Ácidos y bases

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen
un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan
con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y
tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar
una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida.
Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOHð2H2O + Na2SO4
Primeras teorías
Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael
Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en
partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante
Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que
contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones,
mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que
disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH−. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH−ðH2O
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita
a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La
segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas
reacciones ácido−base que tienen lugar en ausencia de agua.
Teoría de Brønsted−Lowry
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y,
paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias
capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se
contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido,
que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo
un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + baseðNH2− + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro
débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido−base se
contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de
Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2)ðÁcido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en
su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La
ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva
tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido−base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido
fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
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HCl + H2OðH3O+ + Cl−
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl−, una base débil, y
H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al
agua:
HF + H2OðH3O+ + F−
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F− y HF es un ácido
más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar
propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua
actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido
con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2OðH3O+ + Cl−
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2OðNH4+ + OH−
Medida de la fuerza de ácidos o bases
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo
el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un
protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido−base según la cantidad de H3O+ formada
en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH− en disoluciones acuosas de bases. En el primer
caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo
de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución
acuosa:
pH = −log [H3O+]
pOH = −log [OH−]
El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto
a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en
presencia de una base cae por debajo de 7,0.
El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se
requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o
varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también
tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o
de pares ácido−base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder
un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido−base:
H3N: + BF3ðH3N−BF3
Ácido Etanoico o Acético, Ácido, líquido incoloro, de fórmula CH3COOH, de olor irritante y sabor amargo.
En una solución acuosa actúa como ácido débil. El ácido etanoico puro recibe el nombre de ácido etanoico
glacial, debido a que se congela a temperaturas ligeramente más bajas que la ambiente. En mezclas con agua
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solidifica a temperaturas mucho más bajas. El ácido etanoico es miscible (mezclable) con agua y con
numerosos disolventes orgánicos.
Puede obtenerse por la acción del aire sobre soluciones de alcohol, en presencia de cierta clase de bacterias
como la Bacterium aceti. Las soluciones diluidas (de 4 a 8%) preparadas de este modo a partir del vino, sidra
o malta constituyen lo que conocemos como vinagre. El ácido etanoico concentrado se prepara
industrialmente mediante distintos procesos, como la reacción de metanol (alcohol metílico) y de monóxido
de carbono (CO) en presencia de un catalizador, o por la oxidación del etanal (acetaldehído).
El ácido acético se utiliza en la producción de acetato de rayón, plásticos, películas fotográficas, disolventes
para pinturas y medicamentos como la aspirina. Tiene un punto de ebullición de 118 °C y un punto de fusión
de 17 °C.
Bórico, Ácido, polvo blanco cristalino, de fórmula H3BO3. Aunque el ácido bórico es apenas soluble en agua
a temperatura ambiente (1 g se disuelve en 18 g de agua), en agua caliente se disuelve más fácilmente (1 g se
disuelve en menos de 4 g de agua) al igual que en alcohol y glicerina. Es ligeramente volátil. Cantidades
importantes de ácido bórico se encuentran en las grietas hidrotermales de la Toscana, en Italia, pero no se
encuentra en estado natural de otra forma. El ácido bórico puede obtenerse con facilidad tratando bórax con
ácido sulfúrico. El ácido bórico en solución es ligeramente ácido y actúa como antiséptico astringente suave,
no irritante, apto para su uso en la higiene ocular. Comercialmente el ácido bórico se emplea para el barnizado
de productos de alfarería, en la confección de tejidos ignífugos, en baños de galvanotecnia y para el
endurecimiento de los aceros.
Carboxílico, Ácido, cualquiera de los compuestos orgánicos que contienen uno, dos o más grupos carboxilo
(COOH).
Los ácidos de masa molecular baja (hasta ocho átomos de carbono) son líquidos y el resto sólidos. Sus puntos
de fusión y ebullición crecen al aumentar la masa molecular. Desde el punto de vista químico, los ácidos
carboxílicos son muy reactivos. Reaccionan, por ejemplo, con los alcoholes para dar ésteres y agua (reacción
de esterificación); la reacción inversa (reacción de saponificación) también se produce.
El más simple es el ácido metanoico (ácido fórmico), y uno de los más familiares es el ácido etanoico (ácido
acético) que, diluido, es el vinagre. Los ácidos carboxílicos de cadena lineal se denominan ácidos grasos.
Muchos ácidos carboxílicos son esenciales en la química de los organismos vivos. Otros son productos
químicos de gran importancia industrial.
Ácido Cítrico, sólido blanco, de fórmula C3H4OH(COOH)3, soluble en agua y ligeramente soluble en
disolventes orgánicos, con un punto de fusión de 153 °C. Las disoluciones acuosas de ácido cítrico son algo
más ácidas que las de ácido etanoico. El ácido cítrico se encuentra en diferentes proporciones en plantas y
animales, ya que es un producto intermedio del metabolismo prácticamente universal. En mayores cantidades
se encuentra en el jugo de las frutas cítricas, de las que se obtiene por precipitación, añadiendo óxido de
calcio. El citrato de calcio producido se trata con ácido sulfúrico para regenerar el ácido cítrico. La principal
fuente de obtención comercial del ácido es la fermentación del azúcar por la acción del hongo Aspergillus
niger. Se emplea como aditivo en bebidas y alimentos para darles un agradable sabor ácido. También se
utiliza en fármacos, para elaborar papel cianotipo, en imprenta textil y como agente abrillantador de metales.
Ácido Esteárico, sólido orgánico blanco de apariencia cristalina, de fórmula CH3(CH2)16COOH. No es
soluble en agua, pero sí en alcohol y éter. Junto con los ácidos láurico, mirístico y palmítico, forma un
importante grupo de ácidos grasos. Se encuentra en abundancia en la mayoría de los aceites y grasas, animales
y vegetales, en forma de éster triestearato de gliceril o estearina y constituye la mayor parte de las grasas de
los alimentos y del cuerpo humano. El ácido se obtiene por la hidrólisis del éster, y comercialmente se prepara
hidrolizando el sebo. Se utiliza en mezclas lubricantes, materiales resistentes al agua, desecantes de barnices,
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y en la fabricación de velas de parafina. Combinado con hidróxido de sodio el ácido esteárico forma jabón
(estearato de sodio).
El ácido esteárico tiene un punto de fusión de 70 °C y un punto de ebullición de 383 °C.
Fenol, antiguamente llamado ácido fénico o ácido carbólico, es un compuesto orgánico aromático de fórmula
C6H5OH. Es débilmente ácido y se asemeja a los alcoholes en su estructura. Los cristales incoloros, y en
forma de aguja, del fenol purificado tienen un punto de fusión de 43 °C y un punto de ebullición de 182 °C.
Cuando están almacenados, los cristales se vuelven rosados y finalmente rojizos. El fenol es soluble en
disolventes orgánicos y ligeramente soluble en agua a temperatura ambiente, pero por encima de los 66 °C es
soluble en todas proporciones. Es un componente del alquitrán de hulla.
