HNO3}(aq)+\ce{NO}(g)\]

    o

    \[\ce{4NO2}(g)+\ce{O2}(g)+\ce{2H2O}(g)⟶\ce{4HNO3}(l)\]

    El ácido nítrico puro es un líquido incoloro. Sin embargo, a veces es de color amarillo o marrón porque el NO2 se forma cuando el ácido se descompone. El ácido nítrico es estable en solución acuosa; las soluciones que contienen 68% del ácido son ácido nítrico concentrado comercialmente disponible. Es un agente oxidante fuerte y un ácido fuerte.

    La reacción del ácido nítrico con un metal rara vez produce H2 (por reducción de H+) en más de 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 varios 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 de ácido nítrico diluido con cobre produce NO. En cada caso, las sales de nitrato de los metales cristalizan tras la evaporación de las soluciones resultantes.

    Los elementos no metálicos, como el azufre, el carbono, el yodo y el fósforo, se oxidan por el ácido nítrico concentrado a sus óxidos u oxiácidos, con la formación de NO2:

    \[\ce{S}(s)+\ce{6HNO3}(aq)⟶\ce{H2SO4}(aq)+\ce{6NO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\]

    \[\ce{C}(s)+\ce{4HNO3}(aq)⟶\ce{CO2}(g)+\ce{4NO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\]

    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 (llamado agua regia, que significa agua real) reacciona vigorosamente con los metales. Esta mezcla es particularmente útil para disolver el oro, platino y otros metales que son más difíciles de oxidar que el hidrógeno. Una ecuación simplificada para representar la reacción del agua regia con el oro es:

    \[\ce{Au}(s)+\ce{4HCl}(aq)+\ce{3HNO3}(aq)⟶\ce{HAuCl4}(aq)+\ce{3NO2}(g)+\ce{3H2O}(l)\]

    Video \(\PageIndex{1}\): Aunque el oro generalmente no es reactivo, puede ver un video de la compleja mezcla de los compuestos presentes en el agua regia por disolviendo el agua regia en una solución.

    Los nitratos que son sales de ácido nítrico, se forman cuando los metales, óxidos, hidróxidos o carbonatos reaccionan con el ácido nítrico. La mayoría de los nitratos son solubles en el agua; de hecho, uno de los usos importantes del ácido nítrico es la preparación de nitratos metálicos solubles.

    El ácido nítrico se usa extensivamente en el laboratorio y en las industrias químicas como un ácido fuerte y agente oxidante fuerte. Es importante en la fabricación de los explosivos, tintes, plásticos y drogas. Las sales de ácido nítrico (nitratos) son valiosas como fertilizantes. La pólvora es una mezcla de nitrato de potasio, azufre y carbón.

    La reacción de N2O3 con el agua produce una solución de color azul pálido de ácido nitroso, HNO2. Sin embargo, el HNO2 (que se muestra en la Figura \(\PageIndex{10}\)) es más fácil de preparar usando la adición de un ácido a una solución de nitrito; el ácido nitroso es un ácido débil, por eso el ion nitrito es básico en una solución acuosa:

    \[\ce{NO2-}(aq)+\ce{H3O+}(aq)⟶\ce{HNO2}(aq)+\ce{H2O}(l)\]

    El ácido nitroso es muy inestable y existe solo en solución. Se descompone lentamente a una temperatura ambiente (rápidamente cuando se calienta) en el ácido nítrico y óxido nítrico. El ácido nitroso es un agente oxidante activo con agentes reductores fuertes, y los agentes oxidantes fuertes lo oxidan a ácido nítrico.

    Figura \(\PageIndex{10}\): Esta imagen muestra la estructura molecular de una molécula de ácido nitroso, HNO2.

    El nitrito de sodio, NaNO2, es un aditivo usado en las carnes como los perros calientes y embutidos. El ion nitrito tiene dos funciones. Limita el crecimiento de las bacterias que pueden causar la intoxicación alimentaria y mantener el color rojo de la carne. La adición del nitrito de sodio a los productos cárnicos es conflictiva porque el ácido nitroso reacciona con ciertos compuestos orgánicos para formar una clase de compuestos conocidos como las nitrosaminas. Las nitrosaminas producen cáncer en los animales de laboratorio. Esto ha causado que La FDA a limite la cantidad de NaNO2 en los alimentos.

