Paul Flowers; Klaus Theopold; Richard Langley; William R. Robinson, PhD

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

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

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 O₂ y, de forma limitada, como moléculas de O₃ (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:

\begin{array}{l} 6 {CO}_{2} (g) + & 6 H_{2} O (l) & \to_{luz}^{clorofila} & C_{6} H_{12} O_{6} (a q) + & 6 O_{2} (g) \\ carbono & agua & glucosa & oxígeno \\ dióxido \end{array}

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 (O₃, ilustrado en la Figura 18.42), 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) \overset{descarga eléctrica}{\to} 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.

Un modelo de espacio lleno muestra tres átomos marcados como "O", enlazados entre sí en forma triangular. También se muestran dos estructuras de Lewis conectadas por una flecha de doble punta. En la imagen de la izquierda, un átomo de oxígeno con un par solitario de electrones está doblemente enlazado a otro oxígeno con dos pares solitarios de electrones a la izquierda y tiene un enlace simple con un oxígeno con tres pares solitarios de electrones solitarios a la derecha. La imagen de la derecha es una imagen invertida de la izquierda.

Figura 18.42 La imagen muestra la molécula de ozono (O₃) 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) \overset{luz ultravioleta}{\to} 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 O₃ 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, H₂S, contiene azufre con un estado de oxidación de 2-. Dado que el azufre no presenta su estado de oxidación máximo, cabría esperar que el H₂S 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 P₄O₆ 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 $1 \frac{1}{2},$ 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, MO₂, y los metales del grupo 1 también forman peróxidos, M₂O₂, y superóxidos, MO₂.

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 CO₂ gaseoso). Las ecuaciones para las reacciones de ejemplo son:

2Al {(OH)}_{3} (s) \overset{Δ}{\to} {Al}_{2} O_{3} (s) + 3 H_{2} O (g)

{CaCO}_{3} (s) \overset{Δ}{\to} 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) \overset{Δ}{\to} 6 K_{2} O (s) + N_{2} (g)

2LiOH (s) + 2Li (s) \overset{Δ}{\to} 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 Tl₂O, PbO y Bi₂O₃ 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 SnO₂ 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, Al₂O₃, del estaño(IV), SnO₂, y del plomo(IV), PbO₂, 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 Figura 18.43). 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".

Un diagrama muestra dos tubos marcados como "Oxígeno" e "Hidrógeno" que conducen a un quemador encendido. El quemador apunta a un bloque sólido marcado como "Óxido de calcio", que descansa sobre un aparato de laboratorio.

Figura 18.43 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, CaCO₃, 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 CO₂. 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 (Al₂O₃) 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 Figura 18.44, 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.

Una fotografía muestra la mano de una persona mientras se aplica una crema blanca en la pierna.

Figura 18.44 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, H₂O₂, 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) \overset{Δ}{\to} {Na}_{2} O_{2} (s) .

2 {Na}_{2} O (s) + O_{2} (g) \overset{Δ}{\to} 2 {Na}_{2} O_{2} (s) .

2SrO (s) + O_{2} (g) \overset{Δ}{\to} 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 KO₂, RbO₂ y CsO₂. 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 Figura 18.45). 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.

Esta figura tiene dos fotos. La primera foto muestra una botella marcada como NaOH y un tubo de ensayo que contiene un líquido. Parece que hay una sustancia blanca en el líquido. La segunda foto está estructurada de forma similar, pero el tubo de ensayo ahora solo contiene un líquido claro.

Figura 18.45 (a) La mezcla de soluciones de NaOH y Zn(NO₃)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 Figura 18.46) 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, CaCO₃), 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.

Una fotografía muestra un frasco inclinado hacia un lado con las palabras "Tabletas antiácidas" escritas en el frente. De la boca de la botella salen una serie de discos sólidos de colores.

Figura 18.46 El carbonato de calcio, CaCO₃, se puede consumir en forma de antiácido para neutralizar los efectos del ácido del estómago (créditos: "Midnightcomm" / Wikimedia Commons).

La química en la vida cotidiana

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, Cl₂ gaseoso y H₂ gaseoso:

2 {Na}^{+} (a q) + 2 {Cl}^{–} (a q) + 2 H_{2} O (l) \overset{electrólisis}{\to} 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 OF₂, 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, SO₂, y el trióxido de azufre, SO₃. El olor del azufre quemado proviene del dióxido de azufre. El dióxido de azufre, que se muestra en la Figura 18.47, aparece en los gases volcánicos y en la atmósfera cerca de las plantas industriales que queman combustible que contiene compuestos de azufre.

Un modelo de barras y esferas muestra un átomo amarillo marcado como "S", enlazado a cada lado a un átomo rojo marcado como "O". Se muestran un par de estructuras Lewis conectadas por una flecha de doble punta. La estructura de Lewis de la izquierda muestra un átomo de azufre con un par solitario de electrones doblemente enlazado a la izquierda con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones y con un enlace simple a la derecha con un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones. La estructura Lewis de la derecha es una imagen invertida de la estructura de la izquierda.

