10-Oxigeno y Su Grupo Def

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Tema 10 ‐ El oxígeno y su familia Resúmenes de Maturita

TEMA 10 : OXÍGENO Y SU GRUPO (La familia del oxígeno)

1. Introducción: • Son los siguientes elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio y polonio (O, S, Se, Te, Po)

• Constituyen el grupo 16 (VIA) de la Tabla Periódica • Se llaman anfígenos (o calcógenos), anfígeno significa formador de ácidos y bases

• Todos tienen diferentes isótopos1 • El oxígeno forma alrededor del 47 % en masa de la corteza terrestre2, óxidos (silicatos3), agua, sulfuros y sales oxigenadas. Le sigue en abundancia el azufre, los demás son relativamente escasos.

2. Propiedades • Tienen 6 electrones en su capa de valencia. Configuración electrónica: ns2 np4 • Los estados de oxidación más usuales son –2, +2, +4 y +6.

• El oxígeno (O) y azufre (S) son no‐metales típicos.

• El carácter metálico aumenta del selenio al polonio (Se y Te son semimetales, Po es un metal).

• En el grupo baja la electronegatividad y reactividad

• El oxígeno tiene propiedades distintas a las de los otros elementos

‐ Es un gas (a temperatura ambiente), los otros son sustancias sólidas. ‐ Solo puede tener el número de oxidación ‐2 (la excepción es el +2 en OF2 y –1 en peróxidos), los otros pueden tener desde –2 hasta 6, porque pueden formar enlaces en forma excitada – orbital d.

Otras propiedades (“menos importantes”)

• Oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar compuestos moleculares (covalentes) con otros no metales, en especial el oxígeno (números de oxidación positivos +2, +4 y +6, el oxígeno sólo +2).

• Las combinaciones hidrogenadas de los elementos de este grupo, con excepción del agua, son gases tóxicos de olor desagradable.

• El carácter ácido de los oxoácidos disminuye según se desciende en el grupo, mientras que el de los calcogenuros de hidrógeno aumenta, siendo todos ellos débiles en disolución acuosa.

• Reacciones: ◦ Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua dan lugar a los correspondientes oxoácidos. ◦ Con los metales el oxígeno forma óxidos y el resto calcogenuros metálicos (sales binarias), cuya

estabilidad disminuye al descender en el grupo. ◦ No reaccionan con el agua. ◦ Con excepción del azufre, tampoco reaccionan con las bases. ◦ Reaccionan con el ácido nítrico concentrado, con excepción del oxígeno.

3. El oxígeno

Características del elemento

•Configuración electrónica es 2s22p4

•Alta electronegatividad (el segundo elemento más electronegativo después del F)

•Tiene pequeňo tamaňo (el menor de su grupo)

• A T ambiente es un gas incoloro, inodoro e insípido

• En estado líquido es un poco azulado

• Diamagnético (el O2 diamagnético)

1 Isótopos ‐ átomos de mismo elemento que tienen igual número de electrones y protones (número atómico) pero diferente número de neutrones (masa atómica). 2 El oxígeno constituye el 23,15% en masa de la atmósfera, el 85,8% en masa de los océanos (el agua pura contiene 88,8% de oxígeno), el 46,7% en masa de la corteza terrestre (como componente de la mayoría de las rocas y minerales). 3 Sales ternarias derivadas de óxidos de silicio

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Tema 10 - El oxígeno y su familia Resúmenes de Maturita

• Los átomos de oxígeno son inestables:

◦ Normalmente el oxígeno se encuentra en forma de moléculas diatómicas (O2) que se generan durante

la fotosíntesis de las plantas y posteriormente utilizadas en la respiración

◦ O se unen con otros elementos para obtener la configuración 2s2 2p6 (neon) que es más estable Eso

pueden hacer de diferentes maneras

‐ ganan 2 electrones y forman el anion O2‐ (CaO)

‐ forman dos enlaces simples o un enlace doble covalente (H2O, O2)

‐ forma un enlace simple y recibe un electron (NaOH)

• Es un oxidante muy fuerte (cuando un elemento reacciona con oxígeno ‐oxidación‐ el oxígeno le quita los

electrones y lo oxida aumentando su número de oxidación4)

•Forma óxidos con los metales y con muchos no metales.

