Compuestos del oxígeno

El oxígeno forma compuestos con prácticamente todos los elementos, exceptuando el helio (He), neón (Ne), y posiblemente el argón (Ar), al combinarse directamente con ellos. Sin embargo, existen excepciones como los halógenos, algunos metales nobles y los gases nobles.

Con el hidrógeno, el oxígeno reacciona de forma exotérmica para producir agua:

$$2H_2+O_2\to 2H_{2}O$$

Una de las reacciones más importantes entre dos elementos del grupo es la producción exotérmica de dióxido de azufre (SO₂), el cual se convierte en trióxido de azufre (SO₃) en presencia de catalizadores como ( $V_2{O}_5$ ) y oxígeno:

$$2{SO}_2+O_2\to 2{SO}_3$$

El trióxido de azufre puede reaccionar en un medio sulfúrico concentrado para producir ácido sulfúrico.

Con el nitrógeno, el oxígeno reacciona en presencia de catalizadores para formar óxido nítrico (NO), el cual reacciona rápidamente con el oxígeno para producir dióxido de nitrógeno (NO₂). Este último se oxida en presencia de agua para formar ácido nítrico, que es la base de los fertilizantes nitrogenados:

$$N_2+O_2\to 2NO$$

$$2NO+O_2\to 2{NO}_2$$

$$3{NO}_2+H_{2}O\to 2{HNO}_3+NO$$

Óxidos

El oxígeno forma óxidos estables, tanto cristalinos (por ejemplo, $CaO$, ${SiO}_2$, $BeO$) como moleculares (por ejemplo, CO, ${SO}_2$, ${Cl}_2{O}_7$). La estabilidad de los óxidos iónicos se debe a la elevada energía reticular, favorecida por la doble carga negativa de $O^{2-}$ y su pequeño radio iónico. En los óxidos covalentes, la estabilidad se debe a la robustez del enlace sigma, frecuentemente reforzado por enlaces (pi) deslocalizados y algún grado de carácter iónico.

Óxidos como ${MnO}_2$, $AgO$, y ${PrO}_2$ (iónicos), así como ${OsO}_4$, ${CrO}_3$, y ${SO}_3$ (covalentes) estabilizan estados de oxidación altos.

El $BeO$, $B_2{O}_3$ y otros óxidos son "parcialmente" covalentes, ya que la energía reticular no explica totalmente su estabilidad. Algunos óxidos como el $NbO$ poseen propiedades metálicas, debido a la conducción de electrones ( d ) en bandas metálicas generadas por la interacción entre átomos metálicos.

Según su reactividad ácido-base en solución acuosa (según Arrhenius), los óxidos se clasifican como:

Tipo	Ejemplo
Básico	MgO (iónico)
Ácido	N₂O₅ (covalente)
Anfótero	ZnO

Los óxidos anfóteros se comportan como ácidos frente a bases fuertes y como bases frente a ácidos fuertes. Por ejemplo:

$$ZnO+2{OH}^{-}+H_{2}O\to {Zn(OH)}_4^{2-}$$

$$ZnO+2H^{+}\to {Zn}^{2+}+H_{2}O$$

A medida que aumenta el estado de oxidación, aumenta el carácter ácido. Por ejemplo, para el cromo, el ( $CrO$ ) es básico, el (${Cr}_2{O}_3$) es anfótero, y el ( ${CrO}_3$ ) es ácido.

Otros óxidos, como $N_{2}O$, CO y ${MnO}_2$, son relativamente inertes, sin reaccionar con ácidos o bases. Además, existen óxidos no estequiométricos, como el ${FeO}_{1-x}$ y ${ZrO}_{2-x}$, donde los metales con estados de oxidación variables ocupan posiciones intersticiales en un empaquetamiento compacto de iones $O^{2-}$.

Obtención de compuestos del oxígeno

El oxígeno, el elemento más abundante en la corteza terrestre (46.6%), se encuentra en feldespatos, silicatos, cuarzo, carbonatos, óxidos metálicos y agua, y constituye el 21% en volumen (23.1% en peso) del aire. Además de sus tres isótopos estables (${}^{16}O$), (${}^{17}O$), y (${}^{18}O$)), existen isótopos radiactivos preparados artificialmente.

