Los gases nobles



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Átomos aceptantes de electrones


Si nos disponemos a considerar las condiciones en las cuales los electrones pueden ser liberados de átomos, como los de oxígeno y xenón, que no ceden fácilmente electrones, debemos dar por sentado que dichas condiciones son extremas. En las reacciones químicas, uno o más electrones son liberados de átomos particulares sólo debido a que algún otro átomo es capaz de aceptar uno o más electrones. Únicamente un muy fuerte aceptor de electrones es capaz de influir en un átomo de oxígeno o de xenón.

Los átomos que poseen la más fuerte tendencia en aceptar electrones son aquellos sin capas más externas que contienen cerca de ocho electrones. Al aceptar uno o dos electrones, elaborarán la configuración estable de ocho electrones externos, y la tendencia en hacerlo así es grande.

El grupo de elementos con siete electrones en la capa más externa (los halógenos) necesitan aceptar tan sólo un electrón para componer el número estable y son, por consiguiente, los más activos en participar en aquellos procesos químicos que implican la aceptación de electrones. Estos elementos (véase tabla 18, capítulo 4, pág. 47) son, en orden de creciente complejidad atómica; flúor, cloro, bromo, yodo y astato.

Como ya he explicado, cuanto más complejo es el átomo de un grupo particular, tanto más débilmente retiene sus electrones más externos, y, en consecuencia, tanto más débil es su tendencia a aceptar electrones adicionales. Por tanto, resulta que cuanto más pequeño es el átomo halógeno con tanta más fuerza retiene sus electrones más exteriores, y tanta mayor es su tendencia en aceptar un electrón adicional. En otras palabras, el yodo aceptará un electrón más pronto que el astato. El bromo aceptará uno todavía con más facilidad; el cloro lo hará aun más pronto, y el flúor es el mejor predispuesto de todos.

Aquellos elementos con seis electrones en la capa más exterior son también activos en la aceptación de electrones, aunque no tan eficaces (como grupo) como lo son los halógenos. En este caso, también, cuanto más pequeño sea el átomo tanto más fácilmente aceptará un electrón, de modo que el segundo más pequeño (azufre) es netamente activo, mientras que el más pequeño (oxígeno) es por completo eficaz.

Los elementos con cinco electrones en la capa más externa son todavía menos activos, pero el átomo más pequeño de este grupo (nitrógeno) muestra una apreciable predisposición.

El químico americano Linus Pauling (nacido en 1901) consideró con detalle las propiedades aceptoras de electrones (electronegatividad) de los átomos. En 1932, aplicó el tratamiento matemático de la estructura atómica, desarrollado en la década precedente, al problema de la transferencia de electrones; sobre esta base, consiguió elaborar una medición de la electronegatividad de los diversos elementos. En la tabla 32, los siete elementos más electronegativos (en orden decreciente de electronegatividad) aparecen distribuidos de acuerdo con la escala de Pauling.


Tabla 32. Los elementos más electronegativos

Elemento

Disposición
de los electrones


electronegatividad
(escala de Pauling)


Flúor

2/7

4,0

Oxígeno

2/6

3,5

Cloro

2/8/7

3,0

Nitrógeno

2/5

3,0

Bromo

2/8/18/7

2,8

Azufre

2/8/6

2,5

Yodo

2/8/18/18/7

2,5

El orden aplicado en la tabla 32 se refiere, estrictamente hablando, a los átomos individuales de dichos elementos. Cuando los elementos existen como moléculas, su actividad queda afectada por la facilidad con que esas moléculas pueden ser desintegradas en átomos individuales.

La molécula de oxígeno (O2) se mantiene unida más firmemente que lo hacen las moléculas bivalentes de los diversos halógenos. La molécula de nitrógeno (N2) se mantiene unida todavía más sólidamente. Por esta razón, el oxígeno no es muy activo a la temperatura ambiente a pesar de su posición en la lista de electronegatividad. Podemos vivir cómodamente bajo un océano de oxígeno sin sentir molestias, aunque los tejidos de nuestro cuerpo se combinarían rápidamente con el menos electronegativo bromo. En cuanto al nitrógeno, continúa siendo un gas inerte incluso a temperaturas elevadas.

Tanto si consideramos átomos como moléculas, el flúor es, sin la menor duda, el más activo de todos los elementos en aceptar electrones. Realmente, si el flúor no puede forzar la liberación de electrones del átomo de algún elemento particular, entonces no lo puede conseguir ninguna otra sustancia.

Si cualquiera de los gases nobles puede ser obligado a ceder uno o dos electrones y formar un compuesto, el flúor puede lograrlo con más facilidad. Por tanto, dediquemos nuestra atención al flúor.


