Los gases nobles



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10. COMBINACIONES DEL GAS NOBLE

Hexafluoruro de platino


El clamoroso éxito del hexafluoruro de uranio motivó que algunos químicos se interesaran en los compuestos altamente fluorizados en general, y en los de la familia de los metales del platino en particular17. Los metales del platino, como el uranio, son de elevada fusión y de alta ebullición, y, por lo general, no forman compuestos gaseosos a temperaturas que se pueden alcanzar con facilidad.

En el Argonne National Laboratory se prepararon los hexafluoruros de varios de los metales del platino y se comprobó que podían ser convertidos fácilmente al estado gaseoso. El hexafluoruro de osmio (OsF6), por ejemplo, es un cuerpo sólido verde, que se funde a los 32° C (la temperatura de una tarde de verano) y entra en ebullición a los 46° C. El hexafluoruro de platino (PtF6), un sólido rojo oscuro, requiere temperaturas algo más elevadas (no se funde hasta los 57° C), pero puede ser convertido en un vapor rojo oscuro sin mucha dificultad.

Entre los químicos que se fueron interesando por esos compuestos se hallaba Neil Bartlett, de la Universidad de Columbia Británica. A principios de la década de 1960, estaba trabajando no sólo con el hexafluoruro de platino, sino también con el hexafluoruro de rutenio (RuF6) y el hexafluoruro de rodio (RhF6). Estos compuestos con elevada concentración de flúor resultaron ser sorprendentemente activos. De los tres con los cuales estaba trabajando Bartlett, el hexafluoruro de platino era el más activo, por lo que se dedicó a estudiar sus reacciones con particular interés.

Con cierta sorpresa descubrió que el hexafluoruro de platino reaccionaba con el oxígeno para formar el bioxígeno platinofluoruro (O2PtF6). La situación era similar a aquella en la que el oxígeno reaccionaba con el propio flúor para formar el fluoruro de bioxígeno (O2F2).

El potencial de ionización de una molécula de oxígeno, como ya sabía Bartlett, es aproximadamente el del xenón. Que una molécula como la de O2F2 pudiera existir fue una de las razones para suponer que el flúor podía también ser capaz de combinarse con el xenón. Yost y Kaye habían intentado realizarlo, pero fracasaron. A mayor abundamiento, el hecho de que el O2PtF6 pudiera existir hizo razonable suponer que el hexafluoruro de platino podía reaccionar con el xenón.

Por consiguiente, Bartlett se dispuso a llevar a cabo otro intento (el primero desde el efectuado por Yost y Kaye veintinueve años antes) para formar un compuesto de xenón. Bartlett contaba con una ventaja importante, ya que podía trabajar con hexafluoruro de platino, más fácil de manejar que lo fue el flúor en la época de Yost.

En 1962, Bartlett construyó un dispositivo que contenía vapores de hexafluoruro de platino y xenón, separados por una pared de fino cristal. Cuando se rompió la pared, los dos gases se mezclaron y se formó un polvo amarillo. Bartlett se percató de que debía haber obtenido el fluoruro de platino y xenón (XePtF6).

Continuó entonces haciendo reaccionar el xenón con hexafluoruro de rodio, el cual es casi tan activo como el hexafluoruro de platino. Preparó lo que parecía ser radiofluoruro de xenón (XeRhF6), una sustancia de color rojo oscuro. No obstante, no consiguió preparar compuestos de criptón, que tenían un potencial de ionización más elevado que el xenón. Sin duda alguna, si hubiese sido asequible el radón, habría sido capaz de formar el platinofluoruro y rodiofluoruro de radón.


Xenón y flúor


Los descubrimientos de Bartlett fueron citados en una revista de Química británica, en junio de 1962, y asombraron al mundo de la química. En particular, los químicos del Argonne National Laboratory, donde los diversos hexafluoruros de los metales de platino fueron por vez primera estudiados con detalle, estaban fascinados. De inmediato se dedicaron a experimentar para confirmar los informes de Bartlett.

Investigaron con éxito, logrando hacer reaccionar el xenón con hexafluoruro de rutenio para formar lo que parecía ruteniofluoruro de xenón (XeRuF6). Los químicos Howard H. Claasen, Henry Selig y John G. Malm, no se dieron aún por satisfechos. Los compuestos que se conseguían formar no eran del todo satisfactorios.

