HIDROGENO, OXIGENO Y GASES NOBLES

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* HIDROGENO: 
Solo hay un elemento de la tabla periódica que no pertenece a un grupo 
especifico y es el hidrogeno. Este elemento tiene una química única. Además, 
sus tres isotopos difieren tanto en sus masas molares que las propiedades 
físicas y químicas de los isotopos muestran diferencias apreciables. 
En 1931 algunas mediciones muy precisas de la masa atómica indicaron que 
podría haber diferentes isotopos de hidrogeno. 
Harold Urey decidio tratar de separarlos aplicando el concepto que el punto de 
ebullición de una especie depende en parte de su masa molar. Urey evaporo 
unos 5 l de hidrogeno liquido con la esperanza de que los últimos 2ml 
contendrían una proporción mayor que lo normal de algún isotopo con mayor 
masa molar, el resultado dio lo que esperaba, el residuo tenía una masa molar 
dos veces mayor que la del hidrogeno normal, a esta forma se la denomino 
deuterio. 
Frederick Soddy, quien había desarrollado el concepto de isotopos, se rehusó a 
admitir que el deuterio era un isotopo del hidrogeno, ya que su definición de 
isotopo establecía que no se podían separar. Sin embargo, Urey lo había hecho. 
Aunque después se dieron cuenta que Urey había cometido errores su éxito 
solo fue suerte. 
El hidrogeno se encuentra en el agua. No existe en la atmosfera terrestre, pero 
abunda en el Sol, las estrellas y el universo. 
 
UNIDAD V: “HIDROGENO,OXIGENO 
Y GASES NOBLES” 
OBTENCION: 
Para obtener hidrogeno en estado puro, es necesario extraerlo de los 
compuestos en los que se encuentra combinado, principalmente agua, 
combustibles fósiles y materia orgánica denominada biomasa. 
*LABORATORIO: ELECTROLISIS DEL AGUA: 
Mediante la electrolisis el agua se descompone para formar hidrogeno y 
oxígeno. 
En esta reacción se necesita un aporte energético, que será suministrado 
mediante energía eléctrica. El mecanismo de electrolisis es el siguiente: 
* en una celda electro química hay dos electrodos, cátodo y ánodo, unidos por 
medio de un conductor formado por protones hidrógenos disueltos en agua. 
*el paso de corriente eléctrica entre cátodo y ánodo hace que el agua se disocie, 
formándose hidrogeno en el cátodo y oxígeno en el ánodo. 
 
 
 
 
 
 A PARTIR DE COMBUSTIBLES FOSILES: 
Los combustibles fósiles son portadores de hidrogeno porque lo contienen en su 
molécula. 
Para obtenerlo como gas hidrogeno, bastaría con hacerlos reaccionar con agua 
utilizando un catalizador para facilitar la reacción. Este proceso se denomina 
REFORMADO CON VAPOR DE AGUA y requiere aporte de energía porque es un 
proceso endotérmico, en el que se obtienen como productos principales 
hidrogeno y monóxido de carbono 
Ese aporte de energía puede reducirse introduciendo oxigeno o aire al reactor al 
mismo tiempo que se alimenta el agua. De esta forma el proceso se convierte 
en un proceso ligeramente exotérmico, que se denomina REFORMADO 
AUTOTERMICO. 
Además de hidrogeno y monóxido de carbono también se puede formar dióxido 
de carbono por combustión con el oxígeno. El resultado final es una menor 
producción de hidrogeno, pero resulta de interés por el menor consumo 
energético 
En ambos casos, es necesario eliminar el monóxido de carbono para obtener un 
hidrogeno libre de impurezas. 
Como primer etapa de purificación suele emplearse la denominada REACCION 
DE DESPLAZAMIENTO DEL GAS DE AGUA, en la que el monóxido de carbono 
reacciona con agua para formar dióxido de carbono y agua. En función de 
cuanto necesitemos de hidrogeno se puede llegar a otra etapa que puede ser 
*química , con una oxidación selectiva de monóxido de carbono 
*física , con separación por adsorción, o métodos criogenos 
La mayor parte de la producción de hidrogeno a escala industrial es por 
reformado de gas natural 
 