En 1867, el cirujano británico Joseph Lister utilizó por primera vez el fenol como desinfectante para
esterilizar heridas, vendajes e instrumentos quirúrgicos. Las disoluciones diluidas son antisépticos muy útiles,
pero las disoluciones concentradas son cáusticas y dejan cicatrices en los tejidos. Actualmente, el fenol ha
sido sustituido por germicidas menos irritantes y más eficaces, pero aún se sigue usando en la fabricación de
resinas, plásticos, insecticidas, explosivos, tintes y detergentes, y como materia prima para la producción de
algunos medicamentos, como la aspirina.
Un derivado del fenol, la fenolftaleína (C20H14O4), es un compuesto químico obtenido por la reacción entre
el fenol y el anhídrido ftálico en presencia de ácido sulfúrico; se usa como indicador de la acidez.
El término fenol se usa también para denominar a cualquiera de los compuestos de carácter ácido que son
derivados hidroxilados de los hidrocarburos aromáticos, por ejemplo, los metilfenoles (cresoles) y la
resorcina.
Ácido desoxirribonucleico (ADN), material genético de todos los organismos celulares y casi todos los virus.
El ADN lleva la información necesaria para dirigir la síntesis de proteínas y la replicación. Se llama síntesis
de proteínas a la producción de las proteínas que necesita la célula o el virus para realizar sus actividades y
desarrollarse. La replicación es el conjunto de reacciones por medio de las cuales el ADN se copia a sí mismo
cada vez que una célula o un virus se reproduce y transmite a la descendencia la información de síntesis de
proteínas que contiene. En casi todos los organismos celulares el ADN está organizado en forma de
cromosomas, situados en el núcleo de la célula.
Estructura
Cada molécula de ADN está constituida por dos cadenas o bandas formadas por un elevado número de
compuestos químicos llamados nucleótidos. Estas cadenas forman una especie de escalera retorcida que se
llama doble hélice. Cada nucleótido está formado por tres unidades: una molécula de azúcar llamada
desoxirribosa, un grupo fosfato y uno de cuatro posibles compuestos nitrogenados llamados bases: adenina
(abreviada como A), guanina (G), timina (T) y citosina (C). La molécula de desoxirribosa ocupa el centro del
nucleótido y está flanqueada por un grupo fosfato a un lado y una base al otro. El grupo fosfato está a su vez
unido a la desoxirribosa del nucleótido adyacente de la cadena. Estas subunidades enlazadas
desoxirribosa−fosfato forman los lados de la escalera; las bases están enfrentadas por parejas, mirando hacia
el interior, y forman los travesaños.
Los nucleótidos de cada una de las dos cadenas que forman el ADN establecen una asociación específica con
los correspondientes de la otra cadena. Debido a la afinidad química entre las bases, los nucleótidos que
contienen adenina se acoplan siempre con los que contienen timina, y los que contienen citosina con los que
contienen guanina. Las bases complementarias se unen entre sí por enlaces químicos débiles llamados puentes
de hidrógeno.
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En 1953, el bioquímico estadounidense James Watson y el biofísico británico Francis Crick publicaron la
primera descripción de la estructura del ADN. Su modelo adquirió tal importancia para comprender la síntesis
proteica, la replicación del ADN y las mutaciones, que los científicos obtuvieron en 1962 el Premio Nobel de
Medicina por su trabajo.
Síntesis proteica
El ADN incorpora las instrucciones de producción de proteínas. Una proteína es un compuesto formado por
moléculas pequeñas llamadas aminoácidos, que determinan su estructura y función. La secuencia de
aminoácidos está a su vez determinada por la secuencia de bases de los nucleótidos del ADN. Cada secuencia
de tres bases, llamada triplete, constituye una palabra del código genético o codón, que especifica un
aminoácido determinado. Así, el triplete GAC (guanina, adenina, citosina) es el codón correspondiente al
aminoácido leucina, mientras que el CAG (citosina, adenina, guanina) corresponde al aminoácido valina. Por
tanto, una proteína formada por 100 aminoácidos queda codificada por un segmento de 300 nucleótidos de
ADN. De las dos cadenas de polinucleótidos que forman una molécula de ADN, sólo una, llamada paralela,
contiene la información necesaria para la producción de una secuencia de aminoácidos determinada. La otra,
llamada antiparalela, ayuda a la replicación.
La síntesis proteica comienza con la separación de la molécula de ADN en sus dos hebras. En un proceso
llamado transcripción, una parte de la hebra paralela actúa como plantilla para formar una nueva cadena que
se llama ARN mensajero o ARNm. El ARNm sale del núcleo celular y se acopla a los ribosomas, unas
estructuras celulares especializadas que actúan como centro de síntesis de proteínas. Los aminoácidos son
transportados hasta los ribosomas por otro tipo de ARN llamado de transferencia (ARNt). Se inicia un
fenómeno llamado traducción que consiste en el enlace de los aminoácidos en una secuencia determinada por
el ARNm para formar una molécula de proteína.
Un gen es una secuencia de nucleótidos de ADN que especifica el orden de aminoácidos de una proteína por
medio de una molécula intermediaria de ARNm. La sustitución de un nucleótido de ADN por otro que
contiene una base distinta hace que todas las células o virus descendientes contengan esa misma secuencia de
bases alterada. Como resultado de la sustitución, también puede cambiar la secuencia de aminoácidos de la
proteína resultante. Esta alteración de una molécula de ADN se llama mutación. Casi todas las mutaciones son
resultado de errores durante el proceso de replicación. La exposición de una célula o un virus a las radiaciones
o a determinados compuestos químicos aumenta la probabilidad de mutaciones.
Replicación
En casi todos los organismos celulares, la replicación de las moléculas de ADN tiene lugar en el núcleo, justo
antes de la división celular. Empieza con la separación de las dos cadenas de polinucleótidos, cada una de las
cuales actúa a continuación como plantilla para el montaje de una nueva cadena complementaria. A medida
que la cadena original se abre, cada uno de los nucleótidos de las dos cadenas resultantes atrae a otro
nucleótido complementario previamente formado por la célula. Los nucleótidos se unen entre sí mediante
puentes de hidrógeno para formar los travesaños de una nueva molécula de ADN. A medida que los
nucleótidos complementarios van encajando en su lugar, una enzima llamada ADN polimerasa los une
enlazando el grupo fosfato de uno con la molécula de azúcar del siguiente, para así construir la hebra lateral
de la nueva molécula de ADN. Este proceso continúa hasta que se ha formado una nueva cadena de
polinucleótidos a lo largo de la antigua; se reconstruye así un nueva molécula con estructura de doble hélice.
Investigación y aplicaciones
El ADN continúa siendo objeto de estudio, y los resultados de la investigación se aplican a muchas
disciplinas. El llamado Proyecto Genoma Humano es un programa de investigación financiado por el
gobierno de Estados Unidos para determinar la secuencia de bases de los tres mil millones de pares de
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nucleótidos que forman el material genético humano. El programa permitirá analizar las mutaciones que
causan las enfermedades genéticas y, por tanto, proporcionará la información necesaria para desarrollar
medicamentos y tratamientos de tales enfermedades.
La medicina forense utiliza técnicas desarrolladas en el curso de la investigación sobre el ADN para
identificar delincuentes. Las muestras de ADN tomadas de semen, piel o sangre en el escenario del crimen se
comparan con el ADN del sospechoso; el resultado es una prueba que puede utilizarse ante los tribunales.
Véase Pruebas de ADN.
