Oxígeno y azufre: propiedades, reacciones y usos (resumen de química)

OXÍGENO

* El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre (casi el 46% de su masa). En la atmósfera hay un 20% en masa de oxígeno molecular.

* El oxígeno existe en estado libre como molécula diatómica (O₂).

* En estado gaseoso es incoloro e inodoro mientras que en estado líquido es ligeramente azulado.

* El oxígeno se puede obtener en el laboratorio por calentamiento de clorato de potasio.

2KClO₃ (s) 2KCl (s) + 3O₂ (g)

La reacción se cataliza con MnO₂.

* De forma industrial el oxígeno gaseoso se prepara por destilación fraccionada del aire líquido.

* El oxígeno elemental es una mezcla de tres isótopos (¹⁶O ~99.76% ¹⁷O ~0.037% ¹⁸O ~0.204%).

* El oxígeno constituye casi una cuarta parte de todos los átomos de la materia viviente, es el principal oxidante esencial en la ruptura metabólica de las moléculas de alimento. Sin él un ser humano es incapaz de vivir.

Propiedades del oxígeno diatómico (O₂):

- El oxígeno tiene dos alótropos, O₂ (oxígeno molecular) y O₃ (ozono).

- La molécula O₂ es paramagnética, contiene dos electrones desapareados.

Diagramas de Latimer y Frost de Oxígeno:

El estado de oxidación del oxígeno más positivo es el 0 y el más bajo es el -2.

Si miramos el diagrama, cuanto más arriba y mas a la derecha esté, más oxidante será y tenderá a reducirse.

La especie más estable termodinámicamente es la que está situada más abajo en el diagrama de Frost.

Agua oxigenada: H₂O₂

H₂O₂ H₂O + 1/2 O₂

Reducción: H₂O₂ H₂O E= 1.76V

Oxidación: H₂O₂ O₂ E = -0.7V

Si en una especie el potencial de la reducción es mucho mayor que el potencial de la oxidación, está muy inestable, es decir, se da una desproporción.

Usos:

* El oxígeno molecular es un agente oxidante fuerte y es una de las sustancias más usadas en la industria.

* Sus usos principales se encuentra en la industria del acero y en el tratamiento de las aguas. En el caso del acero, que está formado por hierro y carbono, se usa la eliminar cierta cantidad de carbono (formando CO₂), dependiendo de las propiedades que queramos que tenga el acero.

* También se usa como agente blanqueador del papel, en la medicina para superar dificultades respiratorias, en los sopletes de oxiacetileno y como agente oxidante en muchas reacciones orgánicas e inorgánicas.

Óxidos, peróxido y superóxidos.

El oxígeno forma tres tipos de óxidos: el óxido que contiene el ión O^2-, el peróxido que contiene el ión O₂^-2 y el superóxido que contiene el ión O₂^-.

* La reacción del O^2- con el agua es una reacción de hidrólisis y ocurre inmediatamente por lo que se puede decir que no existe en disolución acuosa.

* Las sustancias que contienen a O₂^- y O₂^-2 reaccionan con agua mediante procesos redox liberando o₂ en la mayoría de los casos.

La naturaleza iónica/covalente del enlace en los óxidos cambia a lo largo de cualquier periodo de la tabla periódica.

* Los óxidos de los elementos del lado izquierdo de la tabla periódica, (metales alcalinos y alcalinotérreos), son sólidos iónicos y tiene altos puntos de fusión.

* Los óxidos de los metaloides y los metales hacia el centro de la tabla también son sólidos, pero tienen mucho menor carácter iónico.

* Los óxidos de los no metales son compuestos covalentes que

generalmente existen como líquidos o gases a temperatura ambiente.

* El carácter ácido de los óxidos aumenta de izquierda a derecha (Ej: MgO es básico, Na₂O es anfótero, SO₃ o Cl₂O₇ son ácidos).

* El carácter básico de los óxidos aumenta a medida que se desciende en un grupo.

* El MgO no reacciona con agua pero reacciona con los ácidos de la siguiente manera:

* BaO, que es mucho más básico, se hidroliza inmediatamente para dar el correspondiente hidróxido:

* Peróxido de hidrógeno (H₂O₂): agua oxigenada.

Es un líquido viscoso e incoloro (p.f. -0.9ºC), que se prepara en el laboratorio por la acción del ácido sulfúrico diluido frío sobre el peróxido de bario octahidratado.

La estructura del peróxido de hidrógeno es de libro abierto.

La repulsión par libre - par enlazante es mayor en el agua oxigenada que en el agua, de modo que el ángulo del HOO es de 98.8º (en comparación con 104.5º para HOH en el agua).

El peróxido de hidrógeno es una molécula polar (μ=2.16D).

Se descompone fácilmente por calentamiento o en presencia de partículas de polvo o de ciertos metales, que actúan como catalizadores (reacción de desproporción).

