3. Presentación-Oxígeno.pptxmmmmmmmmmmmm

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QUÍMICA
INORGÁNICA II

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El auténtico descubridor del oxígeno fue el
químico sueco Carl Wilhelm Scheele quien lo
aisló en 1771 y 1772 calentando distintas
sustancias, entre ellas el óxido de mercurio.
Lo llamó «aire del fuego», porque era el único
apoyo conocido para la combustión.
Pero la publicación del libro donde describía
el nuevo elemento fue hasta 1777, aunque
fue enviado a su editor en 1775.

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En 1774 Joseph Priestley realizó un
experimento en el que enfocó la luz solar
sobre óxido de mercurio (II) (HgO) en el
interior de un tubo de cristal, que liberó
un gas que permitía que una vela ardiera
vigorosamente y que un ratón adulto
viviera cinco veces más que con el aire
común.

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Priestley pensó que había descubierto
“aire sin flogisto”, pero Antoine Lavoisier
llevó a cabo diferentes experimentos con
los que concluyó que tanto Priestley
como Scheele habían descubierto un
elemento.
Lo llamó Oxígeno “generador de ácidos”
porque pensaba, erróneamente, que el
oxígeno era un constituyente de todos
los ácidos.

Gas incoloro, inodoro e insípido.
En estado líquido es azul claro.
Temperatura de ebullición -183ºC
Temperatura de congelación -219ºC.
PROPIEDADES FÍSICAS
5

Forma óxidos con casi todos los elementos (Excepto
gases nobles).
Se combina directamente con la mayoría de elementos
para formar óxidos (Excepto halógenos, Au y Pt).
Abundancia
46.6% corteza terrestre
87% océanos
21% atmósfera
6
PROPIEDADES QUÍMICAS

8
Feldespato Cuarzo
SiO2
Olivino
Fayalita (Fe2SiO4)
Forsterita (Mg2SiO4)
Moscovita
KAl2(AlSi3O10)(OH)2
Biotita
K(Mg, Fe)3AlSi3O10(OH,F)2
Calcita
CaCO3
Minerales más abundantes de la corteza terrestre
Magnetita
Fe3O4
Hematita
Fe2O3
Piroxeno
(Ca,Mg,Fe,Mn,Na,Li)(Al, Mg, Fe,
Mn,Cr,Sc,Ti)(Si, Al)2O6

9
Ciclo del oxígeno
en La Tierra
https://youtu.be/sZQsCkhQhNs

10
IMPORTANCIA
Respiración: intercambio de oxígeno
y dióxido de carbono entre la sangre
y la atmósfera.
El oxígeno es llevado a los centros activos de las células
para la oxidación de macromoléculas, es decir para la
producción de energía.

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IMPORTANCIA
Oxígeno disuelto en el agua
La mayoría de los organismos acuáticos
necesitan oxígeno para sobrevivir y
crecer.
La insuficiencia de oxigeno disuelto en el
agua puede causar:
• muerte de adultos y jóvenes
• reducción en el crecimiento
• huevecillos y larvas malogrados
El oxígeno disuelto se usa de
dos formas principalmente:
Respiración: de los seres vivos
Oxidación biológica y química:
de los contaminantes del
agua

12
IMPORTANCIA
Los contaminantes biodegradables se descomponen gradualmente
por procesos bioquímicos.
Son realizados por bacterias y microorganismos presentes en el agua,
que usan los contaminantes como alimento.
Oxidación biológica

OBTENCIÓN EN EL LABORATORIO
Descomposición de
peróxido de hidrógeno
13
Descomposición de
permanganato de potasio
https://www.youtube.com/watch?v=0lRZ0pqtOGU
https://www.youtube.com/watch?v=3vWAG9GvpHs
Descomposición de clorato
de potasio
https://www.youtube.com/watch?v=9Bdk0gKyGBg

OBTENCIÓN EN EL LABORATORIO
14
A partir de óxidos que se
descomponen con el calor.
Ejemplo:
Experimento de Scheele y
de Priestley
https://www.youtube.com/watch?v=OTEX38bQ-2w
Electrólisis del agua

Electrólisis del agua
15
OBTENCIÓN INDUSTRIAL

16
Por destilación fraccionada
del aire líquido
La composición de la
atmósfera es:

17
https://youtu.be/pdU5Uj1Tco8

APLICACIONES DEL OXÍGENO
18
En medicina para equipos
de respiración En la fabricación de acero, para oxidar y
eliminar impurezas como carbono, azufre,
fósforo y silicio
En llamas de oxiacetileno para cortes
y soldaduras
En
combustibles
de cohetes
espaciales

Iónico
Covalente sencillo
Covalente doble
Covalente
coordinado
19
TIPOS DE ENLACES FORMADOS POR EL OXÍGENO

Óxidos normales
La mayoría de óxidos
20
TIPOS DE ÓXIDOS
Involucran enlaces entre el elemento y
oxígeno.
Ejemplos: MgO, CO2, SiO2

Peróxidos
21
TIPOS DE ÓXIDOS
Hay enlaces entre átomos de oxígeno además
de los enlaces entre el elemento y oxígeno.
Ejemplos: Na2O2, BaO2 y H2O2.
Pb3O4 = 2PbO.PbO2
Fe3O4 = FeO.Fe2O3
Mn3O4 = 2MnO.MnO2
Se comportan como si tuvieran cantidades
separadas de dos óxidos distintos del
mismo elemento.
Óxidos mixtos

ÓXIDOS – PROPIEDADES ÁCIDO BASE
22
CaO(s) + CO2(g)  CaCO3(s)
Al2O3(s) + HCl  AlCl3
Al2O3(s) + NaOH  NaAlO2
Existe una tendencia muy pronunciada de
los óxidos metálicos a reaccionar con los
óxidos no metálicos para formar sales.
Hay algunos óxidos que no están definidos
claramente como metálicos o no metálicos, sino
que pueden comportarse de uno u otro modo, de
acuerdo al medio en el cual reaccionen.

