jueves, 26 de febrero de 2015

7 NOMBRANDO SUSTANCIAS ELEMENTALES I GASES DIATÓMICOS

Las sustancias elementales son entidades físicas macroscópicas formadas por un único tipo de átomos, definiendo único tipo de átomos como aquellos con una misma carga positiva, o lo que es lo mismo, como átomos perteneciente a un mismo elemento. Una característica de la mayoría de las sustancias elementales es que su carga o estado de oxidación corresponde a la que se toma como referencia de estabilidad, en otras palabras estas sustancias marcan el 0 electrónico sobre el cual se determinan los estados de oxidación cuando reaccionan. Al ser entidades físicas macroscópicas, estas entidades poseen propiedades físicas, químicas y lo más importante, poseen estados de materia a determinadas temperaturas y presiones. Los dos estados más comunes son los gases y los metales puros, aunque algunas sustancias pueden presentarse como líquidos (Bird, 1976; Finlayson-Pitts & Pitts Jr, 1999; Nikitin, 1974).

Aunque formalmente se los conoce como moléculas diatómicas, la verdad es que la mayoría son gases bajo las condiciones termodinámicas estándar. Son aquellos que están formados por dos átomos del mismo elemento químico. Este arreglo se debe a la existencia de un mínimo en el potencial al cual se encuentran sometidos los átomos. Aunque el prefijo di sólo significa dos, normalmente se sobrentiende que la molécula tiene dos átomos del mismo elemento. Los gases nobles no forman moléculas diatómicas: esto puede ser explicado usando la teoría orbital molecular.

Una molécula diatómica se caracteriza por poseer un enlace covalente casi perfecto, y si no tomamos en cuenta las fluctuaciones indeterministas de la cuántica esto implica que los electrones que forman el enlace entre los dos núcleos son compartidos de manera perfecta, lo cual a su vez implica la no generación de momentos polares fijos. Dado que la generación de polos es muy momentánea, estos gases apenas si interactúan molecularmente, por lo que poseen puntos de fusión y ebullición muy bajos. Recordemos que si una molécula posee polaridad puede interactuar tendiendo a  unirse con otras moléculas del mismo tipo o de otros tipos, lo cual conlleva a la formación de los estados líquido y sólido.

Los elementos que se encuentran en estado diatómico bajo una situación de 100 000 Pa (1 bar) y 298 K (25 °C) son: hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y los halógenos: flúor, cloro, bromo, yodo, y probablemente también el astato. La astatina es tan rara en la naturaleza (su isótopo más estable tiene una vida media de sólo 8,1 horas) que habitualmente no se la tiene en cuenta. Muchos metales son también diatómicos cuando se encuentran en estado gaseoso, aunque sus puntos de fusión y ebullición son más altos. Otros elementos como los metales tienen sus respectivas moléculas diatómicas en estado gaseoso. Además, algunas moléculas diatómicos como el difósforo son altamente reactivas.  

Durante el siglo XIX se pensaba que los elementos en estado gaseoso podían ser diatómicos pero no se había confirmado. De hecho, John Dalton dijo en su teoría atómica que los elementos eran monoatómicos y que los átomos del mismo elemento tenían el mismo peso atómico. Por ejemplo, Dalton pensó que la fórmula del agua era HO. En consecuencia de esto se realizaron cálculos erróneos sobre la masa y pesos moleculares de algunos compuestos básicos. En 1805, Gay-Lussac y von Humboldt mostraron que el agua estaba formada por dos hidrógenos y un oxígeno. En 1811, Amedeo Avogadro concretó la exacta composición del agua, basándose en lo que hoy se conoce como Ley de Avogadro y la evidencia de la existencia de moléculas diatómicas homonucleares. No obstante, estos resultados fueron ignorados en su mayor parte hasta 1860. Esto fue, en parte, por la creencia de que los átomos de un elemento no tenían ninguna afinidad química hacia átomos del mismo elemento. Además, algunos conceptos de la disociación de moléculas no estaban explicados en la Ley de Avogadro. En 1860, en el Congreso de Karlsruhe sobre masas y pesos atómicos, Cannizzaro revivió las ideas de Avogadro y las usó para realizar una tabla periódica de pesos atómicos, que tenían bastante similitud con los actuales valores. Estos pesos fueron un importante prerrequisito para el descubrimiento de la Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev y Lothar Meyer (Gardner, 1979; Giunta, 2001).

