Historia de la tabla periódica (I)

El descubrimiento de los primeros elementos químicos

La idea moderna de elemento químico surgió en el siglo XVII, y podemos encontrar un precedente en la obra El químico escéptico (1661), de Robert Boyle, donde se menciona que «ciertos cuerpos primitivos y simples», que no están formados por otros cuerpos, son los que se combinan y componen los «cuerpos mixtos».

Las civilizaciones antiguas ya conocían y empleaban metales como el cobre, el plomo, el oro, la plata, el hierro, el estaño, el mercurio o el zinc, y también algunos no metales como el carbono, el azufre, el arsénico o el antimonio (antiguamente llamados metaloides). Sin embargo, el primer descubrimiento científico de un elemento químico no se produjo hasta 1670, cuando el alquimista Henning Brandt consiguió aislar el fósforo a partir de residuos de orina destilada.

El establecimiento de la química como disciplina científica permitió que durante el siglo XVIII se conocieran el cobalto (G. Brandt; 1730), el platino (A. de Ulloa; 1735), el níquel (A. F. Cronstedt; 1751), el bismuto (C. Geoffroy, 1753), el manganeso (T. Bergman; 1774), el molibdeno (C. W. Scheele; 1781) y el wolframio (T. Bergman; 1783). El desarrollo de la química neumática extendió el campo de estudio también a los gases, lo que condujo al descubrimiento del hidrógeno (H. Cavendish; 1766), el oxígeno (C. W. Scheele (1771) y el nitrógeno (D. Rutherford; 1772).

La clasificación de los elementos de Lavoisier

La culminación de estos estudios llegó de la mano del francés Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, y la publicación de su Tratado elemental de química (1789). Lavoisier afianzó el concepto de elemento químico y elaboró una lista de 33 sustancias simples, que incluía los 23 elementos metálicos y no metálicos ya mencionados (en la imagen). Sin embargo, en ella también incorporaba la luz o el calórico, como entidades consustanciales a todo tipo de materia, y algunas sustancias que hoy sabemos que son compuestos.

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Lista de elementos elaborada por Lavoisier

Durante los siguientes años se descubrieron nuevos elementos y, en 1828, ya eran 54 los conocidos con seguridad y se preveía que la lista se iría incrementando con el tiempo. Es por ello que los químicos buscaban la manera de organizar los elementos y  los conocimientos acumulados.

Las tríadas de Döbereiner

En 1829, el alemán J. W. Döbereiner observó que el bromo, descubierto tres años antes, tenía propiedades afines, pero intermedias, a las del cloro y el yodo. Análoga observación había llevado a cabo con otros grupos de tres elementos, como el que forman el calcio, el estroncio y el bario, o el del azufre, el selenio y el teluro. En estas tríadas, hizo notar que el elemento central tenía un peso atómico era, aproximadamente, el promedio de los pesos atómicos de los otros dos elementos (ley de las tríadas). Sin embargo, como los elementos que se podían agrupar en tríadas eran poco numerosos dentro del conjunto de todos los conocidos, las tríadas de Döbereiner no pasaron de ser una curiosidad que se consideró sin interés real.

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Tríadas de Döbereiner

El alemán Leopold Gmelin trabajó con el sistema de clasificación de Döbereiner y para 1843 había identificado diez tríadas, además de un grupo con cuatro y otro con cinco elementos relacionados. Posteriormente, en 1857, Jean Baptiste Dumas publicaría una descripción de las relaciones que mantienen varios grupos de metales. Sin embargo, aún no se había vislumbrado el esquema con el que organizar estos grupos de elementos.

El caracol telúrico de Chancourtois

En 1862, el geólogo francés A. Beguyer de Chancourtois identificó la periodicidad de los elementos químicos, e ideó una ingeniosa manera de representarlos. Al disponerlos en espiral sobre un cilindro en orden creciente de sus masas atómicas, encontró que aquellos elementos de propiedades semejantes se alineaban en la misma generatriz. Este diseño se conoce como hélice telúrica, espiral telúrica o caracol telúrico:

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Las octavas de Newlands

En 1864, el químico inglés John Newlands comprobó que al ordenar los elementos por su masa atómica, las propiedades análogas aparecían recurrentemente en intervalos de ocho, de manera similar a las octavas musicales (por lo que se la conoce como ley de las octavas).

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Un año después, Newlands presentaría su artículo La ley de las octavas y las causas de las relaciones numéricas de los pesos atómicos ante la Royal Society of Chemistry, pero no encontró sino incomprensión, hasta el punto de que, en broma, se le sugería que buscase mejores resultados disponiendo los elementos en orden alfabético. Conviene recordar que por entonces eran muchos los elementos desconocidos, por lo que la ordenación de los elementos mostraba ciertas irregularidades y dejaba de cumplirse a partir del calcio. Además, se le reprochaba que el descubrimiento de nuevos elementos desbarataría por completo la armonía de su propuesta.

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Octavas de Newlands. En ella, el berilio aparece con el símbolo G, pues antiguamente era conocido como glicinium, e incluye el elemento Di, de nombre didinium, que posteriormente se demostró estar formado por una mezcla de praseodimio y neodimio. 

Hacia la tabla periódica actual

Uno de los problemas al que se enfrentaban los químicos de la época era la confusión entre los conceptos de peso atómico, peso molecular y peso equivalente, lo que provocaba agrias polémicas entre atomistas y equivalentistas. Este motivo impulsó al químico August Kekulé a celebrar un congreso que pusiera orden sobre la nomenclatura, la formulación y los pesos atómicos y que tuvo lugar en Karlshure en septiembre de 1860. En el congreso, Stanislao Cannizzaro hizo, basándose en la hipótesis de Avogadro, una apasionada defensa del concepto de peso atómico frente al de equivalente y estableció la importancia de distinguir entre átomos y moléculas. Estas ideas calaron en dos jóvenes asistentes, Julius L. Meyer y Dmitri I. Mendeléyev quienes empezaron a imaginar un orden dentro de los elementos, lo que daría como resultado la primera tabla periódica.

Continuará…

La evolución del clima en la Tierra

Desde su formación, hace unos 4500 millones de años, la Tierra ha sufrido todo tipo de avatares climáticos que, en esencia, se pueden sintetizar en una alternancia irregular de épocas de frío y de calor. De su estudio se encarga la paleoclimatología y, como resulta imposible retroceder en el tiempo, estamos limitados a inferir las condiciones climáticas de cada periodo a partir de los rastros dejados en rocas primitivas, vetustos bloques de hielo, fósiles arcaicos o árboles ancestrales.

Podemos considerar que el clima es una consecuencia de la aparición de la atmósfera en nuestro planeta. En su origen, la Tierra estaba formada por un núcleo incandescente rodeado de una espesa nube de gases y polvo. Los primeros 500 millones de años estuvieron marcados por un incesante vulcanismo y un continuo bombardeo de meteoritos. Un progresivo enfriamiento permitió que se produjese un proceso de diferenciación, en el que los materiales más densos se aglutinaron en el centro y los más ligeros ascendieron. Con el tiempo, la superficie terrestre comenzó a solidificarse y los gases y vapores desprendidos fueron conformando una primitiva atmósfera.

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El clima de la Tierra primigenia

La atmósfera primigenia estaba formada por los gases procedentes de las emanaciones volcánicas, como el hidrógeno, el sulfuro de hidrógeno, el amoniaco y el metano, con muy poco nitrógeno y absolutamente nada de oxígeno. Con el paso del tiempo, fue aumentando la proporción de nitrógeno y, sobre todo, de dióxido de carbono. La composición de aquella atmósfera era similar a la que poseen Venus o Marte. Aunque se carecen de rocas sedimentarias inalteradas de aquella época, parece que hay consenso en asumir que el efecto invernadero creó un clima más cálido del que disponemos en la actualidad.

El cambio climático durante el Precámbrico

Se estima que hace unos 3800 millones de años, el desprendimiento de grandes cantidades de vapor de agua modificó la composición de la atmósfera de la Tierra. El enfriamiento paulatino posibilitó la formación de nubes, dando lugar a abundantes precipitaciones que originaron los primeros océanos (algunas hipótesis también contemplan la posibilidad de que grandes cantidades de agua llegaran del exterior en forma de cometas).

