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QUÍMICA DE LOS NO METALES (HIDRÓGENO, OXÍGENO, NITRÓGENO Y
CARBONO)
La química descriptiva examina los elementos y sus compuestos de manera
sistemática. Al estudiar en la química descriptiva, es importante buscar tendencias
en lugar de memorizar los hechos que se presentan. La tabla periódica es la
herramienta más valiosa para esta tarea.
El hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y carbono, forman muchos compuestos de
importancia comercial y constituyen el 99% de los átomos que requieren las
células vivas.
Conceptos generales: tendencias periódicas y reacciones químicas
Recordemos que podemos clasificar los elementos en metales, metaloides y no
metales. A excepción del hidrógeno, que es un caso especial, los no metales
ocupan la parte superior derecha de la tabla periódica. Esta división de los
elementos se relaciona muy bien con las tendencias de las propiedades de los
elementos. En la siguiente figura se resumen las tendencias de varias de estas
propiedades:
La electronegatividad es un factor importante para determinar si un
elemento es metal o no metal. La electronegatividad aumenta a medida que nos
movemos de izquierda a derecha a lo largo de una fila de la tabla periódica, y
disminuye conforme descendemos por un grupo en particular. Por consiguiente, la
electronegatividad de los no metales es más alta que la de los metales. Esta
diferencia de electronegatividad es lo que da origen a la formación de sólidos
iónicos en las reacciones entre metales y no metales. En cambio, los compuestos
que se forman entre no metales son sustancias moleculares y suelen ser gases,
líquidos o sólidos volátiles a temperatura ambiente.
Entre los no metales, la química que exhibe el primer miembro de un grupo
puede diferir de varias formas importantes respecto a la de los miembros
subsiguientes. Por ejemplo, los no metales de la tercera fila y más abajo pueden
alojar más de ocho electrones en sus capas de valencia. Otra diferencia
importante es que el primer elemento de cualquier grupo puede formar enlaces 
con más facilidad que los miembros inferiores del grupo. Esta tendencia se debe,
en parte, al tamaño atómico. A medida que los atómos aumentan de tamaño, el
solapamiento lateral de los orbitales p, que conduce a la formación de enlaces ,
se hace menos eficaz, como podemos ver en la siguiente figura:
Este efecto se refleja en las energías de enlace de los enlaces múltiples entre
diferentes elementos del mismo grupo. Por ejemplo, la diferencia de las energías
de enlace de los enlaces C  C y C  C es de aproximadamente 270 kJ/mol; este
valor se suele tomar como la ”fuerza” de un enlace  C  C. En comparación, la
fuerza de un enlace  Si  Si es de alrededor de 100 kJ/mol, significativamente
menor que la correspondiente al carbono.
La diferencia en cuanto a la formación de enlaces  tiene importantes
consecuencias en la química que exhiben el carbono y el silicio. El carbono tiene
tres alótropos cristalinos: diamante, grafito y buckminsterfulereno. El diamante es
un sólido de red covalente que tiene enlaces  C  C pero ningún enlace . El
grafito y el buckminsterfulereno tienen enlaces  que son el resultado del
solapamiento lateral de orbitales p. El silicio elemental existe como un sólido de
red covalente parecido al diamante con sólo enlaces ; el silicio no se presenta en
una forma análoga al grafito o al buckminsterfulereno, aparentemente a causa de
la debilidad de los enlaces  Si  Si.
De manera similar observamos diferencias en los dióxidos de carbono y
silicio, como se observa en la siguiente figura:
El CO2 es una sustancia molecular con dobles enlaces C  O. En cambio, el SiO2
no contiene dobles enlaces. Esta sustancia es un sólido de red covalente en el
cual hay cuatro átomos de oxígeno unidos a cada átomo de silicio, lo que forma
una estructura extensa cuya fórmula empírica es SiO2.
Reacciones químicas
Es provechoso observar las tendencias generales en los patrones de reactividad.
Existen varias categorías generales de reacciones: reacciones de combustión,
reacciones de metátesis, reacciones ácido-base de BrØnsted-Lowry (de
transferencia de protones), reacciones ácido-base de Lewis y reacciones rédox.
Puesto que el O2 y el H2O abundan en nuestro entorno, es particularmente
importante considerar las posibles reacciones de estas sustancias con otros
compuestos. El O2 interviene en reacciones de oxidación o combustión, y el H 2O
especialmente en reacciones de transferencia de protones.
En las reacciones de combustión con O2, los compuestos que contienen
hidrógeno producen H2O. Los que contienen carbono producen CO2 (a menos que
la cantidad de O2 sea insuficiente, en cuyo caso se puede formar CO o incluso C).
Los compuestos que contienen nitrógeno tienden a formar N 2, aunque se puede
formar NO en casos especiales. Las reacciones siguientes ilustran estas
generalizaciones:
2 CH3OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 4 H2O (l)
4 CH3NH2 (l) + 9 O2 (g)  4 CO2 (g) + 10 H2O (l) + 2 N2 (g)
La formación de H2O, CO2 y N2 refleja la elevada estabilidad de estas sustancias,
lo cual pone de manifiesto las grandes energías de enlace de los enlaces O  H,
C = O, y N  N que estas moléculas contienen (463, 799 y 941 kJ/mol,
respectivamente).
Al tratar don reacciones de transferencia de protones, hay que recordar
que, cuanto más débil es un ácido de BrØnsted-Lowry, más fuerte es su base
conjugada. Por ejemplo, H2, OH-, NH3, CH4 y C2H2 son donadores de protones
extremadamente débiles que no muestran tendencia alguna a actuar como ácidos
en agua. Por tanto, las especies que se forman a partir de ellos al quitar uno o
más protones (como H-, O2- y NH2-) son bases muy fuertes. Todas reaccionan de
inmediato con el agua quitándole protones para formar OH -. Las reacciones
siguientes son ilustrativas:
CH3- (ac) + H2O (l)  CH4 (g) + OH- (ac)
N3- (ac) + 3 H2O (l)  NH3 (g) + 3 OH- (ac)
Desde luego, las sustancias que son donadores de protones más fuertes que el
H2O, como HCl, H2SO4, HC2H3O2 y otros ácidos, también reaccionan fácilmente
con aniones básicos.