Supongamos, por ejemplo, que al reaccionar el xenón con hexafluoruro de rutenio, realmente se formara XeRuF6. En tal caso, por cada átomo de xenón ligado a dicho compuesto, una molécula de RuF6 estaría enlazada también. Sin embargo, no era así. En cambio, el análisis demostró que tres moléculas de RuF6 estaban enlazadas por cada átomo de xenón.

Esto podía significar que un compuesto como el XeRuF6 estaba formado con tres moléculas de RuF6 agregadas a cada átomo de xenón. O también podía significar que varias moléculas de RuF6 estaban cediendo átomos individuales de flúor, que a su vez se ligaban ellos mismos al xenón. Cabía suponer que tres moléculas de RuF6 perdían un átomo de flúor cada una de este modo por cada átomo de xenón ligado. Esto explicaría también los resultados y en tal caso lo que realmente se estaba formando era un compuesto de xenón con flúor y no con RuF6.

Sin embargo, no daba resultados especular con demasiada profundidad en el asunto. Si se podía formar un compuesto de xenón y flúor, y estaba siendo formado, el mejor modo de proceder era comprobarlo mezclando xenón y flúor en las condiciones más favorables y comprobar después lo que ocurría.

El 2 de agosto de 1962, los químicos de Argonne procedieron a realizar un experimento muy similar al efectuado por Yost y Kaye. Sin embargo, disponían de métodos mucho más sofisticados y efectivos para manejar el flúor, y contaban con amplias reservas de éste y de xenón.

Puesto que parecía evidente, por el número de moléculas RuF6 consumidas (y por las primitivas predicciones teóricas de Pauling), que cada átomo de xenón estaría ligado a varios átomos de flúor, la mezcla fue pesada inclinando mucho el platillo de la balanza en favor del flúor. La mezcla consistía en cinco moléculas de flúor (que contenían diez átomos de flúor) por cada átomo de xenón. Si el xenón reaccionaba con el flúor, el número máximo absoluto de átomos de flúor con que podía ligar cada átomo de xenón era de ocho, por lo cual estaban destinados a terminar con el flúor restante.

Colocaron la mezcla en un recipiente de níquel con una capacidad de 90 centímetros cúbicos y la calentaron durante una hora a 400° C. Esperaban que, para entonces, algo del xenón habría reaccionado ya, y estaban ansiosos por descubrir si era así sin abrir el recipiente. Si no era así, podían intentar calentarla a temperatura más elevada o durante largos intervalos.

Lo que hicieron entonces fue enfriar rápidamente el recipiente a –195° C. A esta temperatura, el flúor se convierte en líquido, pero un líquido que todavía continúa desprendiendo una considerable cantidad de vapor. Por otra parte, el xenón se congela en sólido a una temperatura tan baja.

El recipiente de níquel fue conectado entonces a una bomba aspirante y se extrajeron los vapores del interior. Se esperaba que todo el flúor habría sido extraído y quedaría tan sólo el xenón. Cualquier compuesto formado tendría seguramente un punto de fusión incluso más elevado que el xenón, y, por tanto, también permanecería dentro del recipiente.

Una vez extraídos los vapores, quedando tan sólo xenón (y posiblemente algún compuesto de xenón), el recipiente fue cerrado de nuevo y calentado lentamente. El xenón se convertiría poco a poco en un gas mientras que cualquier compuesto, así era de esperar, permanecería en estado sólido.

En primer lugar, sabían exactamente cuánto xenón estaba presente. Si la presión del xenón resultaba tener el valor ya conocido, entonces no se había formado ningún compuesto. Si descendía la presión, entonces cabía esperar que se había formado un compuesto. Cuanto más bajase la presión, tanto más compuesto se habría formado.

Ante su alegría, virtualmente no se halló presión alguna de xenón. Al parecer, todo el xenón había formado un compuesto con flúor tras una hora a 400° C. Era así de sencillo. Repitieron el experimento cierto número de veces, y obtuvieron el compuesto, que resultó ser un sólido razonablemente estable a temperatura ambiente. Incluso lo calentaron suavemente hasta convertirlo en vapor, que solidificado de nuevo sobre una superficie fría, fue formando hermosos cristales transparentes.

Era sencillo analizar el compuesto y demostrar que su molécula estaba integrada por un átomo de xenón y cuatro de flúor. Los químicos de Argonne habían formado el tetrafluoruro de xenón, XeF4.

Este logro fue rápidamente anunciado. Si antes se produjo gran excitación entre los químicos, ahora se formó un enorme alboroto. Por todas partes, los químicos empezaron a trabajar con los compuestos de gases nobles.

