Hidrógeno, Oxígeno, Ozono y Agua

Química. Estado natural. Isótopos. Aplicaciones. Propiedades

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Trabajo de unidades 6 y 8

  • El hidrógeno.

- ABUNDANCIA Y ESTADO NATURAL:

En la naturaleza se encuentra libre en muy pequeña proporción principalmente en el gas natural, en los gases procedentes de las erupciones volcánicas y en las capas altas de la atmósfera, pero los espectros estelares y solares muestran que es abundante en el Sol y en otras estrellas y es, de hecho, el elemento más común en el universo. Combinado con otros elementos se distribuye ampliamente sobre la tierra, donde el compuesto más importante y abundante de hidrógeno es el agua, H2O. Está presente en la materia viva así como también en muchos minerales. Forma una parte esencial de todos los hidrocarburos y una variedad extensa de otras sustancias orgánicas.

ISOTOPOS

Z

Nombre del Núclido

Vida Media

Spin

Abundancia
(%)

Masa Atómica
(uma)

1

Hidrógeno

Estable

1/2

99,984

1,0078

1

Deuterio

Estable

1

0,0156

2,0141

1

Tritio

12,3 años

1/2

0,00

3,016

- OBTENCIÓN EN LA INDUSTRIA Y EL LABORATORIO:

Existen muchos métodos para obtenerlo. Industrialmente se suele obtener a partir del agua, por electrólisis, o recuperándolo del gas natural.

Cuando se obtiene por electrólisis del agua es necesario que ésta contenga sales en disolución con el objeto de aumentar su conductividad eléctrica. En el electrodo negativo, cátodo, se descargan los iones hidronio H3O+ en forma de hidrógeno atómico combinándose inmediatamente entre sí para formar las moléculas H2 que forman burbujas y se desprenden. Simultáneamente, en el electrodo positivo (ánodo) se desprende oxígeno.

Para obtener hidrógeno a partir del gas natural se comprime éste para separar los hidrocarburos ligeros, se le somete a un proceso de desecación para eliminar el agua y se separan el azufre y el nitrógeno. La mezcla resultante se refrigera con nitrógeno líquido y por último se procede a la separación gaseosa del monóxido de carbono y el hidrógeno.

En los laboratorios, para obtener pequeñas cantidades de hidrógeno, se suele tratar cinc con ácido clorhídrico diluido, proceso en el que se forma cloruro de cinc y se desprende hidrógeno:

2HCl + Zn = ZnCl2 + H2

- APLICACIONES:

Debido a su ligereza se utilizó a principios del siglo XX para llenar los dirigibles y los globos aerostáticos, pero se produjeron muchos accidentes ya que el hidrógeno es un gas muy inflamable. Para evitar estos problemas se comenzó a usar helio que, aunque es más pesado que el hidrógeno, no es inflamable. Actualmente los globos aerostáticos funcionan con el aire caliente que proporcionan unos quemadores de gas situados bajo la boca del globo.

En muchas reacciones de electrólisis el hidrógeno es un subproducto importante. Industrialmente se usa para la fabricación del amoníaco, en la síntesis del alcohol metílico, para la hidrogenación de grasas vegetales para producir grasas comestibles, en la industria petroquímica para la elaboración de gasolinas sintéticas y como agente reductor en algunos procesos. El hidrógeno se usa también para soldar a alta temperatura.

El hidrógeno líquido, junto con el oxígeno, se utiliza para la propulsión de cohetes espaciales y últimamente se empiezan a considerar sus grandes posibilidades como fuente de energía para el futuro ya que su combustión produce vapor de agua y, por lo tanto, no es contaminante.

Se almacena comúnmente en cilindros de acero a presiones de 120 a 150 atmósferas.

- PROPIEDADES:

El hidrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. El hidrógeno líquido, obtenido por primera vez por Sir James Dewar en 1.898, es incoloro (aunque ligeramente azul en capas gruesas) con un peso específico de 0,070. Cuando se evapora rápidamente bajo presión reducida, congela en un sólido incoloro. Como la mayoría de los elementos gaseosos, el hidrógeno es diatómico (sus moléculas contienen dos átomos), pero se disocia en átomos libres a altas temperaturas.