La agricultura y la ganadería se valen ahora de técnicas de manipulación de ADN conocidas como ingeniería
genética y biotecnología. Las estirpes de plantas cultivadas a las que se han transferido genes pueden rendir
cosechas mayores o ser más resistentes a los insectos. También los animales se han sometido a intervenciones
de este tipo para obtener razas con mayor producción de leche o de carne o variedades de cerdo más ricas en
carne y con menos grasa.
Ácido Metanoico o Ácido Fórmico, el más simple de los ácidos orgánicos. Su fórmula química es HCOOH.
Es un líquido incoloro de olor irritante cuyos puntos de ebullición y de congelación son de 100,7 ºC y 8,4 ºC
respectivamente. Se prepara comercialmente haciendo reaccionar dióxido de carbono con monóxido de
carbono a alta temperatura y presión. El ácido metanoico se utiliza a gran escala en la industria química, al
igual que para la obtención de tintes y curtidos. En la naturaleza el ácido metanoico aparece en el veneno de
las hormigas y de las ortigas.
Ácido Fosfórico, de fórmula química H3PO4, ácido que constituye la fuente de compuestos de importancia
industrial llamados fosfatos. A temperatura ambiente, el ácido fosfórico es una sustancia cristalina con una
densidad relativa de 1,83. Tiene un punto de fusión de 42,35 °C. Normalmente, el ácido fosfórico se almacena
y distribuye en disolución. Se obtiene mediante el tratamiento de rocas de fosfato de calcio con ácido
sulfúrico, filtrando posteriormente el líquido resultante para extraer el sulfato de calcio. Otro modo de
obtención consiste en quemar vapores de fósforo y tratar el óxido resultante con vapor de agua. El ácido es
muy útil en el laboratorio debido a su resistencia a la oxidación, a la reducción y a la evaporación. Entre otras
aplicaciones, el ácido fosfórico se emplea como ingrediente de bebidas no alcóholicas, como pegamento de
prótesis dentales, como catalizador, en metales inoxidables y para fosfatos que se utilizan, como ablandadores
de agua, fertilizantes y detergentes.
Fosfatos
Son productos formados por la sustitución de parte o todo el hidrógeno del ácido fosfórico por metales. Según
el número de átomos de hidrógeno sustituidos, el compuesto obtenido se define como fosfato primario,
secundario o terciario. Así, NaH2PO4, con un átomo de hidrógeno sustituido, se denomina fosfato primario de
sodio (también dihidrogenofosfato de sodio), y Na3PO4, con tres átomos de hidrógeno sustituidos, fosfato
terciario de sodio. También conocido como fosfato de sodio, el fosfato terciario de sodio se usa como
detergente y ablandador del agua. Los fosfatos primarios y secundarios contienen hidrógeno y son sales
ácidas. Los fosfatos secundarios y terciarios son insolubles en agua, a excepción de los de sodio, potasio y
amonio; los primarios son más solubles.
Los fosfatos son importantes para el metabolismo de animales y plantas. Los huesos contienen fosfato de
calcio, Ca3(PO4)2, y el primer paso en la oxidación de la glucosa en el cuerpo es la formación de un éster de
fosfato. Para aportar fosfatos al ganado, se usa el hidrogenofosfato de calcio hidratado, CaHPO4 · 2H2O,
como suplemento alimenticio. El fosfato primario de calcio, Ca(H2PO4)2, se emplea como ingrediente en
fertilizantes para plantas.
En los últimos tiempos se ha incrementado la preocupación por los efectos medioambientales perjudiciales de
los fosfatos contenidos en los detergentes domésticos. Los detergentes que contienen fosfatos contribuyen a la
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contaminación del agua, ya que son un medio nutriente para las algas. Si crecieran en exceso, dificultarían la
vida acuática de lagos y ríos por la falta del oxígeno.
Ácido Fumárico, es el ácido trans−butenodioico, compuesto cristalino incoloro, de fórmula
HO2CCH=CHCO2H, que sublima a unos 200 °C. Se encuentra en ciertos hongos y en algunas plantas, a
diferencia de su isómero cis, el ácido maleico (cis−butenodioico), que no se produce de forma natural.
Es soluble en agua caliente, éter y alcohol. Se obtiene por deshidratación del ácido málico y por isomerización
del ácido maleico por distintos procedimientos (acción de la luz, calentamiento...). Interviene en el ciclo de
Krebs como intermediario metabólico.
Se utiliza en el procesado y conservación de los alimentos por su potente acción antimicrobiana, y para
fabricar pinturas, barnices y resinas sintéticas.
Ácido Láctico, o Ácido 2−hidroxipropanoico, compuesto incoloro de fórmula CH3CHOHCOOH. Se da
bajo dos formas ópticamente activas, dextrógira y levógira, frecuentemente denominadas ácido D−láctico y
ácido L−láctico. En su estado natural es una mezcla ópticamente inactiva compuesta por partes iguales de
ambas formas D− y L−, conocida como mezcla 'racémica'.
Normalmente se prepara por fermentación bacteriana de lactosa, almidón, azúcar de caña o suero de la leche.
Pequeñas cantidades de ácido L−láctico están presentes en la sangre y en otros fluidos y órganos del cuerpo;
este ácido se forma en los tejidos, sobre todo los musculares, que obtienen energía metabolizando azúcar en
ausencia de oxígeno. La acumulación de grandes cantidades de este ácido en los músculos produce fatiga y
puede causar calambres. El ácido láctico que se forma en la leche por la fermentación de la lactosa es el que
hace que aquélla se agrie. El ácido láctico se utiliza para elaborar queso, chucrut, col fermentada, bebidas
suaves y otros productos alimenticios.
Ácido Linoleico, líquido oleoso, incoloro o amarillo pálido, de fórmula
CH3(CH2)4(CH=CHCH2)2(CH2)6CO2H, cuyos dobles enlaces presentan configuración cis (véase Química
orgánica). Es soluble en disolventes orgánicos y se polimeriza con facilidad, lo que le confiere propiedades
secantes. El ácido linoleico es un ácido graso esencial, es decir, es un elemento necesario en la dieta de los
mamíferos por ser uno de los precursores de las prostaglandinas y otros componentes de tipo hormonal.
Se encuentra como éster de la glicerina en muchos aceites de semillas vegetales, como el aceite de linaza, de
soja, de girasol y de algodón. Se utiliza en la fabricación de pinturas y barnices.
Ácido Málico, es el ácido hidroxibutanodioico, compuesto incoloro de fórmula HO2CCH2CHOHCO2H.
Tiene un punto de fusión de unos 100 °C y es soluble en agua y en alcohol. El químico sueco Carl W. Scheele
fue quien determinó su composición y propiedades.
Existe en dos formas ópticamente activas, aunque el ácido L−málico (isómero levógiro) es el único de origen
natural (véase Actividad óptica). La mezcla racémica fue descubierta por Louis Pasteur.
Se encuentra en las manzanas, uvas y cerezas verdes y en otros muchos frutos, así como en los vinos. Se
puede obtener de forma sintética a partir del ácido tartárico y del ácido succínico. Al calentarlo se deshidrata y
produce ácido fumárico y ácido maleico. Forma parte del ciclo de Krebs como intermediario metabólico.