7.1 Formulación de las moléculas diatómicas

La mayoría de los textos de química no se molestan en presentar la formulación y la nomenclatura de las sustancias diatómicas, así como de los sólidos moleculares compuestos por elementos en estado de pureza, lo cual puede llegar a ser problemático una vez iniciado el tema de estequiometria y balanceo de ecuaciones químicas. Para la formulación de los gases diatómicos hay que tener en cuenta que estos se forman con enlaces covalentes perfectos, por lo que no existen diferencias de electronegatividades. De hecho durante los procesos redox a los gases diatómicos se los asume como estado de oxidación cero 

A pesar de lo anterior, la cantidad de enlaces que forman las moléculas de dos átomos si es directamente proporcional a uno de los estados de oxidación, por lo que podemos enunciar como regla general que: La cantidad de enlaces de una molécula diatómica monoelementaria es igual al valor absoluto del menor estado de oxidación. Como son solo siete gases diatómicos, mostraremos sus menores estados de oxidación en la siguiente figura:


7.1.1 Fórmula molecular

En la fórmula molecular simplemente colocamos el símbolo del elemento seguido por un dos como subíndice.

7.1.2 Fórmula estructural

La cantidad de enlaces covalentes en la formula estructural será igual al valor absoluto del menor estado de oxidación, y al ser gases diatómicos simplemente emparejados dos núcleos del mismo elemento de los antes mencionados.

7.1.3 Suma cero de las moléculas diatómicas

Dado que los gases elementales son  formados por enlaces covalentes puros, estos son el punto de referencia eléctrico y termodinámico para los demás cambios químicos, siendo precisamente el cero eléctrico y el 0 energético para cada elemento. Aunque aparentemente las sustancias diatómicas forman una cantidad de enlaces igual a un estado de oxidación, formalmente para la suma cero asumiremos que el estado de oxidación formal es precisamente el cero.

7.1.4 Indicador de estado

El estado de la materia en el que se presenta una determinada sustancia se coloca como un sibíndice entre parétesis. Los estados reconocidos en las fórmulas químicas son: (g) gas, (l) líquido, (s) sólido y (aq) en una mezcla acuosa llamada disolución.

Sin embargo se debe recordar que el estado de la materia depende también de las condiciones termodinámicas externas y de la concentración de la sustancia pura, pues por ejemplo el bromo y el iodo oscilan entre los estados gaseoso, líquido y sólido en sus contenedores.

7.2 Nomenclatura

7.2.1 Tradicionales

A diferencia de otras sustancias, los las sustancias diatómicas no poseen un sistema complejo de nomenclatura, normalmente en la literatura científica, ya sea de química, física, biología o geología emplean dos formas de nombrarlos. La primera es señalando el estado en que se encuentra “sólido, líquido o gaseoso”.

Sin embargo, en caso de que no quieran molestarse con señalar cual es el estado de la materia, simplemente es necesario referenirse a estas sustancias como moléculas.


7.2.2 Sistemática

Actualmente se emplea una nomenclatura sistemática para nombrar a las sustancias diatómicas empleando los prefijos numéricos para indicar la cantidad de átomos presentes, que es di- ya que son dos siempre en estos casos. En otras palabras se aplica la nomenclatura sistemática de composición.

Esto implica que además de los gases diatómicos podemos nombrar gases monoelementarios poliatómicos como el ozono que posee tres átomos de oxígeno y en consecuencia su nombre seria trioxígeno. Al ser esta la nomenclatura IUPAC es la que se supone que deberíamos emplear.

7.3 Algunos gases elementales de importancia

Los gases diatómicos son muy importantes tanto para el estudio de la química como para el desarrollo de la cida en el planeta Tierra.

7.3.1 Hidrógeno molecular

Es el gas más abundante en el universo y principal fuente de energía de las estrellas (Almqvist, 2003). El hidrógeno puede ser fuente de energía para la fusión nuclear por medio de los isótopos del deuterio o del tritio, aunque también se lo puede aprovechar como una fuente de energía más simple por medio de la combustión con el dioxígeno, esta combustión es muy potente, y genera agua como residuo. En la actualidad ya existen motores de combustión interna que funcionan a hidrógeno, pero el problema es producir dihidrógeno en cantidades industriales, pues no es un gas que se genere naturalmente en nuestro planeta “lo cual es paradójico, siendo la cosa más común del universo”. En la actualidad hay dos maneras de producir el dihidrógeno, la primera por electrolisis y la segunda por supercalentamiento, ambas requieren insertar energía al agua para separarla en sus dos gases. Se dice que una vez que se obtenga una fuente de energía alterna para la electrólisis la tecnología de la combustión interna quedaría automáticamente obsoleta, pues se puede obtener hidrógeno del agua de mar, también oxígeno y sal, además la combustión de los dos gases genera agua pura, lo cual sería un beneficio energético para las ciudades costeras. Sin embargo esto aun está fuera del alcance, por lo que para producir hidrógeno la industria debe emplear una reacción de oxidación del metano para producir monóxido de carbono o dióxido de carbono más dihidrógeno, por lo que sí, en la actualidad producir hidrógeno industrial es contaminante (Holladay, Hu, King, & Wang, 2009).