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Según las propiedades ácido-base, los óxidos pueden ser:
Muy
básicos
Moderadamente
básicos
Anfóteros Ácidos Neutros

MUY BÁSICOS (valencia B):
Son típicamente iónicos, se neutralizan fácilmente con óxidos anfóteros y más
fácilmente con óxidos ácidos; reaccionan con el agua para producir bases.
Ejemplos: Na2O – K2O – CaO - BaO
24
MODERADAMENTE BÁSICOS (valencia B)
Reaccionan con dificultad con óxidos anfóteros, pero rápidamente con óxidos
ácidos y con ácidos diluidos
Ejemplos: MgO – FeO – Cu2O

ANFÓTEROS (Valencia AB)
Reaccionan con óxidos muy básicos y óxidos ácidos; no se neutralizan entre
ellos.
Ejemplos: Al2O3 - ZnO - BeO
ÁCIDOS (Valencia A)
Reaccionan con los óxidos anfóteros y los óxidos básicos de ambos
tipos.
Ejemplos: SO3 - N2O5 - CO2 - SiO2
NEUTROS (sin letra en la valencia)
No reaccionan con otro óxido; no forman ácidos ni bases.
Por ejemplo: NO - NO2 – CO – ClO2
25

26
https://youtu.be/z95ATFrLue0
COMPROBACIÓN DEL CARÁCTER DE LOS ÓXIDOS

ÓXIDOS – Obtención en el laboratorio
Fe + O2 → Fe2O3 (por síntesis)
Zn + H2O → ZnO + H2 (metal muy activo + agua)
Cu(OH)2 → CuO + H2O (descomposición de bases)
27

CaCO3 → CaO + CO2
(descomposición de sales, donde no hay redox)
Mg(NO3)2 → 2MgO + 4NO2 + O2
(descomposición de sales, donde hay redox)
28

Elemento + ácido oxidante:
C + 4HNO3(c) → CO2 + 4NO2 + 2 H2O
3Ag + 4HNO3(d) → 3AgNO3 + NO + 2H2O
Cu + 2H2SO4(c) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
29

HIDRÓXIDOS
SO3(g) + H2O 
N2O5(g) + H2O 
30
Hidróxidos Ácidos
solubles:
H3PO4
P2O5(g) + H2O 
óxido ácido soluble + agua
¿Cómo se obtienen?
Ejemplos

HIDRÓXIDOS
31
Hidróxidos Básicos solubles:
Na2O(s) + H2O 
CaO(s) + H2O 
K2O(s) + H2O 
Ejemplos
óxido básico soluble + agua

HIDRÓXIDOS
Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 Ni(OH)2
32
Al3+
(ac) + OH-
(ac) → Al(OH)3(s)
Hidróxidos Básicos insolubles:
Al(OH)3 (s) + OH- (exceso) →
¿Qué reacción ocurre?
Sal compleja [Al(OH)6 ] 3-
sal soluble + iones hidróxido
Ejemplos

33
OZONO
Se produce de manera
natural
O puede generarse
artificialmente
El ozono es un alótropo del oxígeno,
con forma molecular O3

34
OZONO
En la estratósfera se produce de forma natural al descomponerse el oxígeno
molecular por efecto de la radiación UV:

35
OZONO
El ozono estratosférico nos protege de la radiación ultravioleta

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OZONO
El ozono troposférico se produce por reacción del
oxígeno molecular y el oxígeno atómico proveniente de
la descomposición fotoquímica del dióxido de
nitrógeno.
Es un contaminante del aire
que provoca dolores de
pecho, tos, irritación en la
garganta y congestión. Puede
empeorar cuadros de
bronquitis, enfisema y asma.
Puede ocasionar daño
permanente en los pulmones.

Es un agente oxidante más fuerte que el oxígeno, una medida de este poder
oxidante es el alto potencial estándar de reducción del ozono en comparación
con el oxígeno:
O3 (g) + 2 H+
(ac) + 2 e-  O2 (g) + H2O(l) E° = + 2.07 V
O2 ( g) + 4 H+
(ac) + 4 e-  2 H2O(l) E° = + 1.23 V
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38
PbS(s) + 4 O3(g)  PbSO4(s)
2 I-
(ac) + H2O(l) + O3 (g)  2OH-
(ac) + I2 (s) + O2(g)
2 Fe2+
(ac) + 2H+
(ac) + O3 (g) 2Fe3+
(ac) + H2O(l) + O2(g)
OZONO
Ejemplos de reacciones donde el ozono actúa como agente oxidante:

APLICACIONES DEL OZONO
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Desinfección de agua
potable: elimina virus,
bacterias, priones,
hongos, etc.
Tratamiento de aguas residuales:
Elimina por oxidación la materia
orgánica que produce colores y olores.
Desinfecta y oxida contaminantes que
no se eliminan por métodos
tradicionales
POA: Procesos de oxidación avanzada
Desodoriza y limpia el aire en
interiores.

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