redalyc.química de todos los días: un mundo de Óxidos

Acta Universitaria

ISSN: 0188-6266

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Universidad de Guanajuato

México

Gutiérrez, J. Alfredo

Química de Todos los Días: Un Mundo de Óxidos

Acta Universitaria, vol. 12, núm. 3, septiembre-diciembre, 2002, pp. 29-40

Universidad de Guanajuato

Guanajuato, México

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VOL. 12 No. 3 SEPTIEMBRE - DICIEMBRE 2002 29

Guanajuato, Gto., México

RESUMEN / ABSTRACT

Aunque para el ciudadano común eltérmino “óxido” usualmente tan sólotrae a la memoria la herrumbre queaparece en muchos objetos metálicos,en realidad abarca una gran variedad desustancias, algunas de las cuales pare-cería improbable que pertenecieran aesta categoría, por ejemplo, el agua.Los óxidos son tan variados y tan coti-dianos que, ellos o algunas especiesquímicas derivadas, constituyen la granmayoría de nuestro mundo mineral yen algunos casos, incluso, son funda-mentales para la vida. Un aspecto par-ticularmente interesante de los óxidoses que los hay de dos tipos principales:ácidos y alcalinos; a su vez estos dostipos de óxidos son antagonistas quími-cos de tal modo que mutuamente seneutralizan produciendo sustancias muyestables llamadas sales. Estas reaccio-nes de neutralización son también fun-damentales tanto para el mundo natu-ral como para nuestro modo de vidamoderno.

Química de Todos los Días: UnMundo de Óxidos.

J. Alfredo Gutiérrez*

PALABRAS CLAVE: Óxidos; Oxidaciones; Química en la vida diaria; Lluvia ácida;Efecto invernadero.

KEYWORDS: Oxides; Oxidations; Every-day chemistry; Acid rain; Greenhouse effect.

When common people listen the word“oxide” usually they only think of therust that forms on the surface of somemetallic objects, but the term, however,embraces a wide variety of substances.Water, for instance, is a true oxide.Oxides are so many and common thatit is hard to believe that these, or someof their derivatives, compose most ofthe mineral world and in some casesthey are vital for life. It is interestingto note that there are two main classesof oxides: acidic and alkaline. Thesetypes of oxides are chemical antagonistsin such a way that neutralize each otherproducing salts, some kind of verystable substances. Neutralizingreactions are very important for boththe natural world and people’s every-day life.

* Universidad de Guanajuato, Facul-tad de Química. Noria Alta s/n.Guanajuato, Gto., 36050

In Memorian: Dr. Jacobo Gómez Lara.

¿Habrá alguien que no haya escuchado o utilizado alguna veztérminos “propios” del lenguaje de los químicos tales comoóxido u oxidación? Es poco probable, particularmente en estos

“tiempos de globalización” en los que, con cierta frecuencia, cono-cemos palabras surgidas de las disciplinas científicas. Por ejemplo,es muy probable que no nos resulten del todo extraños los térmi-nos: clonación, capa de ozono, efecto invernadero, energía nuclear,cibernética, “clorofluorocarbonos”, mutación, o bien: óxido, oxidacióny oxígeno. Estas tres últimas palabras evidentemente están relacio-nadas entre sí y surgieron de la Química; fueron acuñadas haceunos 250 años por el gran científico francés Antoine Lavoisier(1743-1794) como una consecuencia directa de las investigacionesque lo llevaron a aislar e identificar por vez primera al oxígeno,nombre que significa “formador de ácidos”. Esto último es esen-cialmente correcto, aunque sólo describe una parte de la conductade este elemento químico, según hemos de revisar a lo largo deeste relato. En tal investigación, el sabio francés introdujo losmétodos cuantitativos en la investigación química, lo cual consti-tuye una de las aportaciones más trascendentales al desarrollo deesta Ciencia. Por esta y otras razones, Lavoisier es considerado, contoda justicia, El Padre de la Química.

Desde su origen, los humanos han mostrado una gran fascina-ción por la naturaleza de la materia así como por poder transfor-marla. Durante los tiempos de esplendor de la cultura egipcia yhasta los siglos XVI y XVII se desarrolló la alquimia, una especiede arte que mezclaba la magia con rudimentarias técnicas quími-cas, lo cual la hacían muy poco eficaz. Quien haya leído sobre ellegendario mago Merlín o visto la película de dibujos “El Aprendizde Brujo” podrá tener una idea del misticismo y empirismo querodeaban a la alquimia, aunado a una buena dosis de superstición.Uno de los principales objetivos de esta pseudociencia era el trans-formar a los metales “corrientes” como el plomo, el cobre o elzinc, en el muy cotizado oro, lo cual, ahora sabemos, es imposiblemediante meros procedimientos químicos. No obstante, se reco-

Recibido: 9 de Agosto de 2002

Aceptado: 26 de Septiembre de 2002

30 VOL. 12 No. 3 SEPTIEMBRE - DICIEMBRE 2002

noce que este arte y sus practicantes, los alqui-mistas (ver figura 1), fueron el germen de laQuímica, ciencia que mucho ha contribuido alos grandes logros científicos y tecnológicos quedisfrutamos en el mundo moderno. En reali-dad, la aportación de Lavoisier permitió que losalquimistas condujeran sus esfuerzos por el ca-mino de la ciencia, convirtiéndose ahora en quí-micos: los que hacen la Química.

Figura 1. Un alquimista del siglo XVI desarrollando una “revo-lucionaria” fórmula en su búsqueda de la piedrafilosofal: “....seguidamente, agregue un escorpión com-pleto...”. (Pintor desconocido. Museo Goethe deFrankfurt, Alemania. Tomado de: 7000 JahreChemie, por Otto Krätz, Nikol VerlagsgesellchaftmbH & Co. KG, Hamburg, 1999).

