 |
|
|
|
Habitualmente se piensa que el agua natural que conocemos es un compuesto
químico de fórmula H2O, pero no es así,
debido a su gran capacidad disolvente toda el agua que se encuentra
en la naturaleza contiene diferentes cantidades de diversas sustancias
en solución y hasta en suspensión, lo que corresponde a una
mezcla.
El agua químicamente pura es un compuesto de fórmula molecular
H2O. Como el átomo de oxígeno tiene sólo
2 electrones no apareados, para explicar la formación de la molécula
H2O se considera que de la hibridación de los orbitales
atómicos 2s y 2p resulta la formación de 2 orbitales híbridos
sp3. El traslape de cada uno de los 2 orbitales atómicos
híbridos con el orbital 1s1 de un átomo de hidrógeno
se forman dos enlaces covalentes que generan la formación de la
molécula H2O, y se orientan los 2 orbitales sp3
hacia los vértices de un tetraedro triangular regular y los otros
vértices son ocupados por los pares de electrones no compartidos
del oxígeno. Esto cumple con el principio de exclusión de
Pauli y con la tendencia de los electrones no apareados a separarse lo
más posible.
Experimentalmente se encontró que el ángulo que forman los
2 enlaces covalentes oxígeno-hidrógeno es de 105º y
la longitud de enlace oxígeno-hidrógeno es de 0.96 angstroms
y se requiere de 118 kcal/mol para romper uno de éstos enlaces covalentes
de la molécula H2O. Además, el que el ángulo
experimental de enlace sea menor que el esperado teóricamente (109º)
se explica como resultado del efecto de los 2 pares de electrones
no compartidos del oxígeno que son muy voluminosos y comprimen el
ángulo de enlace hasta los 105º.
Las fuerzas de repulsión se deben a que los electrones tienden a
mantenerse separados al máximo (porque tienen la misma carga) y
cuando no están apareados también se repelen (principio de
exclusión de Pauli). Además núcleos atómicos
de igual carga se repelen mutuamente.
Las fuerzas de atracción se deben a que los electrones y los núcleos
se atraen mutuamente porque tienen carga opuesta, el espín opuesto
permite que 2 electrones ocupen la misma región pero manteniéndose
alejados lo más posible del resto de los electrones.
La estructura de una molécula es el resultado neto de la interacción
de las fuerzas de atracción y de repulsión (fuerzas intermoleculares),
las que se relacionan con las cargas eléctricas y con el espín
de los electrones.
De acuerdo con la definición de ácido y álcali de
Brönsted-Lowry, los 2 pares de electrones no compartidos del oxígeno
en la molécula H2O le proporciona características
alcalinas. Los 2 enlaces covalentes de la molécula H2O
son polares porque el átomo de oxígeno es más electronegativo
que el de hidrógeno, por lo que esta molécula tiene un momento
dipolar electrostático igual a 6.13x10-30 (coulombs)(angstrom),
lo que también indica que la molécula H2O no es
lineal, H-O-H.
El agua es un compuesto tan versátil principalmente debido a que
el tamaño de su molécula es muy pequeño, a que su
molécula es buena donadora de pares de electrones, a que forma puentes
de hidrógeno entre sí y con otros compuestos que tengan enlaces
como: N-H, O-H y F-H, a que tiene una constante dieléctrica muy
grande y a su capacidad para reaccionar con compuestos que forman otros
compuestos solubles.
El agua es, quizá el compuesto químico más importante
en las actividades del hombre y también más versátil,
ya que como reactivo químico funciona como ácido, álcali,
ligando, agente oxidante y agente reductor.
POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE
Si un enlace covalente está formado por átomos de diferente electronegatividad (tendencia de atraer a los electrones del otro átomo) se dice que es un enlace polar y mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos más polar será el enlace resultante.
Orden de la electronegatividad de algunos átomos: F > O > Cl = N > Br > C = H
Debido a la electronegatividad de los átomos los electrones del
enlace no son compartidos con la misma intensidad, por lo que la nube electrónica
es más densa en torno a un átomo que al otro. En consecuencia,
un extremo del enlace es relativamente positivo (forma un polo positivo,
de carga parcial positiva, d+
) y relativamente negativo (forma un polo negativo, de carga parcial negativa,
d-),
por lo que se dice que el enlace es polar o posee polaridad.
Cuando el centro de la carga positiva no coincide con el centro de la carga
negativa se dice que la molécula resultante es polar y que forma
un dipolo (dos cargas iguales y opuestas separadas por un espacio). Para
representar un dipolo se utiliza una flecha que va dirigida del extremo
positivo hacia el extremo negativo ( -----> ). La molécula dipolar
tiene un momento dipolar (m) que es igual a la magnitud de la carga (e)
multiplicada por la distancia entre los centros de las cargas (d), m =
e.d, y se mide en Debyes (D), D = (u.e.s.)(cm).
La polaridad de los enlaces puede conducir a la polaridad de las moléculas,
afectando grandemente a los puntos de fusión, de ebullición
y a la solubilidad de los compuestos. También determina el tipo
de reacción química que pueda ocurrir en ese enlace e incluso
afectar la reactividad de los enlaces cercanos. Por eso se dice que la
polaridad de los enlaces químicos está íntimamente
relacionada con las propiedades físicas y con las propiedades químicas
de las moléculas.
COMPORTAMIENTO ANFÓTERO DEL AGUA
El agua es de carácter básico debido a los pares de electrones
no compartidos del oxígeno.
De acuerdo a la definición de Lowry-Bronsted, la fuerza de un ácido
depende de su tendencia a ceder un protón (ion hidrógeno)
y la fuerza de una base o hidróxido depende de su tendencia a aceptar
un protón. Un ácido es una sustancia donadora de protones
y un álcali es una sustancia aceptora de protones. En el agua pura
se lleva a cabo una reacción de intercambio de protones que emigran
de un par de electrones a otro y se representa con la ecuación química.
H2O
+ H2O <=====> H3O+ + OH-
base 1 ácido
2 ácido 2
base 2
Debe notarse que las tres especies químicas H2O, H3O+
y OH- son partículas isoeléctricas, que difieren
solamente en el número de protones ligados a los pares de electrones
en las regiones de valencia de los átomos de oxígeno. Como
el agua reacciona con ella misma para formar especies químicas ácidas
H3O+ (donador de protones) y especies químicas alcalinas
OH- (aceptor de protones) se dice que es un compuesto anfótero
(que se comporta como ácido y como álcali).
El ácido sulfúrico (H2SO4) y el cloruro
de hidrógeno (HCl(g)) son ácidos fuertes porque
tienden a ceder o liberar un protón y el ion sulfato ácido
(HSO-4) y el ion cloruro (Cl-) son hidróxidos
débiles porque tienen poca tendencia por aceptar protones.
H2SO4
+ H2O <=======> H3O+ + HSO4-
Ácido
Base
Ácido Base
más fuerte
más fuerte más débil
más débil
HCl
+ NH3 <======> NH4+
+ Cl-
Ácido
Base
Ácido Base
más fuerte
más fuerte más débil
más débil
El equilibrio de las dos reacciones anteriores, favorece la formación del ácido y del hidróxido (base o álcali) más débiles.
Fuerza ácida: H2SO4 y HCl > H3O+ > NH4+ > H2O
Fuerza básica: HSO-4 y Cl - < H2O < NH3< OH