Hidrógeno
El químico inglés Henry Cavendish (1731-1810) aisló por primera vez hidrógeno
puro. Debido a que el elemento produce agua cuando arde en el aire, el químico
francés Lavoisier le dio el nombre de hidrógeno, que significa “productor de agua”
(del griego hydro, agua, y gennao, producir).
El hidrógeno es el elemento más abundante en el Universo, y es el
combustible nuclear que consumen el Sol y otras estrellas para producir energía.
Aunque alrededor del 70% del Universo se compone de hidrógeno, éste constituye
sólo el 0,87% de la masa de la Tierra. Casi todo el hidrógeno de nuestro planeta
se encuentra asociado con oxígeno. El agua, que contiene 11% de hidrógeno en
masa, es el compuesto de hidrógeno más abundante. El hidrógeno es también
parte importante del petróleo, celulosa, almidón, grasas, alcoholes, ácidos y de
una amplia variedad de materiales.
Isótopos del hidrógeno
El isótopo de hidrógeno más común, 11H, tiene un núcleo compuesto de un solo
protón. Este isótopo, a veces llamado protio, constituye el 99,9844 % del
hidrógeno presente en la Naturaleza.
Se conocen otros dos isótopos: 21H, cuyo núcleo contiene un protón y un
neutrón y 31H, cuyo núcleo se compone de un protón y dos neutrones (en la figura
los rojos son los protones y los blancos los neutrones):
El isótopo 21H llamado deuterio, constituye aproximadamente el 0,0156 % del
hidrógeno natural y no es radiactivo. Se suele asignar al deuterio el símbolo D en
las fórmulas químicas. Por ejemplo, la fórmula química del óxido de deuterio, o
agua pesada, es D2O.
Puesto que un átomo de deuterio tiene aproximadamente el doble de masa
que un átomo de protio, las propiedades de las sustancias que contienen deuterio
varían en cierta medida de los análogos “normales” que contienen protio. Por
ejemplo, los puntos de fusión y ebullición normales del D2O son 3,81 y 101,42°C,
respectivamente, en comparación con los valores de 0,00 y 100,00°C para el H2O.
No es una sorpresa que la densidad del D2O a 25°C (1,104 g/ml) sea mayor que la
del H2O (0,997 g/ml). La sustitución de protio por deuterio (un proceso que se
llama deuteración) también puede tener un profundo efecto sobre la velocidad de
las reacciones; podemos entender este fenómeno, llamado efecto isotópico
cinético, si recordamos que la velocidad de las moléculas disminuye a medida que
la masa molecular aumenta. Por ejemplo, de acuerdo con la ley de Graham, la
efusión del D2O(g) a través de un agujero pequeño se lleva a cabo a una
velocidad 0,95 veces la del H2O(g). De hecho, se puede obtener agua pesada por
electrólisis del agua ordinaria porque el D2O sufre electrólisis a una velocidad
menor y, por consiguiente, se concentra durante la electrólisis.
El tercer isótopo,
media de 12,3 años:
3 H,
1
se conoce como tritio; es radiactivo, con una vida
 32He + 0-1e t½ = 12, 3 años
El tritio se forma continuamente en la atmósfera superior en reacciones nucleares
inducidas por los rayos cósmicos; sin embargo, a causa de su corta vida media,
sólo existen trazas de él en la Naturaleza. Este isótopo se puede sintetizar en
reactores nucleares por bombardeo de litio-6 con neutrones:
6 Li + 1 n  3 H + 4 He
5
0
1
2
El deuterio y el tritio han resultado valiosos en el estudio de reacciones de
compuestos que contienen hidrógeno. Un compuesto se puede “marcar”
sustituyendo uno o más átomos de hidrógeno ordinario por deuterio o tritio en
lugares específicos de una molécula. Comparando la ubicación de la marca en los
reactivos con el lugar que ocupa en los productos, suele ser posible inferir el
mecanismo de la reacción. Por ejemplo, considere lo que ocurre cuando se pone
alcohol metílico, CH3OH, en D2O. El átomo de H del enlace O – H se intercambia
rápidamente con los átomos de D del D2O y forma CH3OD. Los átomos del grupo
CH3 no se intercambian. Este experimento demuestra la estabilidad cinética de los
enlaces C – H y pone de manifiesto la velocidad con la que el enlace O – H de la
molécula se rompe y se vuelve a formar.
3 H
1
Propiedades del hidrógeno
El hidrógeno es el único elemento que no pertenece a una familia en la tabla
periódica. A causa de su configuración electrónica 1s 1, por lo general se lo coloca
arriba del litio en la tabla periódica. Sin embargo, definitivamente no es un metal
alcalino; forma un ion positivo con mucha menor facilidad que cualquier metal
alcalino, y la energía de ionización del átomo de hidrógeno es de 1312 kJ/mol, en
tanto que la del litio es de 520 kJ/mol. Además el átomo de hidrógeno carece de
electrones debajo de su capa de valencia; el ion H+ es simplemente un protón
desnudo.
El hidrógeno también se coloca a veces arriba de los halógenos en la tabla
periódica porque el átomo de hidrógeno puede tomar un electrón para formar el
ion hidruro, H-, que tiene la misma configuración electrónica que el helio. Sin
embargo, la afinidad electrónica del hidrógeno es igual a -73 kJ/mol, no es tan
grande como la de cualquiera de los halógenos; la afinidad electrónica del flúor es
de -328 kJ/mol y la del yodo -295 kJ/mol. En general, el hidrógeno no se parece
más a los halógenos que a los metales alcalinos.