Las disoluciones diluidas de éste que se consiguen en la farmacia se usan como antisépticos suaves.

También se utiliza como blanqueador de textiles, pieles y pelo.

Otro de sus usos es como componente del combustible de naves espaciales, debido a su alto calor de descomposición.

Es un agente oxidante fuerte que puede oxidar iones como Fe²⁺ a iones Fe³⁺ en disoluciones ácidas:

También oxida iones SO₃^2- a iones SO₄^2-:

O puede actuar como agente reductor:

* Superóxidos:

- Se conocen relativamente poco compuestos que contengan el ión O₂^-. En general, sólo los metales alcalinos más reactivos (K, Rb y Cs) forman superóxidos.

- Es importante mencionar que tanto el ion peróxido como el ion superóxido son subproductos del metabolismo, como estos iones son sumamente reactivos, pueden infligir un gran daño en las células.

- Nuestros cuerpos han sido equipados con las enzimas necesarias para convertir estas sustancias tóxicas en agua y oxígeno molecular.

* Ozono:

- El ozono es un gas en condiciones normales (p.eb. -111.3ºC), bastante tóxico, un poco azuloso y con olor punzante.

- El ozono se puede preparar a partir del oxígeno molecular, ya sea fotoquímicamente o sometiendo al O₂ a una descarga eléctrica.

O₂ 2O₃ ΔG_r=326.8KJ

- El ozono se encuentra en la estratosfera, formando la capa de ozono que nos protege de los rayos ultravioleta.

- La radiación ultravioleta es la que provoca que el oxigeno molecular se separe en dos moléculas de oxígeno. Cada una por separado se une a otra molécula de O₂ formando la moléculas de ozono. De igual forma también se forma ozono a partir de otras moléculas de este de nuevo por la radiación ultravioleta.

- El ozono se puede consumir catalíticamente de la siguiente forma:

Debido a la combustión, a altas temperaturas el nitrógeno reacciona con el oxígeno formando sustancias tóxicas como el NO y el N₂O. Estas sustancias son las que provocan la destrucción catalítica del ozono ya que reaccionan con el liberando oxígeno. También se pude producir la reacción con otras sustancias, como con el cloro.

- La molécula de ozono tiene una estructura angular:

- El ozono se usa sobre todo para purificar el agua potable, para desodorizar el aire y para blanquear cera, aceites y textiles.

- El ozono es un agente oxidante muy poderoso sólo el flúor molecular le supera. Es capaz de oxidar al mercurio.

Ciclo del oxígeno

* El oxígeno esta presente en muchos compuestos químicos diferentes.

* El oxígeno atmosférico se consume a traces de la respiracion y de procesos industriales.

* La fotosíntesis es el mecanismo fundamental de la regeneración del oxígeno a partir del dióxido de carbono.

* El balance global del oxígeno en la Tierra está unido al suministro de energía solar.

AZUFRE

* El azufre no es un elemento abundante en la Tierra (0.06% en masa en la corteza terrestre).

* Existe comúnmente en la naturaleza en forma elemental y como compuesto.

* Las reservas más grandes de azufre se encuntras en depósitos sedimentarios.

* El azufre se presenta de forma abundante en el yeso y diversos sulfuros

minerales tales como la pirita (FeS₂).

* También el gas natural contiene azufre como H₂O, SO₂, y otros compuestos azufrados.

* El azufre se extrae de los depósitos subterráneos por el proceso Frasch.

* El azufre producido de esta manera, que alcanza unos 10 millones de toneladas anuales tiene una pureza aproximada de 99.5%.

* El procedimiento más utilizado para la obtención de S (48%) se hace a partir de los depósitos de H₂S asociados al gas natural y al petróleo.

- Inicialmente el H₂S se debe separar del gas natural.

- Se pasa el gas a través de una disolución acuosa de una base orgánica, donde el único gas retenido es el H₂S.

baja presión

alta presión

* La transformación del H₂S en S tiene lugar mediante un proceso químico llamado Proceso Claus:

Es un proceso exotérmico y que necesita la ayuda de catalizadores para ser un proceso más rápido.

* También se puede obtener azufre (19%) por la tostación ( en ausencia de aire) de pirita.

Formas Alotrópicas del Azufre

Existen numerosas formas alotrópicas del azufre.

- El azufre rómbico y monoclínico se encuentran en la corteza terrestre.

- El azufre rómbico (p.f. 112ºC) constituye termodinámicamente la forma más estable; tiene una estructura anular S₈ plegada. Por calentamiento se transforma lentamente en azufre monoclínico (p.f. 119ºC), el cual consta también de unidades S₈.

- Es un sólido amarillo, insípido e inodoro que es insoluble en agua pero soluble en disulfuro de carbono. El alótropo más estable termodinámicamente.