Estas condiciones permitieron el surgimiento de las primeras formas de vida, hace unos 3600 millones de años. Al parecer, las primeras bacterias eran productoras de metano, pero un salto significativo se produjo con la aparición de las cianobacterias. Estos organismos eran capaces de realizar la fotosíntesis, por lo que comenzaron a absorber el dióxido de carbono atmosférico y a desprender oxígeno. Este gas reaccionaba con el metano, por lo que su concentración fue disminuyendo progresivamente. El efecto invernadero se suavizó, y la Tierra fue enfriándose gradualmente.

Hace unos 2300 millones de años, la cantidad de oxígeno alcanzó las proporciones actuales (en torno a un 20 %). En ese momento la Tierra conoció su primera era glacial, que cubrió de hielo gran parte de la superficie terrestre durante unos 300 millones de años. Este suceso, conocido habitualmente como Tierra Blanca, tuvo que tener una causa mucho más potente que la mera disminución del efecto invernadero. Una hipótesis plantea que una actividad volcánica inusualmente intensa o el impacto de un gran meteorito pudieron crear una densa capa de aerosoles en la atmósfera que, al reflejar la radiación procedente del Sol, provocaron un enfriamiento global, reforzado a medida que fue la superficie terrestre fue cubriéndose de hielo. También hay quien sugiere que la Tierra pudo atravesar una nube interestelar de polvo cósmico que impedía la llegada de la radiación solar.

Pasado ese tiempo, el planeta volvió a calentarse, el hielo comenzó a retirarse y los organismos vivos se desarrollaron en los océanos. Hace unos 1200 millones de años se produjo una segunda era glacial que puso al límite de la extinción a las formas de vida del planeta.  Tras la segunda era glacial siguió una nueva etapa cálida, bastante más corta que la anterior, que dio paso a un tercer episodio de Tierra Blanca, hace 700 millones de años, el más intenso y de mayor extensión de los cuatro que se piensa que ha habido en nuestro planeta. Se cree que fue debida a la formación del antiguo supercontinente Rodinia en la zona ecuatorial (que limitó la absorción de calor por parte de los océanos situados en la zona tropical). Algunos indicios apuntan a que el hielo llegó a alcanzar la zona ecuatorial, por lo que las únicas especies que pudieron sobrevivir debieron ser las marinas mejor adaptadas. La actividad volcánica pudo contribuir a la desaparición de la superficie helada y a contrarrestar el enfriamiento provocado por la pérdida de energía por reflexión. Con ella finaliza el periodo Precámbrico, hace unos 540 millones de años.

El Precámbrico (3800-540 Ma) es el periodo de tiempo que abarca los eones Hádico, Arcaico y Proterozoico, y que supone un 88 % de la edad total de la Tierra. Le sigue el eón Fanerozoico, que se divide en tres eras: Paleozoico, Mesozoico y Cenozoico.

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Formación del supercontinente Rodinia

El cambio climático durante el Paleozoico

Tras el Precámbrico, comienza la era paleozoica o era primaria (540-250 Ma), que se divide en seis periodos:

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Periodos del Paleozoico (540-250 Ma)

Durante el Cámbrico, los continentes empezaron a juntarse cerca del Ecuador y se calcula que la concentración de dióxido de carbono era de unas diez veces la actual. La temperatura fue al alza hasta el final del Ordovícico, cuando comenzaron a descender hasta el punto que provocaron la primera extinción masiva. Algunos encuentran su origen en el deriva del supercontinente Gondwana que, en una primera etapa, al desplazarse hacia el polo sur, se cubrió de hielo, disminuyendo el nivel del mar y, posteriormente, durante su deshielo, provocando el efecto contrario, lo que supuso una importante alteración de las corrientes oceánicas y del clima. Esta etapa de era glacial duró unos 40 millones de años.

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Durante el Silúrico y el Devónico se fueron alternando etapas de calentamiento y enfriamiento, en una de la cuales se sitúa la segunda extinción masiva que afectó principalmente a la vida marina. La etapa cálida con la que finalizó el Devónico, de la cual tenemos vestigios coralinos similares a los de los arrecifes tropicales actuales, se mantuvo durante buena parte del Carbonífero. Esto permitió que la vida explosionara en el planeta, que se cubrió de frondosos bosques, vio cómo los insectos y anfibios se diversificaban y los primeros reptiles se adaptaban a la tierra firme. La humedad imperaba en el ambiente y una cuarta Tierra Blanca, la última, tuvo lugar al final de este periodo, hace unos 300 millones de años.

Durante el Pérmico, el clima se hizo más cálido, los glaciares retrocedieron y en la parte central de los continentes se mantuvieron condiciones climáticas secas y áridas, que se alternaron con temperaturas cálidas y frías. Al finalizar el Pérmico un calentamiento global muy rápido y severo provocó, según parece, la tercera extinción masiva, conocida también como la Gran Mortandad, por ser la más grave de todas las que han sufrido los seres vivos de nuestro planeta (se calcula que desaparecieron el 95 % de las especies marinas y el 75 % de las terrestres). Su origen no es del todo claro: una actividad volcánica extrema, vigorosos choques entre placas de la litosfera, liberación masiva de gases del océano (sulfuro de hidrógeno, clatratos de metano…) o, incluso, el impacto de un meteorito. Dada la trágica magnitud del suceso, quizá la explicación esté en una combinación de factores.

Cambio climático durante el Mesozoico

Al iniciar el Mesozoico (250-65 Ma), el conjunto de grandes masas de tierra que existían en nuestro planeta se habían asociado en un único supercontinente, denominado Pangea. Posteriormente, se fragmentaría e iría adquiriendo hacia el final de esta era una distribución de océanos y continentes similar a la actual. Dicha circunstancia, en combinación con otros factores internos (actividad volcánica) y externos (astronómicos), tuvo una implicación muy importante en el comportamiento climático posterior, ya que las corrientes marinas (superficiales y profundas) pasaron a ser las grandes moduladoras del clima terrestre.

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El Mesozoico, o era secundaria, se divide en tres periodos de nombres muy conocidos: el Triásico (250-200 Ma), el Jurásico (200-145 Ma) y el Cretácico (145-65 Ma). Su comienzo estuvo marcado por el mismo clima que caracterizó al Pérmico, es decir, frío y húmedo, que luego siguió con periodos cálidos y secos.

Durante el Triásico se dio el clima más árido y seco que la Tierra ha conocido, pues la unificación de Pangea y su posición en latitudes altas favorecieron temperaturas cálidas, sin periodos de hielo. En esta época aparecen los dinosaurios y los primeros mamíferos, que evolucionaron durante el Jurásico. En este periodo, la parte central de Pangea era extremadamente cálida y árida, y había una gran cantidad de zonas desérticas, rodeadas por zonas húmedas.

A finales del Jurásico, debido a que Pangea comenzó a fragmentarse, el clima empezó a cambiar, haciéndose menos árido y con la presencia de hielo escarchado en los polos (sexta era glacial). Las temperaturas cálidas persistieron durante el Cretácico, varios grados por encima de las actuales, y no hay evidencia de hielo en los polos en esa etapa. Al finalizar el Cretácico se produce la extinción masiva que afectó especialmente a los grandes reptiles. Según la opinión cada vez más extendida, esto ocurrió por el impacto de un meteorito, en la península del Yucatán, que desprendió grandes cantidades de partículas a la atmósfera que se mantuvieron en suspensión y se extendieron por todo el planeta. La Tierra se ensombreció y la atmósfera se contaminó, una combinación que resultó letal para el 75 % de las especies vegetales y animales la poblaban.

Cambio climático durante el Cenozoico

El Cenozoico es la era más reciente de la historia de la Tierra, desde hace 65 millones de años a la actualidad. Tradicionalmente se ha dividido en era terciaria y era cuaternaria:

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Épocas del Cenozoico (65 Ma-actualidad)

A principios del Cenozoico, el clima experimentó cambios que tendieron al enfriamiento del planeta y a la aparición de hielo en los polos, por lo que dio comienzo la séptima era glacial, en la que todavía estamos inmersos, pues los casquetes polares, aunque amenazados, se conservan en la actualidad.