Se utiliza como aditivo alimentario por su acción antibacteriana y su agradable aroma. También se emplea en
medicina, en la fabricación de ciertos laxantes y para tratar afecciones de garganta.
Ácido Muriático
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En disolución acuosa, las moléculas de ácido clorhídrico se disocian en iones hidrógeno cargados
positivamente y en iones cloruro cargados negativamente. Al ionizarse fácilmente, el ácido clorhídrico es un
buen conductor de la electricidad. Los iones hidrógeno proporcionan al ácido clorhídrico sus propiedades
ácidas y, por tanto, todas las disoluciones de cloruro de hidrógeno en agua tienen sabor amargo, corroen los
metales activos formando los cloruros del metal e hidrógeno, colorean de rojo el tornasol, neutralizan los
álcalis y reaccionan con las sales de ácidos débiles formando cloruros y los ácidos débiles.
El cloruro de hidrógeno se obtiene industrialmente como derivado al hacer reaccionar cloro con hidrocarburos
para producir cloruros orgánicos. El ácido clorhídrico se obtiene haciendo reaccionar cloruro de sodio con
ácido sulfúrico, o combinando hidrógeno y cloro. El ácido clorhídrico industrial en bruto se conoce como
ácido muriático. Se usa en grandes cantidades para preparar cloruros, limpiar metales y en procesos
industriales como la preparación de la glucosa a partir de la harina de maíz. Las células de las paredes del
estómago segregan pequeñas cantidades de ácido clorhídrico para facilitar la digestión de los alimentos.
Ácido Cítrico, líquido incoloro y corrosivo cuya fórmula química es HNO3. Los alquimistas medievales lo
conocían como aqua fortis (agua fuerte). El ácido nítrico se obtiene comercialmente por la acción del ácido
sulfúrico sobre nitrato de sodio. También se puede preparar por oxidación catalítica del amoníaco. Es un ácido
fuerte y un agente oxidante poderoso. Sobre la piel produce una coloración amarillenta al reaccionar con
ciertas proteínas y formar ácido xantoproteico amarillo.
El ácido nítrico concentrado de uso comercial contiene un 71% de HNO3 y el resto de agua. El ácido nítrico
fumante, también empleado comercialmente, está compuesto de ácido nítrico y óxido de nitrógeno gas en
solución. Presenta un color rojizo o pardo y es más activo que otras formas de ácido nítrico. Tanto el ácido
nítrico común como el fumante tienen numerosas aplicaciones. Se emplean en síntesis químicas, en la
nitración de materiales orgánicos para formar compuestos nitrogenados (compuestos que tienen un grupo
NO2) y en la fabricación de tintes y explosivos. El ácido nítrico tiene un punto de fusión de −42 °C y un punto
de ebullición de 83 °C.
Las sales del ácido nítrico se denominan nitratos. El nitrato de potasio, o salitre, y el nitrato de sodio son los
nitratos más importantes comercialmente. Casi todos los nitratos son solubles en agua. Una de las excepciones
es el subnitrato de bismuto, BiONO3·H2O, utilizado en medicina para el tratamiento de trastornos
intestinales. El amitol, un potente explosivo, es una mezcla de nitrato de amonio y trinitrotolueno (TNT). La
reacción del ácido nítrico con compuestos orgánicos produce importantes nitratos, como la nitroglicerina y la
nitrocelulosa. Los nitratos de calcio, sodio, potasio y amonio se emplean como fertilizantes que proporcionan
nitrógeno para el crecimiento de las plantas.
Ácido Oleico, líquido oleoso e incoloro, de fórmula CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7CO2H en su configuración
cis (la cadena de carbono continúa en el mismo lado del doble enlace). Es un ácido graso no saturado que
amarillea con rapidez en contacto con el aire. Por hidrogenación del ácido oleico se obtiene el ácido esteárico
(saturado). No es soluble en agua, pero sí en benceno, alcohol, éter y otros muchos disolventes orgánicos. Se
solidifica por enfriamiento y funde a 14 °C. Su isómero trans (ácido elaídico) es sólido y funde a 51 °C; se
puede obtener por calentamiento del ácido oleico en presencia de un catalizador.
Junto con el ácido esteárico y el ácido palmítico se encuentra, en forma de éster, en la mayoría de las grasas y
aceites naturales, sobre todo en el aceite de oliva. Se obtiene por hidrólisis del éster y se purifica mediante
destilación.
Se utiliza en la fabricación de jabones y cosméticos, en la industria textil y en la limpieza de metales.
Ácido Oxálico, es el ácido etanodioico, sólido incoloro de fórmula HO2CCO2H, que cristaliza con dos
moléculas de agua. A 100 °C pierde el agua de cristalización, y el ácido anhidro funde a 190 °C.
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Se encuentra en muchas plantas en forma de sales (oxalatos) de potasio. Su sal de calcio también aparece en
ciertos vegetales y en los cálculos renales (véase Riñón).
Se puede obtener por oxidación de sustancias orgánicas como los azúcares o la celulosa, pero en la actualidad
se prepara a partir de un compuesto sintético: la sal sódica del ácido fórmico.
Se utiliza en análisis químico por su poder reductor y en especial en la determinación de magnesio y de calcio.
También se emplea en tintorería, en el curtido de pieles, en síntesis de colorantes y como decapante.
Ácido Palmítico, sólido blanco grisáceo, untuoso al tacto, de fórmula CH3(CH2)14COOH. Es un ácido graso
saturado que se encuentra en una gran proporción en el aceite de palma, de ahí su nombre. Es soluble en
alcohol y éter, pero no en agua. Tiene un punto de fusión de 63 °C y un punto de ebullición de 271 °C a una
presión de 100 mm de mercurio.
Se encuentra en la mayoría de las grasas y aceites, animales y vegetales, en forma de éster (tripalmitato de
glicerilo o palmitina). Por saponificación, es decir, por reacción del éster con un álcali (hidróxido de sodio o
potasio) se obtiene la sal alcalina, y a partir de ella se puede obtener el ácido por tratamiento con un ácido
mineral. Las sales alcalinas tanto del ácido palmítico como del ácido esteárico son los principales
constituyentes del jabón.
Se utiliza en aceites lubricantes, en materiales impermeables, como secante de pinturas y en la fabricación de
jabón.
Ácido Pirúvico, es el ácido ð−cetopropanoico, líquido incoloro de olor fuerte y picante, soluble en agua y de
fórmula H3CCOCO2H. Tiene un punto de ebullición de 165 °C y un marcado carácter ácido. Fue descubierto
por el químico sueco Jöns J. Berzelius a partir del ácido tartárico. En la actualidad se sigue obteniendo por
calentamiento de este ácido.
Interviene en numerosas reacciones metabólicas. Por ejemplo, es un producto de degradación de la glucosa
que se oxida finalmente a dióxido de carbono y agua.
En las levaduras se produce un proceso de fermentación en el que el ácido pirúvico se reduce a etanol.
También puede ser transformado en el hígado en el correspondiente aminoácido, la alanina.