El hidrógeno elemental existe a temperatura ambiente en forma de un gas
incoloro, inodoro e insípido compuesto de moléculas diatómicas. Podemos llamar
dihidrógeno al H2, pero es más común referirse a él como hidrógeno molecular o
simplemente hidrógeno. Puesto que el H2 es no polar y tiene sólo dos electrones,
las fuerzas de atracción entre las moléculas son extremadamente débiles. En
consecuencia, el punto de fusión (-259ºC) y el punto de ebullición (-253ºC) son
muy bajos.
La energía de enlace H – H (463 kJ/mol) es alta para un enlace sencillo. En
comparación, la energía del enlace Cl – Cl es de sólo 242 kJ/mol. Debido a que el
enlace del H2 es fuerte, casi todas las reacciones del H2 son lentas a temperatura
ambiente. Sin embrago, la molécula se activa fácilmente por calor, irradiación o
catálisis. El proceso de activación produce por lo general átomos de hidrógeno,
que son muy reactivos. Una vez que el hidrógeno ha sido activado (por níquel,
paladio o platino finamente divididos), reacciona de manera rápida y exotérmica
con una amplia variedad de sustancias.
El hidrógeno forma enlaces covalentes fuertes con muchos elementos,
entre ellos el oxígeno; la energía del enlace O – H es de 463 kJ/mol. El fuerte
enlace O – H hace del hidrógeno un eficaz agente reductor de muchos óxidos
metálicos. Por ejemplo, cuando se hace pasar H2 sobre CuO caliente, se produce
cobre:
CuO (s) + H2 (g) → Cu (s) + H2O (g)
Cuando se enciende H2 en aire, se lleva a cabo una vigorosa reacción que forma
H2O:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
∆H = -571,7 kJ
El aire que contiene 4% de H2 (en volumen) es potencialmente explosivo. El
desastroso incendio del dirigible Hindenburg, lleno de hidrógeno, en 1937
demostró de forma dramática la alta inflamabilidad del H2.
Preparación de hidrógeno
Cuando se necesita una pequeña cantidad de H2 en el laboratorio, por lo común
se obtiene de la reacción entre un metal activo, como el cinc, y un ácido fuerte
diluido, como HCl o H2SO4:
Zn (s) + 2 H+ (ac) → Zn2+ (ac) + H2 (g)
Gracias a que la solubilidad del hidrógeno en agua es extremadamente baja, se
puede recoger por desplazamiento de agua, como se muestra en la siguiente
figura:
Se producen grandes cantidades de H2 (g) haciendo reaccionar metano,
CH4 (el principal componente del gas natural) con vapor a 1100ºC. Podemos
pensar que este proceso implica las reacciones siguientes:
CH4 (g) + H2O (g) → CO (g) + 3 H2 (g)
CO (g) + H2O (g) → CO2 (g) + H2 (g)
Cuando se calienta aproximadamente a 1000ºC, el carbono también reacciona
con vapor para producir una mezcla de H2 y CO gaseosos:
C (s) + H2O (g) → CO (g) + H2 (g)
Esta mezcla que se conoce como gas de agua, se usa como combustible
industrial.
La electrólisis sencilla del agua consume demasiada energía y en
consecuencia es demasiado costosa para usarse comercialmente para la
producción de H2. Sin embargo, se produce H2 como producto secundario de la
electrólisis de soluciones de salmuera (NaCl) para la producción de Cl2 y NaOH:
2 NaCl (ac) + 2 H2O (l) → Cl2 (g) + H2 (g) + 2 NaOH (ac)
Usos del hidrógeno
El hidrógeno es una sustancia importante desde el punto de vista comercial. Se
producen anualmente alrededor de 2.108 kg (200.000 toneladas) en Estados
Unidos. Más de dos tercios del H2 producido se emplean para sintetizar amoníaco
por el proceso Haber. El hidrógeno se usa también para fabricar metanol, CH 3OH,
por reducción catalítica de CO y H2 a presión y temperatura elevadas:
CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH (g)
La hidrogenación de aceites vegetales líquidos en la manufactura de margarina y
manteca vegetal es otro uso importante. En este proceso, se adiciona H 2 a los
dobles enlaces carbono-carbono del aceite, lo que produce sólidos de bajo punto
de fusión, como los de la margarina. Se puede ver un ejemplo sencillo de
hidrogenación en la conversión de etileno a etano:
Debido a que los compuestos orgánicos con dobles enlaces tienen la capacidad
de adicionar más átomos de hidrógeno, se dice que son no saturados o
insaturados. El término poliinsaturado, que suele aparecer en los anuncios de
alimentos, se refiere a moléculas que tienen varios (poli) dobles enlaces entre
átomos de carbono.
Compuestos binarios del hidrógeno
El hidrógeno reacciona con otros elementos para formar compuestos de tres tipos
generales: (1) hidruros iónicos, (2) hidruros metálicos y (3) hidruros moleculares.
Los metales alcalinos y los alcalinotérreos más pesados (Ca, Sr y Ba)
forman hidruros iónicos. Estos metales activos son mucho menos
electronegativos que el hidrógeno. En consecuencia, el hidrógeno toma electrones
de ellos para formar iones hidruro, H-, como se muestra aquí:
2 Li (s) + H2 (g) → 2 LiH (s)
Ca (s) + H2 (g) → CaH2 (s)
Los hidruros iónicos son sólidos de alto punto de fusión (el LiH se funde a 680ºC).
El ion hidruro es muy básico y reacciona fácilmente incluso con compuestos
que tienen protones débilmente ácidos para formar H2. Por ejemplo, el Hreacciona de inmediato con el H2O:
H- (ac) + H2O (l) → H2 (g) + OH- (ac)
Los hidruros iónicos se pueden usar por tanto como fuentes convenientes (aunque
costosas) de H2 (g). El hidruro de calcio, CaH2 (s), se expende en el comercio y se
usa para inflar balsas salvavidas, globos metereológicos y otros dispositivos
similares, donde se desea un medio sencillo y compacto de generación de H2 (g).
también se usa para eliminar H2O de líquidos orgánicos.