Presencia en la naturaleza

• En la atmosfera se encuentra, sobre todo, en forma do 02 ( 21% de la atmosfera‐es fundamental para la

vida) o en forma de ozono O3 (mucho menos frecuente).

• Es el elemento más abundante en la cortezaterrestre (como componente de la mayoría de las rocas y

minerales, óxidos (silicatos5), agua, sulfuros y sales oxigenadas).):

• También se encuentra en agua6.

• En sacáridos, aminoácidos.

• Es bioelemento (se encuentra en todos los seres vivos).

• Se libera en la atmósfera durante la fotosíntesis de plantas verdes

Preparación

• En laboratorio:

◦ Se prepara por la desintegración térmica de compuestos que lo liberan fácilmente (HgO, PbO, KMnO4,

KClO3)

◦ O también por la electrólisis del agua ( )

• En industria: destilación fraccionaria de aire líquido (a alta presión, temperatura –200°C, otros productos

son nitrogeno, argon y otros gases inertes ‐nobles‐)

Usos: Oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en:

• la industria del acero y hierro • obtención y fabricación de otros elementos • aplicaciones medicinales • refino de petróleo • como agente oxidante en numerosas reacciones

• el oxígeno en botellas de alta presión en medicina, respiradores en hospital • el oxígeno líquido como combustible para cohetes

Ozono (O3)

• Tiene mayor poder oxidante que el 02 • Perjudicial para la salud • Se encuentra en la atmósfera ‐ en ionosfera • Papel importante en la protección de la vida (capa de ozono, protección contra la radiación uv) • Se forma cuando las moléculas de O2 se disocian (por la radiación ultravioleta) en dos radicales de O (O∙) que se unen a otra molécula de O2:

4 Al ser tan electronegativo (sólo el F lo supera), el oxigeno siempre atrae hacia sí o roba los electrones de otros átomos con los que forma compuestos y por tanto reduce su número de oxidación, oxidando así a los otros átomos (excepto al fluor). 5 Sales ternarias derivadas de óxidos de silicio 6 El oxígeno constituye el 88,8% de masa del agua pura y el 85,8% en masa de los océanos.

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Formación de ozono: 3O2 (g) + Energía(UV) UV 2O3

(fase 1: O2 UV O: + :O fase2: O2 + ∙O∙ O3 )

• Capa de ozono ‐ las moléculas de ozono se encuentran en la estratosfera donde forman la ionosfera

‐ las moléculas de ozono en la capa absorben la radiación ultravioleta del sol y se “rompen” (fotólisis)

(O3+UV UVO

2+ ∙O∙) y así protegen los seres vivos de esta radiación que es perjudicial para nosotros.

• La capa puede ser destruida por la actividad de algunos gases como NO de la combustión de aviones, o por los clorofluorocarbonos gaseosos –gases CFC‐)

Aplicaciones ‐ desinfectante, eliminación absoluta de bacterias y parásitos, etc.

Compuestos del oxígeno • Óxidos, hidróxidos, peróxidos, hiperóxidos • Ácidos • Compuestos orgánicos: alcoholes y fenoles, aldehídos y cetonas, ácidos carboxílicos (y sus derivados) Óxidos ‐ se forman con casi todos elementos

‐ oxigeno tiene numero de oxidación –2

Según la esctructura interna (tipo de enlace intramolecular) los dividimos en: A. Ionicos: Con s‐elementos, latanoides y con algunos elementos con muy baja electronegatividad, ‐ CaO‐

tienen alta temperatura de fusión. B. Covalentes: Con no metales de alta electronegatividad ‐C,N,P,S‐ o metales con altos números de

oxidación. Pueden formar ácidos, bases o tener carácter anfótero (SO2, CO2, H2O..)

Según como reaccionan con el agua, hidróxidos y ácidos los dividimos en:

A. Los óxidos ácidos ‐ También se les llama anhídridos ácidos (p.ej.‐O2, SO3, NO2... )

‐ Se forman con no metales (o con algunos metales con nº de oxidación mayor que 5) ‐ Con agua forman oxácidos ‐ Con los hidróxidos forman sales que no son solubles en agua

B. Los óxidos básicos ‐También se les llama anhídridos básicos7 (p.ej.‐Na2O, CaO, K2O ) ‐ Se forman con un metal de nº de oxidación menor que 4. ‐ Con el agua forman hidróxidos (NaOH, KOH, Ca(OH)2) ‐ Los no solubles, con ácidos forman sales

