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1.2.1. Algunas reacciones del N2, O2 y CO2.

1. Nitrogeno

 

El nitrógeno fue descubierto por el botánico escocés Daniel Rutherford en 1772. Este científico observo que cuando encerraba u ratón en un frasco sellado, el animal consumía rápidamente el oxígeno y moría. Cuando se eliminaba el aire fijo (CO2) del recipiente quedaba un aire nocivo, el nitrógeno.

El nitrógeno constituye el 78% en volumen de la atmósfera terrestre donde esta presente en forma de moléculas de N2. Aunque es un elemento clave en los organismos vivos los compuestos de nitrógeno no abundan en la corteza terrestre, los depósitos naturales de nitrógeno son los de KNO3 en la India y NaNO3 en Chile y otras regiones desérticas de América.

 

Propiedades

S  Gas incoloro, inodoro, insípido compuesto por moléculas de N2

S  Punto de fusión es de –210ºC

S  Punto de ebullición normal es de –196ºC

S  La molécula es muy poco reactiva a causa del fuerte enlace triple entre los átomos de nitrógeno

S  Cuando las sustancias arden en el aire normalmente reaccionan con el O2 pero no con el N2. Sin embargo cuando el Magnesio arde en el aire, también ocurre la reacción con el N2 para formar nitruro de magnesio (Mg3N2)

S  El elemento exhibe todos los estadios de oxidación desde +5 hasta –3, los estados +5, 0 y –3 son los más comunes (HNO3, N2 y HN3 resp.) y estables.

 

Química: del Nitrógeno

El nitrógeno elemental se obtiene en cantidades comerciales por destilación fraccionada de aire líquido. A causa de su baja reactividad se usan grandes cantidades de N2 para excluir el O2 durante el almacenamiento y empaque de alimentos, en la manufactura de productos químicos, fabricación de metales, etc. En forma líquida se le utiliza como medio de enfriamiento para congelar alimentos con rapidez.

El mayor uso está destinado en la manufactura en la manufactura de fertilizantes nitrogenados los cuales proporcionan una fuente de nitrógeno.

 

COMPUESTOS HIDROGENADOS DE NITRÓGENO

El amoníaco (NH3) es uno de los compuestos más importantes de nitrógeno. Es un gas tóxico incoloro que tiene un olor irritante característico. En el laboratorio se puede preparar por la acción del NaOH con una sal de amonio (NH4). El ion NH4+ que es el ácido conjugado del amoniaco (NH3) transfiere un protón al OH-. El NH3 resultante es volátil y se expulsa de la solución por calentamiento moderado:

NH4Cl (ac) + NaOH (ac)                   NH3 (g) + H2O (l) + NaCl (ac)

 

La producción comercial de NH3 se lleva a cabo por el proceso Haber:

N2 (g) + 3 H2 (g)                2 NH3 (g)

 

ÓXIDOS Y OXIÁCIDOS DE NITRÓGENO

 

El nitrógeno forma tres óxidos comunes:

 

Oxido nitroso (N2O): se conoce también como gas hilarante, gas incoloro, fue la primera sustancia utilizada como anestésico general. Se emplea como gas comprimido en varios aerosoles y espumas. Se lo puede preparar en el laboratorio por calentamiento de amonio (NH4NO3) a 200°.

NH4NO3 (s)                 N2O (g) + 2 H2O (g)

 

Oxido nítrico (NO): gas incoloro pero a diferencia del oxido nitroso, es ligeramente tóxico. Se lo puede preparar en el laboratorio por reducción del ácido nítrico usando cobre o hierro como agente reductor.

3 Cu (s) + 2 NO3-(ac) + 8 H+ (ac)                          3 Cu+2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)

 

Dióxido de nitrógeno (NO2): gas de color amarillento constituyente importante del smog, venenoso y de olor asfixiante.