El Paleoceno comenzó con un clima más cálido que el actual, en el que incluso había palmeras en Groenlandia y bosques tropicales en la India. La separación de Australia de la Antártida abrió paso a una corriente antártica que enfrió el océano Atlántico. Los episodios cálidos fueron seguidos de caídas en la temperatura cada vez más bruscas y duraderas, que afectaron al clima.

Durante el Oligoceno los polos se encontraban cubiertos de hielo, mientras que parte de Eurasia y Norteamérica presentaba climas templados. En el Mioceno se produjo un ligero calentamiento por la liberación de hidratos que desprendieron dióxido de carbono, lo que permitió el desarrollo de los mamíferos. Tras la formación del istmo de Panamá, que unió los continentes sudamericano y norteamericano, se produce un cambio de corrientes que enfría el Ártico, asociado a un enfriamiento paulatino durante el Plioceno.

Desde el comienzo del Pleistoceno, 2’5 millones de años, vivimos una época glacial que se caracteriza por una mayor regularidad en la alternancia de ciclos fríos (glaciaciones) y cálidos (periodos interglaciales).

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Cambio climático durante el Holoceno

La última glaciación (glaciación de Würm) comenzó hace unos 100000 años y tuvo su apogeo hace unos 20000, remitiendo rápidamente hace 11000 años, cuando comienza el periodo interglacial actual, el Holoceno.

Durante la primera mitad del Holoceno se mantuvo un clima algo más cálido que el actual (óptimo climático del Holoceno). Tras una vuelta al frío, el clima volvió a templarse, lo que coincide con los primeros asentamientos y permitió el auge de las civilizaciones mesopotámicas. La extensión del Sahara por las sequías prolongadas (asociadas al fenómeno de El Niño) movilizó a los pueblos que se asentaron y, posteriormente, se unificaron en el Antiguo Egipto. La expansión del Imperio Romano se benefició de la bonanza del clima en la zona mediterránea.

Hacia el 400 d.C. los inviernos se volvieron más duros y los pueblos del norte de Europa migraron hacia tierras más al sur. Los primeros siglos de la Edad Media vinieron marcados por un descenso de las temperaturas que mejorarían a partir del siglo XI. El apogeo llegó entre los siglos XIII y XIV (óptimo climático medieval), y fue seguido de un periodo marcado por las bajas temperaturas, especialmente en el hemisferio norte, entre los siglos XVI y XIX (Pequeña Edad de Hielo), debido a una actividad solar anómala (especialmente entre 1645 y 1715, con el llamado mínimo de Maunder) y a una actividad volcánica intensa (como la erupción del volcán islandés Laki, en 1783, y del volcán indonesio Tambora, en 1815).

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Durante el siglo XX el clima se ha mantenido cálido. Desde 1950 se ha apreciado un creciente aumento de la temperatura que guarda relación con el aumento de la concentración de dióxido de carbono atmosférico. Por primera vez en la historia, la causa de un cambio tan rápido es consecuencia de la actividad de una especie, el ser humano, y la quema descontrolada de combustibles fósiles. Algunos autores comienzan a hablar ya del Antropoceno para referirse a la época en que los seres humanos hemos comenzado a influir en el clima.

La corrosión de los metales

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El peine del viento de Eduardo Chillida en la Bahía de la Concha (San Sebastián)

La corrosión de los metales es un proceso químico o electroquímico en el que el metal se transforma en un óxido o cualquier otro compuesto. En general, es un ataque gradual, provocado por una amplia variedad de gases, ácidos, sales, agentes atmosféricos, sustancias de naturaleza orgánica…  Dada la gran variedad de materiales que lo sufren, y la influencia de sus características y los entornos ambientales en el proceso, su estudio es muy complicado. No obstante, se han realizado grandes esfuerzos, por el interés que tiene para la conservación de los materiales, y por el enorme impacto económico que supone (en Europa, se valoran las pérdidas en más de 60 000 millones de euros anuales).

Aun a riesgo de simplificar demasiado, podemos establecer dos mecanismos básicos con los que poder explicar la mayoría de los procesos corrosivos:

  • El ataque químico directo, producido fundamentalmente por sustancias gaseosas corrosivas, en las que no hay paso apreciable de corriente eléctrica a través del metal.
  • El ataque electroquímico, provocado por el contacto con un electrolito, es decir, una disolución iónica, en el que se establece una separación entre ánodo y cátodo, por el que circula una corriente eléctrica.

La susceptibilidad de un metal a la corrosión depende en cierta medida de su potencial de oxidación, opuesto al de reducción: para el sodio y el calcio, por ejemplo, es de 2’71 y 2’87 V, respectivamente, por lo que forman óxidos o hidróxidos inmediatamente por exposición al aire; el oro y el platino, con potenciales de oxidación muy negativos, no se transforman de manera apreciable y resisten bien la corrosión.

Aunque muchos metales sufren corrosión, la del hierro es la más importante y la que estudiaremos en detalle. No se conoce el proceso con exactitud, aunque sí su mecanismo general: se requiere un medio acuoso y presencia de oxígeno, que actúa de cátodo; la propia estructura de hierro sirve de ánodo y también como conductor de los electrones, y cierra el circuito de la propia celda galvánica. En medio ácido, el proceso redox puede esquematizarse así:

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La secuencia del proceso que se considera más probable es la siguiente:

1. Cuando una gota de agua llega a la superficie del hierro, este se oxida:

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2. Con los electrones que se liberan en la oxidación se reduce el oxígeno del aire en el borde de la gota de agua:

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3. Los iones que se formaron en el ánodo sufren una oxidación posterior a  por el oxígeno y dan lugar a óxidos de hierro:

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El proceso electroquímico expuesto explica que la corrosión se lleve a cabo rápidamente en medio ácido, ya que los protones actúan de catalizadores (los que se desprenden en la oxidación de  Fe(II) a Fe(III), coinciden con los que se necesitan en los primeros pasos).

Con el fin de paliar las corrosiones, se han propuesto varios métodos. En general, se trata de estrategias bien diferenciadas:

  • Técnica de pasivado: se sumerge el hierro en una disolución concentrada de un oxidante fuerte, como ácido nítrico o dicromato de potasio, provocando la formación de una capa superficial de óxido de hierro que impide que la oxidación progrese hacia el interior.
  • Recubrimientos superficiales: se trata de evitar el contacto entre el metal y los agentes externos corrosivos (como el oxígeno y el agua), mediante pintura, o con un recubrimiento metálico, realizado mediante electrodeposición o por inmersión en un metal fundido. Si se rompe la capa protectora, el hierro se oxidará siempre que el metal que forme esa capa tenga más tendencia a reducirse que él (como el estaño o el cobre). Si tiene menos tendencia a reducirse que el hierro, se producirá la oxidación del metal protector; esto sucede en la galvanización, que consiste en recubrir el hierro de una capa de zinc.
  • Protección catódica: se conecta la estructura de hierro que se quiere proteger a un metal que presente más tendencia a oxidarse, es decir, que tenga un potencial de reducción más negativo, por ejemplo, el magnesio. El hierro actúa como cátodo y metal en contacto con él, como ánodo y se consume, lo que provoca la formación del óxido de dicho metal (ánodo de sacrificio).

XI Jornadas de Enseñanza de la Física

No es habitual en este blog tratar aspectos relacionados con la Didáctica y la Enseñanza de las Ciencias, pero hay ocasiones en las que conviene hacer un alto en el camino y dedicar un momento a reflexionar sobre la manera en que las ciencias son tratadas y enseñadas a nuestros jóvenes. Especialmente en unos tiempos en los cuales las vocaciones científicas están en constante descenso y la expansión imparable de las tecnologías de la información y la comunicación están transformando irreversiblemente nuestra sociedad y la forma en la que participamos en ella. Las profesiones del futuro estarán vinculadas a ámbitos del conocimiento científico especializado, a la vez que multidisciplinar, conjugándose en un entorno digital en el que la cooperación, el manejo de datos y las aplicaciones informáticas serán claves en nuestro desarrollo. Y para que los jóvenes de hoy estén preparados para afrontar los retos que se plantean en este escenario futuro, es necesario un profundo análisis de la situación de la enseñanza, de su papel en este momento crucial de transición y, en concreto, de los contenidos y estrategias necesarios para que las asignaturas de ciencias resulten atractivas y formativas para los alumnos.