C. Anfóteros ‐son óxidos que pueden actuar como ácido o base según lo que les haga reaccionar ‐ p.ej.: ZnO ‐ reaccionan tanto con ácidos (formando agua y cation de metal) como con bases con el agua formando complejos

Peróxidos ‐ contienen dos átomos de oxígeno unidos mediante un enlace covalente (‐O‐O‐)

‐ cada de los oxígenos tienen el número de oxidación –1 ‐ Ejemplo: peróxido de hidrogeno H2O2

‐a temperatura ambiente es un líquido sin color con sabor amargo (algo poco de H2O2 está en el aire) ‐ puede ser oxidante o reductor (muchas veces como agente oxidante potente ‐ puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos metales (como el bronce, plata)) ‐ no es estable, se desintegra en agua e hidrogeno (2H2O2 → 2H2O + O2)

‐ su disolución acuosa se usa como desinfectante (concentración 3% ) y blanqueador

7 La palabra anhídrido (hoy en día en desuso) se solía reservar para los óxidos no‐metálicos, aunque puede usarse también aquí en este contexto

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El agua

• Es el compuesto más común e importante del oxígeno.

• Cubre ¾ del superficie de la tierra (97% agua de mar) • En cuerpo humano: 72%, (necesitamos ingerir 2‐3 l cada día). • Existe en forma líquida, sólida y gaseosa. • Es el disolvente polar más importante • Es muy estable Estructura • La molécula del agua es triangular (hibridación sp2, el O tiene 2 electrones desapareados formando enlaces covalentes con los H y 2 orbitales llenos con 1 par de electrones cada uno).

• Los enlaces de O y H son muy polares, la molécula es polar. Propiedades:

• Forma puentes de hidrógeno (solo las moléculas de vapor del agua son libres, porque la agitación térmica es suficientemente fuerte para que se rompa los enlaces intermoleculares ‐puentes‐)

• Estas fuerzas intermoleculares (puentes de hidrógeno) son la razón de que: ◦ Los puntos de fusión y congelación sean bastante altos. ◦ También son la razón de la anomalía del agua (la densidad máxima la tiene el agua a 4°C) ◦ son responsables también por otras magnitudes: buena térmica, mayor calor específico, mayor tensión superficial

Reacciones, propiedades acido‐básicas • protolisis de agua (disociación): ◦ El agua se disocia en cationes hidroxonio H3O

+ y anion hidroxonio OH‐.

◦ Según la ecuación: OHOHOHOH 322

◦ En disoluciones acuosas diluidas a 25°C se cumple: ]]·[[10 314 OHOHKW

◦ En agua pura a 25°C se cumple8: ]]·[[10 314 OHOHKW

• El agua Reaccionan con óxidos formando ácidos o bases • En forma de vapor reacciona con algunos metales formando hidrógeno y óxidos de metales

• Dureza del agua: Es la concentración de los minerales (sales de magnesio, calcio) en el agua, existe dureza temporal (o de carbonatos, causada por los iontes de HCO3) o permanente (o de no‐carbonatos, causada por los iontes de SO4)

4. El azufre

Características del elemento

• Configuración electrónica: 3s23p4 • A temperatura ambiente es un sólido frágil de color amarillo, frágil y blando (la forma más frecuente)

• Comportamiento no metálico • números de oxidación: ‐2, 0, 2, 4, 6 • A temperaturas superiores a 160°C los enlaces se rompen y se forma azufre polimerado Sn, el cual se vuelve más oscuro y más viscoso

• Es el elemento con más formas alotrópicas (la forma alotrópica más frecuente es el anillo S8) • insoluble en agua, pero es soluble en disolventes no polares • se encuentra en la corteza terrestre o en forma de sulfuros metálicos y en sulfatos

• Muchas veces forma sulfuros (sulfidy) o sulfatos (sírany) • Es uno de los bioelementos más importantes (aminoácidos...).