9. FLÚOR

El reconocimiento del flúor


En realidad, el tratamiento matemático por parte de Pauling de la electronegatividad no era necesario para convencer a los químicos de la insólita actividad del flúor. Confirmaba únicamente lo que ya se sospechaba por lo menos desde hacía un siglo, como resultado de experiencias prácticas de laboratorio en el transcurso de la trágica historia del flúor.

Esta historia comienza con los mineros de los tempranos tiempos modernos. Ya en 1529, el minerólogo alemán Jorge Agricola (1490-1555) describió los usos de cierto mineral para la fundición de minerales. El propio mineral se fundía fácilmente, y, cuando era añadido a la mena que se fundía en un horno, la hacía derretirse con mayor facilidad, aportando así un valioso ahorro de combustible y tiempo.

Agricola llamó a este mineral fluores, derivada de la palabra latina fluere, que significa «fluir», porque se licuaba y fluía tan fácilmente. En años posteriores, llegó a llamarse fluorspar (espato flúor), dado que spar es un antiguo vocablo alemán empleado para designar un mineral; un nombre todavía más moderno es fluorita, dado que «ita» es ahora el sufijo convencional para designar un mineral15.

En 1670, un alemán tallador de cristal, Heinrich Schwanhard, descubrió que cuando trataba la fluorita con ácido fuerte, se producía un vapor que grababa al aguafuerte sus lentes. Esto era muy raro, porque el cristal, por lo general, no es afectado por productos químicos, aunque sean fuertes. Schwanhard aprovechó esta propiedad para desarrollar una nueva forma de arte. Recubrió piezas de vajilla de cristal con barniz protector y las expuso al vapor, consiguiendo obtener claros diseños sobre un fondo turbio. Naturalmente, Schwanhard no conocía los detalles químicos de lo que estaba sucediendo, pero el proceso de grabación al aguafuerte era lo bastante teatral, y las obras de arte que él producía eran lo suficientemente insólitas como para atraer un interés continuo.

El químico sueco Karl Wilhelm Scheele (1741-1786) fue el primero en estudiar el vapor de la fluorita acidificado con cierto detalle, en 1771. Fue capaz de demostrar, por ejemplo, que el vapor era un ácido, y lo llamó «ácido fluórico». En consecuencia, corrientemente se considera a Scheele como el descubridor de esta sustancia.

Probablemente, fue un trágico descubrimiento, ya que Scheele tenía la mala costumbre de oler y probar cualquier sustancia nueva que descubría. El «ácido fluórico» fue uno de sus diversos descubrimientos que de manera más definitiva no podía ser tratado de esta manera. Murió a la temprana edad de cuarenta y cuatro años, tras algunos años de invalidez; con toda probabilidad, su hábito de olfatear y sorber o probar productos químicos desconocidos abrevió de manera decisiva su vida. Si así fue, el «ácido fluórico» y otros productos químicos se cobraron su primera y famosa víctima química. En modo alguno fue Scheele la última víctima.

Una vez que hubo establecido Scheele que el vapor producido por el espato flúor acidificado era un ácido, de inmediato surgió una mala interpretación con referencia a su estructura. El gran químico francés Antoine Laurent Lavoisier acababa precisamente de declarar por aquella época que todos los ácidos contenían oxígeno, y resultaba difícil discrepar de esta opinión ante un proponente tan famoso.

No obstante, en 1810, el químico inglés Humphry Davy (1778-1829) estuvo en condiciones de demostrar que el «ácido muriático» (clorhídrico), un ácido fuerte bien conocido, no contenía oxígeno. Decidió que un gas verde que podía ser obtenido del ácido muriático era un elemento; lo denominó «cloro», del griego Chlörós, verdoso. Davy demostró que, en consecuencia, el «ácido muriático» era un compuesto de hidrógeno y cloro —pero sin oxígeno— y podía ser llamado cloruro de hidrógeno en su estado gaseoso, o ácido clorhídrico cuando estaba disuelto en agua.

En 1813, Davy estaba convencido de que el «ácido fluórico» de Scheele era otro ejemplo de un ácido sin oxígeno. El físico francés, André Marie Ampère, sugirió que la molécula consistía en hidrógeno más un elemento desconocido. Puesto que el «ácido fluórico» presentaba ciertas similitudes con el recientemente denominado ácido clorhídrico, les pareció muy probable, tanto a Davy como a Ampère, que el elemento desconocido era, con toda probabilidad, parecido al cloro. Decidieron entonces llamarle fluorita; la primera sílaba procedente de «fluorspar», mientras que el sufijo era elegido para hacer hincapié en la similitud del nuevo elemento con el cloro. El «ácido fluórico» se convirtió en fluoruro de hidrógeno en su forma gaseosa; en ácido hidrofluórico cuando estaba en solución.



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