La mayor parte del oxígeno atmosférico es producida por las plantas terrestres y algas marinas durante la fotosíntesis, proceso que convierte el CO₂ en carbohidratos y libera oxígeno.

La cantidad de oxígeno disuelto en el agua depende de la temperatura, siendo mayor en invierno debido a su menor presión parcial y menor consumo por microorganismos.

El oxígeno se obtiene mediante destilación fraccionada del aire líquido, electrolisis del agua acidulada (enriquecida en el isótopo 18), y por descomposición térmica de compuestos como el peróxido de bario:

$${BaO}_2\to BaO+(1/2)O_2$$

También se obtiene a partir de sales como el ${LiClO}_4$:

$${LiClO}_4\to LiCl+2,O_2$$

y el ${NaClO}_3$:

$${NaClO}_3\to NaCl+(3/2)O_2$$

En presencia de un metal como el níquel (Ni), el oxígeno puede obtenerse por descomposición del agua oxigenada.

Materiales

• Tubo de ensayo
• Tubo de desprendimiento
• Cuchara de combustión
• Vaso precipitado
• Vidrio de reloj
• Mechero Bunsen
• Pinza
• Frasco lavador o piceta
• Pipetas
• Gradillas para tubos

Reactivos

• Clorato de potasio (KClO₃(s))
• Dióxido de manganeso (MnO₂(s))
• Azufre (S)
• Agua (H₂O(l))
• Peróxido de hidrógeno (H₂O₂)
• Yoduro de potasio (KI)
• Ácido sulfúrico (H₂SO₄)
• Permanganato de potasio (KMnO₄)
• Óxido de mercurio (HgO(s))
• Peróxido de sodio (Na₂O₂)
• Peróxido de bario (BaO₂)

Procedimiento – Compuestos del oxígeno

Obtención del Oxígeno

En un vidrio de reloj, se mezclan 2 g de ${KClO}_3$ y 0.5 g de ${MnO}_2$. Luego, se coloca esta mezcla en un matraz Kitazato y se tapa la parte superior del matraz.

Al calentar la mezcla, el oxígeno liberado por la descomposición de la sal se canaliza a través de un tubo de desprendimiento hacia un tubo de ensayo, donde se recoge por desplazamiento de agua.

Finalmente, el tubo de ensayo lleno de oxígeno se tapa para su uso en el siguiente experimento.

La reacción es:

$$2{KClO}_3+{MnO}_2\to Calor+2KCl+3O_2$$

Propiedades del Oxígeno

En una cuchara de combustión, se calienta un poco de azufre sólido (de color amarillo) hasta que se enciende, luego se introduce en el tubo de ensayo que contiene oxígeno obtenido en el experimento anterior.

Se observa que el azufre arde con una llama azulada y desprende un olor sofocante. Al retirarse la cuchara, se adiciona agua al tubo y se agita para facilitar la reacción entre el dióxido de azufre y el agua, formando ácido sulfuroso.

Luego, se sumerge papel tornasol en la solución, observándose un cambio de color de azul a rojo, lo que indica la formación de un ácido.

La reacción es la siguiente:

$$S(s)+O_2(g)\to {SO}_2(g)$$

$${SO}_2(g)+H_{2}O(l)\to H_2{SO}_3(aq)$$

Formación de ${MnO}_2$

En un tubo de ensayo, se mezcla una solución de ${MnCl}_2$ (obtenida al hacer reaccionar ${MnO}_2(s)$ con una solución de $HCl$ concentrado) con una solución básica de $NaOH$. Luego, se agrega esta solución al tubo donde se ha obtenido $O_2$.