El hidrógeno diatómico gaseoso, H2, fue formalmente descrito por primera vez por T. Von Hohenheim (más conocido como Paracelso, 1493 - 1541) que lo obtuvo artificialmente mezclando metales con ácidos fuertes. Paracelso no era consciente de que el gas inflamable generado en estas reacciones químicas estaba formado por un nuevo elemento químico. En 1671, Robert Boyle redescubrió y describió la reacción que se producía entre limaduras de hierro y ácidos diluidos, y que generaba dihidrógeno gaseoso. En 1766, Henry Cavendish fue el primero en reconocer el dihidrógeno gaseoso como una sustancia discreta, identificando el gas producido en la reacción un metal y un ácido como "aire inflamable" y descubriendo que la combustión del gas generaba agua. Cavendish tropezó con el dihidrógeno cuando experimentaba con ácidos y mercurio. Aunque asumió erróneamente que el dihidrógeno era un componente liberado por el mercurio y no por el ácido, fue capaz de describir con precisión varias propiedades fundamentales del dihidrógeno. Tradicionalmente, se considera a Cavendish el descubridor de este elemento. En 1783, Antoine Lavoisier dio al elemento el nombre de hidrógeno que significa engendrador de agua cuando comprobó (junto a Laplace) el descubrimiento de Cavendish de que la combustión del gas generaba agua.

7.3.2 Oxígeno molecular
El oxígeno líquido y sólido tienen una ligera coloración azulada y en ambos estados es muy paramagnético (Almqvist, 2003). El oxígeno líquido se obtiene usualmente mediante la destilación fraccionada del aire líquido junto con el nitrógeno. Prácticamente reacciona con la totalidad de los metales (exceptuando los metales nobles) provocando la corrosión.

La principal utilización del oxígeno, se usa oxígeno líquido en los motores de propulsión de los cohetes, mientras que en los procesos industriales y en el transporte el oxígeno para la combustión se toma directamente del aire. Otras aplicaciones industriales son la soldadura y la fabricación de acero y metanol. Junto con el hidrógeno se lo conoce como uno de los dos gases del futuro, debido a que la producción de hidrógeno a partir de la hidrólisis del agua también genera oxígeno mas sal de cocina. El oxígeno puede o bien liberarse a la atmósfera o venderse para mejorar el rendimiento de muchas máquinas que funcionan con motores de combustión interna.

La medicina también hace uso del oxígeno suministrándolo como suplemento a pacientes con dificultades respiratorias; y se emplean botellas de oxígeno en diversas prácticas deportivas como el submarinismo o laborales, en el caso de acceder a lugares cerrados, o escasamente ventilados, con atmósferas contaminadas (limpieza interior de depósitos, trabajo en salas de pintura, etc.) El oxígeno provoca una respuesta de euforia en los que lo inhalan, por lo que históricamente se ha usado como divertimento, práctica que persiste hoy día. En el siglo XIX también se utilizó, mezclado con óxido nitroso, como analgésico.

El oxígeno no es un gas que se produzca inorgánicamente en cantidades masivas, esto precisamente a su alta reactividad con todas las sustancias menos los metales nobles y los gases nobles. Cuando el oxígeno oxida a otras sustancias este cambia y se hace parte de una sustancia llamada óxido, y por lo general los óxidos son o sólidos o líquidos, por lo que queda atrapado como parte de la corteza de los planetas rocosos. El planeta Tierra es rico en el gas dihidrógeno debido a que los seres vivos equipados con el fotosistema II lo generan como un desecho de su metabolismo, al cual denominados simplemente como la fotosíntesis.

El nombre oxígeno que significaba originalmente generador de ácidos fue dado por Lavoisier en 1774 que a la postre se ha demostrado inexacto en la medida en que hay numerosos ácidos que no contienen oxígeno— fue descubierto por el farmaceútico sueco Carl Wilhelm Scheele en 1771 "imagen anterior", pero su trabajo no obtuvo reconocimiento inmediato y en ocasiones se atribuye a Joseph Priestley quien lo descubrió independientemente el 1 de agosto de 1774. Sin embargo el nombre oxígeno permaneció siendo adecuado en la medida que las palabras ácido y óxido se dividieron para distinguir sustancias diferentes. En la actualidad todos los óxidos son generados a partir del oxígeno, por lo que el nombre generador de óxidos si que es bastante adecuado.

