Capítulo II

OXÍGENO

~Historia.~ El descubrimiento del oxígeno se atribuye generalmente al químico inglés Priestley, quien en 1774 obtuvo el elemento al calentar un compuesto de mercurio y oxígeno, conocido como óxido rojo de mercurio. Sin embargo, es probable que el químico sueco Scheele lo hubiera obtenido previamente, aunque el relato de sus experimentos no se publicó hasta 1777. El nombre oxígeno significa formador de ácido. Fue dado al elemento por el químico francés Lavoisier, ya que él creía que todos los ácidos debían sus propiedades características a la presencia de oxígeno. Ahora sabemos que esta idea es incorrecta.

~Ocurrencia.~ El oxígeno es, por mucho, el más abundante de todos los elementos. Se encuentra tanto en estado libre como combinado. En estado libre, se halla en el aire, donde 100 volúmenes de aire seco contienen aproximadamente 21 volúmenes de oxígeno. En estado combinado, forma ocho novenos del agua y casi la mitad de las rocas que componen la corteza terrestre. También es un constituyente importante de los compuestos que forman los tejidos vegetales y animales; por ejemplo, aproximadamente el 66% del peso del cuerpo humano es oxígeno.

~Preparación.~ Aunque el oxígeno se encuentra en estado libre en la atmósfera, su separación del nitrógeno y otros gases con los que está mezclado es tan difícil que en el laboratorio se ha encontrado más conveniente prepararlo a partir de sus compuestos. Los métodos más importantes de laboratorio son los siguientes:

1. Preparación a partir del agua. El agua es un compuesto que consiste en 11.18% de hidrógeno y 88.82% de oxígeno. Se separa fácilmente en estos componentes al hacer pasar una corriente eléctrica a través de ella bajo condiciones adecuadas. El proceso se describirá en el capítulo sobre el agua. Aunque este método de preparación es sencillo, no es económico.

2. Preparación a partir de óxido de mercurio. Este método es interesante, ya que fue el que condujo al descubrimiento del oxígeno. El óxido, que consiste en 7.4% de oxígeno y 92.6% de mercurio, se coloca en un pequeño tubo de ensayo de vidrio y se calienta. El compuesto se descompone de esta manera en mercurio, que se deposita en las paredes del tubo de vidrio formando un espejo plateado, y oxígeno, que al ser un gas, escapa del tubo. La presencia del oxígeno se demuestra encendiendo la punta de una astilla, apagando la llama y acercando la brasa al extremo del tubo. El oxígeno hace que la brasa se encienda en llama.

De manera similar, el oxígeno puede obtenerse de sus compuestos con algunos otros elementos. Así, el dióxido de manganeso, un compuesto negro de manganeso y oxígeno, cuando se calienta a unos 700 grados, pierde un tercio de su oxígeno, mientras que el dióxido de bario, al calentarse, pierde la mitad de su oxígeno.

3. Preparación a partir de clorato de potasio (método usual de laboratorio). El clorato de potasio es un sólido blanco que consiste en 31.9% de potasio, 28.9% de cloro y 39.2% de oxígeno. Al calentarse, sufre una serie de cambios en los que finalmente todo el oxígeno se libera, quedando un compuesto de potasio y cloro llamado cloruro de potasio. El cambio puede representarse de la siguiente manera:

/potasio\ (potasio / potasio \ (potasio { cloro } = { } + oxígeno clorato) \ cloro / cloruro) \oxígeno /

La evolución del oxígeno comienza a unos 400 grados. Sin embargo, se ha encontrado que si el clorato de potasio se mezcla con aproximadamente una cuarta parte de su peso en dióxido de manganeso, el oxígeno se libera a una temperatura mucho más baja. No se sabe con certeza cómo el dióxido de manganeso produce este resultado. La cantidad de oxígeno obtenida de un peso dado de clorato de potasio es exactamente la misma esté presente o no el dióxido de manganeso. Hasta donde se puede detectar, el dióxido de manganeso no sufre ningún cambio.

~Instrucciones para preparar oxígeno.~ La forma de preparar oxígeno a partir de clorato de potasio se ilustra en el diagrama adjunto (Fig. 4). Se coloca en el matraz A una mezcla de una parte de dióxido de manganeso y cuatro partes de clorato de potasio y se calienta suavemente. El oxígeno se desprende y escapa a través del tubo B. Se recoge acercando la boca de una botella completamente llena de agua e invertida en un recipiente con agua, como se muestra en la figura. El gas sube en la botella y desplaza el agua. Para preparar grandes cantidades de oxígeno, a menudo se sustituye el matraz de vidrio por un alambique de cobre (Fig. 5).

En la preparación de oxígeno a partir de clorato de potasio y dióxido de manganeso, los materiales empleados deben ser puros, de lo contrario puede ocurrir una violenta explosión. La pureza de los materiales se prueba calentando una pequeña cantidad de la mezcla en un tubo de ensayo.

~La recolección de gases.~ El método utilizado para recolectar oxígeno ilustra el método general empleado para recolectar gases que son insolubles en agua o casi insolubles. El recipiente C (Fig. 4), que contiene el agua en la que se invierten las botellas, se llama cubeta neumática.

~Métodos comerciales de preparación.~ Actualmente, el oxígeno puede adquirirse almacenado bajo gran presión en cilindros de acero resistentes (Fig. 6). Se prepara ya sea calentando una mezcla de clorato de potasio y dióxido de manganeso, o separándolo del nitrógeno y otros gases con los que está mezclado en la atmósfera. Los métodos empleados para lograr esta separación se describirán en capítulos posteriores.

~Propiedades físicas.~ El oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido, ligeramente más pesado que el aire. Un litro de oxígeno, medido a una temperatura de 0 grados y bajo una atmósfera de presión, pesa 1.4285 g, mientras que en condiciones similares un litro de aire pesa 1.2923 g. Es apenas ligeramente soluble en agua. El oxígeno, como otros gases, puede licuarse aplicando una presión muy alta al gas muy enfriado. Cuando se retira la presión, el oxígeno líquido vuelve al estado gaseoso, ya que su punto de ebullición bajo presión atmosférica ordinaria es de -182.5 grados.

~Propiedades químicas.~ A temperaturas ordinarias el oxígeno no es muy activo químicamente. La mayoría de las sustancias no son afectadas por él, o la acción es tan lenta que pasa inadvertida. Sin embargo, a temperaturas más altas es muy activo y se une directamente con la mayoría de los elementos. Esta actividad puede demostrarse calentando varias sustancias hasta que apenas se enciendan y luego introduciéndolas en recipientes con el gas, donde arderán con gran brillantez. Así, una astilla encendida introducida en un frasco de oxígeno se enciende en llama. El azufre arde en el aire con una llama débil y poca luz; en oxígeno, sin embargo, la llama aumenta en tamaño y brillo. Sustancias que arden fácilmente en el aire, como el fósforo, arden en oxígeno con un brillo deslumbrante. Incluso sustancias que arden con dificultad en el aire, como el hierro, arden fácilmente en oxígeno.

La combustión de una sustancia en oxígeno se debe a la rápida combinación de la sustancia o de los elementos que la componen con el oxígeno. Así, cuando el azufre arde, tanto el oxígeno como el azufre desaparecen como tales y se forma un compuesto de ambos, que es un gas invisible con el olor característico del azufre quemado. De manera similar, el fósforo al arder forma un compuesto sólido blanco de fósforo y oxígeno, mientras que el hierro forma un compuesto negro rojizo de hierro y oxígeno.

~Oxidación.~ El término oxidación se aplica al cambio químico que ocurre cuando una sustancia, o una de sus partes constituyentes, se combina con oxígeno. Este proceso puede ocurrir rápidamente, como en la combustión del fósforo, o lentamente, como en la oxidación (o corrosión) del hierro cuando se expone al aire. Siempre va acompañado de la liberación de calor. La cantidad de calor liberada por la oxidación de un peso definido de cualquier sustancia dada es siempre la misma, siendo completamente independiente de la rapidez del proceso. Si la oxidación ocurre lentamente, el calor se genera tan despacio que es difícil detectarlo. Sin embargo, si la oxidación ocurre rápidamente, el calor se genera en un intervalo tan corto que la sustancia puede volverse incandescente o encenderse en llama.

~Combustión; temperatura de ignición.~ Cuando la oxidación ocurre tan rápidamente que el calor generado es suficiente para hacer que la sustancia brille o se encienda en llama, el proceso se llama combustión. Para que cualquier sustancia pueda experimentar combustión, es necesario que se caliente hasta cierta temperatura, conocida como temperatura de ignición. Esta temperatura varía mucho entre diferentes cuerpos, pero siempre es definida para el mismo cuerpo. Así, la temperatura de ignición del fósforo es mucho menor que la del hierro, pero es definida para cada uno. Cuando cualquier parte de una sustancia se calienta hasta que empieza a arder, la combustión continuará sin necesidad de aplicar más calor, siempre que el calor generado por el proceso sea suficiente para llevar otras partes de la sustancia a la temperatura de ignición. Por otro lado, si el calor generado no es suficiente para mantener la temperatura de ignición, la combustión cesa.

Óxidos. Los compuestos formados por la oxidación de cualquier elemento se llaman óxidos. Así, en la combustión del azufre, el fósforo y el hierro, los compuestos formados se denominan respectivamente óxido de azufre, óxido de fósforo y óxido de hierro. En general, entonces, un óxido es un compuesto de oxígeno con otro elemento. Se conocen muchísimas sustancias de esta clase; de hecho, se han preparado los óxidos de todos los elementos comunes, con excepción de los del flúor y el bromo. Algunos de estos son compuestos familiares. El agua, por ejemplo, es un óxido de hidrógeno, y la cal es un óxido del metal calcio.

Productos de la combustión. Los óxidos particulares formados por la combustión de cualquier sustancia se llaman productos de la combustión de esa sustancia. Así, el óxido de azufre es el producto de la combustión del azufre; el óxido de hierro es el producto de la combustión del hierro. Es evidente que los productos de la combustión de cualquier sustancia deben pesar más que la sustancia original, el aumento de peso corresponde a la cantidad de oxígeno que se incorpora en el acto de combustión. Por ejemplo, cuando el hierro arde, el óxido de hierro formado pesa más que el hierro original.

En algunos casos, los productos de la combustión son gases invisibles, por lo que la sustancia que se está quemando parece ser destruida. Así, cuando una vela arde, se consume, y a simple vista parece que no se forma nada durante la combustión. Sin embargo, se forman gases invisibles, y se puede demostrar que el peso de estos es mayor que el peso de la vela mediante el siguiente experimento.

Se llena una chimenea de lámpara con varillas del compuesto conocido como hidróxido de sodio (sosa cáustica), y se suspende del brazo de una balanza, como se muestra en la Fig. 7. Se coloca un trozo de vela en el platillo de la balanza de modo que la mecha quede justo debajo de la chimenea, y se equilibra la balanza añadiendo pesos al otro platillo. Luego se enciende la vela. Los productos formados ascienden por la chimenea y son absorbidos por el hidróxido de sodio. Aunque la vela se consume, el platillo sobre el que descansa desciende lentamente, lo que indica que la combustión va acompañada de un aumento de peso.

Combustión en el aire y en el oxígeno. La combustión en el aire y en el oxígeno solo difiere en la rapidez, ya que los productos formados son exactamente los mismos. Es fácil entender por qué el proceso es menos rápido en el primer caso, pues el aire contiene solo una quinta parte de oxígeno, y las otras cuatro quintas partes son gases inertes. No solo hay menos oxígeno disponible, sino que gran parte del calor se absorbe al elevar la temperatura de los gases inertes que rodean la sustancia en combustión, por lo que la temperatura alcanzada durante la combustión es menor.

Teoría del flogisto de la combustión. El químico francés Lavoisier (1743-1794), quien dio nombre al oxígeno, fue el primero en demostrar que la combustión se debe a la unión con el oxígeno. Antes de su época, se creía que la combustión se debía a la presencia de una sustancia o principio llamado flogisto. Se pensaba que una sustancia era más combustible que otra porque contenía más flogisto. Por ejemplo, se creía que el carbón era muy rico en flogisto. Las cenizas que quedaban después de la combustión no ardían porque todo el flogisto se había escapado. Si el flogisto podía ser restaurado de alguna manera, la sustancia volvía a ser combustible. Aunque esta idea nos parezca absurda a la luz de nuestros conocimientos actuales, en su tiempo fue ampliamente aceptada. El descubrimiento del oxígeno llevó a Lavoisier a investigar el tema, y mediante sus experimentos llegó a la verdadera explicación de la combustión. El descubrimiento del oxígeno y el papel que desempeña en la combustión se considera generalmente como el hallazgo más importante en la historia de la química. Marcó el inicio de un nuevo periodo en el desarrollo de la ciencia.

Combustión en sentido amplio. Según la definición dada anteriormente, la presencia de oxígeno es necesaria para la combustión. Sin embargo, a veces se utiliza el término en un sentido más amplio para designar cualquier cambio químico acompañado de la evolución de calor y luz. Así, el hierro y el azufre, o el hidrógeno y el cloro, bajo ciertas condiciones, pueden combinarse tan rápidamente que se produce luz, y a esta acción se le llama combustión. Sin embargo, siempre que la combustión ocurre en el aire, el proceso es una oxidación.

Combustión espontánea. La temperatura alcanzada en una acción química determinada, como la oxidación, depende de la velocidad con que se produce la reacción. Esta velocidad suele aumentar al elevar la temperatura de las sustancias que participan en la acción.

Cuando una oxidación lenta ocurre en condiciones tales que el calor generado no se pierde por conducción, la temperatura de la sustancia que se oxida aumenta, y esto a su vez acelera la velocidad de oxidación. El aumento de temperatura puede continuar de esta manera hasta que se alcanza la temperatura de ignición de la sustancia, momento en el que comienza la combustión. La combustión que ocurre de esta manera se llama combustión espontánea.

Ciertos aceites, como el aceite de linaza utilizado en pinturas, se oxidan lentamente a temperaturas ordinarias, y no es raro que el origen de incendios se haya atribuido a la combustión espontánea de trapos impregnados de aceite. Se sabe que la combustión espontánea del heno ha provocado incendios en graneros. Se han encontrado montones de carbón en llamas cuando la combustión espontánea era la única explicación posible.

Importancia del oxígeno. 1. El oxígeno es esencial para la vida. Entre los organismos vivos, solo ciertas formas diminutas de vida vegetal pueden existir sin él. En el proceso de respiración, el aire es llevado a los pulmones, donde una cierta cantidad de oxígeno es absorbida por la sangre. Luego es transportado a todas las partes del cuerpo, oxidando los tejidos desgastados y transformándolos en sustancias que pueden eliminarse fácilmente del organismo. El calor generado por esta oxidación es la fuente del calor corporal. La pequeña cantidad de oxígeno que el agua disuelve del aire sostiene todas las variadas formas de animales acuáticos.

2. El oxígeno también es esencial para la descomposición. El proceso de descomposición es en realidad una especie de oxidación, pero solo ocurre en presencia de ciertas formas diminutas de vida conocidas como bacterias. No se sabe con exactitud cómo estas ayudan en la oxidación. Por este proceso, los productos muertos de la vida animal y vegetal que se acumulan en la superficie de la tierra se oxidan lentamente y se convierten así en sustancias inofensivas. De esta manera, el oxígeno actúa como un gran agente purificador.

3. El oxígeno también se utiliza en el tratamiento de ciertas enfermedades en las que el paciente no puede inhalar suficiente aire para suministrar la cantidad necesaria de oxígeno.

OZONO

Preparación. Cuando se hacen pasar chispas eléctricas a través de oxígeno o aire, un pequeño porcentaje del oxígeno se convierte en una sustancia llamada ozono, que difiere mucho del oxígeno en sus propiedades. El mismo cambio también puede producirse mediante ciertos procesos químicos. Así, si se colocan algunos trozos de fósforo en una botella y se cubren parcialmente con agua, pronto se puede detectar la presencia de ozono en el aire contenido en la botella. La conversión de oxígeno en ozono va acompañada de un cambio de volumen, 3 volúmenes de oxígeno forman 2 volúmenes de ozono. Si el ozono resultante se calienta a unos 300 grados, ocurre el cambio inverso, los 2 volúmenes de ozono se transforman de nuevo en 3 volúmenes de oxígeno. Es posible que existan trazas de ozono en la atmósfera, aunque no se ha demostrado definitivamente su presencia allí, ya que las pruebas utilizadas anteriormente para su detección han resultado poco confiables.

Propiedades. Tal como se prepara comúnmente, el ozono está mezclado con un gran exceso de oxígeno. Sin embargo, es posible separar el ozono y así obtenerlo en forma pura. El gas así obtenido tiene el olor característico que se percibe cerca de las máquinas eléctricas cuando están en funcionamiento. Al someterlo a gran presión y baja temperatura, el gas se condensa en un líquido azulado que hierve a -119 grados. Cuando no está mezclado con otros gases, el ozono es muy explosivo, regresando al oxígeno con la liberación de calor. Sus propiedades químicas son similares a las del oxígeno, excepto que es mucho más activo. El aire o el oxígeno que contiene una pequeña cantidad de ozono se utiliza ahora en lugar del oxígeno en ciertos procesos industriales.

La diferencia entre el oxígeno y el ozono. Los experimentos demuestran que al transformar oxígeno en ozono no se añade ni se retira ningún otro tipo de materia al oxígeno. Surge entonces la pregunta: ¿cómo podemos explicar la diferencia en sus propiedades? Debe recordarse que en todos los cambios debemos tener en cuenta tanto la energía como la materia. Al cambiar la cantidad de energía en una sustancia, cambiamos sus propiedades. Que el oxígeno y el ozono contienen diferentes cantidades de energía puede demostrarse de varias maneras; por ejemplo, por el hecho de que la conversión de ozono en oxígeno va acompañada de la liberación de calor. El paso de las chispas eléctricas a través del oxígeno ha cambiado de alguna manera el contenido energético del elemento y así ha adquirido nuevas propiedades. Por lo tanto, el oxígeno y el ozono deben considerarse idénticos en cuanto al tipo de materia de la que están compuestos. Sus diferentes propiedades se deben a sus diferentes contenidos energéticos.

Estados o formas alotrópicas de la materia. Otros elementos además del oxígeno pueden existir en más de una forma. Estas diferentes formas del mismo elemento se llaman estados o formas alotrópicas del elemento. Estas formas difieren no solo en propiedades físicas, sino también en sus contenidos energéticos. Los elementos a menudo existen en una variedad de formas que parecen bastante diferentes. Estas diferencias pueden deberse a causas accidentales, como el tamaño o la forma de las partículas o la manera en que se preparó el elemento. Sin embargo, solo aquellas formas que tienen diferentes contenidos energéticos se denominan propiamente formas alotrópicas.

MEDICIÓN DE VOLÚMENES DE GASES

Condiciones estándar. Es bien sabido que el volumen ocupado por un peso definido de cualquier gas puede alterarse cambiando la temperatura del gas o la presión a la que está sometido. Por lo tanto, al medir el volumen de los gases, es necesario, por precisión, adoptar ciertas condiciones estándar de temperatura y presión. Las condiciones acordadas son: (1) una temperatura de 0 grados y (2) una presión igual a la presión promedio ejercida por la atmósfera al nivel del mar, es decir, 1033.3 g por centímetro cuadrado. Estas condiciones de temperatura y presión se conocen como las condiciones estándar, y cuando se da el volumen de un gas se entiende que la medición se realizó bajo estas condiciones, a menos que se indique expresamente lo contrario. Por ejemplo, el peso de un litro de oxígeno se ha dado como 1.4285 g. Esto significa que un litro de oxígeno, medido a una temperatura de 0 grados y bajo una presión de 1033.3 g por centímetro cuadrado, pesa 1.4285 g.

Las condiciones que prevalecen en el laboratorio nunca son las condiciones estándar. Por lo tanto, se hace necesario encontrar una manera de calcular el volumen que un gas ocupará bajo condiciones estándar a partir del volumen que ocupa bajo cualquier otra condición. Esto puede hacerse de acuerdo con las siguientes leyes.

Ley de Charles. Esta ley expresa el efecto que tiene un cambio en la temperatura de un gas sobre su volumen. Puede enunciarse así: Por cada grado que la temperatura de un gas aumenta por encima de cero, el volumen del gas se incrementa en 1/273 del volumen que ocupa a cero; igualmente, por cada grado que la temperatura del gas desciende por debajo de cero, el volumen del gas disminuye en 1/273 del volumen que ocupa a cero, siempre que en ambos casos la presión a la que está sometido el gas permanezca constante.

Si V representa el volumen del gas a 0 grados, entonces el volumen a 1 grado será V + 1/273 V; a 2 grados será V + 2/273 V; o, en general, el volumen v, a la temperatura t, se expresará mediante la fórmula

(1) v = V + t/273 V,

o (2) v = V(1 + (t/273)).

Como 1/273 = 0.00366, la fórmula puede escribirse

(3) v = V(1 + 0.00366t).

Dado que el valor de V (volumen bajo condiciones estándar) es el que usualmente se busca, es conveniente transponer la ecuación a la siguiente forma:

(4) V = v/(1 + 0.00366t).

El siguiente problema servirá como ilustración de la aplicación de esta ecuación.

El volumen de un gas a 20 grados es de 750 cc.; encuentre el volumen que ocupará a 0 grados, manteniéndose constante la presión.

En este caso, v = 750 cc. y t = 20. Al sustituir estos valores, la ecuación (4) queda

V = 750/(1 + 0.00366 x 20) = 698.9 cc.

Ley de Boyle. Esta ley expresa la relación entre el volumen ocupado por un gas y la presión a la que está sometido. Puede enunciarse así: El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión bajo la cual se mide, siempre que la temperatura del gas permanezca constante.

Si V representa el volumen cuando está sometido a una presión P y v representa su volumen cuando la presión cambia a p, entonces, de acuerdo con la ley anterior, V : v :: p : P, o VP = vp. En otras palabras, para un peso dado de un gas, el producto de los números que representan su volumen y la presión a la que está sometido es una constante.

Dado que la presión de la atmósfera en cualquier punto se indica mediante la lectura barométrica, resulta conveniente en la resolución de los problemas sustituir esta última por la presión medida en gramos por centímetro cuadrado. La lectura promedio del barómetro al nivel del mar es de 760 mm, lo que corresponde a una presión de 1033.3 g por centímetro cuadrado. El siguiente problema servirá como ilustración de la aplicación de la ley de Boyle.

Un gas ocupa un volumen de 500 cc. en un laboratorio donde la lectura barométrica es de 740 mm. ¿Qué volumen ocuparía si la presión atmosférica cambiara de modo que la lectura fuera de 750 mm?

Sustituyendo los valores en la ecuación VP = vp, tenemos 500 x 740 = v x 750, o v = 493.3 cc.

Variaciones en el volumen de un gas debidas a cambios tanto en la temperatura como en la presión. Dado que, por lo general, deben hacerse correcciones tanto por temperatura como por presión, resulta conveniente combinar las ecuaciones dadas anteriormente para las correcciones de cada una, de modo que ambas correcciones puedan hacerse en una sola operación. Así se obtiene la siguiente ecuación:

(5) V{s} = vp/(760(1 + 0.00366t)),

en la que V{s} representa el volumen de un gas bajo condiciones estándar y v, p y t el volumen, presión y temperatura respectivamente a los que el gas fue realmente medido.

El siguiente problema servirá para ilustrar la aplicación de esta ecuación.

Un gas a una temperatura de 20 grados ocupa un volumen de 500 cc. cuando está sometido a una presión indicada por una lectura barométrica de 740 mm. ¿Qué volumen ocuparía este gas bajo condiciones estándar?

En este problema v = 500, p = 740 y t = 20. Al sustituir estos valores en la ecuación anterior, obtenemos

V{s} = (500 x 740)/(760 (1 + 0.00366 x 20)) = 453.6 cc.