Figura 18.47 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, FeS₂ y Cu₂S 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, H₂SO₃, 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 SO₂ 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 SO₃ (mostradas en la Figura 18.48), pero en estado sólido, el SO₃ existe en varias formas poliméricas.

Un modelo de barras y esferas muestra un átomo amarillo marcado como "S" enlazado a tres átomos rojos marcados como "O". Se muestran tres estructuras de Lewis conectadas por flechas de doble punta. La estructura de Lewis de la izquierda muestra un átomo de azufre que tiene un enlace simple en la parte inferior izquierda y derecha con átomos de oxígeno con tres pares solitarios de electrones cada uno. El átomo de azufre también está doblemente enlazado por encima con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. Las estructuras de Lewis del medio y de la derecha son las mismas que la de la izquierda, pero muestran el oxígeno doblemente enlazado en las posiciones inferior izquierda e inferior derecha, respectivamente.

Figura 18.48 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 Figura 18.49, 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.

Se muestran dos modelos de espacio lleno marcados como "a" y "b". El modelo a muestra un átomo rojo marcado como "O", enlazado a dos átomos verdes marcados como "C l", en forma de V. El modelo b muestra un átomo verde marcado como "C l" enlazado a dos átomos rojos marcados como "O" en forma de V.

Figura 18.49 Esta imagen muestra las estructuras de las moléculas de (a) Cl₂O y (b) ClO₂.

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, N₂O₅, y el NO₂ reaccionan con el agua para formar ácido nítrico, HNO₃. Los alquimistas, ya en el siglo VIII, conocían el ácido nítrico (mostrado en la Figura 18.50) 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, NaNO₃, en la región desértica cercana a la frontera de Chile y Perú. El salitre de Bengala, KNO₃, se encuentra en la India y en otros países del Extremo Oriente.

Un modelo de espacio lleno muestra un átomo azul marcado como "N", enlazado en tres lados con átomos rojos marcados como "O". Uno de los átomos rojos está enlazado con un átomo blanco marcado como "H". Se muestra un par de estructuras Lewis conectadas por una flecha de doble punta. La estructura de Lewis de la izquierda muestra un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones que tiene un enlace simple por la izquierda con un átomo de hidrógeno y por la derecha con un átomo de nitrógeno. El átomo de nitrógeno tiene a su vez un enlace simple a un átomo de oxígeno con tres pares solitarios de electrones en posición ascendente y de doblemente enlazado con un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones en posición descendente. La estructura de Lewis de la derecha es la misma que la de la izquierda, pero el oxígeno doblemente enlazado está en la posición superior y el oxígeno de enlace simple está en la posición inferior en relación con el átomo de nitrógeno.

Figura 18.50 Esta imagen muestra la estructura molecular (izquierda) del ácido nítrico, HNO₃, 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) \overset{Δ}{\to} {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, NO₂ 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 NO₂ 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 H₂ (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 NO₂:

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)

Enlace al aprendizaje

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 N₂O₃ con el agua da una solución azul pálido de ácido nitroso, HNO₂. Sin embargo, el HNO₂ (mostrado en la Figura 18.51) 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.

Un modelo de espacio lleno muestra un átomo azul marcado como "N", enlazado en dos lados con átomos rojos marcados como "O". Uno de los átomos rojos está enlazado con un átomo blanco marcado como "H".

Figura 18.51 Esta imagen muestra la estructura molecular de una molécula de ácido nitroso, HNO₂.

El nitrito de sodio, NaNO₂, 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 NaNO₂ 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 AgNO₂ es solo ligeramente soluble).

Oxiácidos y sales de fósforo

El ácido ortofosfórico puro, H₃PO₄ (mostrado en la Figura 18.52), 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) .

Un modelo de espacio lleno muestra un átomo naranja marcado como "P", enlazado en cuatro lados con átomos rojos marcados como "O". Tres de los átomos rojos están enlazados con átomos blancos marcados como "H". También se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de fósforo tiene enlace simple con cuatro átomos de oxígeno, tres de los cuales tienen dos pares solitarios de electrones y uno de ellos tiene tres pares solitarios de electrones. Los átomos de oxígeno con dos pares solitarios de electrones tienen enlace simple con los átomos de hidrógeno.

Figura 18.52 El ácido ortofosfórico, H₃PO₄, 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(H₂PO₄)₂, y otros compuestos asociados a la roca fosfórica de calcio. Es posible preparar ácido ortofosfórico puro disolviendo P₄O₁₀ en agua.