El hidrógeno es una mezcla de dos formas diferentes, ortohidrógeno y parahidrógeno; el hidrógeno ordinario contiene aproximadamente tres cuartos de la forma orto y un cuarto de la forma para. Los puntos de fusión y ebullición de ambas formas difieren ligeramente de los del hidrógeno ordinario. El parahidrógeno se obtiene prácticamente puro por adsorción del hidrógeno ordinario sobre carbón a unos - 225°C.

Se conocen tres isótopos del hidrógeno. El núcleo de cada átomo de hidrógeno ordinario se compone de un protón. El Deuterio, representa en el hidrógeno ordinario alrededor del 0,02%, y contiene un protón y un neutrón en el núcleo , siendo su masa atómica de dos. El Tritio, un isótopo radioactivo inestable, contiene un protón y dos neutrones en el núcleo y tiene una masa atómica de tres.

Todos los ácidos contienen hidrógeno; la característica distintiva de un ácido es su disociación, en la que se producen iones de hidrógeno. El hidrógeno (H2) es el elemento más ligero que se conoce, por lo que puede penetrar fácilmente por las superficies porosas. Metales como el platino, cobalto, níquel, hierro y paladio, en ciertas condiciones, tienen la propiedad de adsorber hidrógeno y es por ello que a veces se ha encontrado hidrógeno asociado a estos metales en algunos meteoritos. Por ejemplo, el paladio es capaz de adsorber hidrógeno en una proporción de unas 800 veces su volumen. A temperaturas ordinarias el hidrógeno es poco reactivo. No reacciona con el oxígeno a bajas temperaturas, pero lo hace de forma violenta si se eleva la temperatura por encima de 700°C o se introduce algún catalizador como paladio o platino finamente dividido, obteniéndose agua como producto de esta reacción. El hidrógeno puede combinarse con el oxígeno de los óxidos de otros elementos y este carácter reductor se aprovecha en la industria metalúrgica para obtener metales con un alto grado de pureza como por ejemplo el wolframio de los filamentos para lámparas eléctricas.

  • El Oxígeno.

- ABUNDANCIA Y ESTADO NATURAL:

El oxígeno constituye el 21% del volumen y el 23,15% del peso de la atmósfera, 85,8% del peso de los océanos (el 88,8% del agua pura es oxígeno) y, como componente de la mayoría de las rocas y minerales, el 46,7% del peso de la corteza sólida terrestre.

ISOTOPOS

Z

Nombre del Núclido

Vida Media

Spin

Abundancia
(%)

Masa Atómica
(uma)

8

Oxígeno-15

122,2 segundos

1/2

0,00

15,0000

8

Oxígeno-16

Estable

0

99,76

15,9949

8

Oxígeno-17

Estable

5/2

0,04

16,9991

8

Oxígeno-18

Estable

0

0,2

17,9992

- OBTENCIÓN EN LA INDUSTRIA Y EL LABORATORIO:

Dado que constituye aproximadamente el 21% de la atmósfera, se obtiene industrialmente mediante destilación fraccionada del aire líquido. En la parte alta de la columna de destilación se separa el nitrógeno gaseoso que es el componente más volátil, mientras que el oxígeno se recoge líquido por la base de la misma. En la actualidad los procesos de licación y destilación se producen simultáneamente, ya que el nitrógeno gaseoso frio que se recoge en la cabecera del destilador se utiliza para enfriar el aire en intercambiadores de calor, que queda parcialmente licuado con un contenido de oxígeno muy superior al 21%.

Otra forma de obtención del oxígeno es la electrólisis del agua a la que previamente se le añade ácido sulfúrico o sosa con el objeto de hacerla conductora. En este proceso se desprende hidrógeno en el cátodo y oxígeno en el ánodo.

En el laboratorio, el oxígeno se obtiene por descomposición de algunos de sus compuestos. Los óxidos de plata y de mercurio se descomponen térmicamente para dar oxígeno y el metal correspondiente. El clorato de potasio (KClO3 ) se descompone en cloruro de potasio y oxígeno en una reacción catalizada por el dióxido de manganeso. El peróxido de sodio (Na2O2) se descompone por la acción del agua generando hidróxido de sodio y oxígeno.