 
* A PARTIR DE BIOMASA: 
La biomasa es materia que proviene de los seres vivos, tanto vegetales (residuos 
forestales, agrícolas cultivos energéticos) como animales (purines, vísceras) en 
la que abundan los compuestos hidrogenados. Cuando el tratamiento de la 
biomasa da lugar a la formación de gas, a este producto se lo denomina biogas. 
Mediante procesos químicos de reformado de ese gas, se puede obtener el 
hidrogeno 
Otros tratamientos de la biomasa dan la obtención de biocarburantes líquidos 
que pueden utilizarse posteriormente como combustibles para la producción de 
hidrogeno moléculas más fácilmente transportable: como el bioetanol y el 
biodiesel. 
Junto con el hidrogeno se obtiene dióxido de carbono, pero a diferencia de los 
combustibles fósiles, no supone un aumento de emisiones a la atmosfera, ya 
que forma parte del ecosistema 
*OXIDACION PARCIAL: 
Consiste en una oxidación incompleta de un hidrocarburo, por ejemplo, gas 
natural, donde solo se oxida el carbono hasta monóxido de carbono, quedando 
libre el hidrogeno, según: 
2CH4 + O2 → 2CO + 4H2 
Es una reacción exotérmica, pudiendo prescindir de quemadores externos para 
mantener la reacción 
La reacción se verifica con oxigeno puro o con aire en presencia de catalizadores, 
y transcurre a temperaturas superiores a 800°C 
*se produce mucho monóxido de carbono, con riesgo de carbonilla que inhiben 
la continuación del proceso 
*el monóxido se elimina oxidándolo para formar dióxido de carbono o 
desplazándolo con agua 
* GASIFICACION: 
Consiste en la combustión con defecto de oxígeno en la que se obtiene 
monóxido de carbono, dióxido de carbono, hidrogeno y metano. 
Si la reacción se verifica con aire se obtiene un gas pobre, gas de gasógeno. 
Para obtener hidrogeno será necesario efectuar una reacción de 
desplazamiento sobre dicho gas. Si la reacción se verifica con oxígeno y vapor de 
agua se obtiene un gas de síntesis, formado por hidrogeno y monóxido de 
carbono que puede usarse para producir hidrogeno, y para obtener 
combustibles líquidos como metanol y gasolina. 
PROPIEDADES: 
El dihidrogeno o hidrogeno molecular es un gas incoloro e inodoro que se licua 
a -253°C y solidifica a -259°C. 
El hidrogeno gaseoso no es muy reactivo, en parte se debe a la elevada energía 
de enlace covalente de 436 KJ/mol. Este enlace es más fuerte que los 
hidrógenos forman con la mayor parte de los demás no metales 
Sabemos que las reacciones son ESPONTANEAS SI LAS ENERGIA DE ENLACE DE 
LOS PRODUCTOS SON SIMILARES QUE LA DE LOS REACTIVOS una de estas 
reacciones es la combustión del hidrogeno molecular con oxigeno molecular 
para producir agua. 
Si el hidrogeno y el oxígeno gaseoso se mezclan y se produce una chispa la 
reacción es explosiva. 
* el hidrogeno reacciona con halógenos, y la rapidez de la reacción disminuye al 
bajar en un grupo. La reacción con Flúor es violenta. 
*la reacción de hidrogeno con nitrógeno es muy lenta en ausencia de un 
catalizador 
*a altas temperaturas el hidrogeno reduce muchos óxidos metálicos al metal 
elemental. Así el óxido de cobre II se reduce a cobre metálico 
* en presencia de un catalizador, por lo general paladio o platino en polvo, el 
hidrogeno reduce doble y triples enlace carbono carbono, para dejar enlaces 
sencillos, por ejemplo, el eteno se reduce a etano 
La reacción de reducción con hidrogeno se usa para convertir grasas liquidas 
insaturadas en grasas solidas saturadas y parcialmente saturadas como la 
margarina. 
 
 
Se usa también para inflar globos, es menos denso que el aire. También se usa 
para inflar sondas espaciales meteorológicas 
HIDRUROS: 
Los compuestos binarios de hidrogeno reciben el nombre genérico de hidruros. 
El hidrogeno, que forma compuestos binarios con la mayor parte de los 
elementos, tiene una electronegatividad un poco mayor que la mediana de la 
2 . 
electronegatividad de todos los elementos de la tabla periódica. Por ello el 
hidrogeno se comporta como un no metal débilmente electronegativo y forma : 
compuestos iónicos con metales muy electropositivos 
compuestos covalentes con todos los no metales. 
Además, el hidrogeno forma hidruros metálicoscon algunos de los metales de 
transición 
HIDRUROS IONICOS: todos los hidruros iónicos son sólidos blancos y se forman 
únicamente con los metales electropositivos. Estos cristales iónicos contienen el 
catión del metal y el ion hidruro (anión). se puede demostrar la existencia de 
este anión con la electrolisis del hidruro de litio en cloruro de litio fundido. 
Durante este proceso se desprende hidrogeno en el ánodo, el electrodo positivo 
2H − (LiCl) → H (G) + 2e− 
 
Todos los hidruros son muy reactivos; por ejemplo, producen dihidrogeno en 
presencia de humedad 
 
LiH (s) + H2O(l) → LiOH (ac) + H 2(g) 
 
Los hidruros pueden utilizarse como agentes reductores. Al calentarse, el 
hidruro de sodio reacciona con tetracloruro de silicio para dar silano un gas 
incoloro e inflamable 
 
SiCl4 + 4NaH (s) → SiH 4 (g) + 4NaCl (s) 
 
 
 
 
 