Usos, aplicaciones:

• En procesos industriales (como la producción de ácido sulfúrico ‐ sustancia química más importante a nivel industrial)

• En la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho (produccion de goma de caucho

81 molécula disociada por casa 555 millones de moléculas sin disociar

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• Algunos compuestos como los sulfitos tienen propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de magnesio)

• En la elaboración de fertilizantes y como fungicida

Compuestos del Azufre:

ácido sulfhídrico, sulfuro de hidrógeno – H2S ‐ gas venenoso, incoloro ‐ huele a huevos podridos ‐ se forma por la reacción de sulfuros con ácidos

sulfuros

• ‐excepto los formados con s1‐elementos no son solubles en el agua

• p.ej.: pirita FeS2 (oro falso) • muchas veces tienen diferentes colores (uso como pigmentos)

• al calentarlos en el aire se forma óxido de metal o el metal como tal y óxido de azufre(SO2)

• se usan para obtención del metal de sulfuros naturales

SO2 ‐ oxido de azufre (IV) ‐ sin color ‐ se forma durante la combustion de azufre, acido sulfhídrico o de sulfuros metalicos, p.ej.: pirita (FeS2) ‐ preparacion: descomposicion de sulfito con acido fuerte ‐ es reductor fuerte ‐ se usa como desinfectante y blanqueador ‐es bien soluble en el agua

SO3

• sólido incoloro de textura fibrosa • gas altamente contaminante • se forma a partir de la oxidación del S02 en presencia de un catalizador

• es el precursor del ácido sulfúrico

H2SO4

• ácido muy fuerte • líquido incoloro y viscoso • soluble en el agua, al mezclarlo con ella se libera mucho calor (por esto se echa el ácido al agua, no al

revés) • compuesto higroscópico (deshidrata) • concentrado: oxidante, reacciona con todos metales excepto Au y Pt • diluido : se comporta como ácido más fuerte, pero ya pierde su capacidad oxidadora, reacciona con

metales menos nobles, formando sulfato de metal y liberando hidrogeno • producción 1) oxidación de azufre hasta SO2 (combustion de azufre, acido sulfhidrico, combustion de sulfuros)

2) oxidacion de SO2 hasta SO3 (con el aire, catalizador V2O5)

3) S03 en la disolución del ácido diluido hace subir su concentración S + O SO2

2 SO2 + 02 2 SO3 (catalizador, p.ej, V2O5)

H2SO4 + SO3 H2S2O7

H2S2O7 + H2O 2 H2SO4 Usos y aplicaciones

• Es usa en muchos procesos químicos • abonos • colorantes, pigmentos

• electrolito en acumuladores (baterías de coches) • fertilizantes • Manufactura de productos químicos, textiles, jabones, pieles

5. El selenio • se encuentra en la corteza terrestre. • y se encuentra sobre todo en forma de seleniuros de elementos pesados o como elemento libre

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Usos y aplicaciones

• pigmento de plásticos, pinturas, cerámica • se encuentra en fotocopiadoras, paneles solares • se usa en tubos fotoeléctricos • se utiliza tanto en electricidad y electrónica (semiconductores) • El dióxido de selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación y deshidrogenación de compuesos orgánicos

Efectos del Se sobre la salud

• el selenio está puede estar en alimentación (cereales, carne), agua, tierra o aire • provoca hinchamiento de la piel, dolores agudos, pelo quebradizo hasta el envenenamiento que puede terminar con la muerte)

El telurio

• el nombre viene de la tierra • se encuentra en la corteza terrestre • es sólido, no magnético • hay sólo una forma de telurio (no tiene formas alotrópicas) • es soluble en HNO3 • se conocen 30 isótopos de telurio con masa atómicas entre 108‐137 (el 128 Te es el radioisótopo con la más larga vida)

• es un elemento semimetálico propiedades metálicas y no metálicas) El uso

• en industria electrónica • usado para el refinado de zinc • como elemento de aleación con cobre o acero • en la fabricación de dispositivos termoeléctricos. • como agente vulcanizador • la industria del vidrio • metalurgia: mejora las calidades de aleaciones (acero, protege contra H2SO4)

6. El polonio • Elemento radioactivo, químicamente similar al bismuto y al telurio con mayor carácter metálico

• Metal blando, peligroso por su reactividad con una vida media de 103 aňos

• Descubierto por Curie‐Sklodowska • Se encuentra en minerales de uranio • Todos los isótopos del polonio son radioactivos y de vida media corta excepto los tres emisores alfa producidos artificialmente( 208Po, 209Po, 210Po)

Uso

• en la investigación nuclear • dispositivos ionizadores del aire para eliminar la acumulación de cargas electrostáticas

alótropos negro y rojo del selenio

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ANEXO:

ÓXIDOS

Son combinaciones binarias de oxígeno con otro elemento. Se clasifican en: • óxidos metálicos. • óxidos no‐metálicos.