- APLICACIONES:

Se usa para el afinado del acero en la industria siderúrgica, para la obtención industrial de muchas sustancias químicas, como los ácidos sulfúrico y nítrico, el acetileno y el epoxyetano. Se utiliza también, en forma líquida, como combustible de cohetes y misiles, para producir la llama de las soldaduras oxiacetilénica y oxhídrica y para la fabricación de explosivos. Se utiliza en medicina como componente del aire artificial para personas con insuficiencias respiratorias graves.

El ozono se usa como bactericida en algunas piscinas, para la esterilización de agua potable (aunque es más caro que el cloro), y como decolorante de aceites, ceras y harinas.

- PROPIEDADES:

El gas oxígeno, O2 , es incoloro, inodoro e insípido. Es ligeramente más denso que el aire, y es poco soluble en el agua (48,9 cm³ por litro en c.n.) por lo que puede recogerse sobre ella. El oxígeno gaseoso puede condensarse en un líquido azul pálido que es fuertemente magnético. El oxígeno sólido azul pálido se obtiene por compresión del líquido. Se conocen tres formas estructurales de oxígeno: el oxígeno ordinario, con dos átomos por molécula, (O2), el ozono, con tres átomos por molécula, (O3) y una forma no magnética de color azul pálido, O4 , que contiene cuatro átomos por molécula, que se rompe fácilmente en presencia de oxígeno ordinario. Se conocen tres isótopos estables del oxígeno siendo el 16O el más abundante. Comprende el 99,76% del oxígeno ordinario y se usó como patrón en la determinación de pesos atómicos hasta el decenio de 1960.

A temperatura ambiente no es muy activo, pero a temperaturas elevadas se combina con la mayor parte de los elementos para formar óxidos, incluyendo algunos de los gases nobles, en especial si se trata de oxígeno puro y en presencia de catalizadores.

El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo, después del flúor, y esta avidez por capturar electrones explica que se combine con la mayoría de los elementos. Si exceptuamos el nitrógeno, los halógenos, el oro, el iridio y el platino, todos los elementos pueden arder en el oxígeno. De la misma forma, los compuestos que contengan elementos que se combinen fácilmente con el oxígeno, arden en el seno de éste.

  • El ozono.

- ABUNDANCIA Y ESTADO NATURAL:

El ozono es oxígeno enriquecido (O3). En su estado natural, se encuentra libre en las altas capas de la atmósfera, formando un filtro que nos protege de los rayos ultravioleta, producidos por el Sol. En las capas bajas de la atmósfera, cada centímetro cúbico de ozono se halla diluido en 450.000 de aire.

- OBTENCIÓN EN LA INDUSTRIA Y EL LABORATORIO:

En los laboratorios pueden emplearse varios métodos para obtener el ozono; uno de ellos es el de someter a grandes presiones y temperaturas el oxígeno puro. Si se hace pasar una corriente de aire ante una lámpara de rayos ultravioletas también se obtiene ozono.

- APLICACIONES:

El ozono tiene unas propiedades desinfectantes superiores a las del oxígeno: es un potente germicida que destruye toda clase de bacterias y hongos, no permitiendo su desarrollo. Se utiliza para purificar los alimentos, el agua o el mismo aire. El aire puro que respiramos en los días claros y brillantes contiene más ozono que el de los días nublados y húmedos.

- PRINCIPALES PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS:

El ozono (O3) es un gas incoloro (de un color azul pálido cuando no está diluido en el aire) altamente tóxico que es una forma alotrópica del oxígeno. Como el tercer átomo de la molécula de ozono no está fuertemente unido con los otros dos, puede desprenderse fácilmente, se descompone según la reacción:

O3 = O2 + O

por lo que su actividad química es muy grande. En nuestro medio ambiente, la molécula de ozono es inestable, es decir, se va descomponiendo en oxígeno a medida que se genera, con una vida media de 10 a 15 minutos. Se produce de forma natural, por acción de descargas eléctricas durante las tormentas o la luz ultravioleta actuando en el O2 , dejando en el aire un olor característico, como a cloro. El ozono es poco soluble en agua y se disuelve en tetracloruro de carbono con mayor facilidad.

