Carbono

•mayo 13, 2008 • Dejar un comentario

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INTRODUCCIÓN

Carbono, de símbolo C, es un elemento crucial para la existencia de los organismos vivos, y que tiene muchas aplicaciones industriales importantes. Su número atómico es 6; y pertenece al grupo 14 (o IVA) del sistema periódico.

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PROPIEDADES

La masa atómica del carbono es 12,01115. Las tres formas de carbono elemental existentes en la naturaleza (diamante, grafito y carbono amorfo) son sólidos con puntos de fusión extremadamente altos, e insolubles en todos los disolventes a temperaturas ordinarias. Las propiedades físicas de las tres formas difieren considerablemente a causa de las diferencias en su estructura cristalina. En el diamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está unido a otros cuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito consiste en láminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos.

El carbono amorfo se caracteriza por un grado de cristalización muy bajo. Puede obtenerse en estado puro calentando azúcar purificada a 900 °C en ausencia de aire.

El carbono tiene la capacidad única de enlazarse con otros átomos de carbono para formar compuestos en cadena y cíclicos muy complejos. Esta propiedad conduce a un número casi infinito de compuestos de carbono, siendo los más comunes los que contienen carbono e hidrógeno. Sus primeros compuestos fueron identificados a principios del siglo XIX en la materia viva, y debido a eso, el estudio de los compuestos de carbono se denominó química ‘orgánica’ (véase Química orgánica).

A temperaturas normales, el carbono se caracteriza por su baja reactividad. A altas temperaturas, reacciona directamente con la mayoría de los metales formando carburos, y con el oxígeno formando monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2). El carbono en forma de coque se utiliza para eliminar el oxígeno de las menas que contienen óxidos de metales, obteniendo así el metal puro. El carbono forma también compuestos con la mayoría de los elementos no metálicos, aunque algunos de esos compuestos, como el tetracloruro de carbono (CCl4), han de ser obtenidos indirectamente.

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ESTADO NATURAL

El carbono es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, aunque sólo constituye un 0,025% de la corteza terrestre, donde existe principalmente en forma de carbonatos. El dióxido de carbono es un componente importante de la atmósfera y la principal fuente de carbono que se incorpora a la materia viva. Por medio de la fotosíntesis, los vegetales convierten el dióxido de carbono en compuestos orgánicos de carbono, que posteriormente son consumidos por otros organismos (véase Ciclo del carbono).

El carbono amorfo se encuentra con distintos grados de pureza en el carbón de leña, el carbón, el coque, el negro de carbono y el negro de humo. El negro de humo, al que a veces se denomina de forma incorrecta negro de carbono, se obtiene quemando hidrocarburos líquidos como el queroseno, con una cantidad de aire insuficiente, produciendo una llama humeante. El humo u hollín se recoge en una cámara separada. Durante mucho tiempo se utilizó el negro de humo como pigmento negro en tintas y pinturas, pero ha sido sustituido por el negro de carbono, que está compuesto por partículas más finas. El negro de carbono, llamado también negro de gas, se obtiene por la combustión incompleta del gas natural y se utiliza sobre todo como agente de relleno y de refuerzo en el caucho o hule.

En 1985, los científicos volatilizaron el grafito para producir una forma estable de molécula de carbono consistente en 60 átomos de carbono dispuestos en una forma esférica desigual parecida a un balón de fútbol. La molécula recibió el nombre de buckminsterfulereno (‘pelota de Bucky’ para acortar) en honor a R. Buckminster Fuller, el inventor de la cúpula geodésica. La molécula podría ser común en el polvo interestelar.

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APLICACIONES CIENTÍFICAS

El isótopo del carbono más común es el carbono 12; en 1961 se eligió este isótopo para sustituir al isótopo oxígeno 16 como medida patrón para las masas atómicas, y se le asignó la masa atómica 12.

Los isótopos carbono 13 y carbono 14 se usan como trazadores (véase Trazador isotópico) en la investigación bioquímica. El carbono 14 se utiliza también en la técnica llamada método del carbono 14 (véase Datación), que permite estimar la edad de los fósiles y otras materias orgánicas. Este isótopo es producido continuamente en la atmósfera por los rayos cósmicos, y se incorpora a toda la materia viva. Como el carbono 14 se desintegra con un periodo de semidesintegración de 5.760 años, la proporción entre el carbono 14 y el carbono 12 en un espécimen dado, proporciona una medida de su edad aproximada.