Sin embargo, es también de reconocerse queel extraordinario desarrollo de la Química vieneponiendo en riesgo nuestra propia superviven-cia..... pero irónicamente, en buena medida lasalvación radica en esta misma ciencia. Y enello, los óxidos juegan un papel relevante, segúnhabremos de relatar.

OXÍGENO, ÓXIDOS YOXIDACIONES

La palabra “óxido” en la vida diaria nos re-mite a la herrumbre rojiza que se forma enmuchos objetos metálicos (clavos, la lámina delos automóviles y partes del motor, bisagras enlas puertas que rechinan, etc.) y que se considerasintomático del deterioro del material. Cuandoun metal como el hierro está oxidado o corroí-do, ello nos indica que éste se “echó a perder”.La herrumbre, ó corrosión u oxidación general-mente corresponde a la acción combinada de lahumedad y el oxígeno [O

2]** del aire sobre el

hierro metálico, por lo que podemos evitarla siprotegemos al metal de esta “mezcla fatal”, porejemplo cubriéndolo con una capa de pintura“de aceite”,.... y que mejor si ésta es“anticorrosiva”.

En efecto, la corrosión de un metal corres-ponde al proceso que también los químicosllaman oxidación. Sin embargo, este término nosólo incluye esta concepción del ciudadano co-mún, sino que abarca un universo aún másamplio..... y que también tiene sus consecuen-cias en la vida cotidiana. Para empezar, no sólopuede oxidarse el hierro; esto también le ocurrea otros metales bien conocidos como el cobrecuyo óxido es verdoso, o el aluminio, el estañoy el zinc que producen óxidos blancos. Igual-mente, nosotros mismos podemos oxidar a unelemento tal como el carbono (ese combustiblesólido de color negro que a veces usamos en losdías de campo para asar carne) o bien podemosoxidar sustancias de origen animal o vegetal oderivados del petróleo (gasolina, aceiteslubricantes, etc.) cuando les prendemos fuego,generando así una gran cantidad y variedad deóxidos según veremos adelante. Menos evidentees la oxidación del silicio [Si], elemento quími-co que realmente nunca vemos pero que estápresente en los transistores y microcircuitos demuchos aparatos eléctricos y que puede ocurrirsi se rompe la cubierta o película protectora. Laoxidación de la película reflectante de aluminio

** En adelante, la mayoría de los elementos y compuestos químicos mencionados en el texto irán seguidos de su fórmulaquímica entre corchetes.


[Al] de los discos compactos, CD’s, es precisa-mente el factor que puede limitar la longevidadde estos sistemas aparentemente “eternos” parareproducir música y almacenar información.También algunos de los gases atmosféricos comoel nitrógeno [N

2] pueden oxidarse; esta sustan-

cia difícilmente puede llevar a cabo reaccionesquímicas por lo que se le considera “inerte”(incapaz de reaccionar), pero puede oxidarse du-rante las tormentas eléctricas (figura 2).

Figura 2. Tormenta eléctrica. La fuerte descarga eléctrica deun rayo hace que el nitrógeno [N

2] sea oxidado por

el oxígeno [O2] produciendo los óxidos de nitróge-

no: NO y NO2.

A propósito del nitrógeno: este gas constitu-ye unas tres cuartas partes del aire que respira-mos y tiene un papel fundamental para la vidaen la Tierra gracias a que es inocuo y disminuyela concentración del oxígeno en la atmósfera; siésta fuera sólo de oxígeno, el aire sería tancorrosivo para nuestros pulmones que prontomoriríamos y de hecho mataría a la mayoría delos seres vivos. Incluso, la menor chispa en unaatmósfera de oxígeno puro provocaría que casitodo ser viviente, animal o vegetal, ardiera comoyesca (se oxidara) tal y como ocurre con losbosques y pastos secos en los incendios foresta-les (noticia para los naturistas: el “oxígeno puro”es mortal, no así el “aire puro”). Y hablando de

óxidos “cotidianos” ¿Podríamos creer que el aguaes un óxido?, pues lo es: se trata del óxido dehidrógeno [H

2O], aunque a fin de cuentas, un

óxido de características muy particulares.

LA NATURALEZA DE LASOXIDACIONES

En realidad, cualquier oxidación químicacorresponde a la pérdida de cargas negativas(electrones) por una sustancia química (M, veresquema 1) al estar frente al agente oxidante, elcual “se queda con ellas”.

M + oxidante → M+ oxidante-

Esquema 1

Dado que el oxígeno gaseoso es una especiequímica que con mucha facilidad sustrae elec-trones de otras sustancias y éste es omnipresenteen la biósfera, una gran cantidad de los procesosde oxidación naturales en la Tierra involucran aeste elemento; dicen los químicos que vivimosen una atmósfera de naturaleza oxidante, deaquí el título de este relato.

No obstante, no sólo el oxígeno es capaz deoxidar a otros compuestos químicos, existenotras sustancias oxidantes aún más potentes; dehecho el propio oxígeno puede ser oxidado siéste se encuentra frente a una sustancia que lepueda quitar electrones. Esto último no se haobservado de manera natural en la Tierra, perolos químicos pueden hacerlo en sus laborato-rios. En realidad hay varias sustancias capaces deoxidar a muchos compuestos químicos, con lamisma e incluso mayor facilidad que lo hace eloxígeno del aire [O

