Agua, molécula fundamental (III): Fundamentos y reactividad química

Tras haber estudiado la estructura molecular del agua (Agua, molécula fundamental (I): Fundamentos e historia de la Química) y sus propiedades físicas (Agua, molécula fundamental (II): Fundamentos, anomalías y Física) llegamos al estudio del comportamiento químico del agua. ¿Quién no ha leído eso de que el agua es el llamado disolvente universal?  Nunca bebemos agua pura, siempre existen sales disueltas en ella y gases parcialmente solubilizados (como el dióxido de carbono que exhalamos en la respiración). Ya sea agua dulce o agua salada, agua de lluvia o el agua que acabamos de comprar embotellada, en la vida cotidiana, ¡siempre hay especies químicas disueltas!

Imaginemos por un momento que tenemos agua destilada de alta pureza, sin iones disueltos (más allá de los cationes oxonio y aniones hidróxido presentes por el equilibrio de autoionización del agua), en un vaso de precipitados y medimos el valor de pH,  encontraremos que el pH está por debajo de 7. ¿No se supone que el pH del agua pura es 7? ¿A qué se debe esto? Este hecho se debería a que parte del dióxido de carbono de la atmósfera del laboratorio o clase donde se encuentra el medidor de pH se solubiliza parcialmente en medio acuoso formando “ácido carbónico” (H2CO3, considerado como especie molecular en fase gas y estado sólido o  {CO2·H2O}, especie que suele considerarse a la hora de explicar fenómenos en disolución acuosa de forma rigurosa, aunque este tema sigue abierto al debate, tal y como explicaremos en otro post) que actúa como un ácido de Brønsted-Lowry dripótido o diprótico, lo que contribuye a acidificar el medio. 

El agua, por su naturaleza polar (con un momento dipolar de 1,85 D) y por su alta constante dieléctica (78,5 a 25ºc), es un buen disolvente de especies polares e iónicas tal y como podemos deducir del adagio químico similia similibus solvuntur (semejante disuelve a semejante), adagio que no podemos elevar a la categoría de ley ni de principio químico general pues como hemos expresado en la imagen anterior, es posible que una especie apolar como el dióxido de carbono esté presente en agua (polar).

Pero dejemos a un lado el dióxido de carbono y consideremos otros casos. Por ejemplo, el cloruro de sodio…

Y ya que estamos, también el azúcar común. A fin de cuentas, ambas sustancias están íntimamente relacionadas desde espectáculos como el que se vivió en el programa Atrapa un millón de Antena 3 (debo decir que nunca puedo ver este vídeo hasta el final porque me da mucha lástima el pobre concursante).

Nótese que la pregunta del concuerso está mal formulada. No debemos hablar de “diluir” sino de “disolver”, error muy extendido y que incluso podemos encontrar en documentales como el que aparece a continuación, muy conocido por su aparición en el programa de televisión Salvados. Una muestra de cuánta cultura científica hace falta en los medios de comunicación y otra muestra de lo importante que es que los científicos velemos por el correcto uso de los conceptos y términos de nuestra Ciencia. Cualquier químico encontrará el error conceptual (que no únicamente de lenguaje) sólo con ver los primeros 60 segundos del documental.

¡OJO! ¡Diluir y disolver no es lo mismo! Diluimos cuando partimos de una disolución y llegamos a otra de menor concentración. Disolvemos cuando partimos de un soluto y, poniéndolo en contacto con un disolvente, preparamos una disolución. ¡Cuidemos el lenguaje de la Ciencia!

Tanto la sal común (el cloruro de sodio, un compuesto iónico) como el azúcar que todos tenemos en casa (sacarosa, un compuesto molecular) se disuelven en agua. En el primer caso, por la interacción de los iones con las moléculas de agua (cada ion queda rodeado de una esfera de moléculas de agua, fenómeno conocido como solvatación o hidratación, cuando el disolvente es agua) y en el segundo, por la interacción de los grupos hidroxilo    -OH de las moléculas de sacarosa con las moléculas de agua (se establecen enlaces de hidrógeno e interacciones dipolo-dipolo). Mientras que en un caso tendremos una disolución que conduce la electricidad (el agua pura no la conduciría debido a su baja capacidad de ionización en iones oxonio e hidróxido) por existir iones hidratados en su seno mientras que en el caso de la disolución acuosa de azúcar no será así.