HIDRUROS COVALENTES: 
El hidrogeno forma compuestos que contienen enlaces covalentes con todos 
los no metales, excepto los gases nobles y con los metales muy poco 
electropositivos como el galio y el estaño. Casi todos los hidruros covalentes 
simples son gases a temperatura ambiente. Hay tres subcategorías de hidruros 
covalentes 
Aquellos en los que el átomo de hidrogeno es casi neutro 
Aquellos en los que el átomo de hidrogeno es considerablemente positivo 
Aquellos en los que el átomo de hidrogeno es un poco negativo, 
específicamente los compuestos de boro con deficiencia de electrones 
En la mayor parte de los hidruros covalentes el hidrogeno es casi neutro. A 
causa de su baja polaridad, la única fuerza intermolecular entre estas 
moléculas es la dispersión, por ello los hidruros covalentes son gases con 
puntos de ebullición bajos. Por ejemplo, el hidruro de estaño (IV) y la fosfina 
El grupo más grande de hidruros covalentes contienen carbono, denominados 
hidrocarburos, muchos de ellos son moléculas grandes en las que las fuerzas 
intermoleculares son lo bastante intensas como para que puedan ser líquidos o 
solidos a temperatura ambiente. Todos los hidrocarburos son 
termodinámicamente inestables respecto la oxidación 
El amoniaco el agua y el fluoruro de hidrogeno pertenecen a la segunda 
categoría de hidruros covalentes: compuestos hidrogenados que contienen 
átomos de hidrogeno con carga positiva. Estos compuestos difieren de los 
covalentes en que tienen punto de fusión y ebullición especialmente altos. el 
hidrogeno al tener carga positiva, es atraído por un par de electrones del otro 
átomo para formar un enlace débil que se conoce como puente hidrogeno, es 
muy fuerte, pero es débil comparándolo con los enlaces covalentes 
El carbono, boro y silicio formar la tercer categoría de hidruros. Los hidruros de 
carbono y silicio contienen enlaces covalentes normales, pero los enlaces de 
hidruro de boro son pocos comunes porque algunos átomos de hidrogeno 
vinculan pares de átomos de boro. El boro solo tiene 3 electrones exteriores, 
por lo que la formula BH3 no satisface la regla del octeto. Sin embargo, la 
utilización de átomos de hidrogeno implica que un par de electrones puede 
satisfacer los requisitos de enlace. Estos enlaces no son puente hidrogeno si no 
puente hidrurico, porque el hidrogeno posee una carga parcial negativa. La 
polaridad invertida del enlace hace que estos compuestos sean muy reactivos 
químicamente. 
HIDRUROS METALICOS: algunos metales forman una tercera clase de hidruros, 
los hidruros metálicos. Estos compuestos suelen ser no estequiométricos, por 
ejemplo, la proporción hidrogeno-titanio más alta se encuentra en un 
compuesto con la formula TiH1,9. la naturaleza es compleja. 
Son los electrones libres lo que confieren el lustre metálico y la elevada 
conductividad eléctrica de estos compuestos. 
La densidad suele ser menor que la del metal puro a causa de cambios 
estructurales en la red cristalina metálica y los compuestos casi siempre son 
quebradizos. La conductividad también es baja en comparación con el metal 
puro 
Casi todos se pueden preparar calentando el metal con hidrogeno a presión 
elevada. A altas temperaturas el hidrogeno se libera otra vez como gas. 
Por cada átomo de H se aparea 1 electrón del metal de transición en forma 
covalente y los demás electrones se encuentran en la nube electrónica 
* OXIGENO: 
El oxígeno existe en dos formas alotropicas el dioxígeno común y el trioxigeno 
comúnmente llamado ozono 
ESTADO NATURAL: el oxígeno en su forma natural es un gas incoloro e inodoro 
que se condensa para formar un líquido de color azul pálido. 
Puesto que tiene una masa molar baja y forma una molécula no polar, tiene 
puntos de fusión y ebullición muy bajos. 
De hecho, casi todos los elementos reaccionan con el oxígeno a temperatura 
ambiente o cuando se calientan. Con sus excepciones como el platino y los 
gases nobles 
El dioigeno es el gas reactivo que constituye el 21% de la atmosfera terrestre. 
Este gas oxidante no ocurre naturalmente en atmosferas planetarias. 
La atmosfera normal es reductora y contiene hidrogeno, metano, amoniaco y 
dióxido de carbono. Fue el proceso de fotosíntesis el que comenzó a convertir el 
dióxido de carbono en dioxígeno 
El dioxígeno no es muy soluble en agua solo 5g/mL 
La concentración de oxígeno en aguas naturales es lo bastante alta como para 
mantener a los organismos marinos 
La solubilidad disminuye al aumentar la temperatura; por ello las aguas frías son 
las que pueden mantener a las pesquerías más grandes y son objeto de 
sobrepesca 
La medición de oxígeno disuelto es uno de los determinantes cruciales de la 
salud en un rio o un lago. Los niveles bajos de oxígeno disuelto pueden deberse 
a eutroficación (crecimiento excesivo de algas y plantas) o un aporte de agua 
caliente de un sistema de enfriamiento industrial. Como solución temporal, se 
pueden usar barcazas que burbujean el aire a fin de elevar los niveles de 
oxígeno disuelto 
 
 
Casi todo el oxígeno se obtiene por destilación fraccionada de aire líquido. 
USOS: 
Se consume en grandes proporciones en hospitales, se lo usa para elevar 
presión facilitando la absorción de oxígeno gaseoso en pulmones que no 
funcionan correctamente 
El oxígeno es un reactivo industrial importante: varias toneladas se usan en las 
fábricas mayormente en las de acero 
 
 
OBTENCION: 
Calentamiento intenso de clorato de potasio en presencia de óxido de 
manganeso (IV) produce cloruro de potasio y oxigeno gaseoso 
2KClO3 (l) → 2KCl (s) + 3O2 (g) 
 
Sin embargo, la ruta más segura es la descomposición catalitica del peroxido de 
hidrogeno acuoso. Se puede usar el mismo catalizador 
2H2O2 (ac) → 2H2O(l) + O2(g) 
La forma diamagnética se puede preparar por la reacción de peroxido de 
hidrogeno on hipoclorito de sodio 
 
H2O2 (ac) + ClO
− (ac) → O (g) DIAMAGNETICO + H O(l) + Cl − (ac) 
 
O bien irradiando oxigeno paramagnético con radiación ultravioleta en 
presencia de un colorante 
El oxígeno diamagnético se conoce como singulete y el paramagnético como 
triplete 
OZONO: este alótropo es 
Termodinámicamente inestable 
Es un gas diamagnético de olor penetrante 
Es un gas extremadamente toxico, solo se debe exponer a 0,1 ppm 
El gas se produce en regiones de alto voltaje; las fotocopiadoras e impresoras 
láser han sido responsables de niveles elevados de ozono en muchos entornos 
de oficina 
Es una molécula en forma de V con un Angulo de enlace de 117°. sus enlaces 
oxigeno oxigeno tienen la misma longitud 
Forma compuestos con los metales alcalinos y alcalinotérreos 
OBTENCION: 
Una de las más sencillas es hacer pasar una corriente de dioxígeno a través de 
un campo eléctrico de 10 a 20 kV 
2 2 
3O2 (g) → 2O3 (g) 
 