Concatenación: es la tendencia de un elemento a formar enlaces sencillos entre sí.

- Cuando el azufre líquido se calienta se produce un rápido incremento en la viscosidad del fluido. Un mayor calentamiento produce que la viscosidad empiece a disminuir y su densidad aumenta.

Principales usos

* El azufre se presenta en el comercio en forma de cilindros gruesos (azufre en cañón) que se obtiene por solidificación en moldes de madera.

* Por condensación del vapor sobre cámaras de mucha superficie, cerradas, se forma un polvo muy fino llamado flor de azufre.

* También se puede encontrar en forma de barras finas llamadas pajuelas, provistas de mecha de algodón para facilitar su combustión con producción de SO₂, para la fumigación de recipientes destinados a la fabricación y conservación de vinos y cervezas.

* El 90% del S elemental se destina a la fabricación de SO₂ que a su vez se destina mayoritariamente a la síntesis del ácido sulfúrico para la elaboración de fertilizantes.

* El resto de S elemental se destina a la síntesis de CS₂; la vulcanización del caucho; la obtención de fungicidas, insecticidas; pólvora y productos farmacéuticos.

Reactividad química

El azufre muestra una amplia variedad de numerosos oxidantes en sus compuestos.

El compuesto hidrógeno mejor conocido del azufre es el sulfuro de hidrógeno.

* El sulfuro de hidrógeno es un gas incoloro (p.ebu. -60.2ºC) con un olor ofensivo que se parece al de los huevos podridos.

* El sulfuro de hidrógeno es una sustancia altamente tóxica que, al igual que el cianuro de hidrógeno, ataca las enzimas respiratorias.

* Es un ácido diprótico muy débil.

* Los sulfuros en medio básico son reductores y tenderán a oxidarse. Un agente reductor muy fuerte es el H₂S.

* El H₂S es el más estable, ya que tiene la energía libre de Gibbs más negativa.

- Cuanto más positiva sea la variación de entalpía menos estable es el compuesto.

- Cuanto mayor tamaño tenga el compuesto más ácido será.

- El ángulo se va haciendo más pequeño (hacia la izquierda) porque cada vez participa menos la hibridación sp³ y los ángulos se van haciendo próximos a 90º.

- Los puntos de fusión y ebullición aumentan (hacia la derecha) porque cada vez las moléculas son más grandes y mayor es la fuerza de Van der Walls.

- Cuanto más abajo estén los elementos en el grupo, son elementos más atraídos por el núcleo (O,S,Se,Te). El oxígeno y el sulfuro sí que forman bien los compuestos.

Óxidos de azufre

El azufre tiene dos óxidos importantes: el dióxido de azufre SO₂, y el trióxido de azufre SO₃.

El dióxido de azufre (p.eb. -10ºC) es un gas incoloro con un olor punzante, y es bastante tóxico, se forma cuando se quema azufre en aire:

En el laboratorio se pede preparar por la acción de un ácido sobre sulfito, o por la acción del ácido sulfúrico concentrado sobre cobre.

Es un óxido que reacciona con el agua del siguiente modo:

SO₂(g) +H₂O (l) H⁺ (ac) +HSO₃^- (ac)

El dióxido de azufe se oxida lentamente a trióxido de azufre, pero la velocidad de reacción se puede acentuar de forma considerable con un catalizador como el platino o el óxido de vanadio.

El papel del dióxido de azufre en la lluvia ácida juega un papel trascendental.

El dióxido de azufre se disuelve en agua para formar ácido sulfúrico.

Ácido sulfúrico

Es la sustancia más importante de la industria química mundial. Es vizcoso (aceitoso) e incoloro (p.f. 10.4ºC). Es diprótico.

El ácido sulfúrico que se una en el laboratorio es de 98% H₂SO₄ en masa (densidad 1.84g/cm³), lo que corresponde a una concentración de 18M:

Los no metales tienden a reducirse, pero el S actúa como oxidante en algunos no metales como el C.

El ácido sulfúricos capaz de eliminar H y O en proporción 2/1, incluso en productos que no tienen agua. (Función deshidratada).

Otros compuestos del azufre.

* El disulfuro de carbono, un líquido incoloro, inflamable (p.eb.46ºC), se forma por calentamiento de carbono y azufre a alta temperatura.

* El disulfuro de carbono es un buen disolvente para el azufre, fósforo, yodo y otras sustancias no polares, tales como ceras y hule.

* Otro compuesto interesante el azufre es el hexafluoruro de azufre, SF₆, que se prepara por el calentamiento del azufre en una atmósfera de flúor. Es inocuo e incoloro (p. eb. -63.8ºC). Es el más inerte de todos los compuestos de azufre, resiste aun el ataque de KOH fundido. La estructura es octaédrica y el enlace es apolar.