Con estos intereses particulares surgieron en el año 2006 las Jornadas de Enseñanza de la Física, fruto de la colaboración entre el Grupo Especializado de Enseñanza de la Física (GEEF), perteneciente a la Real Sociedad Española de Física (RSEF), y el Grupo de Enseñanza de la Física de la Universidad de Burgos (ENFIS). La edición de este año, la undécima, supone, en palabras de la coordinadora Verónica Tricio Gómez (profesora de Física de la Universidad de Burgos), “un punto de inflexión” y abren una nueva etapa al abordar los nuevos contenidos de la física moderna en la LOMCE y las estrategias de la actividad científica. Las Jornadas, que se desarrollaron en Burgos durante los días 16 y 17 de septiembre, estuvieron marcadas por el análisis de los cambios del currículo de secundaria implantados con la última reforma educativa y su necesidad en la formación de los estudiantes, especialmente en el bachillerato, por constituir el nexo de unión con los estudios universitarios.

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José María Pastor, Jordi Rovira, José Adolfo de Azcárraga y Verónica Tricio, durante la presentación de las XI Jornadas de Enseñanza de la Física, en el salón de grados de la Escuela Politécnica Superior de la Universidad de Burgos (Fuente: www.ubu.es).

Alrededor de veinte expertos, entre profesores y científicos de reconocido prestigio, participaron en este evento, cuyas aportaciones se resumen a continuación (el programa detallado se puede descargar aquí):

Ciencia y filosofía

El presidente de la Real Sociedad Española de Física, José Adolfo de Azcárraga Feliu, inauguró estas jornadas con una brillante conferencia sobre Ciencia y filosofía, en la que se hacía un recorrido desde los pensadores griegos hasta las visiones actuales de la naturaleza de la ciencia y las vinculaciones de esta con la filosofía a lo largo de la historia. En palabras de Azcárraga, “no es posible que la ciencia no sea considerada como uno de los elementos clave de la cultura de nuestro tiempo“.

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José Adolfo de Azcárraga Feliu (Fuente: El País)

El átomo: hacia el salto cuántico

El Panel dedicado a las Estrategias científicas con alumnos comenzó con la presentación El átomo: hacia el salto cuántico, en la que se analizaban las dificultades que se plantean en el tratamiento de los modelos atómicos, especialmente cuando la naturaleza y el comportamiento del átomo emana de los principios de la física cuántica, cuya comprensión requiere una elevada capacidad de abstracción. Tuve el honor de ser el encargado de realizar la puesta en escena de la propuesta didáctica elaborada para la comunidad Scientix por el profesor Miguel Ángel Queiruga Dios para trabajar en el aula el estudio del átomo, mediante una serie de actividades que adaptan diferentes recursos disponibles en la mediateca de la plataforma Lindau Nobel Laureate Meetings. Esta presentación la podéis consultar aquí:

 

Física en el bolsillo

Los profesores Manuel Ángel González Delgado y Miguel Ángel González Rebollo, del Grupo de Innovación Docente TIA (Tecnología, innovación y Aprendizaje), de la Universidad de Valladolid, trabajan en el desarrollo de herramientas y técnicas basadas en dispositivos móviles para la enseñanza de la Física. En esta ocasión presentaron una serie de estrategias llevadas a cabo con alumnos de primer curso de la Escuela de Ingenierías Industriales de la Universidad de Valladolid y con alumnos de bachillerato de los IES Diego de Praves (Valladolid) y Andrés de Laguna (Segovia), en las que se utilizaban aplicaciones para teléfonos móviles que permiten aprovechar los múltiples sensores incluidos en ellos, como el osciloscopio, para la realización de experiencias dentro y fuera del aula. Más información de su trabajo puede encontrarse aquí.

¿Cómo se enseñan y aprenden estrategias científicas?

El Panel dedicado a las Estrategias científicas lo cerró el profesor José María Pastor Benavides, de la Universidad Autónoma de Madrid, y miembro destacado del GEEF, quien realizó un breve análisis de la enseñanza de las ciencias experimentales, en el que destacaba la importancia de llevar a cabo experiencias en el aula de secundaria, como estrategia fundamental e imprescindible para la comprensión de los fenómenos físicos, el acercamiento del alumno al conocimiento y el trabajo científicos, y por el incentivo motivacional que supone para los estudiantes su realización.

Construyendo la relatividad

El estudio de la relatividad especial y general resulta esencial para que el alumno obtenga una visión completa de la física actual. Así lo defendió en su ponencia el profesor del IES Leonardo da Vinci (Alicante) Manuel Alonso Sánchez, creador junto a Vicent Frances Soler Selva, del proyecto Construyendo la relatividad, un completo programa que incluye contenidos teóricos, actividades y herramientas interactivas propias que merecieron el primer premio en el certamen Ciencia en Acción de 2005 en la modalidad de Materiales Didácticos y que están disponibles en el siguiente enlace (absolutamente recomendado):

 Web del Departamento de Física y Química del IES Leonardo da Vinci

Experiencias de aula

El Panel II, dedicado a las Experiencias de aula, contó con la colaboración de varios expertos universitarios del otro lado del Atlántico, mediante videoconferencia. A pesar de las dificultades en la transmisión, se pudieron seguir las siguientes comunicaciones:

  • ¿Qué aporta la teoría de la relatividad en el Bachillerato?, de Raul Portuondo Duany.
  • Enseñando conceptos clave de mecánica cuántica en la escuela secundaria, de Mª de los Ángeles Fanaro.
  • Caracterización de la enseñanzade la Física en el nivel medio del sistema educativo paraguayo, de Carlos Daniel González.

Problemática de la enseñanza de Física en el bachillerato

José Luis del Valle Muñoz (del IES Condesa Eylo de Valladolid), José Pedro Mestre (del IES Gata de Gorgos de Alicante) y el ya mencionado José María Pastor Benavides, participaron en una mesa redonda en la que se abordó la nueva configuración de los contenidos de Física en el Bachillerato. De las respectivas intervenciones derivó un sugerente debate que se prolongó más tiempo del previsto y del que cabrían destacar los siguientes focos de interés, que os menciono para vuestra propia reflexión:

  • La libertad de las administraciones regionales para ampliar los horarios mínimos fijados por el Gobierno central conduce a un tratamiento significativamente distinto en cada Comunidad Autónoma de las asignaturas de Física y Química, especialmente en los cursos de ESO. ¿Supone esto una desventaja o un foco de desigualdad entre alumnos? ¿Cómo se compagina el escaso tiempo disponible con la realización de prácticas de laboratorio, sin posibilidad de desdobles y con los recursos materiales limitados con que cuentan los centros?
  • El currículo del Bachillerato se modifica de manera que el estudio general de la mecánica se concentra en el primer curso, al que se trasladan también los contenidos de termoquímica, y se consolida la Física Moderna en la asignatura de Física de 2º de Bachillerato. ¿Son acertadas estas novedades? ¿La amplitud de contenidos dificulta su tratamiento en profundidad o sería suficiente con un tratamiento más suave de los mismos?
  • La existencia de pruebas finales de evaluación (Selectividad/reválida) condiciona el tratamiento de los contenidos curriculares, otorgando mayor importancia al estudio analítico de la Física y a la resolución de problemas estandarizados. ¿De qué manera se pueden trabajar también contenidos procedimentales y actitudinales sin perjudicar el éxito académico de los alumnos en las evaluaciones? ¿Es necesario un replanteamiento de estas pruebas?
  • La sucesión de reformas educativas supone una dificultad para los profesores y las editoriales a la hora de adaptar los contenidos y los textos a las nuevas exigencias normativas. ¿Son prescindibles los libros de texto? ¿Son suficientes los apuntes o los materiales didácticos elaborados por los profesores? ¿Cómo se puede aprovechar la ingente cantidad de recursos digitales en el aula?