Es un agente oxidante muy potente, más que el dioxígeno 
USOS: 
En la naturaleza debido a que es un oxidante muy poderoso se utiliza como 
bactericida. Por ejemplo, se usa en aguas embotelladas y en algunos lugares, 
para matar organismos en los suministros de agua municipalesy en las albercas 
públicas. Algunos prefieren el cloro gaseoso. La ventaja de usar ozono es que no 
reacciona con otros compuestos como el cloro, una desventaja es que se 
convierte en oxigeno molecular en un tiempo corto, así que su acción 
bactericidas no es muy duradera 
En la superficie de la tierra, el ozono es peligroso, un contaminante atmosférico 
importante. 
Tiene efectos dañinos sobre los tejidos pulmonares incluso en la piel 
Reacciona con el caucho de neumáticos y los hace que se vuelvan quebradizos y 
se agrieten 
En la atmosfera superior forma una capa protectora crucial para la vida del 
planeta, absorbe radiación ultravioleta , que lo destruye. Hay otras rutas que 
también lo destruyen como átomos de hidrogeno, el radical hidroxilo, monóxido 
de nitrógeno y átomos de cloro 
* OXIDOS: son compuestos binarios, o sea, formados por la combinación de 
dos elementos, siendo uno de ellos el oxígeno. 
Se clasifican en 
BASICOS: el metal presente en su fórmula puede presentar carga eléctrica +1 y 
+2, ósea posee carácter iónico. Por ejemplo, el Óxido de Sodio, y el Óxido de 
Bario 
Estos compuestos reaccionan con ácidos y originan sal y agua 
Na2O + H2SO4 — > Na2SO4 + H2O 
NEUTROS: son compuestos por no metales, ellos no reaccionan con agua acido 
o base en razón del enlace covalente que une sus componentes, de allí el 
porqué de ser llamados óxidos inertes. Por ejemplo, el monóxido de dinitrogeno 
y el monóxido de carbono 
 
 
ACIDOS: también conocidos como anhidridos ácidos, son formados por no 
metales y presentan carácter covalente. En la presencia del agua producen 
ácidos y en la presencia de bases original sal y agua. Por ejemplo, el dióxido de 
carbono y el dióxido de azufre 
 
SO2 (g) + H2O(g) → H2SO4 CO2 (g) + H2O  H2CO3 
DOBLES O MIXTOS: la combinación de dos óxidos de un mismo elemento da 
origen a este acido. Por ejemplo, la magnetita Fe3O4, unión de los óxidos de 
Hierro y oxígeno, y se aplica como imán natural 
OXIDOS ANFOTEROS: presentan ambigüedad, en la presencia de un ácido se 
comportan como oxido básicos y en la presencia de una base como óxidos 
ácidos. Por ejemplo, el óxido de aluminio y el óxido de zinc 
 
Fe2O3 + 3H2O → 2Fe(OH )3 Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O 
PEROXIDOS: compuestos que poseen en su formula el grupo O2.. por ejemplo, 
el agua oxigenada y el peroxido de sodio 
Según el tipo de unión entre el oxígeno y el elemento se clasifican en 
OXIDOS IONICOS: son los óxidos con metales representativos o con metales de 
transición con su menor número de oxidación. Por ejemplo: oxido de sodio, de 
calcio, de hierro (II) de hierro (III=. 
Y presentan las propiedades de las sustancias iónicas: 
Son sólidos, con punto de fusión y ebullición elevados, son buenos conductores 
en solución o fundidos, se disuelven en solventes polares y son frágiles 
OXIDOS COVALENTES: se forman con los no metales o los metales de transición 
con estados de oxidación altos. En muchos casos forman moléculas pequeñas 
unidas por enlace de Van der Waals. Por ejemplo, dióxido de azufre, trióxido de 
azufre, conocido de dicloro, pentóxido de dicloro 
Pueden formar redes covalentes, laminas, redes tridimensiones. Por ejemplo, 
dióxido de silicio, trióxido de telurio 
 
 
* AGUA: es el único liquido común en el planeta 
*posee puntos de fusión y ebullición muy altos en comparación con lo que 
debería tener una sustancia covalente polar, esto se debe a sus enlaces puentes 
hidrogeno. 
Actúa como disolvente de compuestos iónicos por la interacción de los iones de 
la red cristalina con los dipolos de las moléculas de agua 
No tiene color, sabor ni olor. Su punto de congelación es 0°C y su punto de 
ebullición es 100°C a nivel de mar 
Tiene alto índice de calor especifico, es decir que tiene la capacidad de absorber 
mucho calor antes de que suba su temperatura. Por este motivo es muy 
importante como enfriador de industrias y ayuda a regular los cambios de 
temperatura 
Posee una tensión superficial alta, es decir que es pegajosa y elástica. Se unen 
gotas en vez de separarse. Esta propiedad le da una acción capilar, es decir que 
puede desplazarse por distintos lugares 
Es conocida como el solvente universal, ya que disuelve más sustancias que 
cualquier otro liquido 
POTABLE: apta para el consumo humano ya que no supone riesgo para la salud 
al estar libre de microorganismo y sustancias toxicas. 
Debe ser; limpia y segura, incolora, inodora, insípida, carecer de elementos de 
suspensión, es decir no debe tener turbidez, no debe tener contaminantes 
orgánicos inorgánicos o radiactivos, debe mantener una proporción 
determinada de gases y sales orgánicas disueltas, y por último no debe contener 
microorganismos patógenos 
PROCESO DE POTABILIZACION DEL AGUA: 
1- Captación del agua desde fuente de agua naturales como ríos lagos o 
embalses. A través de electrobombas que colecta el agua y que durante el 
transporte va filtrando los solidos 
2- Coagulación y floculación, con este tratamiento se eliminan las algas, el 
plancton y otros tipos de sustancias. Normalmente los productos que se utilizan 
aquí son los responsables de que luego exista olor y sabor 
3- Sedimentación. Elimina flóculos mediante acción de la gravedad 
4- Filtración: el agua pasa a través de un filtro o un medio poroso con el objetivo 
de reducir la turbidez y parásitos 
5- Desinfección elimina los microorganismos patógenos 
 
 
MINERAL contiene minerales u otras sustancias disueltas que le dan valor 
terapéutico. Sales compuestos sulfurados y gases están entre las sustancias que 
se disuelven en ella. 
Se extrae del subsuelo mineralizado ya que de ahí se saca los minerales, 
mientras más profunda se encuentra la fuente más pura será. Esto se debe a 
que está más alejada de la contaminación microbiológica y química de la 
superficie terrestre 
Tiene minerales como calcio, magnesio,sodio,hierro,cloruro, fluoruro, 
bicarbonato, sulfato, potasio 
 