  • Capa de ozono.

- DEFINICIÓN:

Es la parte de la atmósfera que protege la tierra de los rayos ultravioletas del sol. El ozono que contiene se forma allí por la acción de la luz del sol en el oxígeno.

- FUNCIÓN:

La capa de ozono de la atmósfera protege la vida en la Tierra de la fuerza directa de la radiación ultravioleta del sol que puede causar cáncer de piel, aparición de cataratas en los ojos, daños en el plankton y la red marina de alimentos, este decrecimiento produce un aumento en el dióxido de carbono y el aumento del calor en la Tierra, que causa el derretimiento de los casquetes polares.

- LOCALIZACIÓN:

Se encuentra situada de 19 a 48 km. sobre la superficie de la Tierra.

- EFECTOS DAÑINOS DE ALGUNOS COMPUESTOS SOBRE ÉSTE:

Algunos científicos descubrieron en los setentas que los químicos llamados clorofluorocarbonos, o CFC -usados como refrigerantes y en aerosoles- representaban una amenaza a la capa de ozono. Cuando se esparcen en la atsmósfera, estos químicos se elevan y se descomponen por la luz del sol, donde el cloro reacciona y destruye las moléculas de ozono (hasta 100,000 por molécula de CFC). Otros químicos, como los óxidos nitrosos de los fertilizantes, también pueden atacar la capa de ozono.

  • El agua.

- UTILIDAD:

El agua desde los albores de la civilización ha sido fundamental no solo para la subsistencia sino también para el desarrollo de diversas actividades, sobretodo económicas. El agua es imprescindible para el desarrollo de la agricultura, siendo utilizada principalmente para sistemas de riego. Las industrias requieren del agua (sobretodo en forma de vapor de agua) para llevar a cabo el proceso de producción. El agua también se utiliza como medio de navegación para el transporte tanto de personas como productos. Y además el agua es utilizada por las centrales hidroeléctricas para la obtención de energía.

- PRINCIPALES PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS:

La molécula de agua presenta una forma triangular y la unión que se establece entre los dos átomos de hidrógeno con el átomo de oxígeno es una unión química covalente ya que el oxígeno comparte dos electrones con los electrones de los átomos de hidrógeno, de esta manera la molécula de agua se estabiliza porque los átomos de hidrógeno reúnen dos electrones en el último nivel y el oxígeno logra reunir ocho electrones en el último nivel.

La molécula de agua es bipolar debido a que los átomos de hidrógeno presentan una carga eléctrica positiva mientras que el átomo de oxígeno presenta una carga eléctrica negativa.

En estado sólido y líquido las moléculas de agua se unen por puentes de hidrógeno con moléculas que posean átomos de nitrógeno u oxígeno, esta acción se conoce como mojar.

De esta manera el agua tiene una gran capacidad para disolver sustancias iónicas, ya que al neutralizar las atracciones electrostáticas de los iones de una sustancia los disocia.

La mayoría de los átomos de hidrógeno que componen al agua tienen una masa atómica de 1. Luego se encuentran en menor cantidad los átomos de hidrógeno con masa atómica de 2 (deuterio), cuya formación en el agua la hace conocer a ésta como agua pesada y todavía en cantidad menor se hallan los de masa atómica de 3.

El punto de congelación del agua en la escala de celsius es de 0ºC mientras que el punto de ebullición es de 100ºC al nivel del mar mientras que hierve a temperatura inferior a medida que disminuye la presión. Justamente los valores de esta escala se basan en los puntos ebullición y congelación del agua, como también muchas otras escalas basan sus valores en las propiedades físicas del agua.

  • Aguas duras y pesadas.

El término “agua dura” se refiere a la condición del  H2O que contiene una o mas de las siguientes sales: carbonatos, bicarbonato, sulfatos, cloruro de calcio, magnesio, hierro y aluminio.