Experiencias innovadoras

Los estudiantes predoctorales Manuel Alonso Orts y Silvia Ronda Peñacoba participaron en el Panel III, dedicado a Experiencias innovadoras, planteando la posibilidad de abordar en el aula las perpectivas actuales del conocimiento y la investigación científica, mediante su propuesta de Problemas de física de materiales y de física biomédica en 2º de Bachillerato. Los últimos avances científicos y las más recientes aplicaciones tecnológicas pueden servir de excusa para el tratamiento de los principios físicos en los que se fundamentan, dando un enfoque realista y práctico a su estudio. Todas las actividades seleccionadas, y algunas más, pueden encontrarse en este enlace, incluyendo excelentes explicaciones y referencias a los artículos de los que han sido extraídas (ofreciendo una valiosa oportunidad para profundizar en los temas que resulten de mayor interés para los alumnos).

Las redes sociales también tuvieron su espacio de la mano de María Jesús Santos Sánchez, del departamento de Física Aplicada de la Facultad de Ciencias de la Universidad de Salamanca (USAL). En su intervención, Retos de física en Twitter y Facebook, no solo nos transmitió su ilusión y entusiasmo por la enseñanza y la divulgación de las ciencias, sino que nos sorprendió con la puesta en escena de pequeños experimentos que, de manera sencilla, pueden realizarse con los alumnos para que los conceptos de física puedan ser fácilmente visualizados y comprendidos. Además, nos presentó la plataforma virtual que han creado desde la USAL para promocionar e incentivar la participación en las Olimpiadas de Física, y que cuenta con difusión en las redes sociales (¡síguelos en Twitter y Facebook!) y con una página desde la que se lanzan semanalmente diferentes Retos de Física, con los que motivar a los alumnos y que pueden ser utilizados por los profesores de secundaria en sus clases.

Olimpiadas-de física-USAL.png

Por su parte, las profesoras Verónica Tricio Gómez y Ana Blanca Martínez-Barbeito presentaron sus Píldoras de Física, una idea surgida del GEEF y que pretende “ofrecer recursos útiles para la enseñanza de la Física, remitiendo a enlaces de la web que contengan alguna propuesta que, convenientemente adaptada y/o contextualizada por el profesorado, pueda usarse para ayudar a docentes y estudiantes en el proceso de enseñanza-aprendizaje”. Además, está abierta a las propuestas y sugerencias de los socios de la RSEF y los colaboradores que así lo manifiesten, con el claro objetivo de favorecer la comunicación y el intercambio de materiales y recursos de física, en “pequeñas dosis”.

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Los programas del CERN para profesores de secundaria

La física no acabó en el siglo XIX. Ni siquiera a principios del siglo XX. De hecho, no ha acabado aún, especialmente en lo que se refiere al fascinante mundo de la Física de partículas. Los profesores de secundaria deben afrontar el reto de acercar a los alumnos esta parte de la Física y, quizá por desconocimiento, quizá por desconsideración, se ven impedidos o poco motivados a hacerlo. El profesor Francisco Barradas Solas te quita esa idea de la cabeza al momento y te ofrece, desde su web, gran cantidad de recursos de utilidad. Además, es el coordinador del programa español del CERN para profesores de secundaria, que consisten en una estancia de aproximadamente seis días en las instalaciones (a comienzos de verano), en las que se ofrece la oportunidad de asistir a conferencias, talleres, visitas a los laboratorios y encuentros con científicos de todas partes del mundo que, asegura, “te cambiarán para siempre”. También existe un curso de formación previo, aunque está destinado únicamente a los profesores de la Comunidad de Madrid, ya que cuenta con un programa propio para acudir al CERN, pero cuyos materiales pueden consultarse en esta web.

Introducción al caos determinista

Las Jornadas finalizaron oficialmente con la conferencia de Miguel Ángel Fernández Sanjuán, catedrático de Física de la Universidad Rey Juan Carlos, quien realizó una breve Introducción al caos determinista, ya que este se incluye como novedad en el currículo de Física de 2º de Bachillerato, a partir del problema de los tres cuerpos. Es un tema conceptualmente complejo, aunque eso no impide que las principales evidencias y consecuencias puedan ser planteadas, al menos de manera intuitiva, a los estudiantes de secundaria. Y como nadie lo puede explicar mejor que él, me limito a recomendaros su libro Las matemáticas y la física del caos:

matematicas-fisica-caos

Como colofón, se organizó una visita guiada al Museo de la Evolución Humana (MEH), con la participación de Juan José Villalaín Santamaría, coordinador del Grupo de investigación de Paleomagnetismo, quien dio una pequeña Aproximación al paleomagnetismo y las aplicaciones geocronológicas.

Juan José Villalaín durante su presentación en el MEH (Foto cortesía de Miguel Ángel Queiruga)

Ya solo queda un año para la próxima edición…

Prueba de Acceso a la Universidad de Química de Junio de 2016 en Castilla y León (soluciones)

Se acercan las fechas de las Pruebas de Acceso a la Universidad de septiembre por lo que es una ocasión excelente para compartir con vosotros la resolución del examen de Química de la convocatoria de junio (de Castilla y León). Esta vez, como novedad, los ejercicios se resuelven y explican en una serie de vídeos disponibles en mi canal de YouTube, y que os enlazo a continuación. Antes de ello, aprovecho para animaros a compartir conmigo vuestras opiniones e ideas, ¡cualquier comentario sirve para mejorar!

Prueba de Acceso a la Universidad de Química de junio de 2016 (enunciado)

Ejercicio 1 (opción A)

Ejercicio 2 (opción A)

Ejercicio 3 (opción A)

Ejercicio 4 (opción A)

Ejercicio 5 (opción A)

Ejercicio 1 (opción B)

Ejercicio 2 (opción B)

Ejercicio 3 (opción B)

Ejercicio 4 (opción B)

Ejercicio 5 (opción B)

Formulación y nomenclatura: los peroxoácidos y los tioácidos

En los oxoácidos se puede sustituir un anión óxido (O2–) por un anión peróxido (O22–) o por un anión sulfuro (S2–), obteniéndose, respectivamente, un peroxoácido o un tioácido.

Formulación y nomenclatura de los peroxoácidos

Al sustituir un anión O2– por un anión O22–, en los peroxoácidos nos encontraremos con un oxígeno más que en el correspondiente oxoácido, lo que puede hacerse notar en la fórmula resaltando la existencia del anión peróxido entre paréntesis, y añadiendo el prefijo peroxo– al nombre tradicional del ácido.

  • Del ácido carbónico, H2CO3, deriva el ácido peroxocarbónico, H2CO4 o H2CO2(O2).
  • Del ácido nítrico, HNO3, deriva el ácido peroxonítrico, HNO4 o HNO2(O2).
  • Del ácido sulfúrico, H2SO4, deriva el ácido peroxosulfúrico, H2SO5 o H2SO3(O2).
  • Del ácido disulfúrico, H2S2O7, deriva el ácido peroxodisulfúrico, H2S2O8 o H2S2O6(O2).

Si decidiésemos utilizar la nomenclatura de adición, debemos tener en cuenta que en estos compuestos aparece el ligando –O–OH. Veamos como se haría mediante un ejemplo:

Ácido-peroxosulfúrico

Ácido peroxosulfúrico

El grupo –O–OH deriva del HO–OH (peróxido de hidrógeno), cuyo nombre como hidruro progenitor es dioxidano, por lo que el ligando se denomina dioxidanuro. Aplicando los mismos criterios utilizados para los nombres de adición de los oxoácidos, el ácido peroxosulfúrico se nombraría como (dioxidanuro)hidroxidodioxidoazufre (recuerda que los nombres de los ligandos se ordenan alfabéticamente, para lo cual no se consideran los prefijos multiplicadores, y que los nombres complejos de los ligandos se escriben entre paréntesis, para evitar confusiones o ambigüedades).

Formulación y nomenclatura de los tioácidos

Los tioácidos se obtienen al sustituir en un oxoácido uno o varios oxígenos por átomos de azufre divalentes, lo que, como es lógico, debe reflejarse en la fórmula, añadiendo tantos azufres como oxígenos se restan, y en el nombre, incorporando el prefijo tio– al nombre tradicional del ácido, con el prefijo multiplicador correspondiente:

  • Al sustituir un oxígeno en el ácido fosfórico, H3PO4, se obtiene el ácido tiofosfórico, H3PO3S.
  • Al sustituir los cuatro oxígenos del ácido fosfórico, H3PO4, por cuatro azufres, se obtiene el ácido tetratiofosfórico, H3PS4.
  • Al sustituir un oxígeno en el ácido sulfúrico, H2SO4, se obtiene el ácido tiosulfúrico, H2S2O3 (hay que prestar atención en estos tioácidos, para no confundirlos con diácidos).