La reacción entre H- y H2O no es sólo una reacción ácido-base, sino
además una reacción redox. El ion H- se puede ver no sólo como una buena base
sino también como un buen agente reductor. De hecho, los hidruros son capaces
de reducir el O2 a H2O:
2 NaH (s) + O2 (g) → Na2O (s) + H2O (l)
Por esta razón, los hidruros se guardan normalmente en un ambiente libre de
humedad y también de aire.
Se forman hidruros metálicos cuando el hidrógeno reacciona con metales
de transición. Estos compuestos se llaman así porque conservan su conductividad
metálica y otras propiedades metálicas. En muchos hidruros metálicos, la
proporción de átomos de metal a átomos de hidrógeno no es una relación de
números enteros pequeños, y tampoco es fija. La composición puede variar dentro
de ciertos límites, de acuerdo con las condiciones de la síntesis. Por ejemplo,
aunque se puede producir TiH2, las preparaciones dan como resultado sustancias
con aproximadamente 10% menos hidrógeno que el TiH1,8. Estos hidruros
metálicos no estequiométricos se designan a veces como hidruros intersticiales.
Se pueden considerar como soluciones de átomos de hidrógeno en el metal, en
las cuales los átomos de hidrógeno ocupan los huecos de los intersticios entre los
átomos metálicos en la red sólida. Sin embargo, esta descripción simplifica
excesivamente la situación; hay indicios de interacción química entre el metal e
hidrógeno.
Los hidruros moleculares, formados por no metales y semimetales, son
gases o líquidos en condiciones estándar. Los hidruros moleculares simples se
incluyen en la siguiente tabla:
4A
5A
6A
7ª
CH4 (g)
NH3 (g)
H2O (l)
HF (g)
SiH4 (g)
PH3 (g)
H2S (g)
HCl (g)
GeH4 (g)
AsH3 (g)
H2Se (g)
HBr (g)
SbH3 (g)
H2Te (g)
HI (g)
En cada familia la estabilidad térmica disminuye al descender a lo largo de la
familia.
Oxígeno
A mediados del siglo diecisiete, los científicos reconocieron que el aire contenía un
componente asociado con la combustión y la respiración. Ese componente no fue
aislado sino hasta 1774, sin embargo, cuando Joseph Priestley descubrió el
oxígeno. Lavoisier dio posteriormente al elemento el nombre de oxígeno, que
significa “formador de ácido”.
El oxígeno desempeña un papel importante en la química de casi todos los
demás elementos y se encuentra en combinación con otros elementos en una
amplia variedad de compuestos. De hecho, el oxígeno es el elemento más
abundante en términos de masa tanto en la corteza terrestre como en el cuerpo
humano. Constituye el 89% del agua en masa y el 20,9% del aire en volumen
(23% en masa). Es también el 50% de la arena, arcilla, piedra caliza y las rocas
ígneas que componen la mayor parte de la corteza terrestre.
Propiedades del oxígeno
El oxígeno tiene dos alótropos, O2 y O3. Cuando hablamos de oxígeno elemental o
molecular, por lo general se entiende que estamos hablando del dioxígeno, O2, la
forma normal del elemento; el O3 se llama ozono.
A temperatura ambiente el dioxígeno es un gas incoloro e inodoro. Se
condensa al estado líquido a -183ºC y se congela a -218ºC. Es ligeramente
soluble en agua, pero su presencia en ella es indispensable para la vida marina.
La configuración electrónica del oxígeno es [He]2s22p4. Por tanto, el
oxígeno puede completar su octeto de electrones ya sea tomando dos electrones
para formar el ion óxido, O2-, o compartiendo dos electrones. En sus compuestos
covalentes tiende a formar dos enlaces: ya sea en forma de dos enlaces sencillos,
como en el H2O, o como un doble enlace, como en el formaldehído, H 2C = O. La
molécula misma de O2 contiene un doble enlace.
El enlace del O2 es muy fuerte (la energía de enlace es 495 kJ/mol). El
oxígeno también forma enlaces fuertes con muchos otros elementos. En
consecuencia, muchos compuestos que contienen oxígeno son más estables que
el O2. Sin embargo, en ausencia de un catalizador, casi todas las reacciones del
O2 tienen una energía de activación alta y por ello requieren temperaturas
elevadas para llevarse a cabo a una velocidad adecuada. Sin embargo, una vez
que se inicia una reacción exotérmica, ésta se puede acelerar con rapidez y
producir una reacción de violencia explosiva.
Preparación de oxígeno
El oxígeno se puede obtener ya sea del aire o de compuestos que lo contienen.
Casi todo el oxígeno comercial se obtiene por destilación fraccionada de aire
licuado. El punto de ebullición normal del O2 es -183ºC, en tanto que el del N2, el
otro componente principal del aire, es -196ºC. Por tanto, cuando el aire se
calienta, el N2 se evapora y deja al O2 líquido contaminado principalmente con
pequeñas cantidades de N2 y Ar.
Un método común de laboratorio para preparar O2 es la descomposición
térmica del clorato de potasio, KClO3, con dióxido de manganeso, MnO2, como
catalizador:
MnO2
2 KClO3 (s)
→ 2 KCl (s) + 3 O
2
(g)
Al igual que el H2, el O2 se puede recoger por desplazamiento de agua gracias a
que su solubilidad es relativamente baja.
Gran parte del O2 de la atmósfera se repone a través del proceso de
fotosíntesis, en el cual las plantas verdes utilizan energía de la luz solar para
generar O2 a partir del CO2 atmosférico. Por tanto, la fotosíntesis no sólo regenera
el O2, sino que consume CO2, lo cual puede ayudar a moderar los efectos
ambientales dañinos de la quema de combustibles fósiles.