Reacción de oxidación-reducción

•mayo 13, 2008 • Dejar un comentario

Reacción de oxidación-reducción

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INTRODUCCIÓN

Reacción de oxidación-reducción, reacción química correspondiente a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, que da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor.

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OXIDANTE Y REDUCTOR

Una disolución acuosa de iones Cu2+ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se comprueba que el color azul desaparece: los iones Cu2+ han reaccionado. Por otra parte, en la disolución se forman iones Fe2+, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el siguiente: Fe + Cu2+ → Fe2++ Cu

El hierro ha sido oxidado por los iones Cu2+, que a su vez han sido reducidos por el hierro. La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que el hierro es el reductor y el cobre el oxidante.

La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes:

oxidación: Fe → Fe2+ + 2e
reducción: Cu2+ + 2e → Cu

Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción corresponde a una ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones Cu2+) es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones.

Si se designa el oxidante por Ox, el reductor por Red y el número de electrones implicados por n, las semirreacciones pueden escribirse del modo siguiente:

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PAR REDOX

A cualquier oxidante de un tipo se le puede asociar un reductor del mismo tipo, y viceversa: de este modo se define un llamado ‘par redox’, que se designa por Ox/Red. Una reacción de oxidación-reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el reductor de otro par. Se puede observar que este tipo de reacción es análoga a las reacciones ácido-base, que corresponden a un intercambio de protones entre la base de un par ácido-base y el ácido de otro par (véase Ácidos y bases).

Consideremos dos pares redox designados como Ox1/Red1 y Ox2/Red2. Si se sabe que el oxidante Ox1 reacciona con el reductor Red2, se producirán las siguientes semireacciones:

Ox1 + n1e ⇋ Red1
Red2 ⇋ Ox2 + n2e
con el siguiente balance final: n2Ox1 + n1Red2n2Red1 + n1Ox2(Se ha multiplicado la primera ecuación por n2 y la segunda por n1 para que el número de electrones intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo.)

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NÚMERO DE OXIDACIÓN

En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es posible definir un ‘número de oxidación’ para caracterizar la forma que se está considerando. Cuanto más elevado es el número, más oxidada está la forma.

En los cuerpos simples, el número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico. Así, el hierro puede existir en su forma reducida, el hierro metálico Fe (número de oxidación 0), o en dos formas oxidadas, los iones Fe2+ (número de oxidación ii) y Fe3+ (número de oxidación iii). En casos más complejos, el número de oxidación está ligado a la valencia del elemento químico considerado.

Cuando un cuerpo se oxida, aumenta su número de oxidación; cuando se reduce, disminuye. Por tanto, un oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede disminuir, mientras que un reductor es una sustancia cuyo número de oxidación puede aumentar.

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PREVISIÓN DE LAS REACCIONES

Un par redox está caracterizado por un potencial normal de electrodo, E0, que, según la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), es su potencial de reducción, es decir, el que corresponde a la semirreacción: Ox + ne → Red

Así, los pares redox se ordenan según el valor de su potencial normal de reducción: cuanto más elevado es el potencial, mayor es el poder oxidante de la forma oxidada.

En disolución, cuando hay dos pares redox Ox1/Red1 y Ox2/Red2 con potenciales normales respectivos E01 y E02, si E01>E02 la reacción que se produce es: n2Ox1 + n1Red2n2Red1 + n1Ox2balance de las semirreacciones siguientes:

Ox1 + n1e ⇋ Red1
Red2 ⇋ Ox2 + n2e

Es necesario comparar los potenciales de electrodo para prever termodinámicamente el sentido de la reacción de oxidación-reducción. Sin embargo, aunque la termodinámica permite predecir en qué sentido tendrán lugar las reacciones de oxidación-reducción cuando están presentes varios pares redox, no puede prever la cinética de dichas reacciones. De hecho, algunas reacciones termodinámicamente posibles no tienen lugar en la práctica porque son demasiado lentas.

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APLICACIONES DE LA OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales. En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y la fotosíntesis.

La electrólisis (véase Electroquímica) de las disoluciones salinas es una reacción de oxidación-reducción: se produce oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Para llevar a cabo una electrólisis se establece una diferencia de potencial entre los electrodos con el fin de seleccionar la reacción deseada.