Al añadir hidróxido de sodio a la solución de ${MnCl}_2$, se forma hidróxido de manganeso, el cual reacciona con el oxígeno, observándose una suspensión de color marrón oscuro, que indica la formación de ${MnO}_2(s)$:

$$2{Mn(OH)}_2(aq)+O_2(g)\to 2,{MnO}_2(s)\downarrow +2H_{2}O(l)$$

Obtención del Peróxido de Hidrógeno

En un recipiente con agua a baja temperatura, se coloca un tubo de ensayo seco que contiene una muestra sólida de ${BaO}_2$. Luego, se agrega una solución diluida de $H_2{SO}_4$ y se decanta. Se observa la formación de un precipitado blanco turbio, ${BaSO}_4$, y la obtención de $H_2{O}_2$ después de la decantación:

$${BaO}_2(s)+H_2{SO}_4(aq)\to H_2{O}_2(aq)+{BaSO}_4(s)\downarrow$$

Recomendaciones

- Al diluir un ácido, siempre agregar el ácido sobre el agua.

- Para bajar la temperatura del agua, se pueden adicionar sales como {NaCl}, ${NH}_{4}Cl$, etc.

Reacción de Identificación del $H_2{O}_2$

En un tubo de ensayo, se coloca $H_2{O}_2$ y $H_2{SO}_4$, luego se agrega $K_2{Cr}_2{O}_7$ (compuesto de color naranja). La reacción es:

$$H_2{O}_2+H_2{SO}_4+K_2{Cr}_2{O}_7\to {Cr}_2{O}_5+K_2{SO}_4+(5/2)O_2+2H_{2}O$$

Se observa una coloración azul marino en la parte superior (debido a la presencia de peróxido de cromo) y una coloración verdosa en la parte inferior (por el ácido crómico).

Propiedades Oxidantes del $H_2{O}_2$

En un tubo de ensayo limpio se agrega $KI$ acidulado con $H_2{SO}_4$ diluido, luego se añade $H_2{O}_2$:

$$2KI+H_2{SO}_4+H_2{O}_2\to K_2{SO}_4+I_2+H_{2}O+O_2$$

Se observa que el yodo se oxida en presencia de peróxido de hidrógeno, pasando de $I^{-1}$ a $I^0$, generando una coloración verdosa oscura que, tras un reposo, se torna rosado claro con un precipitado oscuro de yodo en el fondo.

Propiedades Reductoras del Peróxido de Hidrógeno

En un tubo de ensayo, se añade una solución acuosa de ${KMnO}_4$ y una solución de ${\text{H}}_2{SO}_4$ diluido. Al final, se agrega $H_2{O}_2$:

$$H_2{O}_2(l)+2{KMnO}_4(aq)+H_2{SO}_4\to 2{MnSO}_4+K_2{SO}_4+4H_{2}O+4O_2$$

El peróxido de hidrógeno actúa como agente reductor, y el manganeso se reduce de +7 a +2, observándose una decoloración de la solución.

En otro tubo, se vierte una solución acuosa de ${NH}_4${OH}$yotrade${H}_2{O}_2$,luegosea\tilde{\text{n}}ade$HgO}$ sólido. La solución adquiere una coloración plomiza y aparecen burbujas. El mercurio se reduce de +2 a 0, con el peróxido actuando como agente reductor:

$$H_2{O}_2+{NH}_{4}OH+HgO(s)\to H_{2}O+{NH}_3+Hg$$

Descomposición Térmica del Peróxido de Sodio

En un tubo de ensayo, se coloca una pequeña muestra de ${Na}_2{O}_2(s)$ y se calienta. Se enciende un fósforo y se acerca al tubo. Luego se deja enfriar, se agrega agua y unas gotas de fenolftaleína.

$${Na}_2{O}_2(s)+Calor\to {Na}_{2}O+O_2$$

$$4{Na}_{2}O+H_{2}O\to NaOH$$

Al calentar ${Na}_2{O}_2(s)$, se desprende oxígeno. Al acercar el fósforo, la llama crece debido a la presencia de oxígeno. Al añadir agua, se forma $NaOH$, y al agregar fenolftaleína, la solución se torna color grosella, confirmando la presencia de una base.

• Peróxido de hidrógeno
• Síntesis de peróxido de calcio (II) octahidratado
• Peróxido de carbamida
• Obtención de cloro