Usos del oxígeno
El oxígeno es una de las sustancias químicas industriales de mayor uso. En 1995
sólo era superado por el ácido sulfúrico, H2SO4, y el nitrógeno, N2. Cada año se
consumen alrededor de 2,4.1010 kg (24 millones de toneladas) de O2 en Estados
Unidos. El oxígeno se puede transportar y almacenar ya sea como líquido o en
recipientes de acero en forma de gas comprimido. Sin embargo, aproximadamente
el 70% de la producción de O2 se genera donde se lo necesita.
El oxígeno es con mucho el agente oxidante de uso más extendido. Más de
la mitad del O2 que se produce se utiliza en la industria acerera, principalmente
para eliminar impurezas del acero. También se emplea para blanquear pulpa y
papel. (La oxidación de los compuestos coloreados suele dar productos incoloros).
En medicina, el oxígeno alivia las dificultades respiratorias. También se emplea
junto con el acetileno, C2H2, en la soldadura oxiacetilénica. La reacción entre el
C2H2 y el O2 es muy exotérmica y produce temperaturas superiores a 3000ºC:
2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O
∆Hº = -2510 kJ
Ozono
El ozono es un gas venenoso de color azul pálido con un marcado olor irritante. La
mayoría de las personas pueden detectar alrededor de 0,01 ppm en el aire. La
exposición de 0,1 a 1 ppm produce dolor de cabeza, ardor en los ojos e irritaciòn
de las vías respiratorias.
La estructura de la molécula de O3 se muestra en la siguiente figura:
La molécula posee un enlace ¶ que está deslocalizado en los tres átomos de
oxígeno. El ozono se disocia fácilmente y forma átomos de oxígeno reactivos:
O3 (g) → O2 (g) + O (g)
∆Hº = 107 kJ
No debe sorprender que el ozono sea un agente oxidante más fuerte que el
dioxígeno. Una medida de este poder oxidante es el alto potencial estándar de
reducción del O3, en comparación con el del O2:
O3 (g) + 2 H+(ac) + 2 e- → O2 (g) + H2O (l)
Eº = 2,07 V
O2 (g) + 4 H+(ac) + 4 e- → 2 H2O (l)
Eº = 1,23 V
El ozono forma óxidos con muchos elementos en condiciones en las que el
oxígeno no reacciona; de hecho, oxida todos los metales comunes excepto el oro
y el platino.
El ozono se puede preparar haciendo pasar electricidad a través del O2
seco:
electricidad
3 O2 (g)
→
2 O3 (g)
∆Hº = 285 kJ
El O3 (g) se puede preparar en un aparato como el que se muestra en la siguiente
figura:
El gas no se puede guardar mucho tiempo, excepto a baja temperatura, porque se
descompone fácilmente a O2. Ciertos metales, como Ag, Pt y Pd, así como
muchos óxidos de metales de transición, catalizan esta descomposición.
En la actualidad, los usos del ozono como sustancia química industrial son
relativamente limitados. El ozono se usa en ocasiones para el tratamiento de agua
doméstica en lugar del cloro. Al igual que el Cl2, sirve para matar bacterias y
oxidar compuestos orgánicos. El mayor uso del ozono es, sin embargo, la
preparación de productos farmacéuticos, lubricantes sintéticos y otros compuestos
orgánicos de utilidad comercial, donde el O3 se usa para romper dobles enlaces
carbono-carbono.
El ozono es un componente importante de la atmósfera superior, donde
sirve como pantalla que elimina la radiación ultravioleta. De esta manera, el ozono
protege a la Tierra contra los efectos de esta radiación de alta energía. Por esta
razón, el agotamiento del ozono en la estratosfera es una preocupación científica
importante. En cambio, en la atmósfera interior, el ozono se considera como
contaminante del aire. Es un componente importante del smog. A causa de su
poder oxidante, causa daños a los sistemas vivos y a los materiales estructurales,
en especial el hule.
Oxidos
La electronegatividad del oxígeno sólo es inferior a la del flúor. En consecuencia,
el oxígeno exhibe estados de oxidación negativos en todos los compuestos
excepto los que tienen flúor, OF2 y O2F2. El estado de oxidación -2 es con mucho
el más común. Los compuestos que tienen este grado de oxidación se llaman
óxidos.
Los no metales forman óxidos covalentes. Casi todos estos óxidos son
moléculas sencillas con puntos de fusión y ebullición bajos. Sin embargo, el SiO 2 y
el B2O3 tienen estructuras poliméricas. La mayoría de los óxidos no metálicos se
combinan con el agua para formar oxiácidos. Por ejemplo, el dióxido de azufre,
SO2, se disuelve en agua para dar ácido sulfuroso, H2SO3:
SO2 (g) + H2O (l) → H2SO3 (ac)
Esta reacción, y la del SO3 con H2O para formar H2SO4, son la causa principal de
la lluvia ácida.
Los óxidos que reaccionan con agua para formar ácidos se llaman
anhídridos ácidos u óxidos ácidos.
Casi todos los óxidos metálicos son compuestos iónicos. Estos óxidos
iónicos que se disuelven en agua reaccionan para formar hidróxidos y, por
consiguiente, se conocen como anhídridos básicos u óxidos básicos.
Los óxidos que pueden exhibir carácter tanto ácido como básico se dice
que son anfotéricos. Si un metal forma más de un óxido, el carácter básico del
óxido disminuye a medida que el estado de oxidación del metal aumenta:
Compuesto
CrO
Cr2O3
CrO3
Estado de oxidación del Cr Naturaleza del óxido
+2
+3
+6
Básico
Anfotérico
Acido
Peróxidos y superóxidos
Los compuestos que contienen enlaces O — O y oxígeno en un estado de
oxidación –1 se llaman peróxidos. El oxígeno tiene un estado de oxidación de -½
en el O2-, que se conoce como ion superóxido. Los metales más activos (K, Rb y
Cs) reaccionan con el O2 para dar superóxidos (KO2, RbO2 y CsO2). Sus vecinos
activos de la tabla periódica (Na2O2, CaO2, SrO2 y BaO2). Los metales menos
activos y los no metales producen óxidos normales.