Óxidos metálicos.

Son combinaciones binarias de oxígeno con metal. Cuanto más iónico es el enlace por ser el metal más electropositivo más básico es el óxido. Existen metales, tales como el cromo que forman varios tipos de óxidos; en estos casos cuanto mayor sea el estado de oxidación del metal más ácido será el óxido; así el CrO3 tiene características claramente ácidas y por adición de agua formará el ácido crómico.

Los óxidos más iónicos tienen estructura cristalina con altos puntos de fusión y ebullición que al disolverse en agua tienen carácter básico: K2O + H2O 2 K

+ + 2 OH–.

En cambio los óxidos formados con metales de electronegatividad intermedia no se disuelven en agua y son anfóteros.

Óxidos no metálicos.

Sus átomos están unidos por enlaces covalentes y tienen características ácidas ya que al reaccionar con el agua forman los ácidos oxácidos. Antiguamente se les llamaba anhídridos

Poseen puntos de fusión y ebullición bajos.

Los óxidos más importantes son los de carbono, nitrógeno y azufre.

Óxidos de carbono.

Son el CO y el CO2. Ambos gases que se producen en la combustión de productos orgánicos. Mientras el CO es muy tóxico, responsable de la muerte dulce, por la combustión incompleta de estufas, etc…, el CO2 es el producto habitual de la combustión. Lo utilizan las plantas para crear hidratos de carbono en la fotosíntesis. Últimamente, hemos oído hablar de él como responsable del efecto invernadero que va calentando progresivamente la Tierra.

Óxidos de nitrógeno.

Los más importantes son el NO y NO2. Son también gases y normalmente se les suele llamar NOx, para referirnos a ellos en su conjunto. Son gases tóxicos, que además se acumulan en los pulmones, si bien en cantidades elevadas. Ambos son paramagnéticos pues tienen un electrón desapareado al tener entre todos los átomos un número impar de e–.

El NO se oxida con el oxígeno del aire formando NO2: NO + O2 2 NO2. Reacciona también con los halógenos formando haluros de nitrosilo (XNO): 2 NO + X2 2 XNO.

Suele obtenerse en el laboratorio al reducir ácido nítrico con cobre: 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO, aunque también puede obtenerse por síntesis directa, e industrialmente se obtiene como producto intermedio en la fabricación de ácido nítrico (proceso Ostwald): 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O.

El NO2 es un gas de color pardo‐rojizo (el color pardo de la atmósfera de las ciudades se debe a este gas) que se dimeriza al bajar la temperatura o aumentar la presión formando el N2O4 de color amarillo claro y diamagnético: 2 NO2 N2O4.

El NO2 no es muy inestable y se dismuta con facilidad (se oxida y reduce al mismo tiempo) formando ácidos nitroso y nítrico: 2 NO2 + H2O HNO2 + HNO3.

Óxidos de azufre.

Mientras el SO2 es un gas fácilmente licuable, el SO3 es líquido a temperatura ambiente. El azufre en ambos casos sufre hibridación sp2, Se puede explicar su estructura acudiendo a la teoría de la resonancia en la que participarían formas con enlace covalente coordinado; sin embargo, las longitudes de enlace S–O son las de un doble enlace, lo que impediría que se cumpliese en ninguno de los casos la regla del octeto para el átomo de azufre; mientras el SO2 es angular el SO3 tienen una estructura triangular plana.

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Ambos tienen un marcado carácter ácido y son los responsables de la lluvia ácida. Reaccionan con bases u óxidos básicos para formar sulfitos y sulfatos respectivamente. El SO2 puede actuar como oxidante o como reductor al tener el azufre un E.O. = +4. Ambos productos son intermedios de reacción en la fabricación industrial de ácido sulfúrico.

El SO2 se obtiene por oxidación directa del azufre con oxígeno o por tostación de las piritas (FeS2) y al oxídarse con óxigeno forma SO3.

OXOACIDOS:

ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)

El ácido nítrico fue conocido en la antigüedad; los alquimistas le llamaban agua fuerte, nombre por el que aún se le conoce y lo usaban para separar la plata del oro. Las primeras obtenciones fueron a partir de los nitratos mediante tratamiento con un ácido de mayor punto de ebullición. Cavendish, en 1785, lo obtuvo por acción de la chispa eléctrica en una mezcla de nitrógeno y oxígeno húmedos en determinadas proporciones.