2]; un ejemplo cotidiano: el

ozono [O3]. Esta sustancia gaseosa corresponde

a una “presentación” diferente, aunque muchomenos abundante, en la cual podemos encon-trar al oxígeno en la naturaleza. El ozono es unagente tóxico como consecuencia de su fuertepoder oxidante y se produce en las ciudades porla acción de la luz solar sobre el dióxido de


nitrógeno, [NO2], que a su vez es un contami-

nante generado principalmente por los automó-viles. Sin embargo, el ozono también se produ-ce en forma natural en las capas altas de laatmósfera (capa de ozono) donde tiene un papelfundamental para la vida ya que neutraliza lamortal radiación ultravioleta que proviene delespacio exterior. Otros ejemplos de oxidantesfuertes son los conocidos limpiadores caserosdel tipo del “Cloralex”, los cuales liberan cloroatómico [Cl] que es el agente que blanquea ydecolora la ropa por su fuerte efecto oxidantesobre las manchas y los colorantes del tejido.Pero por ahora, eso es “harina de otro costal”.Aquí sólo queremos hablar de las sustanciasestrictamente llamadas ÓXIDOS (aún por losquímicos) y que se refieren a aquéllas que seoriginan de la unión química entre algún ele-mento químico y el oxígeno cuando éste últi-mo le quitó electrones al primero.

VARIEDAD EN LOS ÓXIDOS

Los óxidos se han estado produciendocontinuamente desde el mismo momento delorigen de la Tierra, muchísimo antes que hu-biera clavos, herramientas u otros artículos me-tálicos elaborados por el humano. De hecho,una buena parte de los elementos de la TablaPeriódica de manera natural se encuentran aso-ciados al oxígeno en formas químicas muy esta-bles. Una de las especies químicas más abun-dantes a nivel de la corteza terrestre es el bióxidode silicio [SiO

2], también llamado sílice o sílica

por los químicos, siendo el cuarzo una de susformas cristalinas naturales mejor conocida. Apropósito de esto, los cristales minerales comoel cuarzo están de moda entre aquellos quecreen que pueden curarse de sus males (físicos yespirituales) al acercarlos a su cuerpo; desafortu-nadamente para la Medicina, esto no puede te-ner mayores efectos sobre la gente que los quepodría tener el acercarse un pedazo de vidrio oun trozo de hielo. Tal vez un cristal como eldiamante u otro tipo de piedra preciosa pudieradar cierto alivio, pero derivado tan solo de suelevado valor monetario.

En la corteza terrestre existe una amplia va-riedad mineral de especies químicas llamadasgenéricamente silicatos; estos compuestos estáníntimamente relacionadas con la sílice y de he-cho los silicatos pueden considerarse “sales” de-rivadas de ésta (ver adelante). Esta gran abun-dancia de la sílice y los silicatos no es casual yaque el oxígeno junto con el silicio son los doselementos más abundantes de la corteza terres-tre, representando en conjunto unas tres cuartaspartes del peso de cualquier muestra del suelo(rocas, tierras, arenas, etc.). Irónicamente, elcuarzo es tan abundante en el suelo que pisamosasí como en las paredes y techos que nos rodean(cuando contienen cemento, arena, ladrillos otierra) que, de acuerdo a los “sanadores” concristales, ¡¡ todos lo seres vivos deberíamos go-zar de cabal salud !!

Algún día aprendimos, en nuestros primerosaños escolares, que en la respiración de los seressuperiores se produce bióxido de carbono [CO

2],

también llamado anhídrido carbónico, que esuno de los diferentes óxidos que puede formarel elemento carbono (otro es el tóxico monóxidode carbono, CO). A diferencia del óxido dehierro, el bióxido de carbono no es herrumbro-so y de hecho ni siquiera lo podemos ver ni olerya que es un gas que nos resulta casi inodoro enbajas concentraciones. En la combustión de pas-tos y bosques (que a veces ocurren en formanatural) se generan, además del bióxido de car-bono, otros óxidos gaseosos como el bióxido yel trióxido de azufre [SO

2 y SO

3]; diferentes

óxidos de nitrógeno [NO y NO2]; pero tam-

bién queda un residuo grisáceo, y es lo quedenominamos cenizas, que corresponde princi-palmente a los óxidos de potasio [K

2O]; sodio

[Na2O]; calcio [CaO]; magnesio [MgO] así

como de otros elementos metálicos.

En este punto podemos destacar que los óxi-dos pueden ser gaseosos (por ejemplo, los decarbono, nitrógeno y azufre), sólidos (por ejem-plo, los de hierro, cobre, sodio, calcio o silicio)e incluso, aunque con menos frecuencia, líqui-dos (el agua, sin duda). Otra característica muyinteresante de los óxidos es su comportamiento


frente al agua y que, hasta cierto punto, estárelacionado con el hecho de que sean gases osólidos, según veremos adelante.

LAS HISTORIAS DEL JABÓN YLOS ÁLCALIS

Desde tiempos muy antiguos, probablemen-te con anterioridad al surgimiento del ImperioRomano, alguien descubrió (quizás un “alqui-mista”) que el hervir por varias horas una mez-cla de grasa animal, cenizas vegetales, y agua,llevaba a que la grasa se disolviera formandouna pasta uniforme de consistencia “jabonosa”es decir, resbalosa al tacto. Pero de manera muyinteresante también se descubrió que esta pastasoluble en agua producía una soluciónespumante que tenía la cualidad de eliminar lagrasa y la mugre de la ropa, o de los utensiliosdonde se había preparado y servido la comida, odel propio cuerpo. Se había descubierto el ja-bón. Los jabones son un producto de transfor-mación química de las grasas animales o aceitesvegetales por acción de los álcalis o bases, proce-so llamado saponificación (transformación a ja-bón). Como bien lo sabemos, las grasas y losaceites son incompatibles con el agua; sin em-bargo, las moléculas de grasa al reaccionar conálcalis se fragmentan en dos nuevos tipos desustancias orgánicas una de las cuales, el jabón,simultáneamente tiene una porción que es afínpor las grasas y otra parte que es afín por elagua. Esta característica es la que le permite a lasmoléculas de jabón “envolver con su cola” (verfigura 3) a moléculas de grasa (suciedad) de laropa y arrastrarlas consigo, gracias a que la otraparte de la molécula de jabón, la “cabeza”, tieneafinidad por el agua, y entonces se disuelve enésta. Los llamados detergentes, esencialmente soniguales a los jabones, salvo que son totalmentesintéticos y que cambia un poco la naturalezaquímica de la “cabeza”.

