Bioquímica

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Mendeleiev se hallaba también escribiendo un libro de texto de química cuando, casi al mismo tiempo que Meyer, dio forma a su propia tabla periódica. A diferencia de sus predecesores, el ruso confiaba lo bastante en su tabla como para predecir la existencia de nuevos elementos y las propiedades de sus compuestos, así como para corregir el valor del peso atómico de alguno de los elementos conocidos. Mendeleiev admitió haber visto algunas de las tablas anteriores, como la de Newlands, pero negó conocer el trabajo de Meyer al preparar su tabla.

A pesar del avance que supuso la capacidad predictiva de la tabla de Mendeleiev, los historiadores tienden a exagerar su importancia y sugieren que ésta fue la razón última de la aceptación de la tabla. No advierten que el texto que acompaña a la Medalla Davy de la Regia Sociedad de Londres (otorgada a Mendeleiev en 1882) no menciona sus predicciones en absoluto. La habilidad de Mendeleiev para acomodar los elementos conocidos puede haber contribuido a la aceptación de su sistema tanto como sus sorprendentes predicciones. Aunque muchos contribuyeron al desarrollo del sistema periódico, se suele atribuir a Mendeleiev el descubrimiento de la periodicidad química porque elevó tal descubrimiento a ley de la naturaleza y dedicó el resto de su vida a examinar sus consecuencias y defender su validez.

 Defender la tabla periódica no era nada sencillo. Se sucedieron los hallazgos que cuestionaban una y otra vez su precisión. Así, en 1894, cuando William Ramsay, del University College de Londres, y Lord Rayleigh (John William Strutt), de la Regia Institución de Londres, descubrieron el elemento argón. Durante los años siguientes, Ramsay anunció el descubrimiento de otros cuatro elementos (helio, neón