Cuando los superóxidos se disuelven en agua, se produce O 2:
2 KO2 (s) + 2 H2O (l)  2 K+ (ac) + 2 OH- (ac) + O2 (g) + H2O2 (ac)
A causa de esta reacción, el superóxido de potasio, KO 2, se usa como fuente de
oxígeno en máscaras que se emplean para trabajos de rescate. La humedad del
aliento hace que el compuesto se descomponga para formar O2 y KOH. El KOH
así formado sirve para eliminar el CO2 del aire exhalado:
2 OH- (ac) + CO2 (g)  H2O (l) + CO32- (ac)
El peróxido de hidrógeno es el peróxido más conocido (comúnmente
llamado agua oxigenada) y de mayor importancia comercial. En la siguiente figura
se muestra la estructura del H2O2:
El peróxido de hidrógeno puro es un líquido transparente con una densidad de
1,47 g/cm3 a 0°C; funde a –0,4°C y su punto de ebullición normal es de 151°C.
Estas propiedades son carácterísticas de un líquido muy polar y con fuertes
puentes de hidrógeno, como el agua. El peróxido de hidrógeno concentrado es
una sustancia peligrosamente reactiva porque la descomposición para formar
agua y oxígeno gaseoso es muy exotérmica:
2 H2O2 (l)  2 H2O (l) + O2 (g) H° = -196,0 kJ
La descomposición puede ocurrir con violencia explosiva si el peróxido de
hidrógeno concentrado entra en contacto con sustancias capaces de catalizar la
reacción. El peróxido de hidrógeno se expende en el comercio como reactivo
químico en forma de soluciones acuosas de hasta aproximadamente 30% en
masa. Una solución que contiene alrededor de 3% en masa de H 2O2 se usa como
antiséptico suave; se emplean soluciones un poco más concentradas para
blanquear tejidos de algodón, lana y seda.
El ion peróxido también es importante en bioquímica. Es un producto
secundario del metabolismo, resultado de la reducción del oxígeno molecular. El
cuerpo elimina esta especie reactiva por medio de enzimas como la peroxidasa y
la catalasa.
El peróxido de hidrógeno puede actuar ya sea como agente oxidante o
como reductor. Las medias reacciones de reducción en solución ácida son:
2 H+ (ac) + H2O2 (ac) + 2 e-  2 H2O (l)
E° = 1,78 V
+
2 H (ac) + O2 (g) + 2 e  2 H2O2 (ac)
E° = 0,68 V
La combinación de estas dos medias reacciones conduce a la desproporción del
H2O2 en H2O y O2. Esta reacción es muy favorable (E°= 1,78 V – 0,68 V = 1,10 V).
Ocurre desproporción cuando un elemento se oxida y reduce simultáneamente.
Reacciones del agua
El agua reacciona con los metales alcalinos para formar el hidróxido
correspondiente e hidrógeno. Si usamos M para representar cualquier metal
alcalino, podemos escribir la reacción general así:
2 M (s) + 2 H2O (l) → 2 MOH (ac) + H2 (g)
Metal alcalino +
agua
→ Hidróxido metálico + hidrógeno
La tendencia de reactividad creciente dentro del grupo de los metales
alaclinotérreos se manifiesta en el comportamiento de los elementos hacia el
agua. El berilio no reacciona con el agua ni con el vapor de agua, ni siquiera
cuando se lo calienta al rojo vivo. El magnesio no reacciona con agua líquida, pero
sí lo hace con vapor de agua para formar óxido de magnesio e hidrógeno:
Mg (s) + H2O (g)  MgO (s) + H2 (g)
Agua dura
El agua que contiene una concentración relativamente alta de Ca 2+, Mg2+ y otros
cationes divalentes se conoce como agua dura. Aunque la presencia de estos
iones no constituye en general una amenaza para la salud, puede hacer que el
agua sea inadecuada para ciertos usos domésticos e industriales. Por ejemplo,
estos iones reaccionan con los jabones para formar jabones insolubles, que es lo
que forma los anillos de las bañeras. Además, se pueden formar depósitos
minerales cuando se calienta el agua que contiene estos iones. Cuando se
calienta agua que contiene iones calcio y iones bicarbonato, se desprende dióxido
de carbono. En consecuencia, la solución se hace menos ácida y se forma
carbonato de calcio, que es insoluble:
Ca2+ (ac) + 2 HCO3- (ac)  CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l)
Carbono
El carbono no es un elemento abundante; constituye sólo el 0,027 % de la corteza
terrestre.
Formas elementales del carbono
El carbono existe en tres formas cristalinas: grafito, diamante y
buckminsterfulereno. Estas tres formas son alótropos, los alótropos son formas
diferentes del mismo elemento en el mismo estado (en este caso, todas las formas
son sólidos). Dos de los ejemplos más conocidos de sólidos de red covalente son
el diamante y el grafito. En el diamante cada átomo de carbono está unido a otros
cuatro átomos de carbono (con hibridación sp3), como se muestra en la parte a) de
la siguiente figura:
Esta matriz tridimensional interconectada de fuertes enlaces sencillos carbonocarbono contribuye a la inusitada dureza del diamante. Los diamantes de grado
industrial se emplean en las cuchillas de las sierras para los trabajos de corte más
exigentes. En congruencia con su estructura y enlaces, el diamante también tiene
un elevado punto de fusión, 3550°C.
En el grafito los átomos de carbono están dispuestos en capas de anillos
hexagonales interconectados como se muestra en la parte b) de la figura anterior.