En otras palabras, un jabón permite que elaceite y el agua se mezclen. Hasta el día en quese descubrió el jabón dejó de ser categórica lafrase: “el agua y el aceite no se mezclan”. Para la

Figura 3. Las moléculas de jabón disuelven a las de grasa y asu vez todo queda disuelto en agua.

Química siempre caben algunas posibilidadesque contravienen al “sentido común”.

Según se dijo antes, la transformación de lasgrasas animales en jabón (saponificación) ocurrepor la reacción de éstas con álcalis o bases; unejemplo de álcali es la bien conocida “sosa cáus-tica” o hidróxido de sodio [NaOH], sustanciaque adquirimos en las ferreterías y utilizamos enel hogar para limpiar, destapar o desinfectar losbaños. Igualmente, ya se había comentado antesque las cenizas vegetales son ricas en óxido depotasio y de sodio [K

2O y Na

2O]; estos óxidos

al disolverse en agua se transforman precisamen-te en álcalis: potasa y sosa cáustica [KOH yNaOH]. Esta transformación se debe a que losóxidos de este tipo de elementos tienen la capa-cidad de “quitarle” un hidrógeno positivo [H+] alagua [H

2O] formándose así los iones hidróxido

[OH-], que son los que dan sus típicas propie-dades químicas a las bases o álcalis. Los óxidosde calcio y de magnesio [CaO y MgO], presen-tes también en las cenizas, igualmente formanálcalis [Ca(OH)

2 y Mg(OH)

2] por lo que, de la

misma manera, participan en la saponificación delas grasas animales. Como sabemos, a la “sosacáustica” debe manejársele con mucha precau-ción, preferentemente usando guantes de plásti-co y protegiendo nuestros ojos con anteojos,debido a que es muy corrosiva y “quemante”


por su fuerte carácter alcalino o básico. Aquícabe señalar que el término álcali se deriva deal-qili, antigua palabra árabe utilizada ya en laEdad Media, que significa precisamente cenizasde barrilla (una planta); de este modo, el térmi-no álcali se convirtió en sinónimo de “basefuerte” dada la propia naturaleza de las cenizasvegetales cuando se mezclan con agua.Coincidentemente, con mucha frecuencia losóxidos sólidos son de naturaleza alcalina, y amayor solubilidad de éstos en agua, mayor sualcalinidad.

LOS ÓXIDOS GASEOSOS Y LALLUVIA ÁCIDA

En el otro extremo tenemos a los óxidosgaseosos como los ya mencionados CO

2, SO

2,

SO3, NO y NO

2; estas sustancias al disolverse

en agua generan disoluciones de naturalezaopuesta a la de los álcalis, esto es, son de carác-ter ácido. Los álcalis y los ácidos son entre sí losantagonistas químicos: son el equivalente de lopositivo frente a lo negativo, o lo negro frente alo blanco. Ejemplos de diferentes tipos de áci-dos que utilizamos en el hogar son el vinagre(ácido acético), el jugo de limones y naranjas(ácido cítrico), o el ácido acetilsalicílico que con-tienen algunos analgésicos como el Mejoral y laAspirina; como posiblemente alguna vez lo ha-yamos experimentado, las aspirinas pueden irri-tarnos el estómago como consecuencia de suacidez, por lo que resulta más conveniente to-marlas junto con algún antiácido (el Alka Seltzeres una mezcla del ácido acetilsalicílico y unantiácido, y por ello es menos agresivo al estó-mago). Otro ácido de uso doméstico es elmuriático, que podemos adquirir en lastlapalerías y lo utilizamos para limpiar el “sarro”de los baños. Este ácido es una forma impuradel llamado ácido clorhídrico [HCl]; aquí debe-mos recordar que el ácido muriático es muycorrosivo o cáustico: al igual que los álcalistambién nos puede producir “quemaduras” sinos toca la piel. Los ácidos tienen todos encomún que fácilmente se desprenden de hidró-geno positivo [H+] que, dependiendo de su con-

centración en agua, ocasiona diferentes sensacio-nes en nuestros sentidos: al estar muy pococoncentrado puede parecernos agrio al paladar(por ejemplo, un limón o un trozo de Aspirinaen la lengua) o bien, puede provocarnos doloro-sas quemaduras si su concentración es alta, comoel caso mencionado del ácido muriático.

Regresando a los óxidos gaseosos: la razónpor la cual éstos producen ácidos al disolverseen agua [H

2O] radica en que reaccionan con

ésta de tal modo que le “sustraen” su oxígeno ylo fijan, permitiendo así que los hidrógenos quecontiene “queden libres” precisamente comoiones positivos [H+] que, como ya se señaló,son los que dan sus propiedades a los ácidos.Los óxidos gaseosos son generalmente uno delos productos de la combustión de casi cual-quier derivado del petróleo y el carbón mineralo de sustancias de origen orgánico (pasto, arbus-tos, madera o restos animales). De este modo,los óxidos gaseosos pasan directamente al am-biente y al entrar en contacto con la lluvia, osimplemente con la humedad que de maneranormal existe en el aire, se transforman a losácidos: sulfuroso [H