Oxígeno

•mayo 13, 2008 • Dejar un comentario

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INTRODUCCIÓN

Oxígeno, de símbolo O, es un elemento gaseoso ligeramente magnético, incoloro, inodoro e insípido. El oxígeno es el elemento más abundante en la Tierra. Fue descubierto en 1774 por el químico británico Joseph Priestley e independientemente por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele; el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier demostró que era un gas elemental realizando sus experimentos clásicos sobre la combustión.

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PROPIEDADES Y ESTADO NATURAL

El oxígeno gaseoso se condensa formando un líquido azul pálido fuertemente magnético. El oxígeno sólido de color azul pálido se obtiene comprimiendo el líquido. La masa atómica del oxígeno es 15,9994; a la presión atmosférica, el elemento tiene un punto de ebullición de -182,96 °C, un punto de fusión de -218.4 °C y una densidad de 1,429 g/l a 0 °C.

El oxígeno constituye el 21% en volumen o el 23,15% en masa de la atmósfera, el 85,8% en masa de los océanos (el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno), el 46,7% en masa de la corteza terrestre (como componente de la mayoría de las rocas y minerales). El oxígeno representa un 60% del cuerpo humano. Se encuentra en todos los tejidos vivos. Casi todas las plantas y animales, incluyendo los seres humanos, requieren oxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida. Véase Respiración.

Se conocen tres formas estructurales del oxígeno: el oxígeno ordinario, que contiene dos átomos por molécula y cuya fórmula es O2; el ozono, que contiene tres átomos por molécula y cuya fórmula es O3, y una forma no magnética azul pálida, el O4, que contiene cuatro átomos por molécula, y se descompone fácilmente en oxígeno ordinario. Se conocen tres isótopos estables del oxígeno: el oxígeno 16 (de masa atómica 16) es el más abundante. Representa un 99,76% del oxígeno ordinario y se utilizó en la determinación de las masas atómicas hasta la década de 1960 (véase Átomo).

El oxígeno se prepara en el laboratorio a partir de ciertas sales como el clorato de potasio, el peróxido de bario y el peróxido de sodio. Los métodos industriales más importantes para la obtención de oxígeno son la electrólisis del agua y la destilación fraccionada de aire líquido. En este último método, se licúa el aire y se deja evaporar. En el aire líquido, el nitrógeno es más volátil y se evapora antes, quedando el oxígeno en estado líquido. A continuación el oxígeno se almacena y se transporta en forma líquida o gaseosa.

El oxígeno está presente en muchos compuestos orgánicos e inorgánicos. Forma compuestos llamados óxidos con casi todos los elementos, incluyendo algunos de los gases nobles. La reacción química en la cual se forma el óxido se llama oxidación. La velocidad de la reacción varía según los elementos. La combustión ordinaria es una forma de oxidación muy rápida. En la combustión espontánea, el calor desarrollado por la reacción de oxidación es suficientemente grande para elevar la temperatura de la sustancia hasta el punto de producir llamas. Por ejemplo, el fósforo combina tan vigorosamente con el oxígeno, que el calor liberado en la reacción hace que el fósforo se funda y arda. Algunas sustancias finamente divididas presentan un área tan grande de superficie al aire, que arden formando llamas por combustión espontánea; a éstas se las llama sustancias pirofóricas. El azufre, el hidrógeno, el sodio y el magnesio combinan con el oxígeno menos energéticamente y sólo arden después de la ignición. Algunos elementos como el cobre y el mercurio reaccionan lentamente para formar los óxidos, incluso cuando se les calienta. Los metales inertes, como el platino, el iridio y el oro únicamente forman óxidos por métodos indirectos. (Para mayor información sobre los óxidos, ver los artículos correspondientes a cada elemento).

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APLICACIONES

Se usan grandes cantidades de oxígeno en los sopletes para soldar a alta temperatura, en los cuales, la mezcla de oxígeno y otro gas produce una llama con una temperatura muy superior a la que se obtiene quemando gases en aire. El oxígeno se le administra a pacientes con problemas respiratorios y también a las personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja concentración de oxígeno no permite la respiración normal. El aire enriquecido con oxígeno se utiliza para fabricar acero en los hornos de hogar abierto.

El oxígeno de gran pureza se utiliza en las industrias de fabricación de metal. Es muy importante como líquido propulsor en los misiles teledirigidos y en los cohetes.

Disoluciones

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INTRODUCCIÓN

Disoluciones, en química, mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de disolvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, como ocurre en la atmósfera, son disoluciones. Las disoluciones verdaderas se diferencian de las disoluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del disolvente. Observadas a través del microscopio, las disoluciones aparecen homogéneas y el soluto no puede separarse por filtración. Las sales, ácidos y bases se ionizan al disolverse en agua (véase Ácidos y bases; Ionización).