Cada átomo de carbono (con hibridación sp2) está unido a otros tres de la capa.
La distancia entre carbonos adyacentes en el plano, 1,42 Å, es muy cercana a la
distancia C — C en el benceno, 1,395 Å. De hecho, los enlaces se parecen a los
del benceno, con enlaces ¶ deslocalizados que se extienden sobre las capas. Los
electrones se mueven libremente por los orbitales deslocalizados, y esto hace que
el grafito sea un buen conductor de la electricidad a lo largo de las capas (si
alguna vez desarmaste una pila de linterna, sabrás que el electrodo central de la
batería está hecha de grafito). Las capas, separadas 3,41 Å, se mantienen unidas
por débiles fuerzas de dispersión. Las capas se deslizan fácilmente unas sobre
otras cuando se frotan, lo que da a la sustancia una sensación grasosa. El grafito
se utiliza como lubricante y para fabricar la mina de los lápices. La siguiente figura
es una microfotografía del grafito que revela su estructura de capas:
Oxidos 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 óxido es un gas incoloro, inodoro e insípido (p.f. = -199ºC; p.e. = -192ºC); es
tóxico a causa de su capacidad para unirse a la hemoglobina e interferir así con el
transporte de oxígeno. El envenenamiento de bajo nivel produce dolores de
cabeza y somnolencia; el envenenamiento de alto nivel puede causar la muerte.
Los motores de automóvil producen monóxido de carbono, que es un
contaminante importante del aire.
El dióxido de carbono se produce cuando las sustancias que contienen
carbono se queman en un exceso de oxígeno:
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
También se produce al calentar diversos carbonatos:
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
Se obtienen también grandes cantidades como producto secundario de la
fermentación de azúcar durante la producción de alcohol:
C6H12O6 (ac) → 2 C2H5OH (ac) + 2 CO2 (g)
Acido carbónico y carbonatos
El dióxido de carbono es moderamente soluble en H2O a presión atmosférica. Las
soluciones resultantes tienen una acidez moderada como resultado de la
formación de ácido carbónico, H2CO3:
CO2 (ac) + H2O (l)  H2CO3 (ac)
El ácido carbónico es un ácido diprótico débil. A su carácter ácido se debe el sabor
picante y ligeramente ácido de las bebidas gaseosas.
Aunque el ácido carbónico no se puede aislar como compuesto puro, es
posible obtener dos tipos de sales por neutralización de soluciones de ácido
carbónico: carbonatos ácidos (bicarbonatos) y carbonatos. La neutralización
parcial produce HCO3-, y la neutralización completa da CO32-.
Los carbonatos ácidos son inestables al calor, por ejemplo:
calor
2 NaHCO3

Na2CO3 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)
Carburos
Los compuestos binarios de carbono con metales, metaloides y ciertos no metales
se llaman carburos, y existen tres tipos: iónicos, intersticiales y covalentes. Como
es de esperar, los metales más activos forman carburos iónicos. Los carburos
iónicos más comunes contienen el ion acetiluro, C22-. Este ion es isoelectrónico
con el N2, y su estructura de Lewis, :CC:2-, tiene un triple enlace carbonocarbono. El carburo iónico más importante es el carburo de calcio, CaC 2, el cual se
produce por reducción del CaO con carbono a alta temperatura:
2 CaO (s) + 5 C (s)  2 CaC2 + CO2 (g)
Muchos metales de transición forman carburos intersticiales. Los átomos de
carbono ocupan los espacios abiertos (intersticios) entre los átomos de metal de
manera análoga a los hidruros intersticiales. Un ejemplo es el carburo de
tungsteno, que es muy duro y resistente al calor y por esta razón se usa para
fabricar herramientas de corte.
El boro y el silicio forman carburos covalentes. El carburo de silicio, SiC, se
conoce como carborundum. Se fabrica calentando SiO2 (arena) y carbono a alta
temperatura:
SiO2 (s) + 3 C (s)  SiC (s) + 2 CO (g)
El SiC tiene la misma estructura que el diamante excepto que los átomos de silicio
se alternan con átomos de carbono. Al igual que el diamante industrial, el
carborundum es muy duro y por tanto se usa como abrasivo y en herramientas de
corte.
Otros compuestos inorgánicos de carbono
El cianuro de hidrógeno, HCN es un gas extremadamente tóxico con olor de
almendras amargas, su estructura y la del disulfuro de carbono son las siguientes:
Las soluciones acuosas de HCN se conocen como ácido cianhídrico. La
neutralización con una base, como NaOH, produce sales de cianuro, como el
NaCN. Los cianuros se utilizan en la manufactura de varios plásticos muy
conocidos, entre ellos el nylon y el orlón. El ion CN’ forma complejos muy estables
con casi todos los metales de transición. La acción tóxica del CN- se debe a que
se combina con el hierro (III) de la citocromo oxidasa, una enzima clave que
interviene en la respiración.
El disulfuro de carbono, CS2, es un importante solvente industrial de ceras,
grasas, celulosas y otras sustancias no polares.
Nitrógeno
El nitrógeno constituye el 78% en volumen de la atmósfera terrestre, donde está
presente en forma de moléculas de N2. Aunque el nitrógeno es un elemento clave
en los organismos vivos, los compuestos de nitrógeno no abundan en la corteza
terrestre (la parte de nuestro entorno que constituye la tierra sólida bajo nuestros
pies se llama litosfera). Los depósitos naturales principales de nitrógeno son los
de KNO3 (salitre) en la India y los de NaNO3 (salitre) en Chile y otras regiones
desérticas de Sudamérica.