2SO

3], sulfúrico [H

2SO

4],

y nítrico [HNO3], que al precipitarse forman lo

que se conoce como lluvia ácida. El bióxido decarbono [CO

2] también produce ácido carbóni-

co [H2CO

3] pero este es un ácido tan débil e

inestable que normalmente no provoca daños,lo cual es muy afortunado ya que este óxido esmuy abundante en el aire. Como es de esperar-se, la lluvia ácida afecta casi todas las cosas quetoca: metales, construcciones, suelo, plantas yanimales, y casi siempre será en el sentido decausar su deterioro o hasta su muerte, tratándo-se de seres vivos. Está bien documentada ladesaparición de bosques completos por efectode la lluvia ácida originada en la cercanía deplantas industriales que producen grandes canti-dades de óxidos de azufre, SO

2 y SO

3, que

conducen a la formación de una lluvia de ácidossulfuroso y sulfúrico. Dicha lluvia ataca directa-mente a la flora así como el suelo del cual ésta sealimenta con lo cual muere. Igualmente, la lluviaácida puede atacar las edificaciones; de maneraparticular es bien conocida la corrosión de esta-


tuas de mármol expuestas a la intemperie lascuales pueden quedar totalmente desfiguradas.

De lo dicho en esta sección se hace eviden-te por qué Lavoisier puso al elemento oxígenoese nombre: es, efectivamente, un formadorde ácidos.

ÓXIDOS ALCALINOS + ÓXIDOSÁCIDOS = SALES

Tanto los álcalis como los ácidos se caracte-rizan por ser sustancias corrosivas pudiendo enocasiones, además, ser agentes oxidantes por símismos o al menos ser coadyuvantes en la oxi-dación provocada por la humedad y el oxígenoambientales. Pero, como ya se había señalado,ácidos y álcalis son de naturaleza antagónica;este antagonismo se hace evidente al mezclarlosen partes iguales: la solución resultante pierde elcarácter corrosivo que las partes poseen en loindividual, es decir, ambas sustancias se neutra-lizan. De hecho, si mezclamos, por ejemplo, unequivalente de ácido clorhídrico [HCl] con unequivalente de sosa [NaOH] obtenemos comoresultado una solución que no es ácida nialcalina, tan solo es una solución de “sal co-mún” o cloruro de sodio [NaCl] y por lo tantono produce quemaduras y hasta podríamos in-gerir algunas gotas de la solución (no lo haga,pues, además de que el ácido clorhídrico y la sosapueden contener algunas impurezas tóxicas, si lamezcla de éstas no es exacta, la solución manten-dría su carácter cáustico, ya fuera ácido oalcalino). Esto significa que ambas sustanciasestán neutralizando entre sí los principios queles confieren la acidez y la alcalinidad, esto es,H+ en el caso de los ácidos y OH- para el casode los álcalis. Pues precisamente lo que formanestas dos especies al mezclarse a partes iguales es¡agua! [H

2O] que, como bien sabemos, para

nosotros no es ni ácida ni alcalina. Pero hayotro producto que aparece en la neutralizaciónde ácidos y álcalis y es lo que los químicosdenominan una sal (en el ejemplo citado arribaesta sal precisamente corresponde a la “sal co-mún”, esa que usamos en nuestros alimentos).

Esto nos lleva a otra situación muy común en lanaturaleza: los ácidos y las bases son tan reactivosque una vez que se encuentran, se neutralizanmutuamente. De este modo es poco usual en-contrar a sustancias muy alcalinas o muy ácidasque perduren por mucho tiempo, y entoncesgeneralmente sólo vamos a encontrar sus pro-ductos de neutralización, las sales, que, por otrolado, son especies químicas extremadamente esta-bles. Esto último explica en parte por qué elcloruro de sodio es muy abundante en el aguade mar, y de hecho existen otras sales que sonigualmente abundantes; a este respecto, uno delos ejemplos más importantes lo tenemos en elcarbonato de calcio [CaCO

3].

La forma mineral más conocida del carbona-to de calcio la tenemos en aquellas cavernassubterráneas con abundantes y espectacularesformaciones de estalactitas y estalagmitas. EnMéxico hay dos ejemplos bien conocidos deeste tipo de cavernas: las Grutas deCacahuamilpa en Guerrero y las de García enNuevo León. El carbonato de calcio, a diferen-cia del cloruro de sodio, es casi insoluble enagua por lo que resulta muy común encontrarlaen enormes yacimientos en tierra firme, asícomo en el lecho marino. En realidad hay variasformas minerales del carbonato de calcio, sien-do el más abundante el de la llamada “rocacaliza” (como el de las cavernas), aunque hayotros minerales como el mármol y el Espato deIslandia que son, igualmente, carbonato de cal-cio. También los arrecifes de coral y en generallas “conchas” de animales marinos (almejas, ca-racoles, ostiones, etc.) son casi carbonato decalcio puro. El carbonato de calcio lo podemosconsiderar como el producto de la neutraliza-ción del ácido carbónico [H

2CO

3] proveniente

del bióxido de carbono [CO2] y el hidróxido de

calcio [Ca(OH)2] proveniente del óxido de cal-

cio [CaO], reacción que aún hoy ocurre natu-ralmente en los lechos marinos (esquema 2-a).En realidad ambos óxidos, CO

2 y CaO, pueden

reaccionar en forma directa sin necesidad deestar previamente hidratados ya que a fin decuentas al final regeneran el agua que los hidrató(esquema 2-b).


a) Ca(OH)2 + H

2CO

3 → CaCO

3 + 2 H

2O

b) CaO + CO2 → CaCO

3

Esquema 2

Incluso la reacción de neutralización tam-bién puede ocurrir en las siguientes formasalternativas:

a) Ca(OH)2 + CO

2 → CaCO

3 + H

2O

b) CaO + H2CO

3 → CaCO

3 + H

2O

Esquema 3

Las reacciones anteriores nos indican que laacidez y la alcalinidad de los óxidos tan sólo setransfieren al agua cuando éstos se hidratan,pero en ausencia de ésta, tales propiedades, aci-dez y alcalinidad, persisten, pues a fin de cuen-tas al reaccionar en sus formas no hidratadastambién ocurre la formación de sal; el agua sólose formará si alguno o los dos óxidos fueronpreviamente hidratados.