7.3.3 Nitrógeno molecular

El nitrógeno es el gas más abundante de la atmósfera de nuestro planeta, el aire que respiramos es 78,1% dinitrógeno y 21% dioxígeno, pero lo que pasa es que el gas del nitrógeno es severamente inerte, casi no reacciona con nada, por lo que para usarlo los seres vivos requieren de procesos metabólicos complejos que solo poseen las bacterias nitrificantes (Almqvist, 2003). Los seres humanos hemos dominado el proceso de la nitrificación a nivel industrial a través del proceso de Haber. El proceso de Haber transforma el dinitrógeno en amoniaco que puede emplearse como fertilizante (Erisman, Sutton, Galloway, Klimont, & Winiwarter, 2008). También se usa, por su baja reactividad, como atmósfera inerte en tanques de almacenamiento de líquidos explosivos, durante la fabricación de componentes electrónicos (transistores, diodos, circuitos integrados, etc.) y en la fabricación del acero inoxidable.

El nitrógeno líquido, producido por destilación del aire líquido, se usa en criogenia, ya que a presión atmosférica se condensa a −195,8 °C; una aplicación importante es también la de refrigerante, para la congelación y el transporte de comida y la conservación de cuerpos y células reproductivas (espermatozoides y óvulos) o cualesquiera otras muestras biológicas . Se utiliza además en la industria alimenticia dentro de las mezclas para atmósfera modificada, donde sustituye al aire de empaque, con esto se disminuye el crecimiento microbiano y se evita la oxidación del alimento, puesto que el nitrógeno desplaza al oxígeno. Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante.

El nombre nitrógeno significa engendrador de nitros, o mejor dicho generador de sales nítricas, e considera que fue descubierto formalmente por Daniel Rutherford en 1772 "imagen anterior" al dar a conocer algunas de sus propiedades, sin embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudio Scheele que lo aisló, Cavendish, y Priestley. El nitrógeno es un gas tan inerte que Lavoisier se refería a él como azote (ázoe) que significa sin vida. Se clasificó entre los gases permanentes, sobre todo desde que Faraday no consiguiera verlo líquido a 50 atm y -110 °C, hasta los experimentos de Pictet y Cailletet que en 1877 consiguieron licuarlo. Los compuestos de nitrógeno ya se conocían en la Edad Media; así, los alquimistas llamaban aqua fortis al ácido nítrico y aqua regia a la mezcla de ácido nítrico y clorhídrico, conocida por su capacidad de disolver el oro.

7.3.4 Flúor molecular

Es empleado para síntesis orgánicas e inorgánicas de materiales de alta tecnología, o para crear sustancias dentífricas (Dolbier, 2005). Al estar compuesto con el elemento más electronegativo el diflúor sufre el mismo destino del dioxígeno, reaccionar con casi todo lo que encuentra a su paso, siendo en el proceso encerrado como parte de la corteza del planeta, pero a diferencia del dioxígeno no hay un proceso que lo retorne a la atmósfera.  A causa de ser tan reactivo y peligroso, el flúor no fue aislado hasta tiempos relativamente recientes, puesto que en estado puro es sumamente peligroso y es necesario manejarlo con extremo cuidado.

El primer compuesto de flúor (del latín fluere, que significa "fluir") que se conoce data de los años 1500, en Alemania. Se trata de la fluorita (CaF2), por entonces llamada flúores, después espato de flúor. Es un mineral raro, que se funde fácilmente y era utilizado como fundente, para fundir otros minerales con mayor facilidad al mezclarlo con flúores. El mineralogista Georgius Agricola describió el mineral en 1529. En ese sentido el nombre fluor se puede interpretar como un inductor de flujo o luqefacción de otras sustancias. En 1670, Enrique Schwandhard descubrió que al someter al mineral a algunos ácidos, desprendía un vapor muy corrosivo, que incluso corroía el vidrio. Utilizó esta propiedad para elaborar dibujos sobre el vidrio, por lo que mantuvo en secreto la forma de obtenerlo. Solo muy lentamente se avanzó en el estudio de este mineral. En 1768, Andrés Segismunod Sargraf estudió el mineral y obtuvo nuevamente el extraño vapor, informando sobre la característica que ataca al vidrio.