 

Los dos oxiácidos comunes del nitrógeno son:

 

Acido nítrico (NO3): liquido corrosivo incoloro, las soluciones suelen tomar un color ligeramente amarillento como resultado de la formación de pequeñas cantidades de NO2, por descomposición fotoquímica. Es un ácido fuerte y poderoso agente oxidante, ataca casi todos los metales excepto el oro (Au) y platino (Pt)

4 NH3 (ac) 4 NO2 (g) + O2 (g) + 2 H2O (l)

 

Acido nitroso (HNO2): menos estable que el ácido nítrico, se produce normalmente por la acción de un ácido fuerte como el ácido sulfúrico (H2SO4) sobre una solución fría de una sal de nitrito como en nitrito de sodio (NaNO2).

 

2. Oxigeno

 

A mediados del siglo XVII, científicos reconocieron que el aire contenía un componente asociado con la combustión y la repicaron. Este componente fue aislado recién en 1774 cuando Joseph Priestley descubrió el oxigeno, elemento que tiempo después fue denominado oxigeno y que significa "formador de ácidos"

Desempeña un papel importante en la química de casi todos los otros elementos, encontrándose en combinación con dichos elementos en una amplia variedad de compuestos. Es el elemento más abundante de la corteza terrestre, constituye el 89% del agua y el 20,9% del aire en volumen.

 

Propiedades

Tiene dos alotropos: O2 y O3. Cuando hablamos de oxigeno elemental o molecular por lo general se entiende que nos referimos al dioxígeno (O2), la forma normal del elemento, en tanto que el O3 se le llama Ozono.

A temperatura ambiente es un gas incoloro e inodoro. Se condensa al estado líquido a –183° y se congela a –218°.

Es ligeramente soluble en agua.

 

Preparación y usos

El oxigeno se puede obtener ya sea del aire o de compuestos que lo contienen. Casi todo el oxigeno comercial se obtiene por destilación fraccionada de aire licuado.

 

Un método común de laboratorio para obtenerlo es la descomposición térmica de clorato de potasio (KClO3) con dióxido de manganeso (MnO2) como catalizador:

 

2 KclO3 (s)                      2K Cl (s) + 3 O2 (g)

 

Al igual que el H2, el O2 se puede recoger por desplazamiento del agua gracias a que su solubilidad es relativamente baja.

 

Gran parte del oxigeno de la atmósfera repone a través del proceso fotosintético por lo tanto este proceso no solo regenera oxigeno sin que consume dióxido de carbono (CO2).

 

Es una de las sustancias químicas industriales de mayor uso (en EEUU se consumen 24 millones de ton/año). Se le transporta y almacena ya sea en forma líquida o en recipientes de acero en forma de gas comprimido. Sin embargo, el 70% de la producción de oxigeno se genera en el lugar donde va a ser utilizado.

Es el agente oxidaste más extendido, más de la mitad de lo que se produce se le utiliza en la industria.

 

 

 

Óxidos

 

La electronegatividad del oxigeno solo es inferior a la del flúor, por lo tanto exhibe todos los estados de oxidación negativos en todos los compuestos excepto los que tienen flúor.

 

El estado de oxidación –2 es el más común. Los no metales forman óxidos covalentes, son moléculas sencillas con puntos de fusión y ebullición bajos, la mayoría de los óxidos no metálicos se combinan con el agua para formar oxiacidos. Por ejemplo: el dióxido de azufre (SO2) se disuelve en agua para formar ácido sulfuroso (H2SO3)

 

SO2 (g) + H2O (a.C.)                 H2SO3 (a.C.)

 

Los óxidos que reaccionan con agua para formar ácidos se llaman anhidro ácidos (anhidro significa sin agua) u óxidos ácidos.

 

Casi todos los óxidos metálicos son compuestos iónicos, estos óxidos iónicos que se disuelven en agua reaccionan para formar hidróxidos y se conocen como anhidridos básicos u óxidos básicos. Por ejemplo: el oxido de bario (BaO) reacciona con el agua para formar hidróxido de bario Ba(OH)2.

 

BaO (s) + H2O (l)                Ba(OH)2 (ac)

 

Peróxido y superóxidos

 

Los compuestos que contienen enlaces O-O y con estado oxidación –1 se denominan peróxidos.

El oxigeno tiene un estado de oxidación de –1/2 se llaman en O2- se conoce como ion superoxido

 

Ozono.