Ácido ribonucleico (ARN), material genético de ciertos virus (virus ARN) y, en los organismos celulares,
molécula que dirige las etapas intermedias de la síntesis proteica. En los virus ARN, esta molécula dirige dos
procesos: la síntesis de proteínas (producción de las proteínas que forman la cápsula del virus) y replicación
(proceso mediante el cual el ARN forma una copia de sí mismo). En los organismos celulares es otro tipo de
material genético, llamado ácido desoxirribonucleico (ADN), el que lleva la información que determina la
estructura de las proteínas. Pero el ADN no puede actuar solo, y se vale del ARN para transferir esta
información vital durante la síntesis de proteínas (producción de las proteínas que necesita la célula para sus
actividades y su desarrollo).
Como el ADN, el ARN está formado por una cadena de compuestos químicos llamados nucleótidos. Cada uno
está formado por una molécula de un azúcar llamado ribosa, un grupo fosfato y uno de cuatro posibles
compuestos nitrogenados llamados bases: adenina, guanina, uracilo y citosina. Estos compuestos se unen
igual que en el ácido desoxirribonucleico (ADN). El ARN se diferencia químicamente del ADN por dos
cosas: la molécula de azúcar del ARN contiene un átomo de oxígeno que falta en el ADN; y el ARN contiene
la base uracilo en lugar de la timina del ADN.
ARN celular
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En organismos celulares, el ARN es una cadena de polinucleótidos de una sola hebra, es decir, una serie de
nucleótidos enlazados. Hay tres tipos de ARN: el ARN ribosómico (ARNr) se encuentra en los ribosomas
celulares (estructuras especializadas situadas en los puntos de síntesis de proteínas); el ARN de transferencia
(ARNt) lleva aminoácidos a los ribosomas para incorporarlos a las proteínas; el ARN mensajero (ARNm)
lleva una copia del código genético obtenida a partir de la secuencia de bases del ADN celular. Esta copia
especifica la secuencia de aminoácidos de las proteínas. Los tres tipos de ARN se forman a medida que son
necesarios, utilizando como plantilla secciones determinadas del ADN celular.
ARN vírico
Algunos virus tienen ARN de cadena doble, formado por dos cadenas de polinucleótidos complementarios. En
estos virus, la replicación del ARN en la célula hospedante sigue la misma pauta que la replicación del ADN.
Cada nueva molécula de ARN tiene una cadena de polinucleótidos procedente de otra anterior. Cada una de
las bases de los nucleótidos de la cadena se acopla con una base complementaria de otro nucleótido de ARN:
adenina con uracilo y guanina con citosina. Hay dos tipos de virus con ARN de cadena única. Uno de ellos, el
poliovirus, virus causante de la poliomielitis humana (véase Enterovirus), penetra en la célula hospedante y
sintetiza una cadena de ARN complementaria para transformar la molécula sencilla en doble. Durante la
replicación las dos hebras se separan, pero sólo la formada recientemente atrae nucleótidos con bases
complementarias. Por tanto, la cadena de polinucleótidos formada como resultado de la replicación es
exactamente igual a la original.
El otro tipo, que agrupa los llamados retrovirus, comprende el virus de la inmunodeficiencia humana (VIH),
que causa el SIDA, y otros virus causantes de tumores. Después de entrar en la célula hospedante, el
retrovirus forma una cadena de ADN complementaria de su propio ARN valiéndose de los nucleótidos de la
célula. Esta nueva cadena de ADN se replica y forma una doble hélice que se incorpora a los cromosomas de
la célula hospedante, donde a su vez se replica junto con el ADN celular. Mientras se encuentra en la célula
hospedante, el ADN vírico sintetizado a partir del ARN produce virus ARN de cadena única que abandonan la
célula e invaden otras.
Investigación
Varias pruebas sugieren que el ARN fue el primer material genético. El equivalente a la molécula genética
más arcaica sería probablemente de estructura sencilla y debería ser capaz de tener actividad enzimática.
Además, la molécula debería encontrarse en todos los organismos. La enzima ribonucleasa−P, que se
encuentra en todos los organismos, está formada por proteína y una forma de ARN con actividad enzimática.
Basándose en esta prueba, algunos científicos opinan que la porción ARN de la ribonucleasa−P sería el
equivalente moderno de la más antigua molécula genética.
Ácido Salicílico, sólido blanco y cristalino, de fórmula C6H4(OH)COOH. Se encuentra en numerosas
plantas, en especial en los frutos, en forma de metilsalicilato, y se obtiene comercialmente a partir del fenol.
Tiene un sabor ligeramente dulce; es poco soluble en agua y más soluble en alcohol, éter y cloroformo. Tiene
un punto de fusión de 159 °C. Este ácido se emplea sobre todo para preparar algunos ésteres y sales
importantes. El salicilato de sodio, que se obtiene tratando el fenolato de sodio con dióxido de carbono a
presión, se usa para preservar alimentos y en mayor medida para elaborar preparados antisépticos suaves
como pasta de dientes y colutorios. Los compuestos salicílicos medicinales empleados como analgésicos y
antipiréticos son el ácido acetilsalicílico y el fenilsalicilato, que se venden bajo el nombre comercial de
aspirina y salol, respectivamente. El metilsalicilato es el principal componente del aceite de gaulteria o
esencia de Wintergreen, y se fabrica sintéticamente en grandes cantidades por reacción de ácido salicílico y
metanol.
Ácido Succínico, es el ácido butanodioico, sólido incoloro o blanco, de fórmula HO2C(CH2)2CO2H, que
funde a 185 °C. Es soluble en agua, éter y alcohol. Interviene en el conjunto de reacciones que constituyen el
10
ciclo de Krebs.
Se encuentra sobre todo en los músculos, en hongos y en el ámbar y otras resinas, de donde se extrae por
destilación. Se obtiene por hidrogenación del ácido málico, y en la industria se sintetiza a partir del acetileno y
del formaldehído.
Se utiliza en la fabricación de lacas, colorantes, en perfumería y en medicina.
Ácido Sulfúrico, de fórmula H2SO4, es un líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y con una densidad
relativa de 1,85. Tiene un punto de fusión de 10,36 °C, un punto de ebullición de 340 °C y es soluble en agua
en cualquier proporción. Al mezclar ácido sulfúrico con agua se libera una considerable cantidad de calor. A
menos que la mezcla se agite bien, el agua añadida puede calentarse más allá de su punto de ebullición y la
formación repentina de calor puede hacer saltar el ácido fuera del recipiente . El ácido concentrado destruye la
piel y la carne, y puede causar ceguera si se introduce en los ojos. El mejor tratamiento en caso de accidente
es eliminar el ácido con grandes cantidades de agua. A pesar del peligro potencial si se maneja sin cuidado, el
ácido sulfúrico ha sido muy importante comercialmente durante muchos años. Los antiguos alquimistas lo
preparaban en grandes cantidades calentando sulfatos existentes en la naturaleza a altas temperaturas y
disolviendo en agua el trióxido de azufre obtenido de esta forma. En el siglo XV aproximadamente, se
desarrolló un método para obtener el ácido, destilando sulfato ferroso hidratado (o vitriolo de hierro) con
arena. En 1740 empezó a producirse el ácido a escala comercial quemando azufre y nitrato de potasio en un
caldero suspendido en un gran globo de cristal, cubierto parcialmente de agua.
Propiedades
El ácido sulfúrico es un ácido fuerte, es decir, en disolución acuosa se disocia fácilmente en iones hidrógeno
(H+) e iones sulfato (SO42−). Cada molécula produce dos iones H+, o sea que el ácido sulfúrico es dibásico.
Sus disoluciones diluidas muestran todas las características de los ácidos: tienen sabor amargo, conducen la
electricidad, neutralizan los álcalis y corroen los metales activos desprendiéndose gas hidrógeno. A partir del
ácido sulfúrico se pueden preparar sales que contienen el grupo sulfato SO4, y sales ácidas que contienen el
grupo hidrogenosulfato, HSO4.
El ácido sulfúrico concentrado, llamado antiguamente aceite de vitriolo, es un importante agente desecante.
Actúa tan vigorosamente en este aspecto que extrae el agua, y por lo tanto carboniza, la madera, el algodón, el
azúcar y el papel. Debido a estas propiedades desecantes, se usa para fabricar éter, nitroglicerina y tintes.
Cuando se calienta, el ácido sulfúrico concentrado se comporta como un agente oxidante capaz, por ejemplo,
de disolver metales tan poco reactivos como el cobre, el mercurio y el plomo, produciendo el sulfato del
metal, dióxido de azufre y agua.
Durante el siglo XIX, el químico alemán Justus von Liebig descubrió que el ácido sulfúrico, añadido al suelo,
aumenta la cantidad de fósforo disponible para las plantas. Este descubrimiento dio lugar a un aumento de la
producción comercial de este ácido, mejorándose por tanto los métodos de fabricación.
Fabricación
Actualmente se utilizan dos procesos para obtener ácido sulfúrico. En las etapas iniciales ambos requieren el
uso de dióxido de azufre, que se obtiene quemando piritas de hierro, FeS2, o azufre, en aire. En el primer
proceso, denominado método de las cámaras de plomo, la reacción se lleva a cabo en grandes torres de
ladrillos recubiertas de plomo. En estas torres, reaccionan dióxido de azufre gaseoso, aire, vapor de agua y
óxidos de nitrógeno, produciendo ácido sulfúrico en forma de gotas finas que caen al suelo de la cámara. Casi
todos los óxidos de nitrógeno se recuperan del gas que sale y se vuelven a introducir en la cámara para ser
utilizados de nuevo. El ácido sulfúrico producido de esta forma, y el ácido etiquetado, sólo contienen de un 62
a un 70% de H2SO4; el resto es agua. Actualmente, casi un 20% del ácido sulfúrico se produce por el método
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de las cámaras de plomo, pero este porcentaje está disminuyendo.
El segundo método de obtención, el método de contacto, que empezó a usarse comercialmente alrededor de
1900, se basa en la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre, SO3, bajo la influencia de un
catalizador. El platino finamente dividido, que es el catalizador más eficaz, tiene dos desventajas: es muy caro
y además, ciertas impurezas existentes en el dióxido de azufre ordinario lo 'envenenan' y reducen su actividad.
Muchos productores de ácido sulfúrico utilizan dos catalizadores: primero, uno más resistente aunque menos
efectivo, como el óxido de hierro o el óxido de vanadio, que inician la reacción, y a continuación, una
cantidad menor de platino para terminar el proceso. A 400 °C, la conversión de dióxido a trióxido de azufre es
casi completa. El trióxido se disuelve en ácido sulfúrico concentrado, y al mismo tiempo un flujo de agua
mantiene la concentración al nivel seleccionado, normalmente un 95%. Reduciendo el flujo de agua, puede
obtenerse un producto con más SO3 del que contiene la fórmula H2SO4. Este producto, llamado ácido
sulfúrico fumante, oleum o ácido Nordhausen, es necesario para algunas reacciones de química orgánica.
Producción
Los usos del ácido sulfúrico son tan variados que el volumen de su producción proporciona un índice
aproximado de la actividad general industrial. Por ejemplo, a principios de la década de 1970, la producción
anual de ácido sulfúrico en Estados Unidos, el mayor productor, sobrepasaba los 29 millones de toneladas,
que corresponden a una producción diaria de 1/3 kg por persona al año. El ácido sulfúrico se utiliza
principalmente para hacer fertilizantes, tanto superfosfato como sulfato de amonio. También se usa para
fabricar productos orgánicos, pinturas y pigmentos, y rayón, así como para refinar petróleo y procesar
metales. Uno de los pocos productos de consumo que contienen ácido sulfúrico como tal, es la batería de
plomo, que se utiliza en los automóviles.
Antiácidos, fármacos que disminuyen la acidez anormal del tracto digestivo o de otras secreciones orgánicas.
Aquellos que se combinan directamente con los radicales ácidos en el estómago se llaman antiácidos de efecto
directo, e incluyen el bicarbonato de amonio, el bicarbonato de potasio, la magnesia, el hidróxido de calcio
hidratado y el carbonato de calcio. Los antiácidos de efecto remoto, como los acetatos, citratos y tartratos, se
transforman en carbonatos, incrementando así el pH sanguíneo (alcalinizando). Algunos fármacos, como los
carbonatos y bicarbonatos de sodio, potasio, calcio, magnesio y litio, actúan como antiácidos tanto por efecto
directo como indirecto.
Flúor (en latín fluo, 'flujo'), de símbolo F, es un elemento gaseoso, químicamente reactivo y venenoso. Se
encuentra en el grupo 17 (o VIIA) de la tabla periódica, y es uno de los halógenos. Su número atómico es 9.
El elemento fue descubierto en 1771 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele y fue aislado en 1886 por el
químico francés Henri Moissan.
Propiedades y estado natural
El flúor es un gas amarillo verdoso pálido, ligeramente más pesado que el aire, venenoso, corrosivo y que
posee un olor penetrante y desagradable. Su masa atómica es 18,998. Tiene un punto de fusión de −219,61 °C,
un punto de ebullición de −188,13 °C y una densidad relativa de 1,51 en estado líquido y a su punto de
ebullición. Es el elemento no metálico más activo químicamente. Se combina directamente con la mayoría de
los elementos e indirectamente con nitrógeno, cloro y oxígeno. Descompone a la mayoría de los compuestos
formando fluoruros, que se encuentran entre los compuestos químicos más estables.
El flúor existe en la naturaleza combinado en forma de fluorita, criolita y apatito. La fluorita, de la que se
derivan la mayoría de los compuestos de flúor, está muy extendida en México, el centro de Estados Unidos,
Francia e Inglaterra. El flúor también se presenta en forma de fluoruros en el agua del mar, en los ríos y en los
manantiales minerales, en los tallos de ciertas hierbas y en los huesos y dientes de los animales. Ocupa el
lugar 17 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.
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La preparación de flúor como elemento libre es difícil y se lleva a cabo en raras ocasiones, pues es muy
reactivo. Sin embargo, el flúor gaseoso puede prepararse con técnicas electrolíticas, y el flúor líquido pasando
el gas por un tubo de metal o caucho rodeado de aire líquido.
Compuestos del flúor
El fluoruro de hidrógeno, HF o H2F2, uno de los compuestos más importantes del flúor, se prepara calentando
fluoruro de calcio en ácido sulfúrico. Su disolución acuosa (ácido fluorhídrico), que es la que se usa
comercialmente, se obtiene pasando vapores de fluoruro de hidrógeno anhidro por un receptor de plomo que
contiene agua destilada. El ácido fluorhídrico es extremamente corrosivo y debe almacenarse en contenedores
de plomo, acero o plástico. Este ácido disuelve el vidrio, lo que lo hace útil para su grabado; ejemplos de ello
son las divisiones de los termómetros y los dibujos grabados en vajillas y cerámicas. Otro compuesto del
flúor, el ácido hidrofluorsilícico, reacciona con el sodio y el potasio formando sales llamadas fluorsilicatos o
silicofluoruros.
El flúor y muchos fluoruros, tales como el fluoruro de hidrógeno y el fluoruro de sodio, son muy venenosos.
El agua potable con excesivas cantidades de fluoruros hace que el esmalte dental se vuelva quebradizo y se
astille, produciendo un efecto como de manchas. Sin embargo, se ha demostrado que una proporción adecuada
de fluoruros en el agua potable, reduce en gran medida las caries.
Aplicaciones
Los compuestos de flúor tienen muchas aplicaciones. Los clorofluorocarbonos, ciertos líquidos o gases
inodoros y no venenosos, como el freón, se usan como agente dispersante en los vaporizadores aerosol y
como refrigerante. Sin embargo, en 1974, algunos científicos sugirieron que esos productos químicos llegaban
a la estratosfera y estaban destruyendo la capa de ozono de la Tierra. Con la confirmación de estos
descubrimientos al final de la década de 1980, la fabricación de esos productos químicos empezó a eliminarse
por etapas . Otro producto químico, el teflón, un plástico de flúor muy resistente a la acción química, se usa
ampliamente para componentes en la industria automovilística, y también como recubrimiento antiadherente
de la superficie interior de las sartenes y otros utensilios de cocina con el fin de reducir la necesidad de grasas
al cocinar. Muchos compuestos orgánicos de flúor desarrollados durante la II Guerra Mundial mostraron un
amplio potencial comercial. Por ejemplo, los hidrocarburos líquidos fluorados derivados del petróleo son
útiles como aceites lubricantes muy estables. El hexafluoruro de uranio, que es el único compuesto volátil del
uranio, se usa en el proceso de difusión gaseosa para proporcionar combustible a las plantas de energía.
Aluminio, de símbolo Al, es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. Su número atómico
es 13 y se encuentra en el grupo 13 de la tabla periódica.
El químico danés Hans Christian Oersted aisló el aluminio por primera vez en 1825, por medio de un proceso
químico que utilizaba una amalgama de potasio y cloruro de aluminio. Entre 1827 y 1845, el químico alemán
Friedrich Wöhler mejoró el proceso de Oersted utilizando potasio metálico y cloruro de aluminio. Wöhler fue
el primero en medir la densidad del aluminio y demostrar su ligereza. En 1854, Henri Sainte−Claire Deville
obtuvo el metal en Francia reduciendo cloruro de aluminio con sodio. Con el apoyo financiero de Napoleón
III, Deville estableció una planta experimental a gran escala, y en la exposición de París de 1855 exhibió el
aluminio puro.
Propiedades
El aluminio es un metal plateado muy ligero. Su masa atómica es 26,9815; tiene un punto de fusión de 660 ºC,
un punto de ebullición de 2.467 ºC y una densidad relativa de 2,7. Es un metal muy electropositivo y muy
reactivo. Al contacto con el aire se cubre rápidamente con una capa dura y transparente de óxido de aluminio
que resiste la posterior acción corrosiva. Por esta razón, los materiales hechos de aluminio no se oxidan. El
13
metal reduce muchos compuestos metálicos a sus metales básicos. Por ejemplo, al calentar termita (una
mezcla de óxido de hierro y aluminio en polvo), el aluminio extrae rápidamente el oxígeno del óxido; el calor
de la reacción es suficiente para fundir el hierro. Este fenómeno se usa en el proceso Goldschmidt o Termita
para soldar hierro.
Entre los compuestos más importantes del aluminio están el óxido, el hidróxido, el sulfato y el sulfato mixto.
El óxido de aluminio es anfótero, es decir, presenta a la vez propiedades ácidas y básicas. El cloruro de
aluminio anhidro es importante en la industria petrolífera. Muchas gemas (el rubí y el zafiro, por ejemplo)
consisten principalmente en óxido de aluminio cristalino.
Estado natural
El aluminio es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre; sólo los no metales oxígeno y
silicio son más abundantes. Se encuentra normalmente en forma de silicato de aluminio puro o mezclado con
otros metales como sodio, potasio, hierro, calcio y magnesio, pero nunca como metal libre. Los silicatos no
son menas útiles, porque es extremamente difícil, y por tanto muy caro, extraer el aluminio de ellas. La
bauxita, un óxido de aluminio hidratado impuro, es la fuente comercial de aluminio y de sus compuestos.
En 1886, Charles Martin Hall en Estados Unidos y Paul L. T. Héroult en Francia descubrieron por separado y
casi simultáneamente que el óxido de aluminio o alúmina se disuelve en criolita fundida (Na3AlF6), pudiendo
ser descompuesta electrolíticamente para obtener el metal fundido en bruto. El proceso Hall−Héroult sigue
siendo el método principal para la producción comercial de aluminio, aunque se están estudiando nuevos
métodos. La pureza del producto se ha incrementado hasta un 99,5% de aluminio puro en un lingote
comercialmente puro; más tarde puede ser refinado hasta un 99,99 por ciento.
Aplicaciones
Un volumen dado de aluminio pesa menos que 1/3 del mismo volumen de acero. Los únicos metales más
ligeros son el litio, el berilio y el magnesio. Debido a su elevada proporción resistencia−peso es muy útil para
construir aviones, vagones ferroviarios y automóviles, y para otras aplicaciones en las que es importante la
movilidad y la conservación de energía. Por su elevada conductividad térmica, el aluminio se emplea en
utensilios de cocina y en pistones de motores de combustión interna. Solamente presenta un 63% de la
conductividad eléctrica del cobre para alambres de un tamaño dado, pero pesa menos de la mitad. Un alambre
de aluminio de conductividad comparable a un alambre de cobre es más grueso, pero sigue siendo más ligero
que el de cobre. El peso tiene mucha importancia en la transmisión de electricidad de alto voltaje a larga
distancia, y actualmente se usan conductores de aluminio para transmitir electricidad a 700.000 voltios o más.
El metal es cada vez más importante en arquitectura, tanto con propósitos estructurales como ornamentales.
Las tablas, las contraventanas y las láminas de aluminio constituyen excelentes aislantes. Se utiliza también en
reactores nucleares a baja temperatura porque absorbe relativamente pocos neutrones. Con el frío, el aluminio
se hace más resistente, por lo que se usa a temperaturas criogénicas. El papel de aluminio de 0,018 cm de
espesor, actualmente muy utilizado en usos domésticos, protege los alimentos y otros productos perecederos.
Debido a su poco peso, a que se moldea fácilmente y a su compatibilidad con comidas y bebidas, el aluminio
se usa mucho en contenedores, envoltorios flexibles, y botellas y latas de fácil apertura. El reciclado de dichos
recipientes es una medida de conservación de la energía cada vez más importante. La resistencia a la corrosión
al agua del mar del aluminio también lo hace útil para fabricar cascos de barco y otros mecanismos acuáticos.