    Los nitritos son mucho más estables que el ácido, pero los nitritos, como los nitratos, pueden explotar. Los nitritos, como los nitratos, también son solubles en el agua (el AgNO2 es solo un poco soluble).

    Los oxiácidos de fósforo y sus sales

    El ácido ortofosfórico puro, H3PO4 (Figura \(\PageIndex{11}\)), forma cristales delicuescentes incoloros que se funden a 42 °C. El nombre común de este compuesto es el ácido fosfórico y está disponible comercialmente como una solución viscosa al 82% conocida como el ácido fosfórico almibarado. El ácido fosfórico se puede usar como un aditivo para muchos refrescos.

    Un método comercial para preparar el ácido ortofosfórico es tratar la roca de fosfato de calcio con el ácido sulfúrico concentrado:

    \[\ce{Ca3(PO4)2}(s)+\ce{3H2SO4}(aq)⟶\ce{2H3PO4}(aq)+\ce{3CaSO4}(s)\]

    Figura \(\PageIndex{11}\): El ácido ortofosfórico, H3PO4, es incoloro cuando está puro y tiene esta estructura molecular (izquierda) y de Lewis (derecha).

    La dilución de los productos con el agua, seguida por la filtración para eliminar el sulfato de calcio, produce una solución ácida diluida contaminada con dihidrogenofosfato de calcio, Ca(H2PO4)2 y otros compuestos asociados con la roca de fosfato de calcio. Se puede preparar el ácido ortofosfórico puro por disolviendo P4O10 en el agua.

    La reacción del agua con P4O6, PCl3, PBr3 o PI3 forma el ácido fosforoso, H3PO3 (que se muestra en la Figura \(\PageIndex{12}\)). El mejor método para preparar el ácido fosforoso puro es hidrolizando tricloruro de fósforo:

    \[\ce{PCl3}(l)+\ce{3H2O}(l)⟶\ce{H3PO3}(aq)+\ce{3HCl}(g)\]

    El calentamiento de la solución resultante expulsa el cloruro de hidrógeno y conduce a la evaporación del agua. Cuando se evapora suficiente agua, aparecerán cristales blancos de ácido fosforoso al enfriarse. Los cristales son delicuescentes, muy solubles en agua y tienen un olor a ajo. El sólido se funde a 70.1 °C y se descompone a unos 200 °C por desproporción en fosfina y ácido ortofosfórico:

    \[\ce{4H3PO3}(l)⟶\ce{PH3}(g)+\ce{3H3PO4}(l)\]

    A space filling model shows an orange atom labeled, “P,” bonded on three sides to red atoms labeled, “O,” and on the other side to a white atom labeled, “H.” Two of the red atoms are bonded to white atoms labeled, “H.” A Lewis structure is also shown in which a phosphorus atom is single bonded to a hydrogen atom and three oxygen atoms, two of which have two lone pairs of electrons and single bonds to hydrogen atoms, and one of which has three lone pairs of electrons.

    Figura \(\PageIndex{12}\): En una molécula de ácido fosforoso, H3PO3, solo los dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno son ácidos.

    El ácido fosforoso forma sólo dos series de sales, que contienen el ion fosfito dihidrógeno, \(\ce{H2PO3-}\), o el ion fosfato hidrógeno, \(\ce{HPO3^2-}\), respectivamente. No es posible reemplazar el tercer átomo de hidrógeno porque no es muy ácido, ya que no es fácil de ionizar el enlace P-H.

    Los oxiácidos de azufre y sus sales

    La preparación del ácido sulfúrico, H2SO4 (Figura \(\PageIndex{13}\)), comienza con la oxidación del azufre en el trióxido de azufre y luego convierte el trióxido en ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico puro es un líquido aceitoso e incoloro que se congela a 10.5 °C. Se echa humo cuando se calienta porque el ácido se descompone en agua y trióxido de azufre. El proceso de calentamiento provoca la pérdida de más trióxido de azufre que agua, hasta alcanzar una concentración de ácido del 98.33%. El ácido de esta concentración hierve a 338 °C sin más cambios de concentración (una solución de ebullición constante) y es H2SO4 concentrado comercialmente. La cantidad de ácido sulfúrico que se usa en la industria supera la de cualquier otro compuesto fabricado.