La parte de nuestro planeta donde los organismos vivos se forman y viven
se llama biosfera. El nitrógeno es uno de los elementos indispensables para los
organismos vivos. Se encuentra en muchos compuestos que son imprescindibles
para la vida y que incluyen proteínas, ácidos nucleicos, vitaminas y hormonas. Las
plantas usan compuestos nitrogenados muy sencillos, en especial NH3, NH4+ y
NO3-, como materias primas a partir de las cuales se forman estos compuestos
complejos y biológicamente necesarios. Los animales son incapaces de sintetizar
los complejos compuestos de nitrógeno que requieren a partir de las sencillas
sustancias que utilizan las plantas. En su lugar, se apoyan en precursores más
complicados presentes en los alimentos ricos en vitaminas y proteínas.
El nitrógeno circula continuamente a través de los seres vivos en diversas
formas, como se muestra en el ciclo de nitrógeno simplificado de la siguiente
figura:
Por ejemplo, ciertos microorganismos convierten el nitrógeno de los desechos
animales y las plantas y animales muertos en nitrógeno molecular, N 2 (g), el cual
regresa a la atmósfera. Para que se conserve la cadena alimenticia, debe haber
algún medio de reincorporar o “fijar”, este N2 atmosférico en una forma que las
plantas puedan utilizarlo. El proceso de convertir N2 en compuestos que las
plantas pueden usar se llama fijación de nitrógeno. Fijar el nitrógeno es difícil; el
N2 es una molécula muy poco reactiva, en gran medida a causa de su triple enlace
NN, que es muy fuerte. Una cierta cantidad de nitrógeno se fija como resultado
de la acción de los rayos (descargas eléctricas) en la atmósfera, que producen
óxidos de nitrógeno, como por ejemplo el NO:
N2(g) + O2(g)  2 NO (g) ∆H = 180,0 kJ
En el aire, el NO se oxida rápidamente a dióxido de nitrógeno, NO 2:
2 NO (g) + O2(g)  2 NO2 (g)
∆H = -113,1 kJ
Otra parte del nitrógeno se utiliza en escala industrial empleando el proceso
Haber, que se usa para convertir N2(g) y H2(g) en NH3(g):
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Sin embargo, alrededor del 60% del nitrógeno fijado es consecuencia de la acción
de una notable y compleja enzima llamada nitrogenasa. Esta enzima no está
presente en los seres humanos ni en otros animales; se encuentra en bacterias
que viven en los nódulos de las raíces de ciertas plantas como las leguminosas, el
trébol y la alfalfa.
La nitrogenasa convierte el N2 en NH3, en un proceso que, en ausencia de
un catalizador, tiene una energía de activación muy grande. Este proceso es una
reducción del nitrógeno; durante la reacción, su estado de oxidación se reduce de
0 en el N2 a –3 en el NH3. El mecanismo por el cual la nitrogenasa reduce el N 2 no
se entiende cabalmente. Como muchas otras enzimas, entre ellas la catalasa, el
sitio activo de la nitrogenasa contiene átomos de metales de transición; estas
enzimas se conocen como metaloenzimas. Puesto que los metales de transición
pueden cambiar fácilmente de estado de oxidación, las metaloenzimas son
especialmente útiles para llevar a cabo transformaciones en las cuales los
sustratos se oxidan o se reducen.
Se sabe que una porción de la nitrogenasa contiene átomos de hierro y
molibdeno. Se piensa que este fragmento, llamado cofactor FeMo, funciona como
el sitio activo de la enzima. El cofactor es un notable agrupamiento de siete
átomos de Fe y un átomo de Mo, todos ellos ligados por átomos de azufre, en la
siguiente figura se muestra la raíz de un trébol blanco, en cuyos nódulos está
presente la nitrogenasa y a la derecha se representa el cofactor FeMo:
Gracias a esta enzima, el nitrógeno circula continuamente entre su forma
relativamente inerte en la atmósfera y su crítico cometido en los organismos vivos;
sin él, la vida como la conocemos no existiría en la Tierra.
Compuestos hidrogenados del nitrógeno
El amoníaco es uno de los compuestos más importantes del nitrógeno (con
número de oxidación –3). Es un gas tóxico incoloro que tiene un olor irritante
característico. La molécula de NH3 es básica (Kb = 1,8.10-5) y tiene estructura
piramidal trigonal.
En el laboratorio, el NH3 se puede preparar por la acción del NaOH con una
sal de amonio. El ion NH4+, que es el ácido conjugado del NH3, transfiere un
protón al OH’. Este ion tiene la misma carga que los cationes de los metales
alcalinos y un tamaño similar, por ello tiene propiedades similares a ellos.
La hidracina, N2H4, guarda la misma relación con el amoníaco que el
peróxido de hidrógeno con el agua. Como se muestra en la parte izquierda de la
siguiente figura, la molécula de hidracina contiene un enlace sencillo N  N (el
número de oxidación es –2):
La hidracina y otros compuestos derivados de ella, como la
monometilhidracina (que se ve en la parte derecha de la figura anterior) se usan
como combustibles para cohetes.
La hidracina es muy venenosa. Se puede preparar por reacción del
amoníaco con ion hipoclorito, ClO-, en solución acuosa:
2 NH3 (ac) + ClO- (ac)  N2H4 (ac) + Cl- (ac) + H2O (l)
Oxidos y oxiácidos de nitrógeno
El nitrógeno forma tres óxidos comunes: N2O (óxido nitroso), NO (óxido nítrico) y
NO2 (dióxido de nitrógeno). También forma dos óxidos inestables: N 2O3 (trióxido
de dinitrógeno) y N2O5 (pentóxido de dinitrógeno).
Los dos oxiácidos comunes del nitrógeno son el ácido nítrico, HNO3, y el
ácido nitroso, HNO2:
El ácido nítrico es un ácido fuerte, y también es un poderoso agente
oxidante, como lo indican los potenciales estándar de reducción siguientes:
NO3- (ac) + 2 H+ (ac) + e-  NO2 (g) + H2O (l)
E° = 0,79 V
+
NO3 (ac) + 4 H (ac) + 3 e  NO (g) + 2 H2O (l)
E° = 0,96 V