En la nomenclatura de adición, debemos recordar que el azufre recibe el nombre de sulfuro cuando actúa como ligando. Así, el ácido tiofosfórico se nombra como trihidroxidosulfurofósforo y el ácido tiosulfúrico, dihidroxidooxidosulfuroazufre.

Ácido-tiofosfórico

Ácido tiofosfórico

Ácido-tiosulfúrico

Ácido tiosulfúrico

Formulación y nomenclatura: los oxoácidos (ampliación)

En una entrada anterior vimos que las fórmulas y los nombres de los oxoácidos que más se utilizan son los tradicionales. Sin embargo, la IUPAC, aunque acepta estas formas, insiste en emplear también en estos compuestos nomenclaturas más sistemáticas. En sus recomendaciones, se decanta principalmente por la nomenclatura de adición, en la que se da a los oxoácidos un tratamiento similar al de los compuestos de coordinación.

Esta nomenclatura ofrece más información de la estructura de la molécula, pero eso implica que para su uso sean necesarios ciertos conocimientos sobre cómo se distribuyen y enlazan los átomos en cada compuesto. Debemos considerar, en primer lugar, que un oxoácido está constituido por un átomo central (generalmente, como hemos visto, un elemento no metálico) al que se unen los átomos de hidrógeno y oxígeno, de diferentes maneras:

Fórmulas-estructurales-oxoacidos.png

Fórmulas estructurales de algunos oxoácidos

Esta disposición de los átomos se plasma en su fórmula molecular:

La fórmula general de los oxoácidos puede expresarse como NaHbOc(OH)d, donde a simboliza el número de átomos del elemento central N, generalmente un no metal; b y c representan, respectivamente, la cantidad de hidrógenos y oxígenos enlazados individualmente al átomo central; y d indica el número de hidrógenos y oxígenos que se unen como grupos hidroxilo.

Teniendo esto en cuenta, los ejemplos anteriores se formularían así:

Fórmulas-de-adicion-oxoacidos

Representación de algunos oxoácidos como compuestos de adición

Acostumbrados como estamos a las fórmulas tradicionales, estas representaciones resultan, cuando menos, extrañas, aunque nos proporcionan mucha información estructural del compuesto y nos facilitan su nomenclatura:

En la nomenclatura de adición los átomos o grupos de átomos que se unen al átomo central se denominan ligandos. 

Nombre-ligandos-oxoacidos

Ligandos en los oxoácidos

El nombre de adición de los oxoácidos se forma anteponiendo al nombre del elemento central el de los ligandos (en orden alfabético, y sin tilde), indicando si fuera necesario el número de estos mediante prefijos multiplicadores (di–, tri–, tetra–, etc.).

Veamos algunos ejemplos, comparados con sus fórmulas y nombres tradicionales:

Formulas-nombres-adicion-oxoacidos.png

Fórmulas y nombres de adición de los principales oxoácidos

Un caso particular es el del ácido hipocloroso, de fórmula tradicional HClO, en el que el átomo central no es el cloro, sino el oxígeno:

ácido-hipocloroso.png

Siendo rigurosos, el hidrógeno y el cloro se considerarían ligandos, por lo que se nombraría como clorurohidrurooxígeno. Sin embargo, por coherencia y por analogía con el resto de oxoácidos, se prefiere el nombre hidroxidocloro (ClOH).

Por otra parte, vemos que en todos los ejemplos anteriores el hidrógeno va siempre asociado al oxígeno, pero existen algunos oxoácidos en los que este aparece como ligando, por ejemplo, el ácido fosfónico:

Ácido-fosfónico

Este ácido, de fórmula tradicional H3PO3 (como la del ácido fosforoso), se representaría más apropiadamente como PHO(OH)2, siendo su nombre dihidroxidohidrurooxidofósforo.

 

Formulación y nomenclatura: las oxosales y las sales ácidas

Una sal es un compuesto iónico formado por interacción electrostática entre un catión y un anión. El caso más sencillo es el de una sal binaria en la que sus iones son monoatómicos, pero esta no es la única posibilidad, pues nada impide que haya un mayor número de iones o que estos sean agrupaciones de átomos de diferente naturaleza. Un caso particular lo constituyen las sales que resultan de la unión de un catión metálico monoatómico y un anión complejo derivado de un oxoácido (oxoanión):

  • Cuando el oxoanión no contiene hidrógenos ácidos (es decir, el oxoácido del que procede se ha desprendido de todos sus H+), la sal que se obtiene se denomina oxisal.
  • Cuando el oxoanión conserva hidrógenos ácidos (el oxoácido ha perdido algún H+, pero no todos), la sal que se obtiene se denomina sal ácida.

Independientemente del tipo de sal, la regla general mediante las que se formulan todas ellas es siempre la misma:

En la fórmula de todas las sales aparece en primer lugar el átomo o grupo catiónico y, a continuación, la parte aniónica. 

El número de cationes y de aniones debe ser tal que las cargas aportadas por cada uno se anulen entre sí, para que la molécula conserve su neutralidad. Por ejemplo:

Fórmulas-sales-ácidas-oxosales

Fórmulas de algunas oxosales y sales ácidas

Aunque solemos hacer estudios específicos de cada tipo de sal, de manera general se puede decir que:

En el nombre de las sales se menciona siempre, en primer lugar, la parte aniónica y, en segundo lugar, la parte catiónica.

Nomenclatura de oxosales

En las oxosales se debe nombrar primero el oxoanión y, a continuación, el catión metálico. Para nombrar el oxoanión podemos emplear la nomenclatura tradicional o la de adición, como en los siguientes ejemplos:

Nombre-fórmula-oxoácido-oxoanión

Cuando empleamos la nomenclatura tradicional para el oxoanión, lo más habitual es indicar, si fuera necesario, el número de oxidación o el número de carga  del catión metálico, inmediatamente después nombrarlo (entre paréntesis y sin dejar espacio entre medias). Por ejemplo:

Nombre-tradicional-oxosales

Nombres tradicionales de algunas oxosales

Cuando empleamos la nomenclatura de adición, preferida por la IUPAC, se indican los números de carga tanto en el anión como en el catión (en este último, solo cuando hay varias posibilidades):

Nombre-adicion-oxosales

Nombre de adición de algunas oxosales

También podemos utilizar prefijos multiplicadores, tanto para el anión como para el catión. Como el catión es un ion sencillo, los prefijos que le pueden acompañar son los habituales di–, tri–, tetra–, etc. Sin embargo, el oxoanión es un ion complejo, que en sí mismo podría incorporar algunos de estos prefijos en su nombre, por lo que, para evitar confusiones o ambigüedades, se escribe entre paréntesis y, si fuera necesario, se utilizarían los prefijos multiplicadores bis–, tris–, tetrakis–, pentakis–, etc.

Nombre-adicion-oxosales-prefijos-multiplicadores

Uso de prefijos multiplicadores en la nomenclatura de adición de las oxosales

Aunque menos común, también pueden usarse los prefijos multiplicadores en la nomenclatura tradicional, en cuyo caso el oxoanión, a pesar de recibir un nombre no sistemático, se considera igualmente un ion complejo, por lo que se escribe entre paréntesis y se emplean los prefijos multiplicadores anteriormente mencionados:

Nombre-tradicional-oxosales-prefijos-multiplicadores

Uso de prefijos multiplicadores en la nomenclatura de adición de oxisales

Nomenclatura de sales ácidas

Las sales ácidas que contienen oxoaniones, en los que se conserva algún hidrógeno del oxoácido de procedencia, se nombran de manera análoga a las oxosales, aplicando los criterios de nomenclatura correspondientes a este tipo de aniones.