Algunos metales son solubles en otros en estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en dicha mezcla los dos metales pueden solidificar en cualquier proporción, se trata de una disolución sólida.

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SOLUBILIDAD

Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una disolución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la disolución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la disolución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del disolvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en disoluciones cuyas moléculas tienen una estructura similar a las del disolvente. Por ejemplo, el etanol (C2H5OH) y el agua (HOH) tienen moléculas de estructura similar y son muy solubles entre sí.

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PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS DISOLUCIONES

Cuando se añade un soluto a un disolvente, se alteran algunas propiedades físicas del disolvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto), como el 1,2-etanodiol (HOCH2CH2OH). Por otra parte, al añadir un soluto se rebaja la presión de vapor del disolvente.

Otra propiedad destacable de una disolución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos disoluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del disolvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del disolvente pasarán de la disolución menos concentrada a la disolución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida (véase Ósmosis).

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CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN

Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M). Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.

La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto. Por ejemplo, para conocer la molaridad de una disolución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de disolución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 molar).

Reacción química

•mayo 13, 2008 • Dejar un comentario

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INTRODUCCIÓN

Reacción química, proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

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ECUACIONES QUÍMICAS

Los símbolos y fórmulas químicas sirven para describir las reacciones químicas, al identificar las sustancias que intervienen en ellas. Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH4) o el gas natural arde con oxígeno (O2) formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en general, formas abreviadas de sus nombres) sería:

Como los átomos se conservan en las reacciones químicas, a cada lado de la ecuación debe aparecer el mismo número de ellos. Por lo tanto, la reacción puede expresarse del siguiente modo:

Los químicos sustituyen ‘da’ por una flecha y borran todos los ‘1’, para obtener la ecuación química ajustada:

Las cargas eléctricas y el número de cada clase de átomos se conserva.

Las ecuaciones se ajustan no sólo respecto a la carga y número de cada clase de átomos, sino también respecto a su peso o, más correctamente, a su masa. El sistema periódico recoge las masas atómicas siguientes: C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00, por lo que

Así, tenemos que 16,05 unidades de masa atómica (u) de CH4 reaccionan con 64,00 u de O2 para producir 44,01 u de CO2 y 36,04 u de H2O; o, lo que es lo mismo, un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. La masa total a cada lado de la ecuación se conserva:

De este modo, se conservan tanto la masa como la carga y los átomos.

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VELOCIDAD Y MECANISMOS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

En algunos casos, como en la combustión, las reacciones se producen de forma rápida. Otras reacciones, como la oxidación, tienen lugar con lentitud. La cinética química, que estudia la velocidad de las reacciones, contempla tres condiciones que deben darse a nivel molecular para que tenga lugar una reacción química: las moléculas deben colisionar, han de estar situadas de modo que los grupos que van a reaccionar se encuentren juntos en un estado de transición entre los reactivos y los productos, y la colisión debe tener energía suficiente (energía de activación) para que se alcance el estado de transición y se formen los productos.

Las reacciones rápidas se dan cuando estas tres condiciones se cumplen con facilidad. Sin embargo, si uno de los factores presenta cierta dificultad, la reacción resulta especialmente lenta.

La velocidad de la reacción aumenta en presencia de un catalizador, una sustancia que no resulta alterada o se regenera, por lo que el proceso continúa. La mezcla de gases hidrógeno y oxígeno a temperatura ambiente no explota, pero si se añade platino en polvo la mezcla explosiona al cubrirse la superficie del platino con el oxígeno adsorbido. Los átomos de platino alargan los enlaces de las moléculas de O2, debilitándolos y rebajando la energía de activación. Los átomos de oxígeno reaccionan rápidamente con moléculas de hidrógeno, colisionando contra ellas y formando agua y regenerando el catalizador. Las fases por las que pasa una reacción constituyen el ‘mecanismo de reacción’.

La velocidad de la reacción puede modificarse no sólo con catalizadores, sino también mediante cambios en la temperatura y en las concentraciones. Al elevar la temperatura se incrementa la velocidad a causa del aumento de la energía cinética de las moléculas de los reactivos, lo que provoca un mayor número de colisiones por segundo y hace posible la formación de estados de transición. Con el aumento de la concentración se consigue incrementar la velocidad de la reacción, al aumentar el número y la velocidad de las colisiones moleculares.