    Figura \(\PageIndex{13}\): El ácido sulfúrico tiene una estructura molecular tetraédrica.

    La fuerte afinidad del ácido sulfúrico concentrado por el agua lo hace en un buen agente deshidratante. Es posible secar los gases y líquidos inmiscibles que no reaccionan con el ácido pasándolos a través del ácido.

    El ácido sulfúrico es un ácido diprótico fuerte que se ioniza en dos etapas. En una solución acuosa, la primera etapa está esencialmente completa. La ionización secundaria no está completa, y \(\ce{HSO4}\) es un ácido moderadamente fuerte (alrededor del 25% ionizado en solución de una sal \(\ce{HSO4-}\): Ka = 1.2 × 10-2).

    Siendo un ácido diprótico, el ácido sulfúrico forma tanto sulfatos como Na2SO4 y hidrogenosulfatos, como NaHSO4. La mayoría de los sulfatos son solubles en el agua; sin embargo, los sulfatos de bario, estroncio, calcio y plomo son solo un poco solubles en el agua.

    Entre los sulfatos importantes se encuentran Na2SO4⋅10H2O y las sales de Epsom, MgSO4⋅7H2O. Debido a que el ión \(\ce{HSO4-}\) es un ácido, los sulfatos de hidrógeno, como el NaHSO4, tienen un carácter ácido, y este compuesto es el ingrediente principal en algunos limpiadores domésticos.

    El ácido sulfúrico concentrado caliente 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, se reduce a SO2, \(\ce{HSO3-}\), \(\ce{SO3^2-}\), S, H2S o S2−.

    El dióxido de azufre se disuelve en el agua para formar una solución de ácido sulfuroso, como se esperaba para el óxido de un no metal. El ácido sulfuroso es inestable y no es posible aislar el H2SO3 anhidro. Calentando 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 hidrógeno sulfito, \(\ce{HSO3-}\), y el ion sulfito, \(\ce{SO3^2-}\). El ácido sulfuroso es un ácido un poco fuerte. La ionización es de alrededor del 25% en la primera etapa, pero es mucho menor en la segunda (Ka1 = 1.2 × 10−2 y Ka2 = 6.2 × 10−8).

    Para preparar sales sólidas de sulfito e hidrógeno sulfito, se necesita agregar 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 SO2 con los óxidos e hidróxidos. El calentamiento del hidrógeno sulfito de sodio sólido forma el sulfito de sodio, dióxido de azufre y el agua:

    \[\ce{2NaHSO3}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{Na2SO3}(s)+\ce{SO2}(g)+\ce{H2O}(l)\]

    Los agentes oxidantes fuertes pueden oxidar el ácido sulfuroso. El oxígeno en el aire lo oxida lentamente a ácido sulfúrico más estable:

    \[\ce{2H2SO3}(aq)+\ce{O2}(g)+\ce{2H2O}(l)\xrightarrow{Δ}\ce{2H3O+}(aq)+\ce{2HSO4-}(aq)\]

    Las soluciones de sulfitos también son muy susceptibles a la oxidación del aire para producir los sulfatos. Así, las soluciones de sulfitos siempre contienen sulfatos después de la exposición al aire.

    Los oxiácidos con halógenos y sus sales

    Los compuestos HXO, HXO2, HXO3 y HXO4, donde X representa Cl, Br o I, son los ácidos hipohaloso, halousado, hálico y perhálico, respectivamente. La fuerza de estos ácidos va desde los ácidos hipohalosos, que son ácidos muy débiles, hasta los ácidos perhálicos, que son muy fuertes. La tabla \(\PageIndex{1}\) lista los ácidos conocidos y sus valores de pKa se dan entre paréntesis.

    Table \(\PageIndex{1}\): Oxyacids of the Halogens
    Nombre Flúor Cloro Bromo Yodo
    hipohaloso HOF HOCl (7.5) HOBr (8.7) HOI (11)
    halousado   HClO2 (2.0)    
    hálico   HClO3 HBrO3 HIO3 (0.8)
    perhálico   HClO4 HBrO4 HIO4 (1.6)

    paraperálico

          H5IO6 (1.6)

    El único oxiácido de flúor conocido es el ácido hipofluoroso que es muy inestable, HOF y se prepara usando la reacción del flúor gaseoso con el hielo:

    \[\ce{F2}(g)+\ce{H2O}(s)⟶\ce{HOF}(g)+\ce{HF}(g)\]

    El compuesto es muy inestable y se descompone a temperaturas más altas que -40 ° C. Este compuesto no se ioniza en el agua y no se tiene sales. Es incierto si el nombre ácido hipofluoroso es apropiado para HOF; un nombre más apropiado podría ser hipofluorito de hidrógeno.