 
PESADA: es una forma de agua que contiene una cantidad más grande de lo 
normal de deuterio. 
El aumento en el peso debido a la presencia de deuterio hace que el agua sea 
más densa 
El termino también hace referencia a una mezcla altamente enriquecida de 
agua que contiene oxido de deuterio, pero que también contiene la molécula de 
agua clásica. 
No es radiactiva 
 
 
DESTILADA: está limpia de electrolitos, sales minerales, microorganismos y otras 
sustancias contaminantes solo contiene hidrogeno y oxígeno. Esto le da un 
aspecto muy transparente. 
Su pureza la convierte en una solución ideal para el sector industrial, centros 
hospitalarios, cosméticas, etc. Su producción se lleva a cabo mediante métodos 
y equipos muy sofisticados, ya que los métodos caseros no garantizan la pureza. 
Pero el proceso de destilado es muy caro 
Al no tener iones metálicos disueltos, no es buena conductora es mas es 
aislante 
Sirve como reactivo químico, como disolvente. 
No se recomienda beber agua destilada, ya que no posee electrolitos ni 
minerales, que necesitamos 
 
 
DURA: la dureza del agua mide la concentración de minerales disueltos, en 
particular sales de calcio y magnesio, aunque también hay hierro, estroncio y 
manganeso 
Es decir que el agua dura es aquella que contiene un alto nivel de minerales, en 
particular sales de magnesio y calcio. Se denomina dura con una dureza superior 
a los 120 mg/L de carbonato de calcio 
Puede tener dureza 
TEMPORAL: que se produce a partir de la disolución de carbonatos en forma de 
hidrogenocarbonatos y puede ser eliminada al hervir el agua o por la adición de 
hidróxido de calcio 
CaCO3 (s) + H2O(l) + CO2 (g)  Ca(HCO3 )2 (aq) 
El carbonato de calcio es meno soluble en agua caliente que en fría así que 
hervirla precipitara el bicarbonato de calcio fuera de la solución. 
PERMANENTE: existe presencia de sulfatos y o cloruros de calcio y de magnesio 
en el agua, . 
El método de ablandamiento más usado es usandoresinas de intercambio 
iónico (zeolitas que son silicatos naturales que intercambian sodio catiónicos y 
cloro anionicos) hoy se usan resinas de intercambio sintético orgánicas que 
intercambian cationes y aniones 
 
 
 
 
 
* PEROXIDOS: el peroxido de hidrogeno puro es un líquido viscoso casi 
incoloro; su elevada viscosidad es resultado del alto grado de formación de 
puentes hidrógenos 
Es una sustancia bastante corrosiva que debe manejarse con un gran cuidado 
Es termodinámicamente inestable respecto la dismutación 
H O (l) → H O(l) + 
1 
O (g) 
 
2 2 2 
2 
2 
 
En su estado puro se descompone muy lentamente debido a factores cinéticos 
Casi cualquier cosa, como iones de metales de transición, metales, sangre polvo 
catalizan la solución 
Se puede preparar una solución de peroxido de hidrogeno con la reacción de 
peroxido de sodio más agua que da como resultado hidróxido de sodio y el 
peroxido 
Es aconsejable manejar las soluciones de peroxido con guantes y protección 
para los ojos. 
El peroxido actúa como agente oxidante o reductor en soluciones acidas y 
básicas 
2 H+ (aq) + H2O2 (aq) + 2 e− → 2 H2O (l) Ered = 1,77 V 
O2 (g) + 2 H+ + 2 e− → H2O2 (aq) Ered = 0,695 V2 
Tiene un uso muy importante en la restauración de pinturas antiguas 
PbS (s) + 4 H2O2 (aq) → PbSO4 (s) + 4 H2O (l) 
Sirve para detectar la presencia de iones cromo 
El peróxido de hidrógeno tiene muchos usos industriales, como: 
• Blanqueo de telas, algodón y la pulpa de papel. 
• Cada día se usa más como sustituto del cloro. 
• En la industria alimentaria se usa mucho para blanquear quesos, pollos, 
carnes, huesos, así como para la elaboración de aceites vegetales. 
• En la industria química se usa como reactivo. 
• Es muy importante en la elaboración de fármacos. 
• Se está usando también para blanqueos dentales. 
El agua oxigenada industrial suele tener concentraciones superiores a 30 %, a 
diferencia de la destinada a uso doméstico que se compra en farmacias y 
supermercados, la cual contiene habitualmente tan sólo 3 % 
https://es.wikipedia.org/wiki/Per%C3%B3xido_de_hidr%C3%B3geno#cite_note-2
https://es.wikipedia.org/wiki/Cloro
* SUPEROXIDOS es un anión con formula O2(-). su estado de oxidación es -1/2 
los superóxidos iónicos se forman por interacción de oxígeno con K, Rb o Cs 
como sólidos. El NaO2 puede obtenerse solo por reacción del peroxido de sodio 
con oxígeno a elevada temperatura y presión. 
El LiO2 no se ha podido aislar. 
Los superóxidos de los alcalinos térreos, Mg, Zn y Cd se presentan solo en 
pequeñas concentraciones como disoluciones solidas en los peróxidos 
Son agentes oxidantes poderosos y reaccionan vigorosamente con el agua 
• 2 O2- + H2O → O2 + HO2- + OH- 
• 2 HO2- → 2 OH- + O2 
* DIAGRAMA DE LATIMER: el valor del potencial normal (en voltios) se 
escribe sobre una línea recta que conecta especies de un elemento en distintos 
estados de oxidación. La forma más oxidada del elemento se escribe en la parte 
izquierda, y hacia la derecha, aparecen, sucesivamente los estados de oxidación 
inferiores. 
En disolución básica, el diagrama de Latimer para el cloro es el siguiente: 
 