Los nombres más extendidos son los tradicionales, en los que se antepone la palabra hidrógeno (dihidrógeno, trihidrógeno…) al nombre del oxoanión, como se puede apreciar en los siguientes ejemplos:

nombre-tradicional-sales-ácidas-oxoaniones

Nombres tradicionales de algunas sales ácidas

El primer compuesto, el hidrogenocarbonato de sodio, es de uso común en antiácidos, dentífricos, preparaciones de repostería…  ¿Sabes a qué sustancia nos referimos? Se trata, en realidad, del bicarbonato sódico, cuya denominación corresponde a una nomenclatura antigua, en desuso desde hace décadas, aunque en este caso su nombre ha sobrevivido, debido a su extenso uso comercial y farmacéutico.

Por su parte, la nomenclatura de adición requiere un gran conocimiento de la estructura del compuesto, por lo que es menos común, a pesar de ser la recomendada por la IUPAC. Veamos como se nombrarían los anteriores ejemplos:

Nombre-adicion-sales-ácidas

Nombres de adición de algunas sales ácidas

Aunque nos hemos centrado en las sales ácidas derivadas de oxoácidos, también se consideran sales ácidas aquellas que proceden de sustituir un hidrógeno en los ácidos hidrácidos. Por ejemplo, del H2S (sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico) deriva el anión HS, hidrogenosulfuro o hidrurosulfato(1–), que al combinarse con un catión metálico puede dar distintas sales ácidas:

  • Con el catión K+ genera la sal KHS: hidrogenosulfuro de potasio o hidrurosulfato(1–) de potasio.
  • Con el catión Be2+ genera la sal Be(HS)2: hidrogenosulfuro de berilio, hidrurosulfato(1–) de berilio o bis(hidrurosulfato) de berilio.

Formulación y nomenclatura: los iones complejos

Los iones son átomos, o grupos de átomos, que poseen carga neta. Se pueden considerar iones simples  aquellos formados por un solo átomo (iones monoatómicos, como el Na+ o el Cl) o por varios átomos de un mismo elemento (iones homopoliatómicos, como el Hg22+ o el O3). Por su parte, los iones complejos son aquellos formados por varios átomos pertenecientes a dos o más elementos químicos distintos (iones heteropoliatómicos).

Iones-clasificación

Formulación de iones complejos

Tanto los cationes como los aniones heteropoliatómicos proceden de especies neutras que han perdido o ganado un ion, de forma que quedan cargados positiva o negativamente:

Formacion-iones-cationes-aniones-complejos

Los iones heteropoliatómicos se formulan colocando un superíndice en la parte superior derecha, que indica su carga: A+ o A.

Nomenclatura de cationes heteropoliatómicos

La IUPAC recomienda las nomenclaturas de sustitución o de adición. Cuando se utiliza la nomenclatura de sustitución, el catión procede de un hidruro progenitor:

  • Cuando el hidruro progenitor capta un H+, el catión se nombra sustituyendo la terminación –o  en el nombre del hidruro por el sufijo –io. En el caso de que se incorporen dos o más H+, se indicará mediante los sufijos –diio–triio, etc. (en este caso, sin eliminar la terminación –o del nombre del hidruro).
  • Cuando el catión se produce por pérdida de un anión H, su nombre se obtiene sustituyendo la terminación –o por el sufijo –ilio (en los derivados del silano, germano, estannano y plumbano reemplaza a la desinencia –ano).
  • En cationes sustituidos, se añaden al nombre del catión los prefijos de los sustituyentes (con prefijos multiplicadores, si fuera necesario).

Veamos algunos ejemplos:

Nombre-fórmula-cationes-heteropoliatómicos

Nombre de sustitución de algunos cationes heteropoliatómicos

La IUPAC acepta los nombres oxonio y amonio para los cationes H3O+ y NH4+, respectivamente.

También es posible emplear la nomenclatura de adición en estos cationes, que supone formados por un átomo central al que se le van añadiendo otros alrededor que se conocen como ligandos. Con ella, se nombran primero los ligandos (con sus respectivos prefijos multiplicadores), seguidos del nombre del átomo central y, entre paréntesis y sin espacios, la carga del catión. Por ejemplo:

Nombre-fórmula-cationes-heteropoliatómicos-adicion

Nombres de adición de algunos cationes heteropoliatómicos

Esta nomenclatura ofrece la posibilidad de nombrar cationes complejos que difícilmente pueden interpretarse como derivados de hidruros. Sin embargo, para ello debemos conocer la estructura del compuesto, algo que no siempre es evidente. Por ejemplo, el catión H3SO4+ puede escribirse, atendiendo a su estructura, como [SO(OH)3]+, y su nombre sería trihidroxidooxidoazufre(1+).

Nomenclatura de aniones heteropoliatómicos

Cuando se utiliza la nomenclatura de sustitución, como en el caso de los cationes, el nombre deriva del hidruro progenitor:

  • Si el anión se obtiene por pérdida de uno o más H+, se sustituye la vocal final por los sufijos –uro, –diuro
  • Si el anión se produce por adición de uno o más H, su nombre se obtiene sustituyendo la vocal final por el sufijo –uuro.
  • En cationes sustituidos, se añaden al nombre del anión los prefijos de los sustituyentes (con prefijos multiplicadores, si fuera necesario).

A continuación, unos ejemplos:

Nombre-fórmula-aniones-heteropoliatómicos.png

Nombres de sustitución de algunos aniones heteropoliatómicos

La IUPAC propone desde hace poco el nombre “oxidanide” (en inglés) para el anión OH (traducido como oxidanuro, o también, oxiduro), aunque acepta el nombre hidróxido, que es el que realmente se utiliza.

Al igual que en los cationes, también es posible emplear en los aniones la nomenclatura de adición, aunque en ellos se añade la desinencia –ato al nombre del átomo central. por ejemplo:

Nombre-fórmula-aniones-heteropoliatómicos-adicion.png

Nombres de adición de algunos aniones heteropoliatómicos.

Nomenclatura de oxoaniones

Un caso particular lo constituyen los oxoaniones, que se obtienen cuando un oxoácido pierde algún H+. En ellos se puede emplear la nomenclatura de adición, aunque es común la nomenclatura tradicional:

El nombre de los oxoaniones deriva del de los oxoácidos, por sustitución de las terminaciones –oso e –ico por los sufijos –ito y –ato, respectivamente. 

Nombre-fórmula-oxoácido-oxoanión

Nombres tradicionales y de adición de algunos oxoaniones. 

Si el anión conservase alguno de los hidrógenos ácidos se indicará al comienzo del nombre. Por ejemplo:

  • El anión HSO4, derivado del ácido sulfúrico, por pérdida de un H+, se nombra, en la nomenclatura tradicional, como hidrogenosulfato. En la nomenclatura de adición, debemos tener en cuenta que uno de los oxígenos conserva su hidrógeno, por lo que su fórmula podría representarse [SO3(OH)], y se nombraría hidroxidotrioxidosulfato(1–).

hidrogenosulfato

  • El anión HCO3, derivado del ácido carbónico, por pérdida de un H+, se nombraría como hidrogenocarbonato. En la nomenclatura de adición, teniendo en cuenta que su fórmula podría representarse [CO2(OH)], se nombraría hidroxidodioxidocarbonato(1–).

Hidrogenocarbonato

  • El anión H2PO4, derivado del ácido fosfórico, conserva dos hidrógenos, por lo que su nombre sería dihidrogenofosfato. En la nomenclatura de adición, representándolo como [PO2(OH)2], se nombraría dihidroxidodioxidocarbonato(1–).

dihidrogeno-fosfato.png

Formulación y nomenclatura: los oxoácidos

Si los hidróxidos se caracterizan por presentar un carácter más o menos básico, los oxoácidos, como su propio nombre indica, destacan por tener un comportamiento ácido. Hasta en su nombre redunda la acidez, pues deriva de la palabra griega oxýs, que significa ácido. Aunque, en realidad, se añade este sufijo para remarcar la presencia de oxígeno en el compuesto, un elemento que no aparece en los otros ácidos inorgánicos ya estudiados, los hidrácidos.

Según las teorías de Arrhenius y de Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia capaz de ceder protones al medio.