LAS REACCIONES DENEUTRALIZACIÓN EN LA VIDA

DIARIA

El hombre ha sacado provecho de las reac-ciones de neutralización. Como un primer eimportante ejemplo, se hace ahora necesario ha-blar más a fondo de un óxido de naturalezaalcalina: el óxido de calcio [CaO]. Esta sustan-cia es fundamental para la industria moderna yde hecho para nuestro modo de vida actualdebido a la gran cantidad de aplicaciones quetiene; se trata de uno de los reactivos químicosque ocupa uno de los primeros lugares en elámbito mundial en cuanto a la cantidad produ-cida anualmente para la industria. Veremos en-seguida que uno de los usos mejor conocidos deeste óxido es el que tiene en la industria de laconstrucción, donde la base de su aplicaciónradica en una reacción de neutralización..... enefecto, los albañiles también hacen química.

Hagamos en este punto un pequeño parénte-sis para hacer una remembranza: aquellos quetienen ahora 45 ó más años de edad podránrecordar que, cuando eran niños, los albañilesaún utilizaban cal con arena (sin cemento) parapegar los ladrillos de las construcciones. Al lu-gar de la “obra” se transportaba un materialpedregoso de color blanco llamado “cal viva”(en Guanajuato, hará unos 40 años, era usualver como ésta era transportada en burros y mu-las). La “cal viva”, sin embargo, no podía usarsedirectamente siendo necesario en primer lugar“apagarla”, lo cual consistía en rociarla con agua,operación que generaba mucho calor al gradoque se formaba vapor como en un baño sauna.Algunas horas después las piedras estaban total-mente disgregadas, y era entonces cuando se lesagregaba la arena y más agua produciendo una“revoltura” que se denomina mortero romanodebido a que se considera que fueron los roma-nos quienes la usaron por primera vez. Aún hoyexisten muchas de las construcciones de su épo-ca de esplendor en pie y que fueron elaboradasutilizando el mortero como “pegamento”. Bue-no, pues la “cal viva” es nada menos que elóxido de calcio [CaO], mientras que la “calapagada” es el hidróxido de calcio [Ca(OH)

2]

también llamado calhidra (por contracción deltérmino: cal hidratada). Como todo álcali quese precie de serlo, la calhidra de forma naturaltiende a neutralizarse con cualquier ácido quehaya en el ambiente, y justamente en el aireatmosférico hay una concentración importantede un ácido, el multicitado bióxido de carbono[CO

2], lo que permite la reacción de neutraliza-

ción descrita en el esquema 3-a. La sal produci-da en esta neutralización, el carbonato de calcio[CaCO

3], se va produciendo lentamente en for-

ma cristalina de un modo tal que va constitu-yendo un solo bloque con los gránulos de are-na, quedando al final como un material duroque, además, se adhiere fuertemente a las pie-dras o ladrillos. De hecho, la cal se va haciendomás dura con el tiempo, particularmente si sele mantiene húmeda durante los primeros díaspues ello favorece la carbonatación (reaccióncon el CO

2).


Como sabemos, actualmente la calhidra seusa mezclada, además de con arena y agua, concemento lo que le da mayor dureza. Igualmen-te, la calhidra se expende como un fino polvoblanco en bultos de 25 kilogramos y su obten-ción sigue el mismo procedimiento de antaño:inicialmente se calcina la “roca caliza” o bienrestos de corales y conchas marinos que en cual-quier caso corresponde a carbonato de calcio[CaCO

3]; esto produce la cal viva [CaO] a la

que se le adiciona una cantidad controlada deagua para producir la calhidra (esquema 4, a yb). Cabe señalar que en la calcinación se liberabióxido de carbono gaseoso que en muchas “ca-leras” se recupera y se envasa para comercializar-lo; entre otros usos, el bióxido de carbono seemplea para las bebidas gaseosas.

a) CaCO3 → CaO + CO

2

b) CaO + H2O → Ca(OH)

2

Esquema 4

Un aspecto muy interesante de la producciónde la “cal viva” es que se trata del procesoinverso de la reacción de neutralización entre unácido y una base. Esto nos indica que es posiblerevertir las reacciones de neutralización, peroello implica utilizar energía, a veces en tan grancantidad que no siempre resulta costeable utili-zar sales como una fuente para producir tantolos ácidos como los álcalis de los que proviene.En el caso del carbonato de calcio, el proceso de“separación” de su ácido y su base si resulta muyeconómico.

El vidrio que utilizamos tan ampliamente entodo tipo de envases, en ventanas, y hasta uten-silios, corresponde a otro producto de neutrali-zación. En este caso se trata de la reacción de lasílice [SiO

2], un óxido de naturaleza ácida que,

sin embargo, no es gaseoso . La arena blancageneralmente corresponde a sílice de alta pureza

y en el mundo hay yacimientos muy grandes, loque lo convierte en un material muy accesible yeconómico. En este caso la sílice se neutralizacon los óxidos de sodio y calcio que, como yahemos visto, son de naturaleza alcalina. La “sal”que resulta de esta neutralización en realidad esuna compleja mezcla de silicatos de sodio ycalcio [Na

xCa

y(SiO

3)

x+y/2, X e Y representan nú-

meros enteros como 1, 2, 3, etc.] que corres-ponde a lo que conocemos como vidrio común.Industrialmente el proceso se lleva a cabo mez-clando “cal viva” (CaO), con carbonato de sodio(Na