 
Como se observa el valor del para Cl2/Cl- es el mismo que en disolución ácida, 
dado que en su semirreacción no participan los protones: 
½ Cl2 (g) + 1e- → Cl- (ac) .......... Eº = +1.36 V 
La semirreacción desarrollada correspondiente al par ClO-/Cl2 en medio básico 
queda de la forma siguiente 
2ClO- (ac) + 2H2O (l) + 2e- ® Cl2 (ac) + 4OH- (ac)...........Eº = +0.42 V 
Los diagramas de Latimer contienen suficiente información como para poder 
deducir los potenciales normales de pares no contiguos. Para ello se hace uso 
de la siguiente expresión: 
 
Ejercicio: utilizar el diagrama de Latimer del cloro en disolución ácida para 
calcular el valor de Eº para la reducción del HClO a Cl-: 
 
 
1er paso: 
 
 
E1º = +1.63 V, n1 = 1 
2º paso: 
 
E2º = +1.36 V, n2 = 1 
Eº(HClO/Cl-) = (1.63 + 1.36)/ 2 =1.50 V 
El diagrama de Latimer muestra también las especies para las cuales la 
desproporción es espontánea: “una especie tiende a 
desproporcionarse espontáneamente si el potencial a la derecha de la 
especie es mayor que el que se encuentra a su izquierda” 
Si se observa el diagrama de Latimer para el cloro en medio ácido se encuentra 
lo siguiente: 
 
El potencial del par Eº(ClO2-/HClO) > Eº(ClO3-/ClO2-), y por lo tanto, la especie 
ClO2- tiende a desproporcionarse: Se puede demostrar el fundamento de la 
regla considerando las dos semirreacciones: 
ClO3- (ac) + 2H+ (ac) + 2e- → ClO2- (ac) + H2O (l). Eº = +1.18 V 
ClO2- (ac) + 3H+ (ac) + 2e- → HClO (ac) + H2O (l). Eº = +1.65 V 
 
↓ 
 
ClO2- (ac) + 3H+ (ac) + 2e- → HClO (ac) + H2O (l). Eº = +1.65 V 
 
 ClO2- (ac) + H2O (l) → ClO3- (ac) + 2H+ (ac) + 2e- ...... Eº = -1.18 V 
2ClO2- (ac) + H+ (ac) + 2e- → ClO3- (ac) + HClO (ac). ...... Eº = + 0.47 V 
Eºreac = Eº(ClO2-/HClO) – Eº(ClO3-/ClO2-) = 1.65 – 1.18 = 0.47 V 
Eº > 0 => ∆Gº < 0, reacción espontánea 
 
* DIAGRAMA DE FROST: 
consiste en la representación de nEº para un par X(N)/X(0) frente al número de 
oxidación, N, del elemento. Como nEº es proporcional a la energía libre 
estándar de la reacción de conversión de la especie X(n) a X(0), se puede 
considerar también que el diagrama de Frost es una representación de la 
energía libre estándar de formación frente al número de oxidación. De esta 
forma el estado de oxidación más estable corresponde a la especie situada más 
abajo en el diagrama de Frost. 
Construcción de un diagrama de Frost 
 
Como ejemplo a continuación se construirá un diagrama de Frost para el 
oxígeno a partir del diagrama de Latimer, en medio ácido: 
 
Figura 3. Diagrama de Frost para el oxígeno 
Para el cambio de O2 a H2O2, del número de oxidación de 0 a –1, n= -1 y, por lo 
tanto, nEº =-0.70V. Para el cambio de O2 a H2O, de 0 a –2, n=-2 , y por lo tanto, 
nEº = -2x1.23 0 –2.46 V 
La pendiente de la línea que une dos puntos cualesquiera en un diagrama de 
Frost es igual al potencial normal del par formado por las dos especies que 
representan los dos puntos. Por ejemplo, en el punto correspondiente al estado 
de oxidación –1 para el diagrama de Frost, en medio ácido, nEº = -0.70, y en el 
estado de oxidación nEº =-2.46, luego la diferencia Dy es de –1.76. La variación 
del número de oxidación al pasar de H2O a H2O2 es de Dn = -1 (Dx), por lo tanto, 
m =Dy/Dx = (-1.76/-1) = +1.76 V que concuerda con el valor de Eº del par 
H2O2/H2O en el diagrama de Latimer. 
 
 
 
 
 
 
 
 
La mayor aplicación de los diagramas de Frost radica en la impresión rápida 
cualitativa que permite predecir las tendencias de las propiedades químicas de 
las distintas especies. Para interpretar las informaciones cualitativas contenidas 
en un diagrama de Frost se deben tener en cuenta los siguientes aspectos: 
i) La especie más estable es la que se encuentra más abajo en el diagrama de 
Frost. 
ii) Cuanto más inclinada sea la línea que une a dos puntos del diagrama mayor 
será el potencial del par. 
Por ello, se puede sacar deducir la espontaneidad de la reacción entre dos pares 
cualesquiera comparando las líneas correspondientes. Se tendrá que el agente 
oxidante (especie oxidada) del par con pendiente más positiva (mayor valor de 
Eº) se reducirá y el agente reductor (especie reducida) del par con pendiente 
menos positiva (menor valor de Eº) se oxidará. 
iii) En un diagrama de Frost, se puede deducir que un ion o molécula es 
inestable con respecto a su desproporción si se encuentra por encima de la línea 
que une dos especies contiguas. 
 
 
La energía DGº de la especie intermedia está por encima del valor medio de las 
dos especies terminales, lo que significa que es inestable frente a su 
desproporción. 
iv) Dos especies tienden a comproporcionarse en una especie intermedia si se 
encuentra por debajo de la línea de unión que las une. 
 
 
 
La energía libre de esta especie es más baja que el valormedio de las otras dos. 
Ejemplo: el NH4NO3 se compone de dos iones en los cuales el nitrógeno 
presenta distinto número de oxidación: -3 (NH4+) y +5 (NO3-). Como en el N2O 
el átomo de nitrógeno posee un número de oxidación medio a los anteriores (+1) 
y se observa que está por debajo de la línea del NH4+ y NO3-, su comproporción 
está permitida por la termodinámica. 
NH4+ (ac) + NO3- (ac) → N2O (g) + 2H2O (l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 9.Diagrama de Frost para el nitrógeno. 
La reacción está cinéticamente inhibida en disolución diluida, y no se produce 
normalmente. Sin embargo, en estado sólido es tan rápida que pueden incluso 
producirse explosiones. De hecho, el NH4NO3 se usa con frecuencia en lugar de 
la dinamita para explosionar rocas. 
 