Ácidos-inorgánicos-clasificacion.png

  • Hidrácidos: combinaciones binarias de hidrógeno y un no metal de los grupos 16 (calcógenos: S, Se, Te) o 17 (halógenos: F, Cl, Br, I).
  • Oxoácidos: compuestos ternarios de hidrógeno, oxígeno y un elemento electronegativo, generalmente no metálico.

Actualmente la IUPAC considera los hidrácidos meros hidruros, y utiliza la denominación ácidos inorgánicos de manera exclusiva para los oxoácidos, aunque en la bibliografía lo podemos encontrar indistintamente con una u otra clasificación.

Formulación de los oxoácidos

La fórmula general de los oxoácidos es HaNbOc, siendo N un elemento electronegativo (no metálico, en la mayoría de los casos).

En estos compuestos:

  • El hidrógeno actúa con número de oxidación I.
  • El oxígeno actúa con número de oxidación –II.
  • El elemento electronegativo, generalmente no metálico, actúa con un número de oxidación positivo, n, que puede deducirse a partir de los subíndices a, b y c, si tenemos en cuenta que la suma de los números de oxidación positivos debe compensar la de los números negativos:

cálculo-número-oxidacion-oxoácido

¿Y de qué manera se asignan los subíndices que acompañan a cada elemento? De manera general, podemos considerar que todo oxoácido procede de un óxido al que se le añade una molécula de agua. ¿Os acordáis que los óxidos no metálicos se denominaban tradicionalmente anhídridos? La palabra anhídrido proviene del griego ánydros ‘que no tiene agua’, por lo que añadiendo dos hidrógenos y un oxígeno a un óxido obtendremos su correspondiente oxoácido. Eso sí, tiene que ser un óxido de un no metal (aunque también puede darse con algún metal de transición en un estado de oxidación alto). Veamos unos ejemplos:

  • Con el monóxido de carbono o anhídrido carbonoso: CO + H2O = H2CO2. Puede comprobarse que, tanto en el óxido como en el oxoácido, el número de oxidación del carbono es II (para contrarrestar las cuatro cargas negativas que aportan los oxígenos hacen falta, además de las dos cargas positivas de los hidrógenos, otras dos cargas positivas que aportaría el carbono).
  • Con el dióxido de carbono o anhídrido carbónico: CO2 + H2O = H2CO3. En este caso, el número de oxidación del carbono es IV (los tres oxígenos aportan seis cargas negativas, que se anulan con las dos cargas positivas de los hidrógenos y con cuatro cargas positivas del carbono).
  • Con el trióxido de azufre o anhídrido sulfúrico: SO3 + H2O = H2SO4. En los dos compuestos el número de oxidación del azufre es VI (las ocho cargas negativas de los oxígenos se anulan con las dos cargas positivas de los hidrógenos y las que aporte el azufre, que tienen que ser seis).
  • Con el heptaóxido de dicloro o anhídrido perclórico: Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8 = HClO4. El cloro actúa, en ambos, con su mayor número de oxidación, VII (las siete cargas positivas del cloro más la carga positiva del hidrógeno igualan las ocho cargas negativas que aportan los cuatro oxígenos).

Nomenclatura tradicional de los oxoácidos

La nomenclatura tradicional está tan extendida en los oxoácidos, y de ella derivan tantos nombres, que es casi imposible sustituirla, de manera que la IUPAC no puede evitar aceptarla y usarla. Es, por tanto, la que vamos a detallar en este momento, y relegaremos otras nomenclaturas pues solo pueden ser del interés de estudiantes de niveles más avanzados de química. En ella se utilizan las mismas reglas que para la nomenclatura de los anhídridos:

En la nomenclatura tradicional los oxoácidos se nombran como ácidos del elemento en cuestión, a cuyo nombre se le pueden añadir los prefijos hipo–/per– y los sufijos –oso/–ico, para indicar el estado de oxidación con el que participa. 

  • Cuando el elemento no metálico tiene un único número de oxidación, a la raíz del nombre se le añade la terminación –ico.
  • Para aquellos no metales con dos números de oxidación, se añade la terminación –oso a la raíz del nombre cuando actúa con el número de oxidación menor, y la terminación –ico cuando se trata del mayor.
  • Si el no metal tiene tres números de oxidación, se añade el prefijo hipo– y el sufijo –oso para el menor, únicamente el sufijo –oso para el intermedio, y el sufijo –ico para el mayor.
  • En el caso de actuar con cuatro números de oxidación distintos, se utiliza el sufijo –oso para los dos primeros y el sufijo –ico para los otros, añadiendo el sufijo hipo– al menor de todos y el sufijo per– al más alto.

Según esto, los ejemplos previamente utilizados se nombrarían así:

  • El ácido derivado del monóxido de carbono o anhídrido carbonoso es H2CO2. por lo que su nombre sería ácido carbonoso, ya que actúa con su número de oxidación menor (II).
  • El ácido derivado del dióxido de carbono o anhídrido carbónico es H2CO3. En este caso, el carbono actúa con su número de oxidación mayor (IV), por lo que su nombre es ácido carbónico.
  • El ácido derivado del trióxido de azufre o anhídrido sulfúrico es H2SO4, y su nombre es ácido sulfúrico, pues el azufre actúa con su número de oxidación más alto (VI).
  • El ácido derivado del heptaóxido de dicloro o anhídrido perclórico es HClO4. Como el cloro actúa con el número de oxidación más alto (VII) de los cuatro posibles, no solo es necesario el prefijo –ico, sino también el prefijo per–, por lo que su nombre es ácido perclórico.

A continuación se recogen las fórmulas y nombres de los oxoácidos de los elementos más representativos de cada grupo del bloque no metálico de la tabla periódica:

Nombre-fórmula-oxoácidos

Nombre y fórmula de los principales oxoácidos

También existen algunos oxoácidos de metales de transición. Los más importantes son los que se forman con el cromo y el manganeso, en sus estados de oxidación más altos:

Nombre-fórmula-oxoácidos-cromo-manganeso

Oxoácidos de cromo y manganeso

Para saber más: Las formas meta y orto 

Hasta el momento hemos visto los distintos oxoácidos que puede dar un mismo elemento con cada uno de sus números de oxidación. Pero también es posible encontrar oxoácidos que, estando el elemento no metálico en un mismo estado de oxidación, se diferencian en el grado de hidratación que presentan:

  • Todos los ácidos mencionados anteriormente se obtienen por adición de una molécula de agua al correspondiente anhídrido. Estas se denominan formas meta, y cuando es necesario distinguirlas de otros ácidos más hidratados se debe incorporar el prefijo meta– al nombre.
  • Los ácidos que tienen un mayor grado de hidratación, con una o dos moléculas de aguas adicionales respecto a la forma meta, se conocen como formas orto, y se añade el prefijo orto– al nombre para distinguirlas de las anteriores.

Son ejemplos típicos los oxoácidos del fósforo, cuando este actúa con número de oxidación V:

Nombre-fórmula-oxoácidos-fósforo-orto-meta

De la misma manera obtenemos los oxoácidos del arsénico y el antimonio (del mismo grupo que el fósforo):

Nombre-fórmula-oxoácidos-arsénico-antimonio

El boro y el silicio también forman oxoácidos con una molécula de agua adicional:

Fórmulas-nombres-oxoácidos-boro-silicio

La forma orto de los oxoácidos de P, Ar, Sb, B y Si es más estable, y por ello es la más común y el prefijo puede (y suele) eliminarse del nombre. 

En el caso de los oxoácidos de los elementos 16 y 17 la forma orto posee dos moléculas de agua más que la correspondiente forma meta (fíjate que en los anteriores era solo una molécula). Así ocurre con el telurio y el yodo:

Nombre-fórmula-oxoácidos-telurio-yodo

La forma meta de los oxoácidos de Te y I es la más estable, por eso, en este caso, es la que suele prescindir del prefijo.

Para saber un poco más: Las formas piro- o di-

Estos ácidos se forman por la unión (condensación) de dos moléculas del oxoácido precursor, con pérdida de una molécula de agua. En ellos simplemente hay que añadir el prefijo di– al nombre del ácido (antiguamente se usaba el prefijo piro–). Esto puede darse en el azufre, el fósforo y el cromo:

Nombre-fórmula-diácidos-oxoácidos