La acción del agua sobre el P₄O₆, el PCl₃, el PBr₃ o el PI₃ forma ácido fosforoso, H₃PO₃ (mostrado en la Figura 18.53). 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)

Un modelo de espacio lleno muestra un átomo naranja marcado como "P", enlazado en tres lados con átomos rojos marcados como "O", y por el otro lado con un átomo blanco marcado como "H". Dos de los átomos rojos están enlazados con átomos blancos marcados como "H". También se muestra una estructura de Lewis en la que un átomo de fósforo tiene un enlace simple con un átomo de hidrógeno y tres átomos de oxígeno, dos de los cuales tienen dos pares solitarios de electrones y enlaces simples con átomos de hidrógeno, y uno de ellos tiene tres pares solitarios de electrones.

Figura 18.53 En una molécula de ácido fosforoso, H₃PO₃, 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, H₂SO₄ (mostrado en la Figura 18.54), 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 H₂SO₄ comercialmente concentrado. La cantidad de ácido sulfúrico utilizada en la industria supera la de cualquier otro compuesto manufacturado.

Un modelo de espacio lleno muestra un átomo amarillo marcado como "S", enlazado en cuatro lados con átomos rojos marcados como "O". Dos de los átomos rojos están enlazados con átomos blancos marcados como "H".

Figura 18.54 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 $\times$ 10⁻²).

Al ser un ácido diprótico, el ácido sulfúrico forma tanto sulfatos, como el Na₂SO₄, como sulfatos de hidrógeno, como el NaHSO₄. 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 Na₂SO₄⋅10H₂O y las sales de Epsom, MgSO₄⋅7H₂O. Porque el ${HSO}_{4}^{-}$ es un ácido, los sulfatos de hidrógeno, como el NaHSO₄, 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 SO₂, ${HSO}_{3}^{–},$ ${SO}_{3}^{2−},$ S, H₂S_, 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 H₂SO₃ 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 $\times$ 10^-2 y K_a2 = 6,2 $\times$ 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 SO₂ con óxidos e hidróxidos. El calentamiento del hidrogenosulfito de sodio sólido forma sulfito de sodio, dióxido de azufre y agua:

2 {NaHSO}_{3} (s) \overset{Δ}{\to} {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) \overset{Δ}{\to} 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, HXO₂, HXO₃ y HXO₄, 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 Tabla 18.2 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		HClO₂ (2,0)
hálicos		HClO₃	HBrO₃	HIO₃ (0,8)
perhálicos		HClO₄	HBrO₄	HIO₄ (1,6)
paraperhálico				H₅IO₆ (1,6)

Tabla 18.2

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) \overset{energía eléctrica}{\to} {ClO}^{–} (a q) + H_{2} (g)

El único ácido halo definitivamente conocido es el ácido cloroso, HClO₂, 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 HClO₂. 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 Figura 18.55). El clorito sódico tiene una amplia aplicación en el blanqueo del papel porque es un fuerte agente oxidante y no daña el papel.

Se muestran tres modelos de moléculas, cada uno de ellos rodeado de corchetes y cada uno con un signo negativo en superíndice fuera de los corchetes. La molécula de la izquierda muestra un átomo de cloro con dos orbitales ocupados por pares solitarios de electrones. El átomo de cloro tiene enlace simple con dos átomos de oxígeno, todos ellos situados en ángulos de 109,5 grados entre sí. La molécula central muestra un modelo de espacio lleno con un átomo verde marcado como "C l", enlazado a dos átomos rojos marcados como "O". La molécula de la derecha es una estructura de Lewis de un átomo de cloro con dos pares solitarios de electrones rodeada por dos átomos de oxígeno a cada lado, cada uno con cuatro pares solitarios de electrones.

Figura 18.55 Los iones de clorito,

{ClO}_{2}^{–},

se producen cuando el ácido cloroso reacciona con las bases.

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

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 Figura 18.56). 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.

Figura 18.56 Los iones de clorato,

{ClO}_{3}^{–},

se producen cuando los ácidos hálicos reaccionan con las bases.

El ácido perclórico, HClO₄, se forma al tratar un perclorato, como el perclorato de potasio, con ácido sulfúrico a presión reducida. El HClO₄ 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 Figura 18.57) 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.

Se muestran dos modelos de moléculas, ambos con un superíndice de signo negativo. La molécula de la izquierda muestra un modelo de espacio lleno con un átomo verde marcado como "C l", enlazado a cuatro átomos rojos marcados como "O". La molécula de la derecha es una estructura de Lewis de un átomo de cloro rodeado por cuatro átomos de oxígeno, cada uno con cuatro pares solitarios de electrones. La estructura de Lewis está rodeada de corchetes, y el signo negativo en superíndice aparece fuera de los corchetes.

Figura 18.57 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, HIO₄, y el ácido paraperiódico, H₅IO₆. Estos ácidos son fuertes agentes oxidantes y reaccionan con las bases para formar las sales correspondientes.

18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno