QuAmica - Figueroa, Miguel(Author)

QUÍMICA

B I B L I O T E C A D E A U L A

PROYECTO CONSIDERADODE INTERÉS CULTURAL Y EDUCATIVO POR LA

MANUEL FIGUEROA/RECUERDO GUZMÁN

QUÍMICA

1 ¿QUÉ ES LA QUÍMICA? 11

2 ESTRUCTURA ATÓMICO-MOLECULAR 15

Generalidades .................................................................. 17 El átomo. Su estructura ............................................ 19 Estructura del núcleo ............................................... 22Estructura de la corteza ............................................ 24

3 ELEMENTOS QUÍMICOS 29

Introducción .............................................................. 31Sistema periódico de los elementos ....................... 39Propiedades periódicas y aperiódicas ................... 44Volumen atómico ...................................................... 45Potencial de ionización ............................................ 46Valencia ...................................................................... 48Carácter metálico y no metálico ............................. 49

4 ENLACE QUÍMICO 51

Introducción .............................................................. 53Enlace iónico ............................................................. 55Enlace covalente ....................................................... 58 Enlace covalente coordinado .................................. 62

ÍNDICE

8 QUÍMICA

Polarizacón de las moléculas .................................. 63 Enlace metálico ......................................................... 67

5 REACCIONES QUÍMICAS 69

Definición .................................................................. 71Ecuaciones químicas ................................................. 72Tipos de reacciones .................................................. 74Velocidad de reacción ............................................... 77Teoría de las colisiones ............................................. 79 Factores que influyen en la velocidadde reacción .................................................................. 81

División de los reactivos 81\ Concentración 83\ Temperatura 85

Transformaciones en una reacción química .......... 87 Reacciones reversibles .............................................. 90Reacciones catalíticas ................................................ 94 Electrólisis.................................................................... 96Radiactividad ............................................................ 102

6 ÁCIDOS Y BASES 105

Generalidades ........................................................... 107Anfólitos o anfóteros ................................................ 114Neutralización ........................................................... 116pH e Hidrólisis .......................................................... 117Ácidos débiles y fuertes .......................................... 118

ÍNDICE 9

7 OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN 121

Conceptos ................................................................. 123Concepto electrónico de Oxidación-reducción 125Peso equivalente de un agente oxidante o reductor ................................................................... 128

8 ELEMENTOS Y COMPUESTOSIMPORTANTES 131

Oxígeno .................................................................... 133 Hidrógeno ................................................................. 134Agua .......................................................................... 136

Propiedades físicas del agua 139\ Depuración sanitaria de las aguas 139

Cloro ........................................................................... 140 Azufre ....................................................................... 143Ácido sulfúrico ......................................................... 144Nitrógeno .................................................................. 146 Amoníaco .................................................................. 148 Ácido nítrico ............................................................. 150Fósforo ....................................................................... 152 Ácido fosfórico ......................................................... 154Carbonato de calcio ................................................. 155

10 QUÍMICA

9 METALES 157

Sodio ........................................................................... 159 Magnesio ................................................................... 160Cinc ............................................................................. 161Hierro ......................................................................... 162 Acero .......................................................................... 167Cobre ......................................................................... 171Aluminio .................................................................... 172

10 QUÍMICA ORGÁNICA O QUÍMICA DEL CARBONO 147

Introducción ................................................................ 177 El carbono y sus componentes ................................. 178Enlace de hidrógeno .................................................. 183

Compuestos convalents 183\ Compuestos Isónicos184

Propiedades de las sustancias orgánicas ............... 185Etanol ......................................................................... 188 Hidrocarburos ........................................................... 190 Petróleo ...................................................................... 192Bibliografía ................................................................ 197

1

¿QUÉ ES LA QUÍMICA?

¿QUÉ ES LA QUÍMICA? 13

Introducción

En el mundo que nos rodea observamos incesan-tes reacciones químicas en el que unos cuerpos desa-parecen y se transforman en otros distintos.

Al quemar carbón en el hogar se obtienen cenizasy un gas, anhídrido carbónico, que se escapa por lachimenea al mismo tiempo que se desprende calor.Un trozo de hierro, dejado a la intemperie se trans-forma al cabo de cierto tiempo en óxido de hierro.Las plantas absorben el anhídrido carbónico del airey mediante reacciones químicas, llegan a transfor-marlo en tejido propio.

La química trata de explicar cómo y por qué seproducen dichas transformaciones, y para ello estu-dia la constitución y las propiedades de la materia,pero no sólo se limita al estudio de las sustancias

14 QUÍMICA

que nos rodean, sino que descubre continuamenteotras nuevas que no existen en la naturaleza, cuyaspropiedades y aplicaciones son de un incalculablevalor.

El químico transforma, por ejemplo, el petróleoen los más variados productos, desde la gasolinapara los coches y aviones hasta los perfumes, deter-gentes, plásticos, etcétera.

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ESTRUCTURA ATÓMICO-MOLECULAR

ESTRUCTURA ATÓMICO-MOLECULAR 17

Generalidades

Ya en tiempos de los griegos y romanos se discu-tía sobre si la materia se dividía indefinidamente ono. Demócrito, por ejemplo, defendió la idea de quela divisibilidad de la materia tenía un límite yempleó la palabra átomo, cuyo significado es que nopuede dividirse más, para describir las partículasmateriales más pequeñas.

Newton (1642-1727) propuso que la materia esta-ba formada por partículas con movilidad, duras, conmasa e impenetrables. Joseph Black (1728-1799), porsu parte, midió las cantidades de sustancias talescomo hidróxido cálcico, carbonato cálcico, hidróxi-do sódico e hidróxido potásico, que estaban impli-cadas en las reacciones. Pero fue Dalton quien, aprincipios del siglo XIX, expuso una serie coherente

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de ideas para explicar las leyes de las combinacionesquímicas. Durante las transformaciones químicas sedestruyen "edificios moleculares" (sustancias reac-cionantes) para dar lugar a nuevas "construccionesmoleculares" (producto de la reacción), sin que seproduzca variaciones de la masa total de la sustan-cia (Ley de Lavoisier o de Conservación de la Mate-ria). Estas evidencias llevaron a Dalton a concluirque los elementos están formados por átomos yestos pasan de una estructura molecular a otra, ente-ros y sin fragmentarse.

Estos elementos reaccionan según una relaciónponderal sencilla, que será la de sus pesos atómicoso múltiplos enteros de estos pesos atómicos.

El átomo es la mínima cantidad de materia de uncuerpo simple que puede intervenir en una reacciónquímica.

Un elemento químico tiene todos sus átomosiguales y, por tanto, existirán tantos tipos de átomoscomo cuerpos simples se conozcan. En la actualidadpasan del centenar los diferentes átomos cataloga-dos y este número se incrementa periódicamente amedida que surgen nuevos descubrimientos.


El átomo. Su estructura

Experimentos realizados a finales del siglo pasa-do pusieron de manifiesto que la electricidad es unconstituyente fundamental de la materia. En 1891,lord Rutherford y sus colaboradores Geiger y Mars-den, al bombardear una lámina de oro con partícu-las radiactivas de carga positiva, lanzó la hipótesisde que los átomos están formados por un núcleo oparte central que posee carga positiva, alrededor delcual circulan electrones provistos de cargas negati-vas describiendo trayectorias circulares o elípticas.El conjunto de electrones de un átomo recibe el nom-bre de corteza de ese átomo. El átomo es neutro yaque el número de cargas positivas del núcleo esigual al número de electrones de la corteza.

20 QUÍMICA

El tamaño del núcleo atómico es muy pequeño:posee un diámetro del orden de 10 -13 cm, mientrasque el diámetro del átomo es unas 100 000 vecesmayor. Esto nos lleva a suponer que el volumen delátomo es un espacio prácticamente vacío, dondeexiste un núcleo-sol alrededor del cual los electro-nes-planetas describen sus órbitas.

Sin embargo, no se puede hablar de órbitas plane-tarias para describir el movimiento del electrón, sinode regiones de forma determinadas. A este modelode movimiento del electrón se le domina orbitalelectrónico, solo siendo posible ciertos orbitales yciertas energías sobre la corteza atómica. Estos orbi-tales permitidos se definen mediante tres paráme-tros demoninados números cuánticos.

En el átomo se encuentran fundamentalmentetres tipos de partículas que permiten explicar todoslos fenómenos de tipo químico: el electrón en la cor-teza y el protón y neutrón en el núcleo.

El electrón tiene una carga eléctrica negativa devalor 1.602 x 10-19 culombios-carga elemental-, y unamasa muy pequeña, que vale 9.107 x 10-28 gramos.


El protón tiene una carga eléctrica positiva igual,en valor absoluto, a la del electrón, pero su masa es1 845 veces mayor que la del electrón.

El neutrón no tiene carga eléctrica, es decir, esneutro, y su masa es ligeramente superior a la delprotón.

Existen, además, otras partículas subatómicascomo el positrón, el neutrino y los mesones, que soninestables o no son bien conocidas aún. Sin ellas sepuede desarrollar la teoría atómica completa.

22 QUÍMICA

Estructura del núcleo

Las partículas que integran el núcleo reciben elnombre de nucleones. Son de dos tipos fundamen-tales: protones y neutrones.

Dado que el diámetro del núcleo es del orden de10 -13 cm y en él se encuentran las partículas pesadas,toda la masa del átomo está prácticamente concen-trada en el núcleo, ya que, como vimos anterior-mente, los electrones son de masa muy ligera.

El número de protones existentes en el núcleoatómico recibe el nombre de número atómico y serepresenta con la letra Z. Es un valor específico decada elemento y es su número de orden en la clasifi-cación de los átomos, que veremos más adelante. Siun átomo tiene Z = 6, significa que su núcleo tieneseis protones y sólo puede ser el átomo de carbono.


El valor resultante de la suma de los protones Z yneutrones N existentes en el núcleo recibe el nombrede número de masa y se representa con la letra A =Z + N. Como unidad de masa atómica (U.M.A.) setoma la doceava parte de la masa de un átomo decarbono (de A = 12), que coincide sensiblemente conla masa del protón. Si restamos del número de masade un elemento su número atómico, la diferencianos dará el número de neutrones presentes en sunúcleo. Por ejemplo, el litio tiene un número demasa 7 (A = 7), y de número atómico 3 (Z = 3); sunúcleo tendrá 3 protones y 7-3 = 4 neutrones (fig. 1).

Para representar el núcleo de un átomo se escribesu símbolo, acompañado de dos números: el subín-dice indica el número atómico y el superíndice elnúmero de masa Xz

A . El átomo de litio se representa-

rá así: Li73 .

Figura 1. Átomo de litio.

NEUTRÓN

PROTÓN

ELECTRÓN

24 QUÍMICA

Estructura de la corteza

La corteza es la zona más externa del átomo yestá constituida por electrones que giran alrededordel núcleo; de ella dependen las propiedades quími-cas del átomo.

El hidrógeno, por ejemplo, está constituido porun protón y un electrón; la órbita que el electróndescribe alrededor del protón no es fija, sino quetanto el diámetro como el plano en que se mueve lapartícula varían con el tiempo. Como la distanciadel electrón al núcleo varía con el tiempo, de mane-ra estadística, el electrón, al moverse, tendrá la pro-babilidad de encontrarse en todo el espacio de lacorteza que rodea al núcleo. Estas regiones se llamanorbitales


Cuando se trata de átomos polielectrónicos, sesabe que los electrones se disponen en órbitas quetambién reciben el nombre de capas, pisos, o nivelesde energía. El número máximo de electrones quepueden estar presentes en una capa viene dado porla expresión de Bohr:

N = 2n2

siendo N el número máximo de electrones y n elnúmero de nivel de energía.

Las capas o niveles electrónicos se designan poruna letra mayúscula y el número máximo de elec-trones obtenido con la fórmula anterior se tabula enla siguiente tabla:

TABLA 1CUADRO DE NIVELES ELECTRÓNICOS

Número del nivel 1 2 3 4 5 6 7

Letra que lo designa K L M N O P Q

Número máximo de electrones 2 8 18 32 32 32 32

26 QUÍMICA

A partir del nivel N, el número máximo de elec-trones que pueden ubicarse es de 32, aunque losniveles O, P y Q no llegan a estar completos en nin-gún átomo.

Cada nivel de energía se descompone en variossubniveles. El número de éstos es igual al número deunidades de n del nivel correspondiente. Así, en elnivel de energía uno (n = 1), existe un solo subnivel.En el nivel dos (n = 2) existen dos subniveles, etc.

Los diferentes subniveles se designan con lasletras s, p, d, f ... (fig. 2).

nivelesde energía

subnivelesde energía

Figura 2.


En cada uno de ellos existe a su vez un númerode orbitales determinado. En el subnivel S existesólo 1 orbital; en el subnivel P existen 3 orbitales; enel d, 5; en el f, 7.

En estos orbitales se alojan los electrones. Sólopuede haber en cada orbital, como máximo, 2 elec-trones:

TABLA 2

Para hallar la distribución electrónica de unátomo se utiliza el diagrama de Moeller:

Nº total de electrones

subnivel orbital = 2. nº orbitales

a 1 2

p 3 6

d 5 10

f 7 14

28 QUÍMICA

Las flecha indican el orden de llenado Figura 3. Diagrama de Moeller.

Es importante saber que el último nivel electróni-co se encuentra completo cuando posee ocho elec-trones.

3

ELEMENTOS QUÍMICOS

ELEMENTOS QUÍMICOS 31

Introducción

Un elemento está formado por átomos de unasola clase. Cada elemento se distingue de los demáspor sus propiedades características, ya que los áto-mos de un elemento son distintos de los de otro.

Existe una serie de propiedades comunes a algu-nos elementos, y una repetición periódica de estaspropiedades.

Mendeleiev publicó en 1869 las leyes periódicas;siendo una de las más importantes aquella que diceque las propiedades periódicas de los elementosestán en función de sus masas atómicas relativas.

Las masas atómicas de los elementos de caracte-rísticas similares siguen a menudo una progresiónaproximadamente aritmética, esto es, aumentan uni-

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formemente. Así, por ejemplo, las masas del litio,sodio y potasio son 7,23 y 39, respectivamente.

Los elementos se pueden clasificar en los siguien-tes grupos:

1. Los gases nobles, He, Ne, A, Kr, Xe y Rn, secaracterizan por tener el último nivel electrónicocompleto, es decir, con ocho electrones, salvo el He,que completa su nivel K con dos electrones. Presen-tan una reactividad nula ante agentes químicosenérgicos; esta gran estabilidad se relaciona con laexistencia del último nivel electrónico completo, y seacepta que la configuración externa de 8 electronescomunica al átomo una gran inercia química.

Todos los átomos tienen tendencia a alcanzar laestructura estable de los gases nobles, y lo hacen porpérdida o ganancia de electrones en su capa externa.En los dos casos, el átomo se transforma en un ión,es decir, un átomo con carga eléctrica neta. Positivaen caso de pérdida de electrones, y negativa en casode ganancia.

2. Los metales son elementos con 1,2 ó 3 electro-nes en su nivel más externo; tienen tendencia a per-derlos, adquiriendo la configuración electrónica del


gas noble anterior, y convirtiéndose en un ión posi-tivo. Por ejemplo, en la figura 4, el Mg pierde doselectrones y adquiere la estructura del Ne, formán-dose un ión con dos cargas positivas.

átomo de magnesio ión de magnesioFigura 4

3. Los elementos con 5, 6 ó 7 electrones en el nivelexterno, llamados no metales, adquieren la mismaconfiguración electrónica que el gas noble siguiente.Por ejemplo, en la figura 5, el oxígeno puede ganardos electrones, adquiere la estructura del Ne y seforma un ión con dos cargas negativas.

átomo de oxigeno ión de magnesioFigura 5

TABLA 3

PESOS ATÓMICOS O MASAS ATÓMICAS

RELATIVAS DE LOS ELEMENTOS

Número PesoNombre Símbolo atómico atómico

Actinio Ac 89 227Aluminio Al 13 27.0Americio Am 95 243Antimonio Sb 51 121.8Argón Ar 18 39.9Amónico AS 33 74.9Astato At 85 210Azufre S 16 32.1Bario Ba 56 137.3Berilio Be 4 9.01Berquelio Bl 97 245.0Bismuto BI 83 209.0Boro B 5 10.8Bromo Br 35 79.9Cadmio Cd 48 112.4Calcio Ca 20 40.1Californio Cf 98 251Carbono C 6 12.01Cerio Ce 58 140.1

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Cesio Cs 55 132.9Cinc Zn 30 65.4Circonio Zr 40 91.2Cloro Cl 17 35.5Cobalto Co 27 58.9Cobre Cu 29 63.5Criptón Kr 36 83.8Cromo Cr 24 52.0Curio Cm 95 247Disprosio Dy 66 162.5Einstenio Es 99 254Erbio Er 68 167.3Escandio Sc 21 45.0Estaño Sn 50 118.7Estroncio Sr 38 87.6Europio Eu 63 152.0Fermio Fm 100 253Flúor F 9 19.0Fósforo P 15 31.0Francio Fr 87 223Gadolinio Gd 64 157.3Galio Ga 31 69.7Germanio Ge 32 72.6Hafnio Hf 72 178.5Hahnio Hn 105 –Helio He 2 4.00Hidrógeno H 1 1.008Hierro Fe 26 55.8Holmio Ho 67 164.9Indio In 49 114.8

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lodo l 53 126.9Iridio Ir 77 192.2Iterbio Yb 70 173.0Itrio Y 39 88.9IridioIn 49 114.8Kurchatovio Ku 104 –Lantano La 57 138.9Laurencio Lw 103 257Litio Li 3 6.94Lutecio Lu 71 175.0Magnesio Mg 12 243Manganeso Mn 25 54.9Mendelevio Md 101 256Mercurio Hg 80 200.8Molibdeno Mo 42 95.9Neodimio Nd 60 144.2Neón Ne 10 20.2Neptunio Np 93 237Niobio Nb 41 92.9Níquel Ni 28 517Nitrógeno N 7 14.01Nobelio No 102 254Oro Au 79 197.0Osmio Os 76 190.2Oxígeno O 8 16.00Paladio Pd 45 106.4Plata Ag 47 107.9Platino Pt 78 195.1Plomo Pb 82 207.2Plutonio Pu 94 242

Polonio Po 84 210.0Potasio K 19 39.1Praseodimio Pr 59 140.9Promecio Pm 61 147Protactinio Pa 91 231Radón Rn 86 222Renio Re 75 186.2Rodio Rh 45 102.9Rubidio Rb 37 85.5Rutenio Ru 44 101.1Samario Sm 62 150.4Selenio Se 34 79.0Silicio Si 14 281Sodio Na 11 23.0Talio TI 81 204.4Tantalio Ta 73 180.9Tecnecio Tc 43 99Telurio Te 52 127.6Terbio Tb 651 589Titanio Ti 22 47.9Torio Th 90 232.0Tulio Tm 691 689Uranio U 92 380Vanadio V 23 509Wolframio W 74 183.9Xenón Xe 541 313


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4. Elementos con 4 electrones en el nivel externo.Estos elementos adquieren estructura de gas noble,no por pérdida o ganancia de electrones sino porcompartir los mismos con los otros elementos.


Sistema periódico de los elementos

Los elementos químicos conocidos se hallan orde-nados en una tabla. La clasificación se ha realizadocolocando los elementos en orden creciente de sunúmero atómico z, de tal modo que elementos conpropiedades análogas se encuentren en la mismacolumna. Esta tabla recibe el nombre de Sistemaperiódico o Clasificación periódica de los elementos.

El Sistema periódico se puede relacionar con laconfiguración electrónica de los elementos; las pro-piedades químicas están relacionadas íntimamentecon la configuración de la capa electrónica externade los átomos, y como esta configuración se repiteperiódicamente, las propiedades químicas tambiénse repiten de manera periódica.

40 QUÍMICA

En la tabla siguiente aparece la estructura elec-trónica externa de los 25 primeros elementos.

TABLA 4ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

DE LOS 25 PRIMEROS ELEMENTOS

EstructuraNúmero electrónica de laatómico Elemento corteza del átomo

1 Hidrógeno 12 Helio 23 Litio 2 14 Berilio 2 25 Boro 2 36 Carbono 2 47 Nitrógeno 2 58 Oxígeno 2 69 Flúor 2 710 Neón 2 811 Sodio 2 8 112 Magnesio 2 8 213 Aluminio 2 8 314 Silicio 2 8 415 Fósforo 2 8 516 Azufre 2 8 617 Cloro 2 8 718 Argón 2 8 819 Potasio 2 8 8 120 Calcio 2 8 8 2


21 Escandio 2 8 9 222 Titanio 2 8 10 223 Vanadio 2 8 11 224 Cromo 2 8 13 125 Manganeso 2 8 13 2

En la tabla 5 se representa el Sistema periódicosegún la clasificación de Moseley. Se le llama tam-bién Sistema periódico largo.

Los elementos conocidos se hallan distribuidosen siete períodos horizontales y dieciséis gruposverticales. Los períodos 1, 2 y 3 se denominan perí-odos cortos, ya que poseen dos, ocho y ocho ele-mentos, respectivamente. Los períodos 4 y 5, de die-ciocho elementos cada uno, reciben el nombre deperíodos medios. Finalmente, los números 6 y 7 sellaman períodos largos con treinta y dos elementos,aunque el último se halla incompleto.

El lantano (Z = 57) y los catorce elementos que lesiguen reciben el nombre de lantánidos o tierras raras.El actinio (Z = 89) y los restantes elementos connúmero atómico superior a 89 forman la familia delos actínidos. Cada uno de estos grupos posee pro-

42 QUÍMICA

piedades químicas casi idénticas, por lo que se hanagrupado en familias.

Los grupos reúnen a los elementos que presen-tan la misma configuración electrónica externa, esdecir, a aquellos cuyas propiedades y comporta-miento químico son similares. Los elementos delgrupo 1 A, salvo el hidrógeno, se denominan metalesalcalinos. Los elementos del grupo II A son los meta-les alcalinotéreos, y los de los grupos III A, IV A, VA, VI A, VII A, VIII, 1 B y II B, son los llamadoselementos de transición. Los elementos agrupados enel III B se llaman metales térreos; los del grupo VI B,anfígenos, y los del grupo VII B, halógenos. Finalmen-te, los elementos que se agrupan en el grupo O reci-ben el nombre de gases nobles.

44 QUÍMICA

Propiedades periódicas y aperiódicas

Se denominan propiedades periódicas a aquellasque están relacionadas con los electrones de la capamás externa del átomo o electrones de valencia.Reciben este nombre porque vuelven a presentarsedespués de un número determinado de elementos,al repertirse la misma configuración electrónica. Sonpropiedades periódicas el volumen atómico, el poten-cial de ionización, la afinidad electrónica, la valenciay la variación del carácter metálico, entre otras.

Reciben el nombre de propiedades aperiódicas aque-llas que dependen del núcleo y de los electronesinternos. Estas propiedades aumentan de maneracontinuada a lo largo del Sistema periódico. Sonpropiedades aperiódicas, entre otras, la densidad, elcalor específico y los espectros de los rayos X.


Volumen atómico

Es el volumen que ocupa un mol de átomos ysuele representarse en cm3; se obtiene al dividir elpeso atómico (expresado en g ) del elemento que seconsidere por su densidad (expresada en gramospor centímetro cúbico). Los diferentes elementos, altener sus electrones situados en niveles electrónicosdistintos, presentan volúmenes atómicos variables.En el valor del volumen también influye la atracciónque el núcleo ejerce sobre los electrones; al aumentarel número de protones del núcleo, la atracción sobrelos electrones se hace mayor y el volumen atómico,en principio, tiende a disminuir.

En los elementos de un mismo período existe unavariación del volumen atómico, observándose unadisminución desde los átomos situados a la izquier-da del período hacia los elementos centrales, paravolver a aumentar el volumen progresivamente amedida que nos acercamos a los elementos de laderecha del período.

46 QUÍMICA

En un mismo grupo del Sistema periódico, elvolumen aumenta al crecer el número atómico delos elementos, lo que supone mayor número deniveles electrónicos. Por ejemplo, el oxígeno esmenos voluminoso que el azufre o que el teluro.

En todos los elementos de volúmenes atómicospequeños, los electrones del último nivel están fuer-temente atraídos por el núcleo, de tal modo, queestos electrones serán cedidos con dificultad. Encambio los elementos de volúmenes atómicos eleva-dos ceden fácilmente sus electrones externos, ya queestán atraídos por el núcleo muy débilmente.

Potencial de ionización

El potencial de ionización es la energía mínimaque hay que suministrar a un átomo, en estado gase-oso, para arrancarle un electrón de la capa másexterna. Este potencial es mínimo para los metalesalcalinos debido en primer lugar, a que la tendenciaa conseguir una estructura estable se logra más facil-


mente, para este caso, cediendo un electrón y ensegudo lugar al volumen atómico de estos metales,que al ser mayor hace que la atracción nuclear sobrelos electrones sea menor, y máximo para los gasesnobles en un mismo período. Hecho que tambiénresulta evidente, dado que estos elementos poseenuna estructura eletrónica muy estable. Los valorescorrespondientes a los elementos del período 2, enelectrón-voltios, aparecen en la siguiente tabla:

TABLA 6

Elemento LiBe B C N O F Ne

Potencial 5.39 9.32 8.29 11.26 14.54 11.61 17.42 21.60(ev)

Como se puede apreciar en la tabla anterior, senecesita más energía para arrancar un electrón a unátomo de flúor que a uno de litio.

El potencial de ionización disminuye al aumentarel volumen atómico de los elementos de un mismogrupo del Sistema periódico. Cuanto mayor volu-men tenga el átomo considerado, más fácil seráarrancarle un electrón exterior. Esto puede observar-se en la tabla siguiente, que da los valores de los ele-mentos del grupo I A:

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TABLA 7

Elementos Li Na K Rb Cs Fr

Potencial (ev) 5.39 5.14 4.34 4.18 3.90 –

Valencia

La valencia de un elemento es el número de áto-mos de hidrógeno que pueden combinarse con él odesplazar un átomo del elemento.

Los elementos químicos que están en el mismogrupo presentan la misma valencia o capacidad decombinación con otros elementos. El número devalencia principal positiva coincide con el númerodel grupo del Sistema periódico al que pertenece elelemento. Así, los elementos del grupo I A sonmonovalentes; los del grupo II A, divalentes, etc.Los elementos de los grupos V, VI y VII pueden


emplear también como valencia la diferencia a ocho;por ejemplo, los elementos del grupo VI serán hexa-valentes y divalentes, etc. Los elementos del grupo 0-gases nobles- poseen valencia cero, es decir, no secombinan.

Carácter metálico y no metálico

Los metales son elementos con pocos electronesen el nivel más externo. Se caracterizan por su ten-dencia a perder estos electrones con facilidad. Sonelementos electropositivos.

El carácter metálico disminuye, en los períodosdel Sistema periódico, de izquierda a derecha; en losgrupos, aumenta al aumentar el número atómico.

Los no metales -elementos con muchos electro-nes en el nivel más externo- se caracterizan por su

50 QUÍMICA

tendencia a captar electrones hasta completar dichonivel. Son elementos electronegativos. En su mayoríason gaseos o líquidos y conducen mal el calor y laelectricidad, al contrario de los metales.

La variación del carácter no metálico sigue unorden inverso a la variación del carácter metálico.

4

ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO 53

Introducción

Los enlaces químicos son las fuerzas que mantie-nen unidos a los átomos que forman los compues-tos.

Cuando se unen átomos diferentes, se observaque suele ser distinto el número que interviene encada combinación. Así, el ácido bromhídrico resultade la combinación de un átomo de bromo con unátomo de hidrógeno, mientras que en el agua secombinan un átomo de oxígeno con dos átomos dehidrógeno. Esto es debido a que el bromo y el oxíge-no tienen una capacidad de combinación diferentefrente al hidrógeno. Al número que expresa estacapacidad de combinación se le llama valencia: 1, enel caso del bromo, y 2, en el del oxígeno. Los átomosse pueden unir entre sí de diversas maneras, respe-tando siempre su capacidad de combinación ovalencia; cada tipo de unión diferente constituye unenlace químico.

54 QUÍMICA

Los gases nobles tienen el último nivel electróni-co completo, es decir, con S electrones (excepto elhelio, que sólo posee dos). La estructura electrónicaque caracteriza a estos elementos es muy estable y,por ello, los gases nobles no reaccionan química-mente (valencia cero). Esto equivale a decir que sureaccionabilidad es nula, debido a la estructura de'octete' que poseen.

Los átomos al combinarse tienden a adquiriruna estructura estable (gas noble), lo que indi-ca que reaccionarán en el sentido de completarsu último nivel electrónico, rodeándose deocho electrones (regla del octete). Esto se logracediendo o compartiendo electrones de su últi-mo nivel energético. Un sistema de dos átomosunidos va a ser má estable que un sistema formadopor un átomo sin unir, debido a que en el primero seproduce una disminución de energía. Si esto ocurrese puede afirmar que entre los átomos existen fuer-zas atractivas que dan lugar a enlaces químicos.

A pesar de que los átomos pueden unirse devarias formas, se pueden considerar tres tipos deenlaces químicos puros:

a) Enlace iónico: donde la fuerza atractiva es de

ENLACE QUÍMICO 55

tipo electrostático.b) Enlace Covalente: caracterizado porque presu-

pone una compartición de electrones.c) Enlace Metálico: en el cual algunos electrones

poseen gran movilidad.

Enlace iónico

Si combinamos el flúor con el sodio se formaráfluoruro de sodio (fig. 6).

Figura 6. Formación del enlace iónico del fluoruro sódico.

El átomo de flúor, elemento situado en la colum-na VII B del Sistema Periódico, tiene siete electronesen su capa más externa; tenderá a ganar un electrón,para así llegar a la configuración electrónica del

56 QUÍMICA

neón que es el gas noble más próximo y adquirir suestabilidad. El elemento tendrá ahora diez electro-nes y como su núcleo sólo tiene nueve protones, pre-sentará una carga negativa de valor unidad y será,por tanto, un ión monovalente negativo.

El átomo de sodio, elemento situado en lacolumna I A de la tabla periódica, tiene sólo unelectrón en su último nivel electrónico, debajodel cual posee una capa con ocho electrones. Sipierde el electrón de la última capa, quedarácon la configuración electrónica de un gasnoble (el neón en este caso) y se estabilizará. Alperder un electrón quedará como un ión mono-valente positivo.

En la reacción de un átomo de sodio con unode flúor éste acepta un electrón de aquel, conlo que ambos quedan con estructura de gasnoble, pero con una carga positiva y negativa,respectivamente. Los dos iones generados seatraen electrostáticamente, de acuerdo con laLey de Coulomb, quedando formada una molé-cula de fluoruro sódico.

Esta reacción se puede representar de lasiguiente forma:

ENLACE QUÍMICO 57

F + le- → F-

Na → Na+ + le-

F- + Na + → F- . NaEnlace iónico o electrovalente es aquel que se

establece por transferencia de electrones en númerosuficiente para que los elementos reaccionantesalcancen la configuración de gas noble.

Los elementos electronegativos -no metales-adquieren fácilmente electrones para adoptar laestructura electrónica del gas noble que les sigue enel Sistema periódico. Son los elementos de lascolumnas V B, VI B y VII B, para los cuáles resultamás fácil, energéticamente, captar tres electrones,dos o uno, que perder cinco, seis o siete, respectiva-mente. Serán iones con carga negativa -aniones- yvalencia electronegativa.

Los elementos electropositivos pierden con facili-dad electrones para adoptar la estructura electróni-ca del gas noble que les precede en el Sistema perió-dico. Son los elementos de las columnas I A, II. A, yIII A; para ellos resulta más fácil perder uno, dos otres electrones, que aceptar siete, seis o cinco , res-pectivamente. Serán iones positivos -cationes- y ten-drán valencia electropositiva (figs. 7 y 8).

58 QUÍMICA

Figura 7. Formación de cationes y aniones.

Enlace covalente

Recibe este nombre el enlace formado por com-partimiento de uno o más pares de electrones.

A los compuestos con este tipo de enlace entresus átomos se les denomina compuestos covalentes.A diferencia de los compuestos iónicos, los covalen-tes están formados por moléculas.

Tomemos como ejemplo el hidrógeno: este átomoposee un electrón, y como la molécula está formadapor dos átomos, hay que suponer que éstos compar-ten el par electrónico formado:

ENLACE QUÍMICO 59

H . + . H → H : HDe esta forma, cada átomo de hidrógeno ha com-

pletado su nivel electrónico, llegando a la estructuradel gas noble helio (fig. 9).

Figura 9. Formación del enlace covalente de la molécula de hidrógeno.

Dos átomos de flúor se unen para formar unamolécula compartiendo un par de electrones (fig.10). El flúor posee siete electrones en su nivel másexterno, que forman tres pares electrónicos y unelectrón sin aparear. Como a cada átomo le falta unelectrón para llegar a la estructura del neón, los doselectrones sin aparear, uno de cada átomo se unen, y

Figura 8.

60 QUÍMICA

forman un par que pertenece de manera común a losdos átomos.

Para mayor sencillez, se suele representar el enla-ce covalente con un guión y se pueden suprimir enla representación los electrones que no intervienenen el mismo.

Figura 10. Formación de la molécula de flúor.

De igualforma alátomo de oxígeno le faltan dos electrones para llegara la estructura de neón; en la molécula de oxígenohay dos pares de electrones compartidos por los dosátomos (fig. 11).

Figura 11. Formación delamolécula deoxígeno.

ENLACE QUÍMICO 61

En el caso del metano, el carbono queda conestructura de argóny los hidrógenos conestructura de helio(fig. 12).

Figura 12. Molécula de metano.

Así pues, en el enlace covalente no hay pérdida niganancia de electrones, sino un compartimiento; lasmoléculas formadas son neutras desde el punto devista eléctrico. Por esta razón, las moléculas cova-lentes no experimentan atracciones y existen comoentidades individuales aisladas, lo que supone quelos compuestos de este tipo son preferentementegaseosos. Cuando se encuentran en estado líquido osólido, sus constantes físicas son muy bajas.

62 QUÍMICA

Este tipo de enlace se genera entre elementos nometálicos que presentan cuatro o más electrones devalencia, sin llegar a ocho.

Los compuestos covalentes son insolubles enagua, pero se solubilizan en disolventes orgánicoscomo éter, benceno, hidrocarburos alifáticos, etc. Alno existir preformados los iones, no conducen laelectricidad, ni disueltos, ni fundidos.

Enlace covalente coordinado

Se denomina así al enlace en el cual el par de elec-trones que se comparten son cedidos por uno solode los átomos implicados en el enlace.

Así, por ejemplo, al reaccionar el amoníaco conun ion H+, seproduce el ionNH 4

+ (amo-nio) (fig. 13).Esto es posi-

ENLACE QUÍMICO 63

ble, ya que el nitrógeno tiene un par de electronessin compartir, y el protón, al tener su capa de valen-cia vacía, puede compartirlos formando un enlacecovalente.

Figura 13. Formacióndel ión amonio.

Algo análogo ocurre al reaccionar una moléculade agua con un protón para formar el ión hidronio uoxonio (H3 O+) (fig. 14).

Figura 14. Formación del ión hidronio

64 QUÍMICA

Polaridad de las moléculas

Si en un enlace covalente uno de los átomos esmás electronegativo que el otro, atraerá con másintensidad el par o pares de electrones compartidos,quedando éstos más cercanos al átomo más electro-negativo, mientras que el menos electronegativopresentará una deficiencia electrónica. La carga sedistribuye de manera asimétrica, lo que implica laformación de una molécula dipolar, uno de cuyosextremos es más negativo queel otro.

El CLH gaseoso (fig. 15)presenta una polaridad muymarcada que proviene de lamayor electronegatividad delcloro en relación con el hidró-geno.

Figura 15. Molécula dipolar

ENLACE QUÍMICO 65

En el caso de la molécula de agua,el oxígeno es más electronegativo queel hidrógeno y, en consecuencia, el parde electrones de enlace estará despla-zado sobre el oxígeno y tendrá unapequeña carga negativa; por la mismarazón, el hidrógeno presentará ciertacarga positiva. Se forma un dipoloangular, como se observa en la figura16.

Figura 16. Formación de un dipolo angular.

Las moléculas dipolares presentanlas siguientes características: situadasen un campo eléctrico, como nos

Figura 17. Comportamiento de las moléculas polares. a) sin campo eléctrico; b) con campo eléctrico.

muestra la figura 17, se ordenan espacialmente, perono son conductoras de la electricidad.

Las moléculas dipolares sufren atraccionesmutuas, asociándose, lo que supone el aumento delos puntos de fusión y ebullición de los compuestos.

En la interacción de un disolvente, formado pormoléculas dipolares, con un solido iónico, aquéllasse ordenan alrededor de los iones, debilitando lasatracciones inter-iónicas y facilitando la disolucióndel compuesto iónico. Al producirse la disolucióntotal, cada ión (fig. 18) se rodea de moléculas deldisolvente polar formando un ión solvatado.

Figura 18. Disolución de un sólido iónico.

ENLACE QUÍMICO 67

Enlace metálico

Los metales en estado sólido forman redes tridi-mensionales de la misma manera que los compues-tos iónicos. Los nudos de las redes cristalinas metá-licas están ocupados por los átomos del metal. Dadoque los metales ceden sus electrones de valencia congran facilidad, se forma una “nube electrónica”,dotada de gran libertad de movimiento a través delsólido, que pertenece por igual a todos los átomosdel cristal, lo que explica la alta conductivilidadeléctrica de estos elementos, a los cuales se les domi-na conductores de primera clases. El sistema man-tiene su estabilidad al existir una atracción entre losiones del metal y la nube electrónica.

El tipo de enlace que presenta estas característi-cas se denomina enlace metálico.

5

REACCIONES QUÍMICAS

REACCIONES QUÍMICAS 71

Definición

Se denomina reacción a todo proceso químico enel cual unas sustancias, llamadas reactivos o sustan-cia reaccionante, se transforman en otras nuevas, lla-madas productos de reacción. Los reactivos rompendeterminados enlaces y distribuyen sus átomos demanera distinta, generando nuevos enlaces y pro-ductos nuevos. Al poner en contacto, por ejemplo, elácido clorhídrico con el hidróxido sódico, el átomode hidrógeno del ácido se une con el hidroxilo de labase formando agua, y el átomo de sodio ocupa ellugar dejado libre por el hidrógeno en el ácido,generando cloruro sódico. En este proceso, las molé-culas de ácido clorhídrico e hidróxido sódico son losreactivos, y el agua y el cloruro sódico son los pro-ductos de reacción.

72 QUÍMICA

Una reacción o transformación química estácaracterizada por:

1. Un cambio permanente de las propiedades delos cuerpos reaccionantes, ya que las propiedadesfísicas y químicas de los reactivos son diferentes delas del producto de reacción, como se observa, porejemplo, al comparar las propiedades del hidrógenoy oxígeno con su producto de reacción, el agua.

2. Una variación de energía que se pone de mani-fiesto en el transcurso del proceso. En la formaciónde 18 gr de agua a partir de hidrógeno y oxigeno,vista en el ejemplo anterior, se desprende una ener-gía del orden de 68 kilocalorías.

Ecuaciones químicas

Los elementos se representan por símbolos y loscompuestos químicos por fórmulas; una reacciónquímica se puede representar mediante una ecua-ción química, que es una igualdad en la que en el


primer miembro figuran los símbolos y/o fórmulasde los reactivos, y, en el segundo, los de los produc-tos. Se suele utilizar, en lugar del signo igual, unaflecha que marca el sentido de la reacción. Las reac-ciones químicas anteriormente mencionadas serepresentarán por las ecuaciones siguientes:

Cl H + Na OH→ H2O + Cl Na

H2

+ 1/2 O2 →H

2O

Una ecuación química es, por tanto, la repre-sentación gráfica de una reacción.

Una ecuación química debe ajustarse también,de manera cuantitativa, relacionando las cantidadesde las sustancias que toman parte en la reacción;para ello es necesario igualar la ecuación en ambosmiembros. Una ecuación se encuentra igualada oajustada cuando cumple estas dos leyes o principiosquímicos:

1. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA(LEY DE LAVOISIER), según la cual, en este caso, la

74 QUÍMICA

masa de los reactivos ha de ser igual a la de los pro-ductos de reacción.

2. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS(LEY DE PROUST): Las sustancias reaccionan segúnunas relaciones de peso fijas e invariables. Estas pro-porciones fijas están representadas en la ecuaciónquímica mediante unos números llamados coeficien-tes estequiométricos.

El coeficiente estequiométrico indica el númerode moléculas:

2ClH + zn → Cl2Zn + H2

Tipos de reacciones

Según sea el tipo de transformación que tienelugar, se pueden considerar los siguientes tipos dereacciones:

a) Combinación. En ella se forma un compuestopor unión de dos o más elementos o moléculas:

2H2 +02 → 2H20


b) Descomposición. A partir de un compuesto seproducen dos o mayor número de sustancias mássencillas, elementos o no:

CO3

Ca→ CaO + CO2

c) Sustitución o desplazamiento. En este tipo dereacciones, un elemento sustituye y libera a otro ele-mento presente en un compuesto:

SO4

Cu + Fe-→ SO4

Fe + Cu

d) Doble sustitución. Al reaccionar dos compues-tos intercambian elementos y se producen dos nue-vos compuestos:

Cl H + NO3 Ag → Cl Ag + NO

3H

Las reacciones se pueden clasificar también aten-diendo a otros criterios:

1. Al intercambio de calor: Las reacciones que serealizan con desprendimiento de calor reciben elnombre de exotérmicas. La combustión del magnesioes un ejemplo de este tipo de reacciones:

76 QUÍMICA

2Mg+02 →2 Mg O + calor

Se llaman endotérmicas las reacciones que tienenlugar con absorción de calor. Por ejemplo, la reac-ción entre el iodo y el hidrógeno, para formar iodu-ro de hidrógeno:

I2 +H2 →2 I H - calor

2. Una reacción es homogénea cuando el estadode agregación de las sustancias que intervienen en elproceso es el mismo, en general, líquido o gaseoso.La reacción entre el cloro y el hidrógeno, producien-do cloruro de hidrógeno, se realiza en fase gaseosa:

Cl2 +H2 →2 C l H

Una reacción es heterogénea cuando es diferente elestado de agregación de las sustancias reaccionan-tes. La combustión del carbono sólido es un ejemplode reacción heterogénea:

C + 02 → CO2


Velocidad de reacción

La velocidad de una reacción se refiere a la canti-dad de reactivos que desaparecen o productos quese forman por unidad de volumen y unidad de tiem-po. Las cantidades vienen expresadas generalmenteen moles/litro y el tiempo en segundos, minutos uhoras, según sea la velocidad del proceso.

Toda reacción química no se desarrolla entre áto-mos o moléculas individuales, sino entre conjuntosmuy grandes de los mismos.

Los químicos han adoptado una unidad mayorque el átomo o molécula individual para poder com-parar cantidades de distintos elementos o com-pestos. Esta unidad es el mol. Si conocemos lamasa de la sustancia, podemos calcular el númerode moles aplicando la siguiente ecuación:

h moles = a/mDonde a es la masa de la sustancia expresada en

gramos y m la masa molecular.

78 QUÍMICA

Un mol contiene un número enormementegrande de partículas: 6,023 . 1023. A este número sele llama constante de Avogadro: L

Así, un mol de átomos de H contiene 6.02 . 1023

átomos de H. Un mol de moléculas de H2 contiene6.023 . 1023 moléculas de dicho gas.

Cuando se produce la reacción entre un trozo decinc y ácido clorhídrico, según la ecuación:

Zn + 2 Cl H → Cl2 Zn + H2

se observa, a simple vista, cómo el cinc introducidoen el ácido desaparece para formar el cloruro decinc, que permanece disuelto, mientras que se des-prenden burbujas de hidrógeno.

La velocidad de reacción disminuye hasta anu-larse a medida que el proceso va transcurriendo;esto es debido a que la concentración de los reacti-vos, al transformarse en productos, se va haciendocada vez menor.


Teoría de las colisiones

En primer lugar, para que haya una reacción esnecesario que las partículas reaccionantes se ponganen contacto. Ese contacto se produce a través de cho-ques debidos al movimiento desordenado y conti-nuo de las partículas de los reactivos.

Cuando ocurren las colisiones, las distanciasentre las partículas reaccionantes son mínimas y sepuede dar la rotura y creación de enlaces, originán-dose los productos de reacción. Dado el gran núme-ro de choques que ocurren en el seno de una reac-ción, por unidad de tiempo y de volumen, casi todaslas reacciones se deberían producir a gran veloci-dad. La experiencia, sin embargo, nos indica quehay reacciones rápidas y otras lentas, lo que noshace sospechar que no en todos los choques queocurren hay reacción.

Cuando dos moléculas, A2 y B2, chocan, puedenocurrir dos casos:

1. Si las dos moléculas tienen energía cinéticasuficiente (fig. 19), el choque liberará suficiente ener-gía para producir la rotura de sus enlaces y se pro-ducirá una restructuración de los átomos o grupos,

80 QUÍMICA

generándose nuevos enlaces, con lo que se llega alos productos de reacción. Al choque que da lugar ala reacción se le llama choque eficaz y las partículasque lo originan se dice que están activadas.

2. Cuando las dos moléculas no tienen energíacinética suficiente (fig. 19), al producirse el choqueno ocurre el proceso indicado anteriormente y lasmoléculas rebotan, alejándose.Así, pues, para que la reacción ocurra, es necesarioque se produzcan choques entre las moléculas y quesean eficaces. Todos los factores que determinenFigura 19 . Choques entre moléculas: a) sin reacción; b) con reacción.


un aumento en la frecuencia de los choques y en elnúmero de moléculas activadas favorecerán la velo-cidad de reacción.

Factores que influyen en la velocidad dereacción

Los factores que influyen en la velocidad de unareacción, que han sido determinados experimental-mente son: división de los reactivos, concentración ytemperatura y la naturaleza de la sustancia reaccio-nante. Esta última se explica por si misma, ya queno todos los reactivos se comportan de igual mane-ra, ante las diferentes reacciones químicas.

División de los reactivosEl grado de división de los reactivos facilita el

contacto entre ellos, con lo que se favorecen los cho-ques moleculares y, por tanto, la velocidad de lareacción.

82 QUÍMICA

Por este motivo en las reacciones homogéneas enfase líquida y gaseosa el contacto entre los reactivosestá muy favorecido, debido al movimiento conti-nuado que tienen las moléculas de los fluidos, lo quelas lleva a mezclarse íntimamente.

En estado gaseoso, el cloro reacciona con elhidrógeno formando cloruro de hidrógeno a granvelocidad y con desprendimiento de una gran canti-dad de calor:

Cl2

+ H2

→ 2 Cl H + calor

En disolución, el ácido sulfúrico reacciona conel hidróxido bárico, produciéndose un precipitadoinstantáneo de sulfato de bario:

S04 H2 + Ba(OH)2 → S04 Ba + 2H20

En las reacciones heterogéneas en que interven-gan, por ejemplo, un sólido y un líquido, las molé-culas de los dos reactivos sólo podrán chocar en susuperficie de contacto, por lo que la velocidad dereacción será proporcional a esa superficie, como seobserva en la figura 20. La calefacción de un trozo dealuminio produce una oxidación superficial lenta,mientras que ese mismo aluminio pulverizado reac-


ciona violentamente con el oxígeno, desprendiendogran cantidad de calor.

ConcentraciónTeniendo en cuenta que la velocidad de reacción

depende del número de colisiones que se producenentre las partículas de las sustancias que reaccionan,podemos deducir que si aumentamos el número delas moléculas en el mismo volumen se producirá unmayor número de colisiones moleculares, lo que

Figura 20. Influencia del grado de división en la velocidad de reacción.

84 QUÍMICA

dará lugar a un incremento en la velocidad del pro-ceso (fig. 21).

Un trozo de madera, por ejemplo, arde en el airelentamente, pero si la combustión se realiza enatmósfera de oxígeno puro, la madera arde con granrapidez. El diferente comportamiento observado enla combustión estriba en la distinta concentración deoxígeno entre las dos experiencias, que en el primercaso es sólo el 21% de la cantidad de O2 actuante enel segundo.

La influencia de la concentración de los cuer-pos reaccionantes fue puesta de manifiesto en 1867por Guldberg y Waage, al formular la llamada ley de

Figura 21. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción.


acción de masas, la cual postula que: la velocidad deuna reacción química es proporcional al producto delas concentraciones de los reactivos, elevados a unexponente que es igual al coeficiente que tienen en laecuación del proceso igualada. En el caso de la for-mación de amoníaco, de acuerdo con el proceso:

N2 + 3H2 → 2NH3

la velocidad de reacción V vendrá dada, deacuerdo con la ley enunciada anteriormente, por laexpresión:

V = K [N2] [H

2]

3

Las concentraciones se expresan en moles/litro, yK es la constante de proporcionalidad, que sólo esfunción de la temperatura.

TemperaturaLa velocidad de reacción aumenta al incrementar

la temperatura. Se acepta como regla aproximadaque cada aumento de l0 0C duplica la velocidad dereacción. Sin embargo, ésto tiene como límite la tem-peratura de descomposición de la sustancia obteni-da. Reacciones que a temperatura ambiente resultan

86 QUÍMICA

muy lentas, a unos centenares de grados se transfor-man en instantáneas.

El efecto producido por un incremento de la tem-peratura en la velocidad de reacción es debido a dosfactores que actúan en el mismo sentido: por unaparte, una mayor temperatura hace que las partícu-las se muevan más rápidamente (fig. 22), por lo que

se producirá un mayor número de choques en untiempo dado, y, por otra, al tener las partículas unaenergía más elevada, aumentará el número de molé-culas activadas y el porcentaje de choques eficacesse hará mayor. Se cree que el segundo factor es el demayor influencia en el aumento de la velocidad dereacción.

Figura 22. Influencia del aumento de la temperatura en la velocidad de reacción.


Transformaciones en una reacciónquímica

Las reacciones químicas se presentan acompaña-das de una manifestación energética, generalmenteen forma de energía calorífica y, a veces, en forma deenergía lumínica o eléctrica. A los procesos queabsorben energía del medio ambiente se les llamaendotérmicos, y a los que la ceden, exotérmicos. Nor-malmente, el calor desprendido se toma como posi-tivo y el absorbido como negativo, expresándose enkilocalorías por mol.

Como ya es sabido, una reacción química es unproceso que transcurre con ruptura de unos enlacespresentes en los reactivos y formación de otros nue-vos que aparecen en los productos de reacción. Laenergía que se pone en juego en una reacción estárelacionada directamente con el contenido energéti-co de estos enlaces.

88 QUÍMICA

Generalmente, para romper un enlace hay quesuministrar energía, y al formarse un enlace se des-prende energía. Pues bien, si la cantidad total deenergía suministrada al sistema es menor que la des-prendida por el mismo, nos encontramos frente a unproceso exotérmico, y, en caso contrario, el procesoserá endotérmico.

El calor que toma parte en una reacción químicano es una cantidad constante, sino que viene condi-cionado por la manera de realizar el proceso: a volu-men constante -recipiente cerrado- o a presión cons-tante -recipiente abierto-. La mayoría de losprocesos químicos se realizan en recipientes abiertosy a la presión atmosférica. A ellos nos referimos demanera exclusiva.

Recibe el nombre de entalpía o calor de reacción apresión constante, a una temperatura determinada,la cantidad de calor puesta en juego al reaccionar unnúmero determinado de moles de sustancia.

Para representar un proceso químico correcta-mente, es necesario no solamente ajustar la ecuacióndesde un punto de vista estequiométrico, sino tam-bién energéticamente. El calor de reacción se escribeen el segundo miembro de la ecuación, precedido de


su signo correspondiente, según se trate de un pro-ceso exotérmico o endotérmico. Una ecuaciónescrita de esta forma recibe el nombre de ecuacióntermoquímica y está completa.

La combustión del carbono a 250 C, por ejemplo,es un poceso exotérmico que se realiza con despren-dimiento de 94.03 kilocalorías por cada átomo-gramo de carbono. Su ecuación termoquímica igua-lada será:

C + O2

→ CO2

+ 94.03 Kcal.

La producción del dióxido de nitrógeno por oxi-dación del nitrógeno es un proceso endotérmico. Suecuación termoquímica ajustada será:

N2

+ 2O2

→ 2NO2

− 16.06 Kcal.

90 QUÍMICA

Reacciones reversibles

Supongamos que deseamos obtener los produc-tos C y D a partir de los reactivos

A y B, según la ecuación:

A + B → C + D

Al poner en contacto los reactivos y al transcurrirel tiempo, su concentración se va haciendo máspequeña; la reacción continúa hasta la total desapa-rición de los mismos. Los productos de reacción C yD no reaccionan entre sí, con lo que el proceso ter-mina. Las reacciones que transcurren de acuerdocon este esquema reciben el nombre de irreversibles.

Un ejemplo de reacción irreversible puede ser laacción del ácido clorhídrico sobre el sulfuro sódico,de acuerdo con la ecuación:

SNa2 + 2ClH → SH2 + 2ClNa


El proceso se produce hasta agotar cualquiera delos reactivos, ya que los productos no reaccionan.

Pero no siempre sucede de este modo. Veamos,por ejemplo, el siguiente proceso:

E + F→ G + H

Si colocamos en un matraz los reactivos E y F, auna temperatura adecuada, dejando transcurrirtiempo suficiente, y a continuación se determina elcontenido de la vasija, en lugar de encontrar losesperados productos, G y H, se encuentra la existen-cia de las cuatro sustancias. Este hecho experimentalse explica admitiendo que los productos G y H reac-cionan entre sí para originar de nuevo los reactivosE y F en mayor o menor proporción. El hecho de quelos productos reaccionen para dar reactivos (sentidode derecha e izquierda o proceso inverso) nos llevaal concepto de reacción reversible. Si se prolonga eltiempo de reacción, las proporciones relativas de lassustancias permanecen invariables.

Un ejemplo clásico de reacción reversible es elsiguiente:

2 IH → I2 + H2

Si calentamos a 400 0 C, en un matraz cerrado,una cantidad determinada de IH, se descompone enI2 y H2, pero no de una manera total, pues llega unmomento en que las cantidades relativas de IH, I2 yH2 permanecen constantes.

Si en el mismo matraz, y en las mismas condicio-nes, introducimos I y H se forma algo de IH para lle-gar a las mismas concentraciones finales de IH, I2 yH2 que en el caso anterior. Como estamos frente a unproceso reversible a la ecuación química, ya conoci-da, se le añade una segunda flecha en dirección con-traria, de significación clara:

2 IH →← I2 +H2

Una ecuación química con las dos flechas nosindica que la reacción tiene lugar en las dos direc-ciones.


Las reacciones reversibles forman parte demuchos procesos importantes de fabricación. En laindustria se buscan las condiciones para obtener elmáximo rendimiento de la forma más rápida posi-ble; sin embargo, la necesidad de velocidad a vecesentra en conflicto con la de obtener altos rendimien-tos. Las reacciones reversibles que implican una con-tracción en el volumen de los gases se llevan a cabo,si es posible, a altas presiones. Dentro de este tipo seencuentra la síntesis del amoníaco. La alta presiónaumenta la velocidad de reacción y el porcentaje delrendimiento.

94 QUÍMICA

Reacciones catalíticas

Al calentar una disolución de peróxido de hidró-geno, tiene lugar una reacción muy lenta en condi-ciones ordinarias; sin embargo, si se añade unapequeña cantidad de dióxido de manganeso, MnO2,el desprendimiento de oxígeno es muy rápido. Asípues, la adición del dióxido de manganeso ha acele-rado la velocidad de la reacción. Además esta sus-tancia (MnO2) se puede filtrar al final de la reacción,encontrándose inalterado y pudiéndose volver a uti-lizar.

Se denomina catalizador a aquella sustancia quemodifica la velocidad de reacción de un proceso y serecupera inalterada al terminar el mismo. El fenó-meno producido recibe el nombre de catálisis.

La modificación de la velocidad en la formaciónde productos por el catalizador puede ser positiva,como en el caso mencionado anteriormente, o nega-tiva, reduciendo la velocidad del proceso, como ocu-


rre con el caso de la acetanilida (un derivado delalquitrán), que disminuye sensiblemente la veloci-dad de descomposición del peróxido de hidrógeno.

La acción de un catalizador no es, pues, conse-guir que una reacción se produzca o no, sino modi-ficar la velocidad del proceso. Como la acción delcatalizador no modifica el equilibrio, no se obtendráun aumento en los productos de la reacción, sinoque se llegará a ellos antes y en condiciones de reac-ción más suaves; es decir, la acción de los cataliza-dores es disminuir la energía de activación necesariapara llevar a cabo la transformación de las sustan-cias reaccionantes a sus productos de reacción,

Los catalizadores se utilizan en la industria yaque facilitan y abaratan los procesos. Así por ejem-plo, para la obtención del ácido sulfúrico se empleael óxido de vanadio como catalizador, mientras queen la oxidación catalítica del amoniaco, el cataliza-dor que se usa es el platino.

Muchas reacciones fundamentales que ocurrenen los organismos vivos están catalizadas por untipo de proteinas llamadas enzimas, que son biocata-lizadores. Ejemplo de ello son las enzimas hidrolíti-

96 QUÍMICA

cas de la saliva que catalizan la degradación delalmidón en azúcar facilmente asimilable.

Electrólisis

Supongamos que disponemos de una pila carga-da, dos barras de carbón, una lámpara de linterna,un vaso y un hilo de cobre, podemos montar un cir-cuito como el de la figura 24.

Si llenamos el vaso con agua hasta un par de cen-tímetros de su borde y pulsamos el interruptor, labombilla no se enciende.

Ahora bien, si repetimos la experiencia, despuésde haber disuelto una sustancia iónica (como porejemplo, la sal común) o una sustancia covalente conmarcado carácter polar, en el agua del vaso, al apre-tar el interruptor la bombilla se encenderá.

De lo anterior se deduce que:1. El agua pura no es conductora de la corriente

eléctrica.


2. La corriente eléctrica se trasmite al disolver enel agua sustancias iónicas o covalentes polares quedemuestran que existen otros conductores aparte delos metales. Después de haber disuelto en ella salcomún conduce la corriente eléctrica: por consi-guiente, hay otros conductores de la corriente apar-te de los metales.

Ahora bien, si lo que añadimos es azúcar, al pul-sar el interruptor, la bombilla no se enciende. Lomismo ocurre al añadir alcohol o glicerina.

Sacamos en conclusión que algunas disolucionesconducen la corriente eléctrica y otras no la condu-cen.

Figura 23. Circuito eléctrico.

98 QUÍMICA

El agua salada conduce la corriente eléctrica ymientras pasa la corriente se desprenden burbujasen las barras de carbón. Dichas burbujas resultan dela descomposición de la disolución contenida en elvaso. La conducción de la corriente por el agua sala-da se diferencia de la del hilo de cobre, porque enaquélla tiene lugar una transformación química,mientras que el hilo de cobre permanece inalteradoal paso de la corriente.

Los conductores que, como el agua salada, alpasar la corriente a su través sufren una alteración sellaman conductores de segunda clase: aquellos que nose alteran al paso de la corriente eléctrica sonconductores de primero clase.

Los ácidos, bases y sales en disolución o fundidosconducen la corriente eléctrica (conductores desegunda clase), y reciben el nombre de electrolitos.El vaso que contiene el electrolito se llama cubaelectrolítica o voltámetro (fig. 24) y las barras de car-bón o láminas que se introducen en ella electrodos; elque está unido al polo positivo de la pila o genera-dor es el ánodo y el que lo está al negativo el cátodo.

El fenómeno de descomposición de un electrolitopor la electricidad se llama electrólisis.


Figura 24. Cuba electrolítica.

Electrólisis del agua

Para efectuar esta electrólisis se emplea un voltá-metro especial (voltámetro de gases) (fig. 25).

Se introduce agua por la bola A dejando las llavesde los tubos B y B' abiertas. Cuando el nivel del aguaalcanza estas llaves las cerramos. Los electrodos,que son de platino, se conectan a una pila, o, aúnmejor, a una batería. Si cerramos el circuito, no cir-cula la corriente eléctrica, pero si añadimos unasgotas de ácido sulfúrico al agua, el agua acidulada

100 QUÍMICA

conduce la corriente eléctrica y se desprenden en loselectrodos burbujas de gases.

Figura 25. Voltámetro de gases.

El volumen de gasesrecogidos aumentacon el tiempo y esdoble en el tubo colo-cado encima del cáto-do (polo negativo)con respecto al recogi-do encima del ánodo(polo positivo).Si abrimos la llave B yaplicamos una cerillaencendida, el gas quesale arde con llama

poco luminosa: es hidrógeno. El gas recogido en elotro tubo es oxígeno.

Al efectuar la electrólisis del agua, ésta se des-compone en sus dos componentes: oxígeno e hidró-geno, obteniéndose doble volumen de éste respectoal primero.


Transporte de materia en la electrólisisSupongamos que introducimos en una disolu-

ción de sulfato de cobre dos electrodos, uno de cobrey otro de plomo (fig. 26), de tal manera que el polopositivo de la pila esté unido al electrodo de cobre yel negativo al de plomo.

Figura 26. Cobreadode una pieza de plomo.

Si cerramos elcircuito por mediode un interruptor ydejamos circular lacorriente un ciertotiempo, al desco-nectar el circuito yextraer del líquidoel electrodo deplomo, observare-mos sobre dicho electrodo un depósito de cobre.

Podemos, por procedimientos electrolíticos, gal-vanoplastia, depositar una capa de metal sobre otroigual o distinto (cobreado, cromado, niquelado, pla-

102 QUÍMICA

teado, etc.). Para platear un objeto, por ejemplo, unacuchara, la colocamos como cátodo en una cubaelectrolítica, cuyo electrolito sea una sal de plata.

La electrólisis se usa en la industria para purificarel cobre. El galvanizado se hace de forma similar: elobjeto que se vaya a tratar hace de cátodo, la disolu-ción contiene el catión del elemento galvanizante yel ánodo puede ser ese elemento o una varilla iner-te. El cromo, niquel, estaño y cinc galvanizan nor-malmente artículos de hierro para intentar prevenirla corrosión. Muchos metales reactivos se obtienenpor electrólisis, como, por ejemplo, el sodio, magne-sio, aluminio, etcétera.

Radiactividad

La radiactividad es una desintegración espontá-nea del núcleo que conduce a un gran desprendi-


miento de energía. No hay ningún método que per-mita comenzarla, detenerla, acelerarla o ralentizarla.

La vida media de un radionucleido (sustanciaradiactiva o radioisótopo) es la mitad del tiempoque una masa tarda en desintegrarse. No todos losradionucleidos tienen la misma vida media. Así, porejemplo, la del U238 es de 4 500 millones de años,mientras que la del Na24 es de 15 horas.

Los principales radionucleidos pertenecen a loselementos de número atómico mayor de 83.

El 0.7 por 100 del uranio natural está formado porátomos de número másico 235. Si el núcleo de esteradionucleido es impactado por un neutrón sufreuna fisión, es decir, se divide en dos fragmentos conescasa diferencia de masa y da lugar al desprendi-miento de tres neutrones más. Estos neutronessecundarios pueden causar, a su vez, la fisión demás átomos de uranio. Una serie sucesiva de reac-ciones en cadena como ésta tienen un efecto explosi-vo.

6

ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES 107

Generalidades

Los ácidos reúnen las siguientes características:

1. Tienen un sabor agrio particular, denominado sabor ácido.

2. Cambian el color de los indicadores. Así, por ejemplo, la disolución azul de tornasol pasa a roja y la disolución de fenolftaleína enrojecida se decolora.

3. Muchos desplazan dióxido de carbono de los carbonatos.

4. La mayor parte de ellos reaccionan con metalesdesprendiendo hidrógeno.

5. Disueltos en agua, forman soluciones que sonconductoras de la electricidad.

108 QUÍMICA

TABLA 8ÁCIDOS MÁS IMPORTANTES

Ácido Fórmula

Sulfúrico S04

H2

Sulfuroso S03

H2

Nítrico N03

H

Nitroso N02

H

Carbónico C03

H2

Fosfórico P04

H3

Clorhídrico HCI

Las bases o alcalis poseen las siguientes propieda-des comunes:

1. Las soluciones acuosas diluidas tienen unsabor amargo característico, denominado saborcáustico.

2. Cambian el color de los indicadores. El indi-cador tornasol adquiere una coloración azul, mien-tras que la fenolftaleína toma coloración roja al

ÁCIDOS Y BASES 109

ponerse en contacto con las disoluciones acuosas delas bases.

3. Disueltas en agua, forman soluciones conduc-toras de la electricidad.

4. Cuando se agrega una base a una soluciónácida desaparecen todas las propiedades de éstaúltima, excepto su conductividad eléctrica.

TABLA 9BASES MAS IMPORTANTES

Base Fórmula

Hidróxido de Sodio Na (OH)

Hidróxido de potasio K (OH)

Hidróxido de calcio Ca (OH)2

Amoníaco NH3

Son bases, normalmente, los óxidos o los hidróxi-dos metálicos.

Los ácidos y las bases presentan las propiedadesantes citadas sólo si se encuentran en solución acuo-sa. Según Arrhenius, los ácidos, al disolverse enagua, liberan o ceden iones H+ (protón).

Cl H → Cl − + H+

110 QUÍMICA

S04

H2

→ S04= + 2H+

P04

H3

→ P04

= + 3H+

Si cada molécula, al disociarse, cede un protón, elácido se denomina monoprótico; si cede dos protones,diprótico, y, en general, polipróticos si ceden más deun protón.

Las bases, al disolverse en agua, liberan ionesOH- (hidróxilo).

KOH → K+ + OH-

Mg(OH)2 → Mg+++ 2(OH)-

AI(OH)3

→ Al+++ + 3(OH)-

Las bases que al disociarse sólo ceden un hidro-xilo se denominan monobásicas; si ceden dos hidroxi-los, dibásicas, y, en general, polibásicas si ceden másde un hidroxilo.

La limitación que presenta la teoría de Arrheniusconsiste en que el concepto de ácido y base vieneligado a la presencia de un medio acuoso, y existenreacciones ácido-base que se verifican en otrosmedios, por ejemplo, amoníaco, ácido acético, etcé-tera.

ÁCIDOS Y BASES 111

Según Bronsted y Lowry, ácido es toda moléculao ión que cede protones y base es toda molécula oión que acepta protones.

Según esta teoría, el concepto de ácido y baseviene unido a la transferencia de protones, que sólotiene lugar cuando el ácido está en presencia de unabase.

En el caso de la disolución de un ácido en agua,los protones no permanecen aislados, sino que seunen a las moléculas del disolvente, que actúancomo base, al aceptar un par de electrones no com-partidos del átomo de oxígeno el protón procedentedel átomo covalencia coordinada-, formándose elión H3 0+ (hidronio), como se observa en la figura 27.Los iones de esta solución acuosa no proceden de ladisociación del cloruro de hidrógeno, según Arrhe-nius,

ClH →← Cl– + H+

sino de una reacción química entre el cloruro dehidrógeno y el agua:

CIH + H20 ←→ H

30++Cl–

112 QUÍMICA

La molécula de agua, al aceptar un protón, haactuado como una base, mientras que el cloruro dehidrógeno, al ceder un protón, ha actuado como unácido. Por su parte, el ión hidronio es también unácido, ya que puede ceder también un protón en elproceso inverso.

Figura 27. Reacción ácido-base entre CIH y H2O.

Si disolvemos amoníaco en agua, la cesión deprotones va del agua al amoníaco, como vemos en lafigura 28. Así pues, en este caso, el agua al ceder unprotón actúa como un ácido, mientras que el amoní-aco, al aceptarlo, debido al par de electrones no com-partidos del nitrógeno, actúa como base. Por suparte, el ión amonio, en la reacción inversa, es unácido, ya que puede ceder un protón.

Esta teoría permite extender el concepto de ácidoy base a sistemas no acuosos, pues en ellos los ionesformados no son H3O + y OH–, sino los iones genera-

ÁCIDOS Y BASES 113

dos por el disolvente al ganar o ceder un protón.Así, por ejemplo, utilizando amoníaco líquido comodisolvente, el ácido clorhídrico se comporta comoun ácido, cediendo su protón, aunque no se produz-can iones hidronio. Los protones los acepta el amo-níaco que actúa, pues, como una base:

CIH + NH3

→← Cl– + NH4+

Ya que el proceso de ganar o ceder protones esreversible, el ácido, cuando pierde el protón, actúacomo una base; por su parte, la base, al ganar el pro-tón, se transforma en un ácido. El ácido y su basecorrespondiente forman un sistema conjugado quese puede representar así:

Ácido →← Base + Protón

ser aceptado por una sustancia que actúa como basey se convierte en ácido conjugado, estableciéndoseun doble sistema conjugado en equilibrio

114 QUÍMICA

Ácido Base Ácido Base

(Conjugado) (Conjugada)

NH3 + OH– →← H2O + NH2–

ClH + H2OH3 →← O+ + Cl–

H2O + NH3→← NH4

+ + OH–

Las anteriores ecuaciones muestran que los áci-dos y bases pueden ser compuestos moleculares oiónicos y que un mismo compuesto puede actuarcomo ácido o base, según los casos.

Figura 28. Reacción ácido-base entre NH3

y H2O.

Anfólitos o anfóteros

Son sustancias que pueden reaccionar como áci-dos y como bases. Su comportamiento depende del

ÁCIDOS Y BASES 115

medio en que se encuentren. Si se encuentran ensolución acuosa, se pueden disociar generandoiones H3O+ y OH–, según los casos.

El hidróxido de aluminio se puede disociar delmodo siguiente:

AlO2– + H3O+ ←→ AI(OH) ←→ Al+++ + 3OH–

Si se trata de hidróxido de aluminio con unácido, el equilibrio anterior se desplaza a la derechay el hidróxido reacciona como una base, desaparecey se genera una sal de aluminio:

3ClH + Al(OH)3

→ Cl3M + 3H

2O

Si el hidróxido de aluminio se hace reaccionarcon hidróxido sódico, el equilibrio se desplaza a laizquierda y el hidróxido se comporta como un ácido(AlO2H. H2O) formando aluminato sódico:

AI(OH)3

+ NaOH → AlO2Na + 2H

2O

El hidróxido de aluminio reacciona, pues, comouna base frente a los ácidos y como un ácido frentea las bases.

116 QUÍMICA

Neutralización

Se denomina neutralización a la reacción de unácido con una base. Según Arrhenius, al disolverseuna base libera iones OH –, que se combinan con losH30+ generados por el ácido, produciendo agua; éstose debe a que ambos iones se encuentran en unaconcentración muy superior a la correspondiente alproducto iónico del agua, y tiene que disminuir for-mándose moléculas de agua, y permaneciendo endisolución los restantes iones.

Así, en la reacción entre el ácido clorhídrico y elhidróxido sódico para formar cloruro sódico y agua:

ClH + NaOH → ClNa + H2O

en realidad es el proceso:

H2O+ + OH- →← 2H

2O

ya que los iones Cl- y Na+ quedan libres en la diso-lución.

ÁCIDOS Y BASES 117

La característica fundamental de las reaccionesde neutralización en medio acuoso es, pues, la for-mación de moléculas de agua.

Después de reaccionar todo el ácido y toda labase, el pH de la disolución resultante será 7 -neu-tro-; de ahí el nombre de neutralización del proceso.

pH

pH es igual al logaritmo decimal, cambiado designo, de la concentración de protones.

Los valores del pH oscilan entre 1-14, siendo elvalor 7 el que indica la neutralidad de la disolución.Valores menores de 7 indican un aumento progresi-vo de la acidez, y valores mayores de 7, un aumentode la basicidad.

Hidrólisis

Las reacciones entre ácidos y bases son reversi-bles y conducen a un estado de equilibrio. Los ionesde la sal formada pueden reaccionar con los del

118 QUÍMICA

agua, produciendo de nuevo el ácido y la base departida. Es un proceso inverso a la neutralización,que recibe el nombre de hidrólisis.

No todas las sales disueltas en agua experimen-tan el proceso de hidrólisis. En el equilibrio

ácido + base →← sal + agua

si el ácido es fuerte y la base también, el equilibrioestá desplazado hacia la derecha -formación de lasal-, y la neutralización es prácticamente completa.Cuando el ácido y/o la base son débiles, el equili-brio no está tan desplazado hacia la derecha -forma-ción de la sal- y se produce siempre un desdobla-miento, en mayor o menor extensión, en el ácido yen la base.

Ácidos débiles y fuertes

Se dice que un ácido o una base es fuerte cuan-do su grado de disociación iónica es grande y débilcuando se halla poco disociado en sus iones.

ÁCIDOS Y BASES 119

Son ácidos fuertes los oxiácidos de los elementosno metálicos, y son tanto más fuertes cuanto másacentuado tenga el carácter no metálico y mayor seala valencia del elemento no metálico. En los ácidossuperiores de Cl, S, P y Si, la fuerza viene dada así:

CIO4H > SO

4H

2 > PO

4H

3> SiO

3H

2

El carácter fuerte de los hidróxidos se acentúa amedida que aumenta el carácter metálico del ele-mento y menor sea su valencia. Así, por ejemplo:

NaOH Mg(OH)2

> Al(OH)3

> Si(OH)4

7

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN 123

Conceptos

Se denomina oxidación a la fijación de oxígeno porun cuerpo simple o compuesto. En el caso del hierro,su oxidación lleva al metal a óxido férrico:

4 Fe + 3O2

→ 2 Fe2O

3

Recibe el nombre de reducción el fenómeno queconlleva la pérdida de oxígeno de un compuestoque lo posee.

Así, por ejemplo, en la reacción del hidrógenocon el óxido cúprico (fig. 29) sucede lo siguiente:

1. El hidrógeno se lleva el oxígeno del óxido decobre y al mismo tiempo lo fija para formar agua. Eneste caso el hidrógeno actúa como reductor delcobre y a la vez se oxida.

124 QUÍMICA

2. El óxido cúprico cede su oxígeno al hidrógeno,es decir, actúa como oxidante y se reduce al estadode cobre metálico.

Figura 29. Reducción del óxido de cobre con hidrógeno.

La ecuación química es:

En la reacción se produce una transferencia deoxígeno del óxido cúprico al hidrógeno, y como laoxidación del hidrógeno, y la reducción del óxido


cúprico se producen de manera simultánea, la reac-ción se denomina de oxidación-reducción o reacciónredox.

Concepto electrónico de Oxidación-reducción

Al hacer arder sodio en atmósfera de oxígeno(fig. 31) el metal se oxida:

4 Na + O2

→ 2Na2O

El óxido de sodio es una sustancia cristalina yblanca que está formada por iones Na+ y O=. La reac-ción ha sido, pues, una transferencia de electronesdesde el sodio al oxígeno:

4Na → 4Na + 4e- a)O

2+ 4e- → 20 = b)

Proceso total: 4 Na + O2

→ 2Na2O

126 QUÍMICA

El sodio es reductor. Cada átomo que intervieneen la reacción pasa a ión positivo, cediendo un elec-trón. El paso de un átomo neutro, Na, a ión positivo,Na+, es una oxidación a).

El oxígeno es el oxidante. Cada átomo fija doselectrones, cedidos por el metal, y se transforma enun ión doblemente negativo. La transformación deuna molécula O2 en dos iones O= es una reduc-ción b).

La combustión de un metal en cloro es una reac-ción de oxidación-reducción, análoga a la anterior.La reacción se interpreta como la transferencia deelectrones del sodio al cloro:

2Na- → 2Na+ + 2e-

Cl2

+ 2e- → 2Cl-

Proceso total: 2 Na + Cl2

→ 2 ClNa

En general se denomina oxidación al proceso en elcual se produce una pérdida de electrones.

Recibe el nombre de reducción el proceso en elcual hay una ganancia de electrones.

A los elementos y compuestos que captan elec-trones para reducirse se les llama agentes oxidantes.


Los no metales se comportan como oxidantes. Estecarácter aumenta al crecer la afinidad electrónica -electronegatividad- de los elementos. Los halógenosy el oxigeno son agentes oxidantes muy enérgicos.

Reciben el nombre de agentes reductores aquelloselementos y compuestos que ceden electrones, oxi-dándose. Los elementos electropositivos -metales-son reductores. Este carácter es más intenso al

O2

humo blanco(Na

2O)

Na

Figura 30. Combustión desodio en la atmósfera de oxígeno.

128 QUÍMICA

aumentar el carácter metálico de los elementos. Losmetales alcalinos y alcalino-térreos son reductoresmuy fuertes.

Si una sustancia cede electrones -agente reductory sustancia oxidada-, tiene que haber otra sustancia-agente oxidante y sustancia reducida- que los acep-te; por tanto, no puede haber un proceso de oxida-ción sin que se produzca, de manera simultánea, unproceso de reducción, y viceversa.

Peso equivalente de un agente oxidanteo reductor

El equivalente químico se refiere al número deelectrones intercambiados en el proceso de oxida-ción-reducción.

El peso equivalente de un oxidante o reductor seobtiene dividiendo el peso atómico o molecular delagente por el número total de electrones ganados operdidos por el oxidante o reductor, respectivamen-te.


Por ejemplo, en el caso del MnO4K, al reducirse a

MnO, tendremos:Peso molecular del MnO

4K = 158

El número de oxidación del Mn en el MnO4K es 7

+ y en el MnO es 2 + ; el número de electrones gana-dos es 5 y el peso equivalente redox del MnO

4será

158= 31.6 g.

5

Una disolución normal de un cuerpo oxidante oreductor será la que contiene un peso equivalentepor litro de disolución.

8

ELEMENTOS Y COMPUESTOS IMPORTANTES

ELEMENTOS Y COMPUESTOS IMPORTANTES 133

Oxígeno

Es el elemento más abundante de la cortezaterrestre, el más abundante en los océanos y elsegundo más importante en la atmósfera.

Puede prepararse en el laboratorio a partir dela descomposición térmica de algunos de sus com-puestos poco estables como por ejemplo, el peróxidode hidógeno. Para que la reacción sea rápida se uti-liza como catalizador el óxido de manganeso:

2H2O

2→ 2H

2O + O

2

También puede producirse oxígeno por electróli-sis del agua, o a partir de la destilación fraccionadadel aire líquido.

El oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido.Es un gran oxidante, y a temperaturas elevadas esmuy activo podiéndose combinar con casi todos loselementos para dar lugar a sus óxidos correspon-

134 QUÍMICA

dientes.La mayor parte del oxígeno se utiliza para con-

vertir el hierro impuro en acero. También lo emple-an los médicos para el tratamiento de enfermos condificultades respiratorias y para administrarlo juntoa un anestésico a los pacientes sometidos a unaintervención quirúrgica.

Hidrógeno

La proporción de este elemento libre en la atmós-fera y en la corteza terrestre es insignificante. Sinembargo puede obtenerse a partir del agua, delpetróleo y del metano o gas natural.

El gas natural se mezcla con tres veces su volu-men de vapor y se pasa a unos 900 0C a lo largo detubos de acero inoxidable que contienen catalizado-res de níquel:

CH4

+ H2O → CO + 3H

2


En la segunda fase tiene lugar un intercambioagua-gas. El monóxido de carbono y el hidrógeno semezclan con un exceso de vapor y se pasan sobre uncatalizador de óxido de hierro a 500 0C; así se pro-duce más hidrógeno:

CO + H2O → CO

2+ H

2

En una tercera fase se purifica el hidrógenomediante la eliminación del dióxido de carbono, elvapor inalterado y el monóxido de carbono. El dió-xido de carbono es absorbido por una solucióncaliente de carbonato potásico:

K2CO

3+ H

2O + CO

2→2KHCO

3

Tras eliminar los restos de monóxido de carbonopor metanación (reacción inversa a la reacción ini-cial). Por último, se elimina el vapor de agua porcompresión de la mezcla de gases.

En el laboratorio el hidrógeno se obtiene por elec-trólisis o por adición de ácido clorhídrico o sulfúricodiluido al cinc:

136 QUÍMICA

Zn + H2

SO4

→ ZnSO4

+ H2

Aproximadamente la mitad del hidrógeno fabri-cado es convertido en amoníaco y una tercera partede éste en ácido nítrico. El hidrógeno se utiliza tam-bién en la fabricación de metanol y en las refineríasde petróleo. En estado gaseoso, el hidrógeno seemplea como refrigerante de grandes alternadoreseléctricos.

Agua

El agua es el cuerpo que más abunda en la natu-raleza pudiéndose presentar en los tres estados físi-cos, es decir, el sólido, el líquido y el gaseoso.

En estado sólido se encuentra de modo perma-nente en las regiones polares y en las cimas de las


altas montañas. También son agua sólida el hielo, laescarcha y el granizo.

En estado líquido es como más abunda, constitu-yendo los ríos, mares, lagos y fuentes, cubriendocasi las tres cuartas partes de la superficie terrestre.

En estado gaseoso o de vapor se encuentra cons-tantemente en la atmósfera.

También se encuentra agua en los seres vivos,tanto vegetales como animales (nuestro cuerpo con-tiene aproximadamente un 80% de agua). Todos losalimentos contienen agua en proporción variable. Laharina de avena contiene un 7% de agua, mientras lalechuga contiene un 95% de ella. También se formavapor de agua durante la respiración.

Una importante propiedad del agua es la de serun excelente disolvente de multitud de sustanciasdiversas, sean sólidas, líquidas o gaseosas.

El gran poder de disolución del agua sobre deter-minadas sustancias de la naturaleza, que encuentraa su paso, hace que las aguas subterráneas socavenlos terrenos y originen hundimientos y movimientosde tierra. El agua que encontramos en la superficieterrestre, en los arroyos, ríos y fuentes, no es aguapura sino que lleva en disolución gases y sólidos.

138 QUÍMICA

Cuando las aguas naturales contienen disueltasmuchas sales de calcio y de magnesio, se llamanaguas duras y se reconocen porque forman grumoscon el jabón, no hacen espuma con él y no cuecenbien las legumbres. Estas aguas no deben beberse.

A las aguas que no tienen aquellas sales disuel-tas, y que, por tanto, dan fácilmente espuma con eljabón, y lavan bien, se les llama aguas blandas.

Según sirvan o no para la bebida, a las aguas seles llama potables o no potables. Las aguas potableshan de ser frescas, limpias, inodoras, tener buensabor, disolver bien el jabón y cocer bien las legum-bres. Han de tener una pequeña cantidad de aire yde sales en disolución, que no pueden exceder de 0.5gramos por litro. No han de contener sustanciastóxicas ni bacterias patógenas, o sea, productoras deenfermedades.

Hay aguas que por la naturaleza de las sustanciasque llevan disueltas son aptas para aplicacionesmédicas, y entonces se les llama medicinales o aguasminerales.


Propiedades físicas del aguaEl agua pura, la que se obtiene por destilación,

constituye una especie química que se representapor H

2O

A la temperatura ordinaria el agua es un líqui-do sin olor, color ni sabor. Congela a 00 C y hiervea 100 0C, cuando la presión es de una atmósfera.

Cuando el agua a 00 C se transforma en hielo,aumenta su volumen. Este fenómeno es sumamenteraro, pues casi todas las demás sustancias disminu-yen de volumen al solidificarse. Este comportamien-to da lugar a que el agua que llena los intersticios delas rocas, al pasar a hielo, las disgregue. Si el aguallena completamente una botella de vidrio, la rompeal solidificar. Debido a este aumento de volumen, elhielo flota en el agua.

Depuración sanitaria de las aguasLas aguas que abastecen las ciudades, en general,

pasan por estaciones depuradoras que las filtran através de grava y arena y después las desinfectan, es

140 QUÍMICA

decir, destruyen todos los gérmenes patógenos, pro-ductores de enfermedades. Esta purificación se rea-liza por medio de los rayos ultravioleta, o añadien-do al agua pequeñas cantidades de cloro u ozono.

Cloro

El cloro se obtiene principalmente por electrólisisde disoluciones de cloruro sódico.

El cloro es un gas amarillo-verdoso de olor pican-te. Vuelve rojo el papel humedecido con tornasolazul y después lo decolora. La acción decolorantedepende de la formación y descomposición delácido clórico o ácido hipocloroso:

H2O + Cl

2→ HClO + HCl

HClO + Material coloreado → HCl + Material decolorado


Los cloruros inorgánicos más importantes son:cloruro sódico, cloruro de aluminio y cloruro de hierro. Elcloro se utiliza para depurar o purificar el agua debeber y, en pequeñas cantidades, como desinfectan-te de piscinas. Se utiliza también para blanquearpulpa de madera en la fabricación de papel y paradecolorar tejidos. Sin embargo, este uso es altamen-te perjudicial para el medio ambiente, porque en losúltimos años se ha estado investigando en métodosalternativos, como podría ser el uso de enzimas quedegradan la ligmina y la hemicelulosa de la pulpade papel, dejando intacta la celulosa.

Al igual que el oxígeno se combina con el carbo-no y con el hidrógeno para formar dióxido de car-bono y agua, el cloro se combina con el hidrógenopara formar ácido clorhídrico:

H2

+ Cl2

→ 2HCl

La forma más usual de preparar cualquier ácidoes utilizando ácido sulfúrico. Si queremos prepararácido clorhídrico, por ejemplo, pondremos ácidosulfúrico con un cloruro. El cloruro más conocido es

142 QUÍMICA

el cloruro sódico (sal común). Si ponemos ácido sul-fúrico con cloruro sódico, obtendremos bisulfato desodio y ácido clorhídrico:

NaCl + H2SO

4→ NaHSO

4+ HCl

El ácido clorhídrico se emplea principalmente enla preparación de cloruros. El ácido clorhídrico conel zinc da lugar al cloruro de zinc, con el hierroforma cloruro de hierro, y así sucesivamente. Única-mente hay cuatro metales con los cuáles no reaccio-na el ácido clorhídrico: mercurio, plata, cobre yplomo.

En los últimos años ha aumentado el uso de loscompuestos orgánicos clorados. A continuacióncitamos tres de ellos:

1. Poli(cloroeteno), (CH2

-CHCl)n, o cloruro de

polivinilo, el cual es uno de los plásticos más comu-nes.

2. 1 - bromo - 1 - cloro - 2 ,2 ,2 - trifluoroetano,CF

3CHClBr, que es un anestésico.

3. Cloroetano, C2H

5Cl, utilizado en la fabricación

de tetraetilplomo.


Azufre

El azufre se halla en el subsuelo como elementoen México, Polonia, Estados Unidos y Unión Sovié-tica. Puede hallarse en estado natural o en combina-ción con otros elementos. También se encuentra enlas regiones volcánicas.

El azufre se obtiene también a través del refinadode petróleo. Los compuestos de azufre reaccionancon hidrógeno para dar lugar al sulfuro de hidróge-no, el cual es absorbido por óxido de cinc para con-vertirse en ácido sulfúrico.

El azufre arde fácilmente con el oxígeno y formadióxido de azufre:

S + O2

→ SO2

144 QUÍMICA

Ácido sulfúrico

La síntesis del ácido sulfúrico requiere tres ope-raciones fundamentales:

combustión oxidacióncatalítica

S ó S2Fe → SO

2→ SO

3

hidratación→ SO

4H

2

Existen dos métodos para su obtención. Estosdifieren fundamentalmente en el procedimiento deoxidación catalítica del anhídrido sulfuroso paraobtener anhídrido sulfúrico.

En el método llamado "de las cámaras de plomo"tienen lugar las siguientes reacciones:

2SO2

+ O2

+ N2O

3+ H

2O → 2SO

4HNO

El sulfato ácido de nitrosilo hidroliza sobre lasparedes de la cámara recubierta de plomo:

2SO4HNO + H

2O → 2SO

4H

2+ N

2O

3


El ácido sulfúrico obtenido por este procedimien-to es de una riqueza del 98%, pero está contaminadocon compuestos de arsénico principalmente, lo quedetermina que no pueda ser utilizado en determina-dos procesos.

Otro de los métodos que se utilizan para obtenerel ácido sulfúrico es el de la "cámara de contacto". Endicha cámara se produce la oxidación del anhídridosulfuroso a anhídrido sulfúrico, en presencia de uncatalizador:

2SO2

+ O2

→← 2SO3

+ 45 Kcal

El anhídrido sulfúrico producido anteriormentese absorbe sobre ácido sulfúrico de 98%:

SO3

+ SO4H

2S

2O

4H

2(ácido pirosulfúrico u oleum)

que se disuelve posteriormente en agua:

S2O

7H

2+H

2O → 2SO

4H

2

obteniéndose un ácido puro.

Las principales aplicaciones del ácido sulfúricoson:

146 QUÍMICA

1. Fabricación de productos químicos. Se empleapara obtener ácido clorhídrico y nítrico, así comosulfatos de diversos tipos.

2. Producto auxiliar en la industria químico-orgánica.Tiene aplicación como agente sulfonante, nitrante,hidrolítico, esterificanta, etc.

3. Purificación del petróleo. Se utiliza para eliminarcompuestos que pueden impurificar varios deriva-dos del petróleo.

4. En metalurgia. Algunos metales se obtienen porelectrólisis de disoluciones de sus sulfatos.

5. Fabricación de abonos, principalmente sulfatoamónico y superfosfatos.

Nitrógeno

Es el mayor componente del aire (78.02%). Elnitrógeno diluye el oxígeno del aire, que, de lo con-trario, estaría demasiado concentrado para la vidahumana.


El nitrógeno es un gas incoloro,inodoro e insípi-do, el cual puede licuarse y solidificarse facilmente(punto de fusión: -210, 1º C; punto de ebullición: -195, 8º C)

El nitrógeno se emplea para envasar alimentos yaque al excluir el oxígeno se alarga su período de con-sumo. Se usa, en estado líquido, como agente refri-gerante en la conservación de sangre y córneas ocu-lares.

También se emplea en procesos industrialesdonde halla peligro de inflamación, dado que sólo atemperaturas muy elevadas el nitrógeno es capaz dereaccionar con otros elementos, ésto es debido a queel nitrógeno es el elemento más inerte, después delos gases nobles.

El nitrógeno se une al hidrógeno para formaramoníaco (NH

3). El amoníaco de uso casero no es

más que la solución acuosa de este gas:

NH3

+H2O → NH

4OH

148 QUÍMICA

Figura 31. Método Haber-Bosch.

Amoníaco

El amoníaco se sintetiza a partir del nitrógeno ehidrógeno. En la industria se utiliza el métodoHaber-Bosch, que utiliza metales como catalizado-res. Estos son activados por óxidos metálicos (Fe

2O

3,Al

2O

3), aumentando de este modo la velocidad de

N2 + H2

NH3


reacción. La temperatura que se aplica es de unos5000 y la presión de 200 atmósferas:

N2

+ 3H2

→ 2NH3

+ 24 Kcal.

El reactor que se emplea en la síntesis del amoní-aco es el que aparece en la figura 31. Sus paredes songruesas por lo que son capaces de soportar altas pre-siones. La mezcla de nitrógeno e hidrógeno entra enel aparato y se calienta, llega al principio de lostubos y allí entra en contacto con el catalizador, pro-duciéndose la reacción que da lugar al amoníaco, elcual sale por la parte inferior. Los gases procedentesdel reactor se enfrían y el amoníaco se separa porlicuación o por disolución en agua. Los gases noreaccionados pasan de nuevo al horno de catálisis.

Es bueno aclarar que esta reacción es reversible, ypara que se produzca el amoníaco hay que basarseen las leyes de Le Chatelier y de acción de masa, queenuncian que para que el equilibrio se desplace a laderecha es necesario emplear temperturas bajas (deahí que sea necesario el empleo de catalizadorespara que se acelere el proceso) o eliminar el produc-to de reacción (en este caso el amoníaco)

150 QUÍMICA

El amoníaco es un gas incoloro, tiene un desagra-dable olor picante y es venenoso. Se licúa fácilmen-te y es muy soluble en agua, desprendiendo grancantidad de calor.

El nitrato de amonio es uno de los fertilizantesmás importantes empleados en la agricultura. Enefecto, entre un 80 y un 90% del amoníaco obtenidose utiliza para la fabricación de abonos. También esutilizado en la producción del ácido nítrico.

Parte del amoníaco se utiliza en la fabricación delnylon y del rayón. Otra de sus aplicaciones es la dedisolvente de grasas por lo que se emplea comoagente de limpieza. También se emplea en lasmáquinas frigoríficas y en la fabricación del hielo.

Ácido nítrico

El método más utilizado para la obtención delácido nítrico es el llamado "síntesis de Ostwald" que


consiste en la oxidación del amoníaco con oxígenodel aire.

En efecto, la oxidación del amoníaco se producepor la acción del oxígeno del aire, catalizada por unared de platino, a una temperatura que se mantieneconstante por el calor desprendido en el proceso.

4 NH3

+ 5 O2

→ 4 NO + 6 H2O + 21.6 Kcal

Al enfriarse la mezcla resultante y en presenciade más aire, se produce una nueva oxidación:

2 NO + O2

→ 2 NO2

El dióxido de nitrógeno obtenido reacciona en latorre de absorción con agua, según la ecuación:

3 NO2

+ H2O → 2 NO

2H + NO

El ácido nítrico así obtenido es de un 55-60 % depureza, que se puede concentrar, destilándolo conácido sulfúrico concentrado.

Los usos principales del ácido nítrico son:1. Agente oxidante muy fuerte, especialmente

concentrado y caliente; como tal se utiliza mucho enla industria.

152 QUÍMICA

2. En la fabricación del ácido sulfúrico por elmétodo de las cámaras de plomo, a través de los óxi-dos de nitrógeno que se utilizan como catalizadores.

3. En la fabricación de colorantes, materias plásti-cas y explosivos. Por ejemplo, la nitración del tolue-no conduce a trinitrotolueno o trilita (TNT), podero-so explosivo. Mezclado con glicerina da lugar a lanitroglicerina, principal componente de la dinamita.

4. En la fabricación de abonos en forma de nitra-tos: cálcico, amónico y sódico.

Fósforo

El fósforo se halla en los esqueletos de los anima-les bajo la forma de fosfato de calcio (Ca

3(PO

4)

2). Los

fosfatos son de suma importancia en nuestra dieta yen la agricultura donde se utilizan como fertilizan-tes.


El fósforo es venenoso. El fósforo blanco debemantenerse siempre bajo el agua ya que cuandoentra en contacto con el aire arde espontáneamente:

4P + 5O2

→ 2P2O

5

Calentando fósforo blanco a una temperatura de2500 C se obtiene la forma alotrópica roja que esmenos venenosa y que no arde a menos que secaliente por fricción o mediante otros métodos.

Una de las aplicaciones del fósforo son las ceri-llas. Una cabeza de cerilla está compuesta por sulfu-ro de fósforo (P

4S

3) y clorato de potasio; el lateral de

la caja sirve de fuente de fricción necesaria para la

ignición.

154 QUÍMICA

Ácido fosfórico

El fósforo blanco se quema en aire seco y el óxidode fósforo formado se condensa y disuelve en agua,obteniéndose el ácido fosfórico diluido:

P4

+ 5O2

→ P4O

10

P4O

10+ 6H

2O → 4 H

3PO

4

El ácido fosfórico se utiliza para el acero a pruebade corrosión. Así por ejemplo, la carrocería de loscoches es introducida en el ácido antes de ser pinta-da.

Este ácido no es venenoso por lo que se empleapara ajustar la acidez de jalea y bebidas no alcohóli-cas. También se emplea en diferente procesos bio-tecnológicos, como por ejemplo en los procesos deobtención de metabolitos producidos por microor-ganismos, donde puede ser un elemento más delcaldo de cultivo.

A partir del ácido fosfórico se fabrica el tripoli-fosfato de sodio (Na

5P

3O

10), compuesto que es utili-


zado para ablandar el agua por lo que se halla en lamayor parte de los detergentes en polvo.

Carbonato de calcio

Se halla en la naturaleza bajo la forma de piedracaliza, yeso o mármol.

El carbonato de calcio se calienta en hornos de calpara obtener óxido de calcio, conocido comúnmentepor cal viva:

CaCO3

→ CaO + CO2

El óxido de calcio se utiliza para los revestimien-tos de los hornos por ser muy resistente al calor.Reacciona con el agua formando hidróxido de cal-cio, más conocido como cal apagada:

CaO + H2O → Ca(OH)

2

El hidróxido de calcio es ligeramente soluble enagua. Esta disolución recibe el nombre de agua decal. La disolución de hidróxido de calcio se utilizapara detectar el dióxido de carbono.

156 QUÍMICA

Al pasar cloro a través de hidróxido de calciohúmedo se produce polvo blanqueante, compuestoque se utiliza para blanquear y como desinfectante.

La mayor parte del carbonato de calcio se empleaen la construcción de carreteras. También se usa enla agricultura en forma de polvo que es esparcidosobre los campos para contrarrestar la acidez causa-da por la descomposición de la vegetación. Este car-bonato es utilizado también en la fabricación delhierro y del acero así como en la industria delcemento.

9

METALES

METALES 159

Sodio

El cloruro sódico (sal común) es la sal más abun-dante, y cristaliza cuando se evapora el agua de mar.

Una forma de obtenerla es almacenando el aguadel mar en lagunas que se dejan evaporar al calordel sol.

Para obtener sodio metálico se utiliza la cuba deDowns en la cual tiene lugar la electrólisis del cloru-ro sódico fundido, que produce sodio y cloro. Ladisolución del cloruro de sodio se utiliza también enla obtención del carbonato de sodio.

El sodio se emplea principalmente en la fabrica-ción de tetraetilplomo y en segundo lugar en laobtención del titanio.

El sodio es un buen conductor del calor y de laelectricidad y se combina con los ácidos de la mismaforma en que lo hacen los metales.

Es un metal blando muy activo, de color plateadobrillante y debido a su gran actividad se oxida fácil-mente y reacciona violentamente con el agua.

160 QUÍMICA

Magnesio

El ión magnesio se halla en el agua de mar a par-tir de la cual se puede obtener cloruro por cristaliza-ción.

Un modo de obtener magnesio consiste en calen-tar dolomita a 12000. Lo que se forma es dolima ydióxido de carbono. El siguiente paso es mezclar ladolima con agua de mar, con lo cual se forma unlodo del cual se precipita todo el magnesio que sehalla como hidróxido de magnesio. Después esteprecipitado se filtra y se calienta en un horno paratransformarlo en óxido de magnesio. Este óxido seemplea en la industria del caucho, vidrio, papel yfibras sintéticas.

A partir del óxido de magnesio se puede obtenermagnesio. Para ello se calienta el óxido con coque a13000 C en una corriente de cloro. Entonces se formacloruro de magnesio que a través de la electrólisisreacciona con el cloruro de sodio, de potasio, de cal-cio y fluoruro de calcio. El resultado de la electróli-sis es que en el ánodo se desprende cloro mientras

METALES 161

que el magnesio asciende a la superficie en el cáto-do.

El magnesio se usa en los flashes fotográficos. Lospolvos de talco contienen una considerable cantidadde silicato de magnesio. Las aleaciones del magnesiose utilizan como productos de fundición y forja paralos coches, aviones y para envasar uranio para lascentrales nucleares. También se emplea para obtenertitanio y uranio.

Cinc

El cinc se obtiene por electrólisis a partir del sul-furo de cinc.

Se utiliza frecuentemente en aleaciones como ellatón y el bronce. También en la galvanización delhierro para evitar la oxidación. El acero galvanizadose emplea en proyectos de construcción como tan-ques, torres y puentes. Los restos de cinc que que-

162 QUÍMICA

dan tras efectuar ciertas aleaciones son utilizadospara techados, para cátodos de pilas secas y en laobtención de oro y plata.

El cinc se une a los ácidos para formar sales decinc e hidrógeno. El óxido de cinc es un polvo muyblanco que se emplea como base de un pigmentoblanco para pinturas.

Hierro

Es el segundo metal más abundante en la cortezaterrestre. Las menas más comunes del hierro son lashematites (Fe

2O

3), magnetita (Fe

3O

4) y siderita

(FeCO3).

La metalurgia del hierro (siderurgia) se basa en lareducción de los óxidos de Fe por carbono.

Las gangas que acompañan al mineral deben serneutralizadas y eliminadas. Si la ganga es ácida (sili-ce, arena, etc.) se adiciona al mineral un fundente

METALES 163

básico (caliza, etc.), y, por el contrario, cuando laganga es básica (sales cálcicas), el fundente deberáser ácido (sílice o arena). En ambos casos, la reacciónde la ganga con el fundente produce una escoria demenor densidad que el metal fundido, por lo quequeda flotando sobre el mismo.

El proceso de reducción del óxido de hierro tienelugar en un horno, conocido con el nombre de hornoalto (fig. 32), fabricado en material refractario y queconsta de las siguientes partes:

1. Boca de carga o tragante. Es la parte superior delhorno, por donde se carga. Posee unas salidas degases laterales.

2. Cuba. Es el tronco de cono superior delhorno.

3. Vientre. Es la parte cilíndrica que se halla enla zona central del horno.

4. Etalaje. Tronco de cono inferior, con la basemás pequeña hacia abajo.

5. Crisol. Se encuentra bajo el etalaje y está des-tinado a recoger los productos de reacción fundidos.

164 QUÍMICA

Figura 32.

METALES 165

6. Toberas. Se abren en la parte inferior del hornoy a través de ellas se insufla aire caliente a presión alinterior del horno.

Por el tragante se introduce una mezcla de car-bón (coque), mineral y fundente (caliza o arena,según los casos). El aire caliente que asciende pro-duce la combustión del carbón:

C + O2

→ CO2

+ calor

Este anhídrido carbónico, al ponerse en contactocon el coque al rojo, se reduce a monóxido de carbo-no:

CO2

+ C →← 2CO

El monóxido de carbono, a medida que descien-de el mineral, actúa sobre él y reduce a los óxidos dehierro:

Fe2O

3+ CO → 2FeO + CO

2

FeO + CO →← Fe + CO2

Se forma hierro metálico esponjoso, que al des-cender y llegar a la parte más ancha del horno fundey cae al crisol.

166 QUÍMICA

En la misma región donde se reduce el hierro, elfundente (caliza) se descompone:

CO3Ca + calor →← CaO + O

2

y el óxido cálcico reacciona con la ganga, producien-do escoria:

CaO + SiO2

→ SiO3

Ca (escoria)

que, como también es líquida a la temperatura delhorno, cae al crisol mezclada con el hierro. Como laescoria es menos densa que el hierro, flota sobre él,formando una capa y evitando la oxidación delmetal líquido. La escoria y el hierro se extraen pordos piqueras o salidas de productos.

Los gases calientes que salen por la parte supe-rior, principalmente monóxido de carbono y nitró-geno, se recogen y queman para calentar el aire quese introduce en el horno alto por las toberas.

El metal obtenido recibe el nombre de fundición oarrabio y no es hierro puro, ya que contiene del 3 al4.5% de carbono, silicio, manganeso y, en menorproporción, azufre y fósforo. La fundición se trans-forma en acero por una operación posterior o se deja

METALES 167

solidificar. Cuando el hierro solidificado se funde yse solidifica de nuevo, recibe el nombre de hierro.

Acero

Para obtener acero se lleva a cabo un proceso queconsiste en reducir o eliminar las impurezas del hie-rro fundido añadiendo después cantidades varia-bles de manganeso, silicio, níquel, cromo, etcétera.

Existen dos procedimientos para obtener aceros:

1. Procedimiento Bessemer. El hierro fundido sevierte en un convertidor Bessemer (fig. 33), que inte-riormente está recubierto de ladrillos refractarios desílice, que se utilizan como fundente. Se inyecta a lamasa de hierro una corriente de aire caliente a unapresión de unas dos atmósferas, produciéndose laoxidación de las impurezas. El calor liberado en lareacción mantiene fundido el hierro. Una vez elimi-

168 QUÍMICA

nadas las impurezas, se añade la cantidad calculadade carbono y manganeso en forma de aleación y elacero fundido se vierte en moldes.

Figura 33. Convertidor Bessemer.

2. Procedimiento Siemens-Martin. Se coloca el fun-dente en la solera del horno (fig. 34) mezclado conchatarra y mineral de hierro, que proporcionan eloxígeno necesario para producir la oxidación de lasimpurezas. La calefacción se produce por la com-bustión de gas en un exceso de aire.

El carbono, presente como impureza, al oxidarse,pasa a gas en forma de monóxido de carbono, mien-tras que el silicio y fósforo, al oxidarse, reaccionan

refractario

airecomprimido

fundiciónlíquida

escorias

METALES 169

con el fundente, generando una escoria que flotasobre el hierro fundido y lo protege de la oxidación.

Cuando las impurezas se han eliminado, se leadiciona la cantidad precisa de carbono y mangane-so, como en el procedimiento Bessemer.

Figura 34. Horno Siemens-Martin.

Una variante del método es el horno eléctrico,que con el mismo fundamento permite un mejorcontrol de la temperatura, una mayor rapidez en elproceso y una mejor calidad del producto al nointroducirse impurezas que provienen del gas utili-zado para la calefacción. El horno eléctrico se utilizamayormente en la fabricación de aceros de aleación,que se obtienen añadiendo cromo, níquel, mangane-so, vanadio, wolframio, etc. a la mezcla de hierro y

QU

EMAD

OR

QU

EMAD

OR

170 QUÍMICA

carbono. Las aleaciones resultantes -aceros especia-les- poseen mejores propiedades: dureza, resistenciaal choque, a la corrosión, elasticidad, etc.

Forman parte de los aceros especiales:1. Acero inoxidable. Contiene un 18% de Cr y un

8% de Mn. Se emplea principalmente en utensiliosde cocina y cuchillería.

2. Acero duro. Contiene entre un 10 y un 13% deMn. Se utiliza en raíles, cajas de caudales, etc.

3. Acero para piezas de automóviles. (1-10% de Cry 0.1-0.2% de V). Presenta gran resistencia a la tor-sión, compresión y tracción.

4. Acero al wolframio-cromo. (l0-20% de W y 3-5%de Cr). Mantiene su dureza a temperaturas eleva-das, lo que permite su utilización para herramientascortantes de alta velocidad.

METALES 171

Cobre

Se halla en la naturaleza en su forma elemental.Una mena típica es la pirita de cobre, conocidacomúnmente como calcopirita (CuFeS

2), otra mena

es la malaquita (CuCO3

.Cu(OH)2).

El metal crudo se refina por electrólisis. El cobreimpuro hace de ánodo en la célula electrolítica, y elcátodo es una lámina delgada de cobre puro. El elec-trolito es una disolución de sulfato de cobre con unapequeña cantidad de ácido sulfúrico diluido. Des-pués de la reacción el cobre ha pasado del ánodo alcátodo. Las impurezas se depositan en el fondo de lacuba mientras que las impurezas del ánodo pasan ala disolución.

Debido a su alta conductividad de calor y electri-cidad, el cobre metálico se emplea principalmenteen la fabricación de cables para generadores, trans-formadores y motores. Parte del cobre obtenido seutiliza en aleaciones, así el bronce (cobre + cinc) seemplea en instalaciones químicas y obras arquitec-

172 QUÍMICA

tónicas, mientras que el latón (cobre + estaño) sirvepara la construcción de herramientas de agua y héli-ces. Es conocido su empleo en cañerías y serviciosde calefacción.

Aluminio

La erosión de las rocas ígneas origina bauxita(Al

2O

3). Los principales yacimientos se hallan en

Australia y Jamaica.

Para la obtención de aluminio se utiliza la reduc-ción electrolítica, conocida como método Hall, pro-cedimiento que implica la existencia de iones Al++ +

en el medio.

El proceso consiste en disolver la bauxita (Al2O

3)

purificada previamente, en criolita fundida(F

6AlNa

3), y hacer pasar a través de la masa una

corriente eléctrica que sea capaz de reducir el alumi-

METALES 173

nio en el cátodo. La temperatura de la célula (fig. 37)se mantiene por encima del punto de fusión del alu-minio. Como cátodo actúa el mismo aluminio metá-lico fundido y, como ánodo, una serie de electrodosde grafito.

Las reacciones electrolíticas que se producenson:

En el cátodo:Al+++ + 3 e- → Al

En el ánodo:O= + C → CO + 2 e-

La reacción total será la suma de los procesosparciales anteriores:

Al2O

3+ 3C → 2Al + 3CO

que no es otra cosa que la reducción de la bauxitamediante el carbono.

10

QUÍMICA ORGÁNICA O QUÍMICA DEL CARBONO

QUÍMICA ORGÁNICA 177

Introducción

Se denomina química orgánica o química del car-bono al estudio de los compuestos del carbono.

Todos los compuestos orgánicos contienen carbo-no y en la actualidad el hombre conoce más de unmillón de compuestos orgánicos y su número pare-ce ser ilimitado.

Los átomos de carbono tienen la propiedad deunir entre sí, dando lugar a cadenas de diversostamaños, mientras que los compuestos orgánicos nopermiten este tipo de propiedad.

Otras diferencias entre los compuestos orgánico einorgánico se resumen en la siguiente tabla:

178 QUÍMICA

Características Compuestos orgánicos Compuestos inorgánicos

Solubilidad Se disuelven en disolvente Se disuelven en agua

orgánicos (eter, alcoholes, etc.)

Estabilidad Se descomponen a bajas Existen elevadas

temperaturas temperaturas

Carácter de las Reacciones lentas y compli- Suelen ser muy rápidas

reacción cadas de tipo iónico. y sencillas, por lo general

El carbono y sus componentes

El carbono es uno de los elementos básicos detoda materia viviente. No sólo el ser humano nece-sita carbono sino que también lo necesita todo lo quetenga vida. Las plantas contienen carbono en diver-sas formas. Los depósitos de carbón están formadospor los árboles y las plantas que existieron hacemillones de años.


enlace sencillo enlace doble enlace triple

Figura 35. Tipos de enlace carbono-carbono.

cadena abierta cadena cerradaFigura 36. Estructuras de las cadenas carbonadas.

180 QUÍMICA

El carbono es el elemento más pequeño queposee cuatro electrones de valencia. Para adquirirestructura de gas noble, ocho electrones, ha de ganaro perder cuatro electrones. Su octeto lo suele com-pletar compartiendo electrones, por lo que se com-bina con facilidad con hidrógeno, metales, halóge-nos, nitrógeno, oxígeno, azufre o con otros átomosde carbono para formar cadenas.

Los átomos de carbono pueden combinarse entresí de tres formas distintas (fig.35):

1. Enlace sencillo. Dos átomos de carbono compar-ten un par de electrones.

2. Enlace doble. Dos átomos de carbono compartendos pares de electrones.

3. Enlace triple. Dos átomos de carbono compartentres pares de electrones.

La abundancia de compuestos carbonados nacede la tendencia que presentan los átomos de carbo-no a unirse entre sí, formando cadenas teóricamenteilimitadas, que pueden ser abiertas y cerradas.

Una cadena carbonada abierta presenta un prin-cipio y un final, mientras que una cadena cerrada sepresenta formando un anillo (fig. 36).


Se denomina cadenas ramificadas a las latera-les que están insertadas en otra cadena de mayorlongitud, que recibe el nombre de principal (fig. 37).

Figura 37. Estructura de una cadena ramificada.

Como se observa en las figuras 36 y 37, con elmismo número de átomos de carbono se puedenobtener cadenas diferentes al variar la secuencia delos átomos. Al aumentar el número de átomos decarbono de una cadena, las posibilidades de estruc-turas diferentes aumentan considerablemente.

Una vez formada la cadena carbonada, las valen-cias restantes de cada carbono pueden saturarse conotros átomos: hidrógeno, oxígeno, halógenos, nitró-geno, etcétera.

182 QUÍMICA

Figura 38. Algunas estructuras en las que el carbono es la unidad fundamental.

Sacarosa


Enlace de hidrógeno

Cuando un elemento muy electronegativo se uneal hidrógeno atrae hacia sí los electrones de formaque queda sobre el hidrógeno una capa positivacapaz de atraer a un segundo átomo negativo. Estacapacidad del átomo de hidrógeno de unirse a dosátomo en lugar de a uno solo, se denomina enlace opuente de hidrógeno. Este tipo de enlace sólo lopueden formar elementos muy electronegativos,aumentando la fuerza de este enlace con la electro-negatividad de los átomos unidos.

Compuestos CovalentesLa intensidad de la fuerza de enlace en el interior

de la molécula y la inexistencia o debilidad de lasfuerzas de cohesión, son las carcterísticas más noa-bles de los enlaces covalentes.

Estas características tienen por consecuencia laformación de moléculas, la insolubilidad en agua,que los compuestos covalente. Son por lo general

184 QUÍMICA

gases o líquidos y muy malos conductores lacorriente eléctrica.

Compuestos IónicosPor lo general estos compuestos poseen punto de

fusión y ebullición extremamente elevados, dadaque las fuerzas electrostáticas que crean a los ionesson relativamente grandes, esta propiedad tambiénayuda a comprender alto grado de dureza y la difi-cultad que ofrecen estos compuestos a la dilatación.En el enlace iónico, cada ión crea un campo eléctricoa su alrededor, ya sea positivo o negativo atrayendoa iones de carga contraria formando una red crista-lina, donde el número de iones que la compone esindefinido. Por otra parte, estos compuestos iónicoson solubles en disolventes polares de constantedieléctrica alta (agua o amoníaco) y se disuelven malen disolventes no polares (benceno, hidorcarburos,etc).


Propiedades de las sustancias orgánicas

No todos los compuestos orgánicos existen en lanaturaleza; la mayor parte de ellos se fabrican y sehan hallado vías de síntesis para gran parte de loscompuestos naturales.

Los compuestos orgánicos se pueden clasificar enalifáticos y aromáticos. En los primeros, los átomos decarbono suelen estar unidos en cadenas. Los com-puestos aromáticos se basan en el benceno, en elcual sus seis átomos de carbono forman un anillocon propiedades características.

Generalmente estos compuestos contienen pocoselementos además de carbono, siendo los más fre-cuentes el hidrógeno, el oxígeno y el nitrógeno y losmenos comunes el azufre, el fósforo y el cloro. Sue-len ser insolubles en agua, excepto algunos com-puestos de baja masa molecular relativa.

En la química orgánica las sustancias están clasi-ficadas por series homólogas las cuáles equivalen a

186 QUÍMICA

un grupo de elementos en la química inorgánica.Las series homólogas se caracterizan por:

1. Tienen la misma fórmula general, por ejemplo,C

nH

2 + 2para los alcanos (parafinas), los miembros

sucesivos se diferencian en un CH2.

2. Se sintetizan por procedimientos muy simila-res.

3. Sus propiedades físicas presentan una varia-ción regular.

4. Poseen propiedades químicas muy semejantes.5. El primer miembro puede ser distinto a los res-

tantes.A continuación se detalla la serie homóloga de

los alcanos:CH

4metano

C2H

6etano

C3H

8propano

C4H

10butano

C5H

12pentano

C6H

14hexano

C7H

16heptano

C8H

18octano


Por la primera parte del nombre podemos saberel número de átomos de carbono mientras que lasegunda nos dice que la sustancia es un alcano. Lascuatro primeras sustancias son gases, las cuatro últi-mas son líquidos a temperatura ambiente.

En algunas series se presenta un grupo funcional,siendo los más comunes:

-OH en alcoholes o fenoles-Cl en clorocompuestos-COOH en ácidos-NH

2en aminas

-NO2

en nitrocompuestos

Cuando en un alcano se sustituye un átomo dehidrógeno por un grupo funcional se obtiene otraserie homóloga; por ejemplo, CH

3OH, metanol o

alcohol metílico y C2H

5OH, etanol o alcohol etílico.

188 QUÍMICA

Etanol (alcohol etílico)

Se llama comúnmente alcohol y se obtiene a par-tir del eteno que es un derivado del etano. El etenose sintetiza por eliminación de dos átomos de hidró-geno:

C2H

6 → C

2H

4+ H

2

Se añade agua directamente al eteno a 3000 C detemperatura y se emplea como catalizador ácidofosfórico sobre material silíceo. Mediante este méto-do se obtienen grandes cantidades de etanol puro:

C2H

4+ H

2O → C

2H

5OH

Otra forma de obtener etanol es mediante el pro-ceso de fermentación. Éste es el sistema que se utili-za para hacer bebidas alcohólicas. Las sustancias departida pueden ser almidón o sacarosa (azúcar).Cuando se emplea, por ejemplo, sacarosa, se prepa-ra una solución en agua y se le añade levadura. Lalevadura contiene enzimas que sirven de catalizado-res.


En la primera fase de la fermentación tiene lugarla hidrólisis de la sacarosa a glucosa y fructosa, quees catalizada por la enzima sacarasa. La glucosa y lafructosa son isómeros ya que tienen la misma fór-mula empírica, pero diferente fórmula estructural:

C12H

22O

11+ H

2O → C

6H

12O

6+ C

6H

12O

6

Son estos dos azúcares los que penetran a la célu-la microbiana donde son degrado en diferentespasos, todos ellos catalizados por enzimas, dandolugar como productos principales etanol, dióxido decarbono y energía en forma de ATP.

C6H

12O

6 → 2C

2H

5OH + 2CO

2

La cerveza contiene un 5-10% de etanol en volu-men, los vinos de mesa un 10-15% y los licores un35-40%.

190 QUÍMICA

Hidrocarburos

Cuando las valencias no satisfechas presentes enlas cadenas carbonadas se saturan de hidrógeno, elresultado son unos compuestos binarios denomina-dos hidrocarburos.

Según sea la forma de su cadena, los hidrocarbu-ros se clasifican en hidrocarburos de cadena abierta oacíclicos y de cadena cerrada o cíclicos.

Los hidrocarburos acíclicos se subdividen en tresgrupos:

1. Hidrocarburos saturados o alcanos. Sus átomos decarbono se unen entre sí por enlaces sencillos. Sufórmula general es CnH

2n + 2. Terminación –ano.

Por ejemplo:

CH3

– CH2

– CH2

– CH2

– CH3

– pentano

2. Hidrocarburos etilénicos o alquenos. En lacadena carbonada existen uno o varios enlaces


dobles. Su fórmula general es CnH2n. Terminación

–eno. Por ejemplo:

CH2

= CH – CH2

– CH = CH2

1,4 – pentadieno

3. Hidrocarburos acetilénicos o alquinos. En la cade-na carbonada existen uno o varios enlaces triples. Sufórmula general es CnH

2n–2. Terminación -íno. Por

ejemplo:HC ≡ C – CH

2– C ≡ CH 1,4 – pentadiíno

Los hidrocarburos cíclicos, por su parte, se subdi-viden en dos grupos:

1. HIDROCARBUROS AROMÁTICOS O BENCÉNICOS. Son el benceno y sus derivados:

Figura 39. Benceno.

192 QUÍMICA

2. HIDROCARBUROS ALICÍCLICOS. Están for-mados por anillos no bencénicos. En ellos sepresentan los eslabones -CH

2-, pudiendo exis-

tir uno o varios enlaces múltiples.

Petróleo

Se utiliza como fuente de compuestos del carbo-no desde 1920. Es un aceite viscoso, de composicióncompleja y color pardo o verdoso. Se encuentra enbolsas, a profundidad variable, en terrenos imper-meables o bien impregnando rocas porosas. Su ori-gen es también debido a la descomposición de mate-

Figura 40


riales orgánicos de origen marino. Al destilarlo seseparan las sustancias carbonadas que forman lamezcla, obteniéndose, entre otras sustancias, gasoli-na, gasoil, aceites lubricantes y compuestos que seutilizan para transformarlos, mediante síntesis, enmedicamentos, colorantes, polímeros, etcétera.

El petróleo según brota de los pozos, es una mez-cla de hidrocarburos, agua y arena, que ha de sersometida a una decantación previa para eliminarestas impurezas.

El petróleo bruto se somete a un fraccionamientoa presión en las llamadas columnas de destilación,produciendo una serie de fracciones formadas porun número reducido de hidrocarburos que se sepa-ran debido a las diferencias en sus puntos de ebulli-ción. Las fracciones son:

1. GASES. Hidrocarburos de 1 a 4 átomos de car-bono que se utilizan como combustibles principal-mente.

2. LIGROINA O ÉTER DE PETRÓLEO. Com-puesto de 5 a 7 átomos de carbono que destilanhasta 900 C. Es un disolvente utilizado en tintorerías.

194 QUÍMICA

3. GASOLINA. Mezcla de hidrocarburos de 8 a 12átomos de carbono; se obtiene recogiendo el destila-do hasta 2000 C. Usado como combustible paramotores.

4. QUEROSENO Es la fracción que destila hasta2750 C y está formado por hidrocarburos de 12 a 18átomos de carbono. Se utiliza para alumbrado, etc.

5. GASOIL Es una mezcla de hidrocarburos conun número de átomos de carbono que oscila entre 17y 19, y es el destilado obtenido hasta 3750 C. Se utili-za como combustible para los motores Diesel ycomo materia prima industrial.

6. ACEITES LUBRICANTES. Hidrocarburos satu-rados de 20 átomos de carbón en adelante, que des-tilan por encima de 3000 C.

7. VASELINA. Utilizada en farmacia. Parafina,velas.

El residuo indestilable está formado por alqui-trán de petróleo, utilizado como combustible y parala fabricación de electrodos.

BIBLIOGRAFÍA

DICKSON T. R.: Introducción a la química. Publicaciones Cultural S.A., México, 1982.

MANSILLA, SERAFÍN (Dir.):Física y química. Ediciones SM, Madrid, 1985.

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AUTORES VARIOS: Ciencias naturales. Conceptos físico-químicos. Edit. Vicens-Vives, S.A. Barcelona, 1981.

AUTORES VARIOS: Ciencias naturales. Edit. Luis Vives, Zaragoza, 1979.

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