Pronto, en Argonne y en otros lugares, se prepararon otros dos fluoruros de xenón. Cuando una mezcla de xenón y flúor era expuesta a la acción de la luz ultravioleta, se formaba el bifluoruro de xenón (XeF2). Cuando el xenón se mezclaba con una cantidad particularmente elevada de flúor (un átomo de xenón para veinte moléculas de flúor), entonces se formaba hexafluoruro de xenón (XeF6).

Los tres fluoruros forman cristales incoloros que permanecen completamente estables a temperatura ambiente. En realidad, son tan estables que, calentados con cuidado, pueden establecerse sus puntos de fusión. Cuanto mayor es la cantidad de flúor en la molécula, tanto menor es el punto de fusión: el del XeF2 es de 140° C, el del XeF4, aproximadamente de 114° C, y el del XeF6, de 46° C. El XeF2 se disuelve en agua con facilidad y se descompone gradualmente en xenón y flúor, el cual reacciona enseguida con el agua para formar oxígeno y HF.

Los fluoruros de xenón emiten vapor fácilmente, incluso cuando todavía se encuentran en estado sólido. Tanto el XeF2 como el XeF4 desprenden vapores incoloros, pero el del XeF6 es de un pálido amarilloverdoso, más bien como el color del propio flúor. El olor del vapor del XeF2 es penetrante y nauseabundo.

Sin embargo, la presa del flúor sobre el átomo de xenón es algo precaria, y las moléculas del fluoruro de xenón se descomponen con facilidad. De esta manera, si cualquiera de los fluoruros es mezclado con hidrógeno, los átomos de flúor se unen a los átomos de hidrógeno para formar fluoruro de hidrógeno, y el xenón gaseoso queda rezagado.

Se hicieron intentos para obtener compuestos de otros gases nobles. A pesar de la dificultad de trabajar con el radón, se obtuvieron algunos resultados en Argonne. Se calentaron minúsculas cantidades de radón con flúor y, al parecer, se formó un fluoruro de radón, aunque no es seguro cuál fluoruro fue el obtenido. El fluoruro de radón, tal como era de esperar, mostró signos de ser más estable que los fluoruros de xenón.

Puesto que el radón tiene un potencial de ionización inferior al del xenón, se dedujo que elementos menos electronegativos que el flúor podían formar compuestos con el radón. Sin embargo, no se observó ninguna reacción entre el radón y el oxígeno o el cloro (el segundo y tercero de los elementos más electronegativos).

El criptón presentaba el problema inverso. Podía ser obtenido en cantidades razonables, siendo más corriente que el xenón, pero el potencial de ionización del criptón era más elevado que el del xenón, de manera que era de esperar que los compuestos de criptón se formasen con mayor dificultad y fueran menos estables una vez formados. Y así resultó.

En realidad, cuando el criptón y el flúor se calentaron juntos en un recipiente de níquel en las mismas proporciones y en idénticas condiciones que son suficientes para el xenón, nada ocurrió; no se formó compuesto alguno del criptón. Ni el criptón ni el flúor reaccionaron al ser expuestos a los rayos ultravioleta.

Sin embargo, cuando unos químicos de la Universidad Temple de Filadelfia pasaron chispas eléctricas a través de una mezcla de criptón y flúor, obtuvieron el tetrafluoruro de criptón (KrF4). Más tarde, el bifluoruro de criptón se consiguió en la Universidad de California cuando se lanzaron corrientes eléctricas a través de mezclas de criptón y flúor a temperaturas de nitrógeno líquido.

El tetrafluoruro de criptón forma preciosos cristales transparentes, lo mismo que hace el tetrafluoruro de xenón, pero el tetrafluoruro de criptón es mucho menos estable. Con el propósito de evitar que el tetrafluoruro de criptón se descomponga en criptón y flúor debe ser almacenado a temperaturas muy por debajo de cero.

El argón, neón y helio tienen sucesivamente potenciales de ionización más elevados que el criptón; todavía no se ha conseguido nada al obligarles a combinarse con cualquier sustancia, ni siquiera con flúor. Considerado en conjunto este tema, vemos que de los seis gases nobles, el helio, neón y argón siguen todavía sin crear compuestos hasta el momento; el criptón forma unos pocos compuestos bastante inestables; y el radón puede ser únicamente el origen de cantidades minúsculas de compuestos.

En tal caso, el xenón continúa siendo el gas en que hay que concentrarse por lo que se refiere a compuestos de gas noble. Tan sólo son idóneos los compuestos de xenón para ser formados en cantidades adecuadas y con estabilidades razonables.



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