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EQUILIBRIO QUÍMICO

A medida que la reacción tiene lugar, disminuye la concentración de los reactivos según se van agotando. Del mismo modo, la velocidad de la reacción también decrece. Al mismo tiempo aumentan las concentraciones de los productos, tendiendo a colisionar unos con otros para volver a formar los reactivos. Por último, la disminución de la velocidad de la reacción directa se equipara al incremento de la velocidad de la reacción inversa, y cesa todo cambio. El sistema está entonces en ‘equilibrio químico’, en el que las reacciones directa e inversa tienen lugar a la misma velocidad.

Los cambios en sistemas en equilibrio químico se describen en el principio de Le Châtelier, que debe su nombre al científico francés Henri Louis Le Châtelier. Según este principio, cualquier intento de cambio en un sistema en equilibrio provoca su reacción para compensar dicho cambio.

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TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Para una buena comprensión de los mecanismos de las reacciones es conveniente el estudio de los enlaces químicos iónicos y covalentes. La reacción que se produce con emparejamiento de iones es fácil de comprender, si se entiende el emparejamiento (o disociación) de iones para formar (o disociar) sustancias neutras, como en Ag+ + Cl ⇄ AgClo en 3Ca2+ + 2PO43- ⇄ Ca3(PO4)2donde la doble flecha indica los dos posibles sentidos de la reacción. Los cambios de enlaces covalentes simples en los que ambos electrones proceden de (o van a) un reactivo se denominan reacciones ácido-base, como en

Un par de electrones de la base ocupa un orbital del ácido, formando el enlace covalente (véase ácidos y bases). Los cambios de enlaces covalentes simples en los que un electrón de enlace proviene de (o va a) cada reactivo reciben el nombre de reacciones de radicales libres, como en H·+ H → H – H.

A veces los reactivos ganan y pierden electrones, como sucede en las reacciones de oxidación-reducción o redox: 2Fe2+ + Br2 ⇄ 2Fe3+ + 2Br

Así, en una reacción de oxidación-reducción, un reactivo se oxida (pierde uno o más electrones) y el otro se reduce (gana uno o más electrones). Como ejemplos de reacciones redox en las que interviene el oxígeno pueden citarse la oxidación de los metales como el hierro (el metal se oxida por la acción del oxígeno de la atmósfera), la combustión y las reacciones metabólicas que se dan en la respiración. Un caso de reacción redox en la que no interviene el oxígeno atmosférico es la reacción que produce la electricidad en las baterías de plomo: Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42- ⇄ 2PbSO4 + 2H2O.

La unión de dos grupos también se llama adición, y su separación, descomposición. Una adición múltiple de moléculas idénticas se conoce como polimerización (véase Polímero).

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ENERGÉTICA QUÍMICA

La energía se conserva durante las reacciones químicas. En una reacción pueden considerarse dos fases diferenciadas: en primer lugar, los enlaces químicos de los reactivos se rompen, y luego se reordenan constituyendo nuevos enlaces. En esta operación se requiere cierta cantidad de energía, que será liberada si el enlace roto vuelve a formarse. Los enlaces químicos con alta energía se conocen como enlaces ‘fuertes’, pues precisan un esfuerzo mayor para romperse. Si en el producto se forman enlaces más fuertes que los que se rompen en el reactivo, se libera energía en forma de calor, constituyendo una reacción exotérmica. En caso contrario, la energía es absorbida y se produce una reacción endotérmica. Debido a que los enlaces fuertes se crean con más facilidad que los débiles, son más frecuentes las reacciones exotérmicas espontáneas; un ejemplo de ello es la combustión de los compuestos del carbono en el aire para producir CO2 y H2O, que tienen enlaces fuertes. Pero también se producen reacciones endotérmicas espontáneas, como la disolución de sal en agua.

Las reacciones endotérmicas suelen estar asociadas a la disociación de las moléculas. Esto último puede medirse por el incremento de la entropía del sistema. El efecto neto de la tendencia a formar enlaces fuertes y la tendencia de las moléculas e iones a disociarse se puede medir por el cambio en la energía libre del sistema. Todo cambio espontáneo a temperatura y presión constantes implica un incremento de la energía libre, acompañado de un aumento de la fuerza del enlace. Véase Química física; Termodinámica.