Sin embargo, el primero en estudiar el gas fue Carlos Sabéele en 1780. A él se le atribuye el descubrimiento del ácido fluorhídrico. Murió a los 44 años, muy probablemente a causa de una intoxicación sistemática con los productos que manejaba. En 1813, Ampére hizo la hipótesis de que el ácido fluorhídrico era un compuesto de hidrógeno con un elemento todavía no descubierto. Esta hipótesis la hizo por la analogía que tiene este ácido con el muriático, del que se descubrió el cloro apenas tres años antes. Comunicó su hipótesis a Humphry Davy. Ampére sugirió el nombre de "pthor" al nuevo elemento, pero Davy se inclinó por el nombre "flúor".

Desde entonces se sucedió una serie de intentos de aislar el flúor, todos fallidos, y la mayoría con accidentes de intoxicación. Comenzó el mismo Davy por medio de electrólisis, descomponiendo el fluoruro cálcico, pero no lo logró debido a que una vez aislado el flúor en el electrodo positivo, se combinaba rápidamente con cualquier elemento que estuviese cerca. En el proceso se intoxicó y probablemente a causa de eso tuvo una muerte temprana. En 1830 los hermanos Tomás y Jorge Knox intentaron aislar el flúor por medios químicos usando cloro. No lo lograron y también se intoxicaron seriamente. P. Louyel también lo intentó en la misma época, fracasando también, pero en esta ocasión la intoxicación le causó la muerte. Edmond Frémy (inicialmente ayudante de Louyel) abordó el tema con mucha mayor cautela y seguridad, lo que le valió librarse de la intoxicación. Regresó a la electrólisis y en el proceso fue el primero en obtener ácido fluorhídrico puro (anteriormente solo se lo obtenía mezclado con agua), pero tampoco logró el objetivo.

El químico francés Henri Moissan, inicialmente ayudante de Frémy, continuó con el intento. probó métodos químicos (usando fluoruro de fósforo) pero fracasó por lo que decidió intentar con electrólisis. Usó fluoruro arsénico pero al comenzar a intoxicarse paso al ácido fluorhídrico, continuando la labor de su maestro. Para que condujera la electricidad agrego fluoruro de potasio al ácido fluorhídrico puro y logró la electrólisis.6 Para que el fluor no atacara al electrodo positivo, usó una aleación de platino e iridio, apoyado en fluorita como aislante, y adicionalmente realizó la electrólisis a 50 grados bajo cero.6 Finalmente, el 26 de junio de 1886, Moissan fue el primero que obtuvo flúor en forma pura, lo que le valió el Premio Nobel de Química de 1906. La primera producción comercial de flúor fue para la bomba atómica del Proyecto Manhattan, en la obtención de hexafluoruro de uranio, UF6, empleado para la separación de isótopos de uranio. Este proceso se sigue empleando para aplicaciones de energía nuclear.

7.3.5 Cloro molecular

El dicloro se obtiene por electrólisis del cloruro de sodio, generando sodio metálico y dicloro en el proceso “a diferencia de la electrpólisis del agua, en este caso no se consume tanta energia” (Wisniak, 2002b). El dicloro es famoso debido a que fue empleado como arma qupímica en la segunda guerra mundial, debido a que al reacionar con el agua genera el ácido clorídrico que es fuertemente corrosivo. Una exposición aguda a altas (pero no letales) concentraciones de dicloro puede provocar edema pulmonar, o líquido en los pulmones. Una exposición crónica a concentraciones de bajo nivel debilita los pulmones aumentando la susceptibilidad a otras enfermedades pulmonares. El nombre cloro obedece a su color verde, dado por el sueco Carl Wilhelm Scheele en 1774. 

7.3.6 Bromo molecular

El bromo es importante especialmente en la industria qupímica como reactivo. El bromo (del griego bromos, que significa "hedor" o pestilencia) fue descubierto en 1826 por Antoine-Jérôme Balard, pero no se produjo en cantidades importantes hasta 1860. Generalmente es un líquido o gas rojizo oscuro (Wisniak, 2002a).

7.3.7 Yodo molecular

Es el más fácil de obtener de todos los halógenos al ser uno de los menos electronegativos. Por años se lo ha empleado como colorante de telas, químicos y tejidos orgánicos, así como potente desinfectante (Abraham, 2006). También se emplea en el tratamiento de desórdenes de la tiroides. El yodo (del griego iodes, que significa "violeta") fue descubierto en Francia por el químico francés Barnard Courtois en 1811 a partir de algas marinas, aunque no continuó con sus investigaciones por falta de dinero. Posteriormente, el químico inglés Humphry Davy y el químico francés Gay-Lussac estudiaron por separado esta sustancia y terminaron identificándola definitivamente como un nuevo elemento. Ambos dieron el crédito del descubrimiento a Courtois.

No hay comentarios:

Publicar un comentario