2CO

3) y sílice (usualmente arena blanca). La

mezcla se muele y enseguida se introduce a unhorno a muy alta temperatura de tal modo queésta se funde ocurriendo la reacción de neutrali-zación con formación del vidrio que, antes deque solidifique, se pasa directamente al procesode moldeado donde se le da forma de láminas,botellas, bloques, etc. Debido a la alta tempera-tura, en este proceso inicialmente el carbonatode sodio se descompone en su ácido y baseconstituyentes, eliminándose el bióxido de car-bono como gas, quedando así disponible el óxi-do de sodio (esquema 5-a), y después ocurre lareacción de neutralización (esquema 5-b):

a) Na2CO

3 → Na

2O + CO

2

b) 2 SiO2 + Na

2O + CaO → Na

2Ca(SiO

3)

2

Esquema 5

Páginas atrás se comentó que los silicatos sonel tipo de mineral más abundante de la cortezaterrestre y la razón de esto puede ahora resultarobvia: los silicatos corresponderían a los dife-rentes productos de neutralización del óxidoácido más abundante en la corteza terrestre quesería la sílice [SiO

2] al reaccionar con diferentes

óxidos alcalinos. Precisamente, después del oxí-geno y el silicio entre los elementos más abun-dantes están el sodio, potasio, magnesio y cal-

Como regla general: todos los óxidos gaseosos son ácidos, pero existen algunos pocos que son sólidos, mientras que losóxidos sólidos son básicos, aunque hay algunos pocos que son ácidos o anfotéricos (ver adelante el significado de este últimotérmino).


cio, que forman óxidos alcalinos. El aluminioes el tercer elemento más abundante y es uncaso especial ya que su óxido [Al

2O

3] tiene

propiedades tanto de ácido como de base, carac-terística que se conoce como anfoterismo y quese limita a unos cuantos óxidos (caso muy im-portante: el agua): los anfóteros pueden neutrali-zar tanto a ácidos como a bases. De este modo,los óxidos de sodio, potasio, magnesio, calcio yaluminio pueden reaccionar con la sílice dandolugar a silicatos. De manera particular, algunossilicatos que contienen aluminio constituyen laimportante familia de los silicoaluminatos, untipo de mineral también muy abundante. Preci-samente la arcilla o “barro” que se utiliza parafabricar diferentes tipos de cerámica, tienencomo componente fundamental a unsilicoaluminato llamado caolinita. Cuando laarcilla tiene un alto contenido de caolinita elmaterial se denomina caolín, que es precisamen-te el tipo de arcilla con el que se fabrica laporcelana china.

Podríamos continuar hablando de las reac-ciones de neutralización y sus productos tantoen la industria como en la naturaleza, pero elpar de ejemplos arriba citados ilustran la tras-cendencia de este tipo de reacciones. Sin embar-go, para finalizar esta parte podemos ahora sim-plemente mencionar que las reacciones deneutralización se presentan en la producción decasi cualquier tipo de sustancia de uso común(el acero, el aluminio, plásticos, etc.), y de he-cho los ácidos y las bases constituyen dos tiposde reactivos químicos fundamentales para la pro-ducción de casi cualquier producto manufactu-rado: desde alimentos hasta vehículos espaciales.

EPÍLOGO: LAS REACCIONES DENEUTRALIZACIÓN QUÍMICA Y

LA REFORESTACIÓN VEGETALCONTRA LA LLUVIA ÁCIDA Y EL

EFECTO INVERNADERO.

Decíamos al principio de este manuscrito quehay varios términos científicos con los cualesestamos familiarizados. Tal es el caso de lluviaácida (de la cual hablamos líneas arriba) y efectoinvernadero, fenómenos que se están convirtien-do en verdaderos flagelos del mundo moderno.Ambos tienen como común denominador el seruna consecuencia de la actividad humana, fun-damentalmente la oxidación química (por ejem-plo: la quema de combustibles y todo tipo demateriales orgánicos, “tostación” de mineralessulfurados , etc.) con la consiguiente emisiónde óxidos gaseosos. El efecto invernadero se ori-gina de un aumento en la concentración debióxido de carbono en la atmósfera≠, y tienecomo consecuencia una elevación de las tempe-raturas promedio en toda la Tierra. Este gasactúa como la película transparente de un inver-nadero permitiendo durante el día el paso de laluz solar con un consecuente calentamiento delinterior, y al llegar la oscuridad, esa películaimpide que el calor acumulado se disipe rápida-mente. Al día siguiente la luz solar recalienta elinterior del invernadero, y en este sentido si nohay un sistema que regule la temperatura (porejemplo, la simple circulación de aire hacia elinterior), el invernadero se torna cada vez máscaliente. En el caso del enorme invernadero quees la Tierra, durante varios miles de años elgrosor promedio de la capa de bióxido de car-bono ha sido de tal dimensión que las tempera-turas promedio anuales han sido muy estables.Sin embargo, a partir de la Revolución Indus-trial en el siglo XVIII, la concentración de estegas ha ido en aumento (casi imperceptiblementeal principio, muy rápido en los últimos 50años) provocando que el calor acumulado du-

En la naturaleza, varios metales aparecen en forma de sulfuros (por ejemplo los sulfuros de zinc [ZnS], cobre [CuS], plomo[PbS] o níquel [NiS]. Para extraerlos es necesario inicialmente transformarlos a sus óxidos, lo cual se consigue calentándolosen presencia de aire, proceso que genera bióxido de azufre gaseoso [SO2].

≠ En realidad hay otros gases que también contribuyen a éste fenómeno, como es el propio vapor de agua o el metano,aunque a fin de cuentas, el bióxido de carbono resulta ser el agente más importante.


rante las horas de irradiación solar no se disipelo suficiente durante las horas de oscuridad (lasnoches se están tornando menos frías) y comoconsecuencia poco a poco se van incrementandolas temperaturas promedio en el planeta. Lasrepercusiones de este fenómeno son catastrófi-cas para los sistemas naturales ya que los ciclosestacionales se ven alterados y ello, evidente-mente afecta los ciclos biológicos naturales.