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SÍNTESIS QUÍMICA

La síntesis química consiste en obtener compuestos químicos a partir de sustancias más simples. Los objetivos principales de la síntesis química son la creación de nuevas sustancias químicas, así como el desarrollo de métodos más baratos y eficaces para sintetizar sustancias ya conocidas. Normalmente, basta con la purificación de sustancias naturales para obtener un producto químico o aprovechar el uso de ese producto como materia prima para otras síntesis. La industria farmacéutica, por ejemplo, depende con frecuencia de complejos compuestos químicos, que se encuentran en el petróleo crudo, para la síntesis de medicinas. En algunas ocasiones, cuando se trata de sustancias escasas o muy costosas, se hace preciso sintetizar dicha sustancia a partir de otras materias primas más abundantes y más baratas.

Uno de los principales objetivos de la síntesis química es producir cantidades adicionales de sustancias que ya se dan en la naturaleza. Ejemplos de ello son la recuperación del cobre de sus menas y la síntesis de ciertas medicinas que se encuentran de modo natural (como la aspirina) y de vitaminas (como el ácido ascórbico o vitamina C). Otro de sus objetivos es la síntesis de materiales que no se dan de modo natural, como el acero, los plásticos y los adhesivos.

Alrededor de once millones de compuestos químicos han sido catalogados por el Chemical Abstracts Service de Columbus, Ohio (Estados Unidos). Se calcula que cada día se sintetizan unos 2.000 nuevos compuestos. Se producen unos 6.000 con fines comerciales y unos 300 más se incorporan al mercado cada año. Antes de su comercialización, todo nuevo compuesto se comprueba, no sólo con fines comerciales, sino también para descubrir posibles efectos dañinos en el ser humano y el medio ambiente. El proceso para determinar la toxicidad de un compuesto es difícil y costoso, debido a la gran variedad de niveles de dosis tóxicas para el hombre, las plantas y los animales, y por lo complicado que resulta medir los efectos de una exposición a largo plazo.

La síntesis química no se desarrolló como ciencia rigurosa y sofisticada hasta bien entrado el siglo XX. Antaño, la síntesis de una sustancia ocurría algunas veces por accidente, y la utilización de esos materiales nuevos era muy limitada. Las teorías que predominaban hasta este siglo contribuyeron a limitar la capacidad de los químicos para desarrollar una aproximación sistemática a la síntesis. Hoy, en cambio, es posible diseñar nuevas sustancias químicas para cubrir necesidades específicas (medicinas, materiales estructurales, combustibles), sintetizar en el laboratorio casi todas las sustancias que se encuentran en la naturaleza, inventar y fabricar nuevos compuestos e incluso predecir, con la ayuda de sofisticados ordenadores o computadoras, las propiedades de una molécula ‘objetivo’ y sus efectos a largo plazo en medicina y en el medio ambiente.

Gran parte de los progresos conseguidos en el campo de la síntesis se debe a la capacidad de los científicos para determinar la estructura detallada de una serie de sustancias, comprendiendo la correlación entre la estructura de una molécula y sus propiedades (relaciones estructura-actividad). De hecho, antes de su síntesis, se puede diseñar la estructura y propiedades de una serie de moléculas, lo que proporciona a los científicos una mejor comprensión del tipo de sustancias más necesarias para un fin concreto. Las modernas medicinas de penicilina son modificaciones sintéticas de la sustancia que descubrió en la naturaleza el bacteriólogo británico Alexander Fleming. Se han descubierto más de mil enfermedades en el ser humano causadas por deficiencias moleculares, muchas de las cuales pueden tratarse con medicinas sintéticas. Gran parte de la investigación sobre nuevos combustibles y de métodos de utilización de la energía solar se basan en el estudio de las propiedades moleculares de productos sintéticos. Uno de los logros más recientes en este campo es la fabricación de superconductores basados en la estructura de complicados materiales inorgánicos cerámicos, como el YBa2Cu3O7 y otros de estructura similar.

Hoy es posible sintetizar hormonas, enzimas y material genético idéntico al de los sistemas vivos, aumentando la posibilidad de tratar las causas que originan enfermedades humanas a través de la ingeniería genética. Esto ha sido posible en los últimos años gracias a los diseños que se obtienen con la ayuda de modernos y potentes ordenadores.

Otro de los grandes logros recientes ha sido la utilización habitual de sistemas vivos simples, como levaduras, bacterias y hongos, para producir importantes sustancias. También es usual la síntesis bioquímica de materiales biológicos. La bacteria Escherichia coli se utiliza para obtener insulina humana, las levaduras para producir alcohol y los hongos para obtener penicilina.