 
* DIAGRAMA DE POURBAIX: 
Líneas horizontales. Indican reacciones con dependencia solamente del 
potencial 
ƒ Líneas verticales. Indican reacciones con dependencia solamente del pH. 
ƒ Líneas oblicuas. Indican reacciones con dependencia tanto del potencial como 
del pH. 
También puedes observar que estos tres tipos de líneas aparecen representadas 
en el diagrama con dos tipos de trazado: continuo y discontinuo fino. Si 
aparecen con trazado continuo indican un equilibrio bien entre dos especies 
sólidas o bien entre una especie sólida y una especie soluble con distintos 
valores de actividad (10–6, 10–4, 10–2 y 100). Si aparecen con trazado 
discontinuo fino indican un equilibrio entre dos especies solubles. Por último, 
verás que en los diagramas aparecen dos líneas discontinuas gruesas señaladas 
como “a” y “b”, que representan el equilibrio de descomposición del 
agua con desprendimiento de oxígeno e hidrógeno, respectivamente. La 
región entre las dos líneas representa una zona donde el agua es estable con 
respecto al oxígeno y al hidrógeno. Por encima de la línea “a” 
(condiciones oxidantes), el agua se descompone por desprenderse 
oxígeno en forma de gas. Por debajo de la línea “b” (condiciones 
reductoras), el agua se descompone por desaparecer los protones 
en forma de hidrógeno gaseoso 
Los diagramas de Pourbaix son útiles en el campo de la corrosión, además de en 
otros muchos campos, tales como electrolisis industrial, recubrimiento, 
electroobtención y electrorefinado de metales, celdas eléctricas primarias y 
secundarias, tratamiento de aguas e hidrometalurgia, etc. [2]. Los diagramas de 
Pourbaix son particularmente útiles en el estudio del comportamiento frente a 
la corrosión de materiales metálicos, ya que permiten predecir las zonas de 
inmunidad, corrosión y pasivación de un metal en un medio agresivo 
determinado. Si el metal en su forma elemental es la fase termodinámicamente 
estable, esto indicará condiciones de inmunidad. La corrosión ocurrirá si un 
catión soluble del metal es la fase termodinámicamente estable. Si un anión 
complejo soluble del catión en medio alcalino es la fase termodinámicamente 
estable, lo que ocurre en el caso de metales anfóteros, como, por ejemplo, 
hierro, aluminio, cinc, etc., esto indicará condiciones de corrosión alcalina. La 
pasivación ocurrirá si un compuesto sólido del metal es la fase 
termodinámicamente estable, como, por ejemplo, óxido, hidróxido o hidruros. 
Esta es la razón por la cual habitualmente en los estudios de corrosión los 
diagramas de Pourbaix aparecen de forma simplificada mostrando las regiones 
descritas y sin precisar cuáles son las especies estables en cada condición. En la 
Figura 3 puedes ver un diagrama de Pourbaix simplificado para el sistema 
níquel-agua a 25 ºC, mientras que en la Figura 4 puedes ver un diagrama de 
Pourbaix simplificado para el sistema níquel-bromuro-agua a 25ºC, 
correspondiente al níquel en una disolución acuosa de LiBr de 850 g/l a 25 ºC. 
Dichos diagramas normalmente los tienes que representar considerando una 
actividad de 10–6 para las especies de níquel solubles, la cual se considera como 
delimitación neta entre las regiones de corrosión, por una parte, y las regiones 
de inmunidad y pasivación por otra. Las áreas de corrosión aparecen 
sombreadas para diferenciarlas de las áreas de inmunidad y pasivación. 
 
 
 
 
 
 
Una vez visto qué son, cuáles son las principales características y cuál es la 
utilidad de los diagramas de Pourbaix, ahora vamos a ver cómo se interpretan 
los datos representados en dichos diagramas. En primer lugar, vamos a 
interpretar el diagrama de Pourbaix para el sistema níquelagua a 25 ºC (Figura 
1). Dicho diagrama muestra que el níquel es un metal relativamente noble, 
debido a que su zona de inmunidad tiene un parte en común con la zona de 
estabilidad del agua. Esto significa que el níquel no podrá reducir al agua en este 
área. Sin embargo, la resistencia a la corrosión del níquel depende fuertemente 
del pH y de la presencia de agentes de oxidación. En disoluciones ácidas y 
neutras, el níquel se corroe a través de la predominancia del ion Ni+2. En 
disoluciones débiles y fuertemente alcalinas, el níquel se pasiva con formación 
del compuesto sólido β-Ni(OH)2. Si aumentamos la actividad de Ni+2 de 10–6 a 
100 esto nos lleva a una disminución del valor de pH para la formación de 
β-Ni(OH)2 a partir de Ni+2. En disoluciones fuertemente alcalinas, el níquel se 
corroe a través de la formación de los iones − Ni(OH)3 y −2 Ni(OH)4 
. A potenciales muy altos, Ni+2, β-Ni(OH)2, − Ni(OH)3 y −2 Ni(OH)4 se 
oxidan para formar las especies sólidas NiOOH (fase-beta) y NiO2 (fase-
gamma). A bajos potenciales, el níquel y el ion Ni+2 pueden reducirse para 
formar el compuesto sólido NiH0,5. Ahora vamos a interpretar el diagrama de 
Pourbaix para el sistema níquel-agua a 25 ºC considerando sólo las zonas de 
estabilidad de las especies solubles (líneas discontinuas finas en la Figura 1). 
Para el sistema níquel-agua las especies de níquel solubles son: Ni+2, 
NiOH+, − Ni(OH)3 y −2 Ni(OH)4 . En este caso las zonas de predominancia 
de las especies de níquel solubles dependen sólo del pH, debido a que el 
diagrama contiene únicamente especies solubles con el estado de oxidación 
+2. Ahora vamos a interpretar el 
diagrama de Pourbaix para el sistema níquel-bromuroagua a 25 ºC (Figura 2). La 
comparación del diagrama de Pourbaix para el sistema simple níquel-agua a 25 
ºC en la Figura 1 con el diagrama de Pourbaix para el sistema 
níquel-bromuro-agua a 25 ºC(Figura 2) muestra que la formación de la especie 
acuosa NiBr2 extiende el rango de solubilidad del níquel a valores de pH más 
altos y a potenciales más bajos, especialmente en disoluciones ácidas, neutras y 
débilmente alcalinas, como resultado de la desestabilización de la especie sólida 
β-Ni(OH)2 y la promoción de un comportamiento más activo del níquel. 
Finalmente, vamos a interpretar los diagramas de Pourbaix simplificados para el 
níquel en agua a 25 ºC en ausencia y en presencia de ion bromuro (Figuras 3 y 4). 
La comparación de los diagramas de Pourbaix simplificados para el níquel en 
agua en ausencia de ion bromuro (Figura 3) y en presencia de ion bromuro 
(Figura 4) muestra que el tamaño de las áreas de inmunidad, corrosión y 
pasivación cambia con la presencia de ion bromuro. Así, el área de corrosión en 
disoluciones ácidas, neutras y débilmente alcalinas aumenta, mientras que las 
zonas de inmunidad, corrosión alcalina y pasivación disminuyen en presencia de 
ion bromuro. 
 