    Las reacciones del cloro y el bromo con el agua son análogas a las del flúor con el hielo, pero estas reacciones no se completan y resultan en mezclas del halógeno y los respectivos ácidos hipohaloso e hidrohálico. Aparte de HOF, los ácidos hipohalosos solo existen en solución. Los ácidos hipohalosos son todos ácidos muy débiles; sin embargo, el HOCl es un ácido más fuerte que el HOBr, que es más fuerte que el HOI.

    La adición de una base a las soluciones de los ácidos hipohalosos produce soluciones de las sales que contienen los iones hipohalitos básicos, OX. Estas sales se pueden aislar como sólidos. Todos los hipohalitos son inestables con respecto a la descomposición en una solución, pero la reacción es lenta para el hipoclorito. El hipobromito y el hipoyodito se descomponen rápidamente, incluso en el frío:

    \[\ce{3XO-}(aq)⟶\ce{2X-}(aq)+\ce{XO3-}(aq)\]

    El hipoclorito de sodio es un blanqueador (Clorox) y un germicida barato. La preparación comercial involucra la electrólisis de soluciones de cloruro de sodio acuosas diluidas y frías en condiciones en las que el cloro y el ion hidróxido resultantes pueden reaccionar. La reacción neta es:

    \[\ce{Cl-}(aq)+\ce{H2O}(l)\xrightarrow{\ce{electrical\: energy}}\ce{ClO-}(aq)+\ce{H2}(g)\]

    El único ácido halogenado que se conoce definitivamente es el ácido cloroso, HClO2, que so produce usando la reacción del clorito de bario con el ácido sulfúrico diluido:

    \[\ce{Ba(ClO2)2}(aq)+\ce{H2SO4}(aq)⟶\ce{BaSO4}(s)+\ce{2HClO2}(aq)\]

    La filtración del sulfato de bario insoluble produce una solución de HClO2. El ácido cloroso no es estable; se descompone lentamente en solución para producir el dióxido de cloro, ácido clorhídrico y agua. El ácido cloroso reacciona con las bases para producir sales que contienen el ion clorito (esto se muestra en la Figura \(\PageIndex{14}\)). El clorito de sodio tiene varias aplicaciones en el blanqueo de papel porque es un agente oxidante fuerte y no daña el papel.

    Figura \(\PageIndex{14}\): Los iones de clorito, \(\ce{ClO2-}\), se producen cuando el ácido cloroso reacciona con las bases.

    El ácido clórico, HClO3 y el ácido brómico, HBrO3, son estables solo en solución. La reacción del yodo con el ácido nítrico concentrado produce el ácido yódico estable de color blanco, HIO3:

    \[\ce{I2}(s)+\ce{10HNO3}(aq)⟶\ce{2HIO3}(s)+\ce{10NO2}(g)+\ce{4H2O}(l)\]

    Se pueden obtener los ácidos hálicos menos pesados a partir de sus sales de bario usando la reacción con el ácido sulfúrico diluido. La reacción es análoga a la reacción usada 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 las sales que contienen los iones clorato (esto se muestra en la Figura \(\PageIndex{15}\)). Otro método de preparación es la oxidación electroquímica de una solución caliente de un haluro metálico para formar los cloratos metálicos apropiados. El clorato de sodio es una herbicida, el clorato de potasio se usa como una agente oxidante.

    Figura \(\PageIndex{15}\): Los iones clorato, \(\ce{ClO3-}\), se producen cuando los ácidos hálicos reaccionan con las bases.