Generalmente, sobre todo a nivel de Química General, trabajamos en medio acuoso. Eso lleva siempre a pensar que el agua es un mero espectador de los fenómenos químicos y que no suele tomar parte en ellos. Nada más lejos de la realidad. Veámoslo con un ejemplo: la hidrólisis de las sales. El estudio de la disociación de las sales (solubles) en medio acuoso pone de manifiesto el doble papel del agua. Por un lado, el agua (ahora, disolvente) es capaz de solvatar a los iones de la red, venciendo al enlace iónico y liberando estos iones. Además, éstos podrán experimentar o no reacción química con las moléculas de agua (ahora, reactivo) en el llamado proceso de hidrólisis. Con su comportamiento como anfolito (puede actuar como ácido y como base simultáneamente), el agua (reactivo y disolvente) es fundamental para explicar los fenómenos ácido-base en disolución acuosa y de hecho, permite definir la escala de pH que usamos de forma cotidiana. En la Química ácido-base cotidiana y que se enseña (en medio acuoso), el agua es fundamental.

Pero vayamos a otro de los equilibrios químicos fundamentales: El equilibrio de solubilidad o de precipitación. Ahora, la sal que consideramos no es soluble o lo es muy poco en medio acuoso, por lo que se disocia parcialmente. Cuando el químico lee que un proceso químico ocurre de forma parcial y no en su extensión total, hay un concepto que aparece en  su mente: la constante de equilibrio. La constante de equilibrio para este tipo de reacciones reversibles es el producto de solubilidad.

Consideremos el equilibrio del yoduro de plata en medio acuoso:

AgI(s) ⇌ Ag+ (ac) + I(ac)

El producto de solubilidad sería: Kps= [Ag+][I] y a 25ºC  y su valor, usando la notación pK, sería pKs=16,1. El agua no aparece directamente en la ecuación aunque sí está presente en el proceso (basta con observar que los iones pasan del precipitado en estado sólido, s, a disolución acuosa, ac) pero sigue siendo fundamental. De hecho, si esta misma reacción se estudiase en medio amoniacal (amoniaco como disolvente), la reacción de disociación del yoduro de plata sería irreversible pues el AgI es soluble en amoniaco líquido. ¿Quién dijo que el agua es sólo un espectador de los procesos químicos?

Quienes hayan estudiado Química de Coordinación saben que el agua, debido a sus pares de electrones solitarios, puede actuar como ligando (base de Lewis) dador por O, con una posición intermedia en la serie espectroquímica. ¡El agua es el ligando acua! Un ligando que los iones metálicos en disolución conocen bien pues forma los acuocomplejos de numerosos iones de metales de transición.

Estructura de un hexaacuaocomplejo de un ion metálico. Fuente: dimetilsulfuro.

¿Y en Química redox? El agua puede actuar como oxidante (se reduce) frente a reductores fuertes como los halógenos (con desprendimiento de oxígeno gaseoso) y como reductor (se oxida) frente a oxidantes fuertes como los metales alcalinos (con desprendimiento de hidrógeno gaseoso). Esto permite establecer zonas E(V)-pH (pues el potencial de reducción varía con el pH del medio) de estabilidad para distintas especies para predecir si reaccionarán o no con el agua (si se oxidarán o reducirán en medio acuoso), es decir, si serán estables en medio acuoso, teniendo en cuenta tanto aspectos termodinámicos como cinéticos. Diagramas que los químicos y los estudiantes de los primeros cursos universitarios conocen muy bien…

Diagrama E(V)-pH para el agua. En verde aparece las rectas E= f(pH) de reducción (H+/H2)/oxidación (O2/H2O) del agua atendiendo a aspectos termodinámicos mientras que en naranja aparecen dichas rectas considerando también aspectos cinéticos (sobrepotencial). Fuente: Textos científicos.

Incluso en Química Orgánica el agua puede actuar como reactivo nucleófilo debido a uno de los pares de electrones solitarios del oxígeno. Esto hace que el agua intervenga como reactivo en reacciones de sustitución nucleófila de derivados halogenados (transformación de haloalcanos en alcoholes) o en reacciones de adición nucleófila a compuestos carbonílicos (dado el carácter electrófilo del carbono carbonílico).

Reacción de adición nucleófila de agua a un compuesto carbonílico en medio ácido (al protonarse el oxígeno carbonílico se exalta el carácter electrófilo del carbono carbonílico). Fuente: UAM.