La famosa película de los años 70’s tituladaCuando el Destino nos Alcance (Soylent Green,por su título en inglés) es una historia de laciencia-ficción que nos alerta sobre los gravesextremos a los que podría llegar la humanidaden un mundo totalmente degradado en su en-torno ecológico. Desdichadamente, SoylentGreen es una novela que parece estar en vías deno ser una mera fantasía, a menos que hagamoslo necesario para impedir que la degradaciónecológica continúe avanzando. La contamina-ción ambiental es uno de los principales factoresde esa degradación ecológica, y aquí la lluviaácida y el efecto invernadero juegan un papelprincipal.

El problema de la contaminación ambientales de una enorme complejidad ya que este abar-ca una gran variedad de facetas, además que enéste están involucrados intereses tanto políticos,como económicos y sociales. A la luz de loshechos, resulta evidente que aquellos países queahora son los más poderosos en la Tierra notienen la menor intención de ceder un ápice encuanto a su posición en el concierto mundialpuesto que, en aras de disminuir la contamina-ción ambiental sería necesario hacer cambiossustanciales en las formas y volúmenes de pro-ducción lo cual, al menos en el inicio, tendríaefectos negativos en las economías. No obstan-te, mucho puede hacerse, más allá de suspender,disminuir o modificar la actividad industrialque, a fin de cuentas, lleva cierta riqueza mate-rial a las naciones.

¿Podríamos disminuir la concentración en laatmósfera de los gases que provocan la lluviaácida y el efecto invernadero? Teóricamente larespuesta es sí: las sustancias que provocan am-

bos fenómenos son óxidos gaseosos y por lotanto ácidos (SO

2, SO

3, NO y NO

2 que provo-

can la lluvia ácida y el CO2 principal causante

del efecto invernadero, ver arriba) y entoncespodríamos neutralizarlos con álcalis, formandoasí sales “inofensivas”. Sin embargo, en el casoparticular del bióxido de carbono no sería nece-sario neutralizarlo, pues las plantas verdes loasimilan durante la fotosíntesis transformándo-lo así en biomasa vegetal (hojas, ramas, troncos,raíces), por lo que en este caso tendríamos querecurrir a la reforestación masiva de la Tierra,además de detener la tala inmoderada de bos-ques y selvas. Para eliminar los gases que provo-can la lluvia ácida, las emisiones de fábricas,termoeléctricas, carboeléctricas, etc. con altocontenido de óxidos de azufre y nitrógeno, de-berían de ser pasados por filtros con agentesalcalinos y poder así neutralizarlos (figura 4). Yacomentamos que la “cal viva” [CaO] y la“calhidra” [Ca(OH)

2] son álcalis cuya produc-

ción es muy económica y prácticamente inago-table, aunque ésta a su vez genera bióxido decarbono proveniente del carbonato de calcio,además de aquel originado de la quema de com-bustible para la calcinación. Aunque este bióxi-do de carbono tenga varios usos en la industria,al final termina en la atmósfera y entonces ellorequeriría de la existencia de más vegetales parapoder eliminarlo. A fin de cuentas es la vegeta-ción el principal medio para eliminar ambosproblemas de contaminación; las reacciones deneutralización equivalen a intercambiar los gasesde la lluvia ácida por bióxido de carbono, quepuede ser eliminado naturalmente mediante lafotosíntesis. En el futuro, los combustibles pro-cesados (gasolinas, diesel, gas natural, etc.) de-berán estar libres de nitrógeno y azufre paraimpedir la generación de estos óxidos, de talmodo que sólo arrojen CO

2 a la atmósfera.

De lo anterior, la respuesta es clara: paraevitar que el destino nos alcance debemos actuarmás racionalmente teniendo siempre en menteel cuidado de la Naturaleza en todas sus mani-festaciones. Ello implica evitar el despilfarro yuso irracional de todo tipo de bienes y serviciospues su producción conduce a una mayor gene-


Figura 4. Eliminación de la contaminación por óxidos gaseosos mediante su neutralización con óxidos alcalinos.

ración de contaminantes. Este cuidado se refieretambién al preservar todas las formas vivas delentorno natural, animales y plantas, y sobretodo plantar muchos, muchos árboles. Cadaárbol representa un filtro que ayudará a eliminarel exceso de bióxido de carbono, que a su vezpuede reemplazar a los otros óxidos gaseososresponsables de la lluvia ácida.

A fin de cuentas, el entender un poco dequímica resulta útil para saber las consecuenciasde algunos de nuestros actos sobre este hermosomundo en el cual vivimos y que, según hemosvisto, sustenta a la vida en un ambiente oxidanteque es perfecto si lo respetamos, pero puederesultar fatal si lo alteramos.

AGRADECIMIENTO

Una buena parte de la información aquí mos-trada forma parte del curso de Química Des-

criptiva que se imparte a los estudiantes de losprimeros semestres de la Facultad de Química.El autor agradece a sus alumnos en esos cursossu paciencia, y el que le hayan permitido apren-der con ellos.

REFERENCIAS

Alguna bibliografía útil para incursionar masa fondo en el tema de los óxidos y otros tópicosrelacionados:

McQuarrie, D. A. y Rock, P. A. (1985). DescriptiveChemistry. New York: H. Freeman and Co.

Swaddle, T.W. (1997). Inorganic Chemistry: An Industrialand Environmental Perspective. San Diego: AcademicPress.

Westhelmer, F. H. (1985). How to turn on an electricligth. Journal of Chemical Education, 62 (9) 762 –779.

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