Carbonatos y bicarbonatos definen lo que se conoce, como dureza y temporal ya que estas sales se pueden separar hirviendo el agua o agregando cuidadosamente el agua de calcio. Los sulfatos y cloruro disueltos presentan la dureza permanente. La dureza permanente solo puede ser diseminado por destilación o por la acción de una resina de intercambio iónico. La dureza de las aguas naturales es producida sobre todo por las sales de calcio magnesio, y en menos proporción por el hierro, el aluminio y otros metales.

El agua pesada (óxido de deuterio, D2O) tiene un punto de ebullición de 101.42°C, tiene un punto de congelación de 3.81°C, y a temperatura ambiente su densidad es 10.79% mayor que el del agua normal. Durante la II guerra mundial, el agua pesada se empleo como agente moderador en los primeros tipos de rectores nucleares, aunque el grafito ha ido ocupando su lugar gradualmente.

  • Soluciones y solubilidad.

- DEFINICIÓN:

La solución es la dispersión ópticamente homogénea de dos o más sustancias en proporciones variables. La solubilidad es la cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad específica de solvente, a una temperatura específica.

- FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD:

La solubilidad de una sustancia y la estabilidad de la solución dependen de varios factores, tales como:

    • Naturaleza del soluto y el disolvente.

    • Temperatura.

    • Presión.

    • Tamaño de las partículas.

    • Agitación.

    • Influencia de otras sustancias en la solución.

- SOLUTO: Es la sustancia que se encuentra en menor proporción en la solución.

- SOLVENTE: Sustancia de mayor proporción en la solución.

- CONCENTRACIÓN: Es la relación existente entre el peso del soluto y el peso del disolvente. Ésta se puede expresar en diferentes formas:

    • Fracción molar es la relación entre el número de moles de soluto o del disolvente y él numero de moles totales presentes en la disolución. Se representa por la letra X, es decir:

Xsoluto = moles de soluto o solvente / moles de soluto + moles disolvente

  • Molaridad es la cantidad de soluto expresada en moles, contenida en un litro de solución. Se representa por una M.

M = moles de soluto / 1 litro de solución

    • Normalidad es el numero de equivalente-gramo del soluto contenido en un litro de disolución. Se representa con la letra N.

N = equivalente-gramo del soluto / 1 litro de solución

  • Porcentaje en masa de un soluto es la masa de un soluto expresada en gramos, contenida en 100 gramos de la solución. El porcentaje en masa se representa con el signo de por ciento: % m/m.

% m / m = masa de soluto / 100 g de solución

  • Porcentaje de masa-volumen de un soluto es la masa expresada en gramos de un soluto, contenida en 100 mililitros de solución. Se expresa con el signo de por ciento: % m/v.

  • Dilución es e proceso por el cual se preparan soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas y de concentraciones conocidas.

- SOLUCIONES SATURADA, NO SATURADA, SOBRESATURADA, DILUÍDA Y CONCENTRADA:

  • La solución saturada es en la que las moléculas del soluto están en equilibrio con las moléculas del disolvente.

  • La solución no saturada significa que en una solución se puede disolver más soluto, a una determinada temperatura.

  • Se llama sobresaturada a la solución que contiene más soluto de lo que es normal para esa temperatura.

  • Solución diluida es aquella que contiene una pequeña proporción de soluto disuelto en una gran cantidad de disolvente.

  • En las soluciones concentradas se encuentra una gran cantidad de soluto disuelto en una pequeña cantidad de disolvente.

  • Titulación (valoración).

La titulación o volumetría es un método de análisis mediante el cual se denomina la concentración de una solución (solución problema), midiendo el volumen de la misma, que se necesita para reaccionar completamente con otra solución de concentración conocida (solución patrón). El objetivo de una valoración es determinar el punto de equivalencia. Dicha determinación se hace conociendo el volumen del punto final de la titulación. A partir de este volumen, se determina la cantidad de reactivo titulado a través de cálculos estequiométricos.

- PUNTO FINAL: Es una determinación experimental que en general no coincide exactamente con el punto de equivalencia teórico. Este se alcanza cuando se ha agregado suficiente reactivo valórate, como para producir un cambio apreciable en las propiedad del sistema.

- PUNTO DE EQUIVALENCIA: Este se define como el punto en el cual la cantidad del valorante agregado es estequiométricamente equivalente a la sustancia valorada.