    El ácido perclórico, HClO4, se forma cuando se trata con un perclorato, como el perclorato de potasio, y con ácido sulfúrico a una presión reducida. El HClO4 se puede destilar de la mezcla:

    \[\ce{KClO4}(s)+\ce{H2SO4}(aq)⟶\ce{HClO4}(g)+\ce{KHSO4}(s)\]

    Las soluciones acuosas diluidas de ácido perclórico son bastante estables térmicamente, pero las concentraciones más altas que 60% son inestables y peligrosas. El ácido perclórico y sus sales son poderosos agentes oxidantes porque el cloro electronegativo es más estable en un estado de oxidación menor que 7+. Han ocurrido graves explosiones al calentar soluciones concentradas con sustancias que se oxidan fácilmente. Sin embargo, sus reacciones como un agente oxidante son lentas cuando el ácido perclórico está frío y diluido. Este ácido se encuentra entre los más fuertes de todos los ácidos. La mayoría de las sales que contienen el ion perclorato (Figura \(\PageIndex{16}\)) son solubles. Es posible prepararlos mediante reacciones de bases con ácido perclórico y, comercialmente, por electrólisis de soluciones calientes de sus cloruros.

    Figura \(\PageIndex{16}\): Los iones de perclorato, \(\ce{ClO4-}\), se pueden producir 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 corrientemente involucran la oxidación de los bromatos en una solución básica con el gas flúor seguido por la acidificación. Hay pocos usos comerciales de este ácido o sus sales.

    Hay varios diferentes ácidos que contienen el yodo en un estado de oxidación de 7+; estos ácidos incluyen el ácido metaperyódico, HIO4 y el ácido periódico, H5IO6. Estos ácidos son agentes de oxidación fuertes y pueden reaccionar con bases para producir las sales apropiadas.

    Resumen

    El oxígeno es uno de los elementos más reactivos. Esta reactividad combinada con su abundancia hace que la química del oxígeno sea muy bien entendida. Los compuestos de los metales representativos con el oxígeno existen en tres categorías (1) los óxidos, (2) los peróxidos y superóxidos, y (3) los hidróxidos. El calentamiento de los hidróxidos, nitratos o carbonatos correspondientes es el método más común para producir los óxidos. El calentamiento del metal o el óxido metálico en el oxígeno puede causar la formación de los peróxidos y superóxidos. Los óxidos solubles se disuelven en el agua para formar las soluciones de hidróxidos. La mayoría de los óxidos de metales son anhídridos básicos y reaccionan con los ácidos. Los hidróxidos de los metales representativos reaccionan con los ácidos en reacciones de ácido-base para formar las sales y el agua. Los hidróxidos tienen muchos usos comerciales.

    Todos los no metales, excepto el flúor, pueden formar 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 en la molécula en lugar de al otro átomo no metálico. Generalmente, la fuerza del oxiácido aumenta con el número de átomos de oxígeno unidos al átomo no metálico en vez de al hidrógeno.

    Glosario

    anhídrido base
    óxido de metal que se comporta como una base hacia los ácidos
    el proceso cloro alcalino
    el proceso de electrólisis para la síntesis de cloro e hidróxido de sodio
    sulfato de hidrógeno
    ion \(\ce{HSO4-}\) 
    sulfito de hidrógeno
    ion \(\ce{HSO3-}\) 
    el hidróxido
    compuesto de un metal con el ion hidróxido OH o el grupo −OH
    el nitrato
    ion \(\ce{NO3-}\); sal de ácido nítrico
    El Proceso de Ostwald
    el proceso industrial usado para convertir el amoniaco a el ácido nítrico
    el óxido
    un compuesto binario de oxígeno con otro elemento o grupo, que normalmente contiene iones O2− o el grupo –O– o = O
    el ozono
    alótropo de oxígeno; O3
    el peróxido
    una molécula que contiene dos átomos de oxígeno unidos uno al otro o como un anión, \(\ce{O2^2-}\)
    la fotosíntesis
    el proceso por el cual la energía lumínica causa la reacción del agua y el dióxido de carbono para formar los carbohidratos y oxígeno; esto permite que los organismos fotosintéticos almacenen la energía
    sulfato
    \(\ce{SO4^2-}\) ion
    sulfito
    \(\ce{SO3^2-}\) ion
    superóxido
    el óxido que contiene el anión \(\ce{O2-}\)

    Contribuyentes y atribuciones

    • Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110)."

    • Ana Martinez (amartinez02@saintmarys.edu) contribuyó a la traducción de este texto.