Características generales

• Líquido incoloro a temperatura ambiente. • Se mezcla con el agua en todas las proporciones. • Punto de fusión : ‐41’3 ºC. • Punto de ebullición: 86 ºC. • Es oxidante y corrosivo. • Es inestable, pues el líquido está parcialmente disociado en N2O5(g) (que produce humo en el aire

húmedo) y en agua.

Estado natural

• No se encuentra en la naturaleza en estado natural. • En cambio, son muy comunes sus sales derivadas, los nitratos. • Los más importantes son:

� el nitro de Chile [NaNO3] � el nitro de Noruega [Ca (NO3)2] � el salitre [ KNO3]

Industria química

• Es el “aguafuerte” que se utiliza en limpieza, para hacer grabados y en la creación de circuitos electrónicos.

• El ácido nítrico es un producto esencial en la industria orgánica. Se usa en la fabricación de colorantes y explosivos (TNT).

• Sus sales (nitratos) se usan como fertilizantes.

• En principio se obtenía tratando el KNO3 o el NaNO3 con ácido sulfúrico, pero el rendimiento no era el óptimo: KNO3 + H2SO4 HNO3 + KHSO4

Procesos actual de obtención (Método Ostwald)

• Consiste en la oxidación catalítica del amoniaco con aire enriquecido con oxígeno con arreglo al esquema: 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

• Posteriormente el NO se oxida a NO2 y éste reacciona con agua formando ácido nítrico: a) 2 NO + O2 2 NO2; b) 3 NO2 + 6 H2O 2 HNO3 + NO

• El NO se recupera y se obtiene más ácido nítrico. • El rendimiento de este proceso es de un 99 %.

ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)

Se conoce desde el siglo XIII, con el nombre de aceite de vitriolo. Sin embargo, la fabricación industrial sólo se inicio a mediados del siglo XVIII.

Características generales

• Es un producto industrial de gran importancia que tiene aplicaciones muy numerosas. • Es una agente oxidante y deshidratante.

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• Es un líquido incoloro, inodoro, denso (d=1,84 g/cm3) y de fuerte sabor a vinagre, es muy corrosivo y tiene aspecto oleaginoso (aceite de vitriolo).

• Se solidifica a 10 ºC y hierve a 290 ºC. • Es soluble al agua con gran desprendimiento de calor.

Obtención del H2SO4.

Se utilizan dos métodos fundamentales: • Cámaras de plomo. Prácticamente en desuso hoy por obtener concentraciones de H2SO4 no

superiores al 80 %. • De Contacto. Es el utilizado en la actualidad.

En ambos métodos, se parte del SO2 que se obtiene a partir de la pirita o del azufre natural, seguida de su oxidación e hidratación:

a) 4 FeS2 + 11 O2 8 SO2 + 2 Fe2O3; b) S + O2 SO2.

El método de contacto consta de dos etapas:

a) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

Al ser exotérmica esta reacción debe realizarse a temperatura poco elevada; la velocidad de reacción es, por tanto muy pequeña y se tiene que emplear un catalizador (platino u óxidos de metales). Tiene un rendimiento mayor y se utiliza para preparar ácido muy concentrado (fumante) u óleum (normalmente al 98 %).

Éste método tiene un rendimiento máximo en fabricar SO3 a partir de SO2. Al ser exotérmica esta reacción debe realizarse a temperatura poco elevada; la velocidad de reacción es, por tanto muy pequeña y se tiene que emplear un catalizador (platino u óxido de vanadio).

Se obtiene un mayor rendimiento si en vez de adicionar agua directamente, formamos como producto intermedio el ácido disulfúrico (H2S2O7):

b) SO3 + H2SO4 H2S2O7

H2S2O7 + H2O 2 H2SO4

Aplicaciones

Sirve para la preparación de la mayor parte de los ácidos minerales y orgánicos, de los sulfatos de hierro, de cobre y de amonio, empleados en la agricultura, de los superfosfatos y de los alumbres.

El ácido diluido con agua se utiliza en la depuración de aceites y benzoles, en la refinación del petróleo, en el decapado de los metales y también en pilas y acumuladores

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