Óxido, Ácidos, bases y sales

•mayo 13, 2008 • Dejar un comentario

Óxido

Óxido, compuesto binario del oxígeno con otro elemento. El oxígeno se puede combinar directamente con todos los elementos, excepto con los gases nobles, los halógenos y algunos de los metales menos activos, como el cobre y el mercurio, que reaccionan lentamente para formar óxidos incluso cuando se les calienta, y el platino, el iridio y el oro, que únicamente forman óxidos por métodos indirectos.

Los óxidos pueden ser compuestos iónicos o covalentes dependiendo de la posición que ocupa en la tabla periódica el elemento con el que se combina el oxígeno. Los óxidos de los elementos situados a la izquierda son iónicos, los de los elementos situados a la derecha y en la parte superior de sus grupos son moléculas covalentes, y con los elementos de la parte central de la tabla el tipo de enlace que se forma es intermedio.

La mayor parte de los óxidos de los elementos no metálicos existen como moléculas covalentes sencillas y sus puntos de fusión y ebullición son muy bajos. Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos, por lo que también se les conoce como óxidos ácidos.

Los metales con energías de ionización bajas tienden a dar óxidos iónicos que reaccionan con el agua formando hidróxidos, y se les denomina por ello óxidos básicos. Al aumentar la energía de ionización de los átomos metálicos, el carácter de los enlaces metal-oxígeno es intermedio entre iónico y covalente y los óxidos muestran características ácidas y básicas, por lo que se les conoce como óxidos anfóteros.

Si se comparan los óxidos que forman los elementos del tercer periodo de la tabla periódica, se pueden diferenciar en ellos los tres tipos de óxidos mencionados. El sodio y el magnesio, los elementos de mayor carácter metálico, forman óxidos básicos y sus disoluciones acuosas son alcalinas. Los elementos no metálicos como el cloro, azufre, fósforo y silicio, forman óxidos covalentes y sus disoluciones acuosas tienen carácter ácido. Por último, el aluminio forma un óxido anfótero cuyo carácter ácido o básico depende del medio en el que se encuentre.

Ácidos y bases

1

INTRODUCCIÓN

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio: H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4

2

PRIMERAS TEORÍAS

Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH. La reacción de neutralización sería: H+ + OH⇋H2O

La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

3

TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY

Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida: NH3 + base⇋NH2 + base + H+

El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2) Ácido (1) + Base (2)⇋Ácido (2) + Base (1) se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio: HCl + H2O⇋H3O+ + Cl En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua: HF + H2O⇋H3O+ + F Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua: HCl + H2O⇋H3O+ + Cl El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco): NH3 + H2O⇋NH4+ + OH

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MEDIDA DE LA FUERZA DE ÁCIDOS O BASES

La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH]

El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.

El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3N: + BF3⇋H3N-BF3

Sales

Sales, compuestos iónicos formados por los cationes de las bases y los aniones de los ácidos.

Las sales se obtienen por reacción de los ácidos con los metales, las bases u otras sales, y por reacción de dos sales que intercambian sus iones.

Las sales en las que todos los hidrógenos sustituibles de los ácidos han sido sustituidos por iones metálicos o radicales positivos se llaman sales neutras, por ejemplo, el cloruro de sodio, NaCl.

Las sales que contienen átomos de hidrógeno sustituibles son sales ácidas, por ejemplo, el carbonato ácido de sodio (bicarbonato de sodio), NaHCO3. Las sales básicas son aquéllas que poseen algún grupo hidróxido, por ejemplo el sulfato básico de aluminio, Al(OH)SO4.

Las sales también pueden clasificarse de acuerdo con las fuerzas de los ácidos y las bases de las cuales derivan.

La sal de una base fuerte y de un ácido fuerte, por ejemplo el KCl, no se hidroliza al ser disuelta en agua, y sus disoluciones son neutras.

La sal de una base fuerte y de un ácido débil, por ejemplo el Na2CO3, sufre hidrólisis cuando se disuelve en agua, y sus disoluciones son básicas.

La sal de un ácido fuerte y una base débil, como el NH4Cl, también sufre hidrólisis, y sus disoluciones son ácidas.

A excepción de ciertas sales amónicas y de sales que son muy insolubles, las sales de un ácido débil y una base débil, como el Al2S3, experimentan en el agua hidrólisis completa, recuperándose el ácido y la base de iniciales.

Elementos químicos

•mayo 12, 2008 • Dejar un comentario

Símbolo, número atómico y masa atómica de los elementos químicos.