Variaciones en el volumen de un gas debidas a la presión del vapor acuoso. En muchos casos los gases se recogen sobre agua, como se explicó en la preparación del oxígeno. En tales casos, el gas contiene cierta cantidad de vapor de agua. Este vapor ejerce una presión definida, que actúa en oposición a la presión atmosférica y que, por lo tanto, debe restarse de esta última al determinar la presión efectiva sobre el gas. Así, supongamos que deseamos determinar la presión a la que está sometido el gas en el tubo A (Fig. 8). El tubo se eleva o baja hasta que el nivel del agua dentro y fuera del tubo sea el mismo. La atmósfera presiona sobre la superficie del agua (como indican las flechas), forzando así el agua hacia arriba dentro del tubo con una presión igual a la presión atmosférica. Sin embargo, toda la fuerza de esta presión ascendente no se emplea en comprimir el gas dentro del tubo, ya que al recogerse sobre agua contiene cierta cantidad de vapor de agua. Este vapor de agua ejerce una presión (como indica la flecha dentro del tubo) en oposición a la presión ascendente. Es evidente, por lo tanto, que la presión efectiva sobre el gas es igual a la presión atmosférica menos la presión ejercida por el vapor acuoso. La presión ejercida por el vapor acuoso aumenta con la temperatura. Las cifras que representan la magnitud de esta presión (a menudo llamada tensión de vapor acuoso) se dan en el Apéndice. Expresan la presión o tensión en milímetros de mercurio, así como la presión atmosférica se expresa en milímetros de mercurio. Representando la presión del vapor acuoso por a, la fórmula (5) se convierte en

(6) V{s} = v(p - a)/(760(1 + 0.00366t)).

El siguiente problema servirá para ilustrar el método de aplicar la corrección por la presión del vapor acuoso.

El volumen de un gas medido sobre agua en un laboratorio donde la temperatura es de 20 grados y la lectura barométrica es de 740 mm es de 500 cc. ¿Qué volumen ocuparía esto bajo condiciones estándar?

La presión ejercida por el vapor acuoso a 20 grados (ver tabla en el Apéndice) es igual a la presión ejercida por una columna de mercurio de 17.4 mm de altura. Al sustituir los valores de v, t, p y a en la fórmula (6), tenemos

(6) V{s} = 500(740 - 17.4)/(760(1 + 0.00366 x 20)) = 442.9 cc.

Ajuste de los tubos antes de leer los volúmenes de gas. Al medir los volúmenes de gases recogidos en tubos graduados u otros recipientes, sobre un líquido como se ilustra en la Fig. 8, la lectura debe hacerse después de subir o bajar el tubo que contiene el gas hasta que el nivel del líquido dentro y fuera del tubo sea el mismo; pues solo bajo estas condiciones la presión ascendente dentro del tubo es igual a la presión atmosférica.

EJERCICIOS

1. ¿Cuál es el significado de las siguientes palabras? flogisto, ozono, fósforo. (Consulte el diccionario.)

2. ¿Puede ocurrir la combustión sin la emisión de luz?

3. ¿La emisión de luz es siempre producida por la combustión?

4. (a) ¿Qué peso de oxígeno se puede obtener de 100 g de agua? (b) ¿Qué volumen ocuparía esto en condiciones normales?

5. (a) ¿Qué peso de oxígeno se puede obtener de 500 g de óxido de mercurio? (b) ¿Qué volumen ocuparía esto en condiciones normales?

6. ¿Qué peso de cada uno de los siguientes compuestos es necesario para preparar 50 l de oxígeno? (a) agua; (b) óxido de mercurio; (c) clorato de potasio.

7. Reduzca los siguientes volúmenes a 0 grados, manteniéndose constante la presión: (a) 150 cc a 10 grados; (b) 840 cc a 273 grados.

8. Un cierto volumen de gas se mide cuando la temperatura es de 20 grados. ¿A qué temperatura su volumen será el doble?

9. Reduzca los siguientes volúmenes a condiciones normales de presión, manteniéndose constante la temperatura: (a) 200 cc a 740 mm; (b) 500 l a 380 mm.

10. ¿Cuál es el peso de 1 l de oxígeno cuando la presión es de 750 mm y la temperatura es de 0 grados?

11. Reduzca los siguientes volúmenes a condiciones normales de temperatura y presión: (a) 340 cc a 12 grados y 753 mm; (b) 500 cc a 15 grados y 740 mm.

12. ¿Qué peso de clorato de potasio es necesario para preparar 250 l de oxígeno a 20 grados y 750 mm?

13. Suponiendo que el costo del clorato de potasio y del óxido de mercurio sea respectivamente $0.50 y $1.50 por kilogramo, calcule el costo de los materiales necesarios para la preparación de 50 l de oxígeno a partir de cada uno de los compuestos mencionados.

14. Se calentaron 100 g de clorato de potasio y 25 g de dióxido de manganeso en la preparación de oxígeno. ¿Qué productos quedaron en el matraz y cuánto de cada uno había presente?