 

Es un gas venenoso de color azul pálido con marcado olor irritante. La exposición de 0,1 a 1 ppm produce dolor de cabeza, ardor de ojos, irritación de las vais respiratorias, etc.

El ozono se disocia fácilmente y forma átomos de oxigeno reactivas:

O3 (g)             O2 (g) + O (g)

 

Es un agente oxidante más fuerte que el oxigeno, una medida de este poder oxidante es el alto potencial estándar de reducción del ozono en comparación con el oxigeno

 

O3 (g) + 2 H+ (ac) + 2 e- O2 (g) + H2O (l) E° 2.07

O2 (g) + 4 H+ (ac) + 4 e- 2 H2O (l) E° 1.23

 

Forma ácidos con muchos elementos en condiciones en las que el oxigeno no reacciona, de hecho oxida todos los metales excepto el oro y platino.

 

Los usos de ozono como sustancia química industrial son relativamente limitados, se usa en ciertas ocasiones para el tratamiento de agua domestica en lugar del cloro, eliminando de esta forma microorganismos como bacterias y para oxidar materia orgánica.

 

 

3. Carbono

 

Introducción

El carbono, a diferencia del nitrógeno y oxigeno, no es un elemento abundante, constituye solo el 0.027% de la corteza terrestre. Aunque parte de él se presenta en forma elemental como grafito y diamante, casi todo se encuentra en forma combinada.

 

Mas de la mitad está presente en carbonatos como carbonato de calcio (CaCO3). La importancia del elemento reside en gran parte en su presencia en los seres vivos: hace 150 años los científicos creyeron que este compuesto que sustentaba la vida sólo podía se podía " fabricar" dentro de los seres vivos, por esta razón se lo llamo compuesto orgánico.

Hoy se sabe que estos compuestos orgánicos se los puede sintetizar en el laboratorio a partir de sustancias inorgánicas sencillas.

 

 

Óxidos de carbono

El carbono forma dos óxidos principales: monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2)

El monóxido de carbono se forma cuando se quema carbono o hidrocarburos con un suministro limitado de oxígeno.

2 C(s) + O2 (g)             2 CO(g)

 

Este es un gas incoloro inodoro insípido. Es tóxico a causa de su capacidad para unirse a la hemoglobina e interferir así en el transporte del oxígeno.

 

Tiene varios usos comerciales. Puesto que arde fácilmente para formar CO2 se emplea como combustible:

2 CO(g) + O2(g)            2 CO2(g)

 

También es un agente reductor simple, ampliamente usado en operaciones metalúrgicas para reducir óxidos metálicos.

Por ejemplo, es el agente reductor mas importante en la reducción de óxidos en hornos de fundición:

Fe3O4(s) + 4 CO(g) 3              Fe(s) + 4 CO2(g)

 

Otro uso importante es la producción de bebidas gaseosas, en la producción de bicarbonato para hornear, etc.

 

Acido carbónico y carbonatos

 

El CO2 es moderadamente soluble en agua, las soluciones resultantes tienen una acidez moderada como resultado de la formación de ácido carbónico (H2CO3)

CO2(a.c.) + H2O(l)             H2CO3(a.c.)

 

Debido a que el agua que contiene CO2 es ligeramente ácido, el CaCO3 se disuelve lentamente en este medio.

CaCO3(s) + H2O(l) + CO(g)               Ca+2(ac) + 2 HCO3(ac)

Esta reacción se produce cuando las aguas superficiales pasan al subsuelo a través de depósitos de piedra caliza (CaCO3) y es la principal forma en que el Ca+2 penetra hasta las aguas subterráneas para producir agua dura.
 
ACTIVIDADES. De cada una de las reacciones que se muestran en esta página realiza un fromulario con da una de estas con las siguientes caracteristicas:
IDENTIFICA REACTIVOS Y PRODUCTOS
COLOCA LA FLECHA DE REACCION
REVISA QUE CADA UNA DE LAS REACCIONES ESTE BALANCEADA DE NO SER ASI REALIZA EN BALANCE
COLOCA EN NOMBRE DE CADA UNO DE LOS COMPUESTOS QUE SE ENCUENTRAN EN LA REACCIÓN
 
 
 
 
 
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