 
 
 
 
 
* GASES NOBLES: 
Constituyen el grupo menos reactivo de la tabla periódica. De hecho, el xenón 
es el único gas noble que forma una amplia gama de compuestos y solo con 
elementos de elevada electronegatividad 
Aunque ya se había observado que en el aire había algo más aparte de oxígeno 
y nitrógeno. Ramsay demostró que un gas desconocido producía un espectro 
desconocido, cuando se le hacía pasar una descarga eléctrica. 
Puesto que cada elemento tiene un espectro único, el gas que producía el 
nuevo espectro tenía queser nuevo. 
Él lo llamo argón, perezoso en griego. 
Pero antes del ya habían descubierto en el espectro solar el Helio, que se genera 
durante la desintegración del uranio y sus elementos descendientes. 
Todos los gases nobles fueron identificados inicialmente por su espectro de 
emisión únicos. 
TENDENCIA: todos los elementos son gases monoatómicos incoloros e inodoros 
a temperatura ambiente. No arden ni mantienen la combustión: son el grupo 
menos reactivo 
Os puntos de fusión y ebullición son tan bajos que nos indican que las fuerzas de 
dispersión que los mantienen unidos son muy débiles 
Tienen una tendencia en densidad, debido a que son monoatómicos., aumenta 
la densidad con el aumento de la masa molar. 
Solo se han asilado compuestos de los tres miembros más pesados: Kriptón, 
xenón y radón 
El estudio de la química del radon es difícil porque son altamente radiactivos sus 
isotopos 
USOS: 
Todos los gases nobles se encuentran en la atmosfera, aunque solo el argón 
está presente en cantidades considerables. 
El helio se encuentra en concentraciones altas en algunos depósitos 
subterráneos de gas natural, donde se ha estado acumulando por la 
desintegración de elementos radiactivos de la corteza terrestre. 
Puesto que el helio es el segundo de menor densidad, se usa para inflar globos 
El helio se usa en mezclas de gases para la inmersión en alta mar como sustituto 
de nitrógeno gaseoso del aire, que es más soluble en la sangre. La velocidad del 
sondo es mucho mayor que el Helio, por su baja densidad, por lo tanto, cambia 
la voz 
El helio liquido es el único capaz de enfría de forma segura aparatos científicos a 
temperatura muy bajas. 
Todos los demás gases se obtienen como subproductos de la producción de 
dioxígeno a partir de aire. 
También hay argón en la síntesis industrial de amoniaco, donde se acumula en 
el reciclaje de los gases atmosféricos no utilizados. 
El argón se usa como atmosfera inerte para procesos metalúrgicos a altas 
temperaturas. 
El neón, argón y xenón se usan para obtener diferentes colores en las luces de 
neón 
El argón se ha usado para llenar el espacio entre las capas de vidrio de ventanas 
aislantes térmicas 
* COMPUESTOS DEL XENON 
FLUORUROS DE XENON: el producto depende de las proporciones molares y de 
las condiciones exactas de 
Xe(g) + F 2(g) → XeF 2(s) temperatura y presión. 
Xe(g) + 2F 2(g) → XeF 4(s) Los tres fluoruros son sólidos blancos y 
Xe(g) + 3F (g) → XeF 6(s) estables respecto a la disociación de 
los elementos. 
Los tres compuestos son isoelectronicos de los aniones yodo polifluoruro bien 
establecidos 
La estabilidad de los compuestos depende de la energía moderadamente alta 
del enlace xenon-fluor y de la baja energía de disociación de la molécula de 
flúor 
 
 
Todos se hidrolizan en agua 
 
 
Son agentes fluorantes fuertes. El difluoruro se puede usarse para fluorar 
enlaces dobles 
OXIDOS DE XENON: forma dos solamente el trióxido de xenón y el tetroxido de 
xenón 
El trióxido de xenón es un sólido incoloro muy explosivo. Es un oxidante fuerte, 
pero a menudo muy lentas. A causa de su par solitario su molécula es una 
pirámide.+ 
El tetraoxido de xenón es un compuesto relativamente estable formado con un 
gas noble. Es cristalino estable 
Su estado de oxidación es +8 y es un gas explosivo. Su estructura es tetraédrica, 
y el hecho de que sea gaseoso a temperatura ambiente establece que capaz es 
 una molécula no polar.