NÚMERO ATÓMICO

NOMBRE

SÍMBOLO

MASA ATÓMICA*

1

Hidrógeno

H

1,0079

2

Helio

He

4,0026

3

Litio

Li

6,941

4

Berilio

Be

9,012

5

Boro

B

10,81

6

Carbono

C

12,011

7

Nitrógeno

N

14,007

8

Oxígeno

O

15,999

9

Flúor

F

18,998

10

Neón

Ne

20,1798

11

Sodio

Na

22,99

12

Magnesio

Mg

24,305

13

Aluminio

Al

26,98

14

Silicio

Si

28,086

15

Fósforo

P

30,97

16

Azufre

S

32,066

17

Cloro

Cl

35,453

18

Argón

Ar

39,948

19

Potasio

K

39,098

20

Calcio

Ca

40,08

21

Escandio

Sc

44,956

22

Titanio

Ti

47,867

23

Vanadio

V

50,94

24

Cromo

Cr

51,996

25

Manganeso

Mn

54,94

26

Hierro

Fe

55,845

27

Cobalto

Co

58,93

28

Níquel

Ni

58,69

29

Cobre

Cu

63,546

30

Cinc

Zn

65,409

31

Galio

Ga

69,72

32

Germanio

Ge

72,64

33

Arsénico

As

74,92

34

Selenio

Se

78,96

35

Bromo

Br

79,904

36

Criptón

Kr

83,8

37

Rubidio

Rb

85,47

38

Estroncio

Sr

87,62

39

Itrio

Y

88,906

40

Circonio

Zr

91,22

41

Niobio

Nb

92,906

42

Molibdeno

Mo

95,94

43

Tecnecio

Tc

(98)

44

Rutenio

Ru

101,07

45

Rodio

Rh

102,905

46

Paladio

Pd

106,42

47

Plata

Ag

107,87

48

Cadmio

Cd

112,41

49

Indio

In

114,82

50

Estaño

Sn

118,711

51

Antimonio

Sb

121,76

52

Teluro

Te

127,6

53

Yodo

I

126,9

54

Xenón

Xe

131,29

55

Cesio

Cs

132,91

56

Bario

Ba

137,33

57

Lantano

La

138,91

58

Cerio

Ce

140,12

59

Praseodimio

Pr

140,91

60

Neodimio

Nd

144,24

61

Promecio

Pm

(145)

62

Samario

Sm

150,36

63

Europio

Eu

151,96

64

Gadolinio

Gd

157,25

65

Terbio

Tb

158,93

66

Disprosio

Dy

162,5

67

Holmio

Ho

164,93

68

Erbio

Er

167,26

69

Tulio

Tm

168,93

70

Iterbio

Yb

173,04

71

Lutecio

Lu

174,97

72

Hafnio

Hf

178,49

73

Tántalo

Ta

180,95

74

Volframio

W

183,84

75

Renio

Re

186,21

76

Osmio

Os

190,2

77

Iridio

Ir

192,2

78

Platino

Pt

195,08

79

Oro

Au

196,97

80

Mercurio

Hg

200,59

81

Talio

Tl

204,38

82

Plomo

Pb

207,2

83

Bismuto

Bi

208,98

84

Polonio

Po

(209)

85

Astato

At

(210)

86

Radón

Rn

(222)

87

Francio

Fr

(223)

88

Radio

Ra

(226)

89

Actinio

Ac

(227)

90

Torio

Th

232,04

91

Protactinio

Pa

231,036

92

Uranio

U

238,03

93

Neptunio

Np

(237)

94

Plutonio

Pu

(244)

95

Americio

Am

(243)

96

Curio

Cm

(247)

97

Berquelio

Bk

(247)

98

Californio

Cf

(251)

99

Einstenio

Es

(252)

100

Fermio

Fm

(257)

101

Mendelevio

Md

(258)

102

Nobelio

No

(259)

103

Laurencio

Lr

(260)

104

Rutherfordio

Rf

(261)

105

Dubnio

Db

(262)

106

Seaborgio

Sg

(266)

107

Bohrio

Bh

(264)

108

Hassio

Hs

(263)

109

Meitnerio

Mt

(268)

110

Darmstadtio

Ds

(271)

111

Roentgenio

Rg

(272)

112

Ununbio

Uub

(277)

114

Ununquadio

Uuq

(289)

116

Ununhexio

Uuh

(292)

*El paréntesis indica la masa del isótopo más estable.