El agua también se puede encontrar en algunos compuestos químicos en forma de agua de hidratación. A estos compuestos se les conoce con el nombre general de hidratos. En estos compuestos las moléculas de agua pueden encontrarse, principalemente, de dos formas:

-Unidas covalentemente a algún átomo de compuesto (mediante enlace covalente coordinado o dativo), es decir, actuando como ligando acua (base de Lewis) coordinado a algún átomo metálico (ácido de Lewis).

-Dispuestas en los intersticios de la estructura cristalina del compuesto interaccionando mediante interacciones dipolo-dipolo y/o enlace de hidrógeno (cuando sea posible), de tal modo que ayudan a estabilizar dicha estructura.

Un buen ejemplo es el sulfato de cobre pentahidrato. En el CuSO4·5H2O existen 5 moléculas de hidratación por unidad fórmula [CuSO4], es decir, por átomo de Cu(II). De esas 5 moléculas, 4 actúan como ligando y una de ellas permanece de forma intersticial en la estructura. Prueba de que existen moléculas unidas covalentemente al átomo de Cu (II) es que cuando se calienta el CuSO4·5H2O y se produce la pérdida de moléculas de agua, ésta sal deja de tener un precioso color azul para tener un color blanco lo cual pone de manifiesto que había moléculas de agua unidas químicamente al Cu (II) en el compuesto pentahidratado pues en los complejos o compuestos de coordinación el color se explica atendiendo a las transiciones d-d (con excepciones, como vimos en este post) que son posibles debido a la pérdida de degeneración de dichos orbitales con respecto al ion metálico aislado (dentro de la Teoría del Campo Cristalino en su extensión para compuestos de coordinación).

Estructura del CuSO4.5H2O. Podemos observar las 4 moléculas de agua unidas covalentemente al catión Cu(II) y la quinta molécula de agua dispuesta en la estructura interaccionando por fuerzas de orientación y enlaces de hidrógeno. Notar que las unidades Cu(H2O)4 están unidas entre sí en la estructura cristalina por los ligandos sulfatos (dadores por O). Para saber más sobre el sulfato de cobre (II) pentahidrato puedes leer este post de Deborah García Bello (@profedeciencia) donde se explica toda la Química y el Arte que esconde este compuesto. Fuente: Dimetilsulfuro.

Otros compuestos de interés en Química son los llamados clatratos. Se trata de sistemas moleculares en los que existen moléculas huésped como el metano o átomos de gases nobles como Ar, Kr o Xe que no están unidas químicamente a las moléculas hospedadoras que conforma la estructura cristalina, en cuyos huecos se alojan las especies huésped. No todos los clatratos son hidratos, pero cabe destacar a los hidratos de metano, una red cristalina de moléculas de agua (molécula hospedadora) con moléculas de metano (molécula huésped) atrapadas en las cavidades de la estructura cristalina del hielo. Es habitual encontrarlos en las profundidades del océano, en las tuberías de los gaseoductos e incluso en la cabeza de los cometas y suele describirse como “hielo que se quema” pues el metano entra en combustión según sale de la estructura cristalina del hielo.

Combustión de una muestra de hidratos de metano CH4>· nH2O. El metano (combustible) reacciona con el oxígeno del aire (comburente) según sale de la estructura (reacción de combustión). En la parte superior izquierda de la imagen podemos ver la estructura molecular del sistema: Una red cristalina de moléculas de agua con moléculas de metano encerradas en las cavidades. Fuente: El Tamiz.

Tal y como hemos podido comprobar con este artículo, es posible explicar los principales procesos químicos a través de la molécula de agua, desde los procesos ácido-base a los procesos redox. Una forma de abordar el estudio de la reactividad química (uno de los fundamentos de la Química) con nuestra molécula fundamental. En la próxima entrega, Filosofía de la Química en torno a esta molécula tan cotidiana.

Notas:

1) Este post es el tercero de la serie Agua, molécula fundamental. Puedes leer Agua, molécula fundamental (I): Fundamentos e Historia de la Química aquí y Agua, molécula fundamental (II): Fundamentos, anomalías y Física en este enlace.

2) Este post participa en la Edición Ge del Carnaval de Química que aloja Deborah García Bello (@profedeciencia) en su blog dimetilsulfuro.

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