Se puede preparar una amplia gama de aleaciones recubridoras y aleaciones forjadas que proporcionen al
metal más fuerza y resistencia a la corrosión o a las temperaturas elevadas. Algunas de las nuevas aleaciones
pueden utilizarse como planchas de blindaje para tanques y otros vehículos militares.
Producción
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La producción mundial de aluminio ha experimentado un rápido crecimiento, aunque se estabilizó a partir de
1980. En 1900 esta producción era de 7.300 toneladas, en 1938 de 598.000 toneladas y en 1994 la producción
de aluminio primario fue de unos 19 millones de toneladas. Los principales países productores son Estados
Unidos, Rusia, Canadá, China y Australia.
Magnesio, de símbolo Mg, es un elemento metálico blanco plateado, relativamente no reactivo. El magnesio
es uno de los metales alcalinotérreos, y pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. El número atómico
del magnesio es 12.
Propiedades y estado natural
El metal, aislado por vez primera por el químico británico Humphry Davy en 1808, se obtiene hoy en día
principalmente por la electrólisis del cloruro de magnesio fundido. El magnesio es maleable y dúctil cuando
se calienta. Exceptuando el berilio, es el metal más ligero que permanece estable en condiciones normales. El
oxígeno, el agua o los álcalis no atacan al metal a temperatura ambiente. Reacciona con los ácidos, y cuando
se calienta a unos 800 ºC reacciona también con el oxígeno y emite una luz blanca radiante. El magnesio tiene
un punto de fusión de unos 649 ºC, un punto de ebullición de unos 1.107 ºC y una densidad de 1,74 g/cm3; su
masa atómica es 24,305.
El magnesio ocupa el sexto lugar en abundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre. Existe en la
naturaleza sólo en combinación química con otros elementos, en particular, en los minerales carnalita,
dolomita y magnesita, en muchos silicatos constituyentes de rocas y como sales, por ejemplo el cloruro de
magnesio, que se encuentra en el mar y en los lagos salinos. Es un componente esencial del tejido animal y
vegetal.
Aplicaciones
El magnesio forma compuestos bivalentes, siendo el más importante el carbonato de magnesio (MgCO3), que
se forma por la reacción de una sal de magnesio con carbonato de sodio y se utiliza como material refractario
y aislante. El cloruro de magnesio (MgCl2·6H2O), que se forma por la reacción de carbonato u óxido de
magnesio con ácido clorhídrico, se usa como material de relleno en los tejidos de algodón y lana, en la
fabricación de papel y de cementos y cerámicas. Otros compuestos son el citrato de magnesio
(Mg3(C6H5O7)2·4H2O), que se forma por la reacción de carbonato de magnesio con ácido cítrico y se usa en
medicina y en bebidas efervescentes; el hidróxido de magnesio, (Mg(OH)2), formado por la reacción de una
sal de magnesio con hidróxido de sodio, y utilizado en medicina como laxante, "leche de magnesia", y en el
refinado de azúcar; sulfato de magnesio (MgSO4·7H2O), llamado sal de Epson y el óxido de magnesio
(MgO), llamado magnesia o magnesia calcinada, que se prepara calcinando magnesio con oxígeno o
calentando carbonato de magnesio, y que se utiliza como material refractario y aislante, en cosméticos, como
material de relleno en la fabricación de papel y como laxante antiácido suave.
Las aleaciones de magnesio presentan una gran resistencia a la tracción. Cuando el peso es un factor a
considerar, el metal se utiliza aleado con aluminio o cobre en fundiciones para piezas de aviones; en
miembros artificiales, aspiradoras e instrumentos ópticos, y en productos como esquíes, carretillas, cortadoras
de césped y muebles para exterior. El metal sin alear se utiliza en flashes fotográficos, bombas incendiarias y
señales luminosas, como desoxidante en la fundición de metales y como afinador de vacío, una sustancia que
consigue la evacuación final en los tubos de vacío.
La producción mundial estimada de magnesio en 1989 fue de 350.000 toneladas.
Sacarina, polvo blanco cristalino, sintético, de fórmula C6H4CONHSO2, que en estado puro es 550 veces
más dulce que el azúcar de caña. En su presentación comercial, la sacarina posee un poder edulcorante 375
veces mayor que el azúcar. Se elabora a partir del tolueno, cuyo sabor dulce fue descubierto accidentalmente a
15
finales del siglo XIX durante una investigación sobre los derivados del tolueno. Al disolver en agua
cantidades relativamente grandes de sacarina, la solución obtenida tiene un sabor amargo, apareciendo el
sabor dulce sólo en soluciones diluidas. La sacarina no es digerida por el cuerpo y no tiene valor alimenticio
alguno. La utilizan como sustituto del azúcar las personas enfermas de diabetes y aquéllas que siguen ciertas
dietas de adelgazamiento. Por otra parte, existen indicios de que puede estimular el apetito y la producción de
insulina en el cuerpo.
Durante varios años, ha sido objeto de investigación como posible causa de procesos cancerígenos y su
comercialización fue prohibida en Canadá en 1977, pero la reacción de los consumidores en otros países ha
mantenido a la sacarina en el mercado. Estudios más recientes han demostrado que es ligeramente cancerígena
en animales de laboratorio, pero no presenta riesgo para el hombre si se usa con moderación.
Bismuto, de símbolo Bi, es un elemento metálico escaso, de color rosáceo. Su número atómico es 83 y se
encuentra en el grupo 15 del sistema periódico.
Ya era conocido en la antigüedad, pero hasta mediados del siglo XVIII se confundía con el plomo, estaño y
cinc. Ocupa el lugar 73 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre y es tan escaso como la plata.
La mayoría del bismuto industrial se obtiene como subproducto de la afinación del plomo.
El bismuto es un metal típico desde el punto de vista químico. En compuestos, tiene valencias de +3 o +5,
siendo más estables los compuestos de bismuto trivalente. Existen varios nitratos, especialmente el nitrato de
bismuto, Bi(NO3)3, o trinitrato de bismuto, y su pentahidrato, Bi(NO3)3·5H 2O, que se descompone en
nitrato de bismuto. Éste también se conoce como oxinitrato de bismuto, nitrato de bismutilo, blanco perla y
blanco de España, y se emplea en medicina y en cosmética.
El bismuto se expande al solidificarse; esta extraña propiedad lo convierte en un metal idóneo para
fundiciones. Algunas de sus aleaciones tienen puntos de fusión inusualmente bajos. Es una de las sustancias
más fuertemente diamagnéticas (dificultad para magnetizarse). Es un mal conductor del calor y la electricidad,
y puede incrementarse su resistencia eléctrica en un campo magnético, propiedad que le hace útil en
instrumentos para medir la fuerza de estos campos. El bismuto es opaco a los rayos X y puede emplearse en
fluoroscopia.
Entre los elementos no radiactivos, el bismuto tiene el número atómico y la masa atómica (208,98) más altos.
Tiene un punto de fusión de 271 °C, un punto de ebullición de 1.560 °C y una densidad relativa de 9,8.
Escala de pH: soluciones comunes
El pH de una disolución es una medida de la concentración de iones hidrógeno. Una pequeña variación en el
pH significa un importante cambio en la concentración de los iones hidrógeno. Por ejemplo, la concentración
de iones hidrógeno en los jugos gástricos (pH = 1) es casi un millón de veces mayor que la del agua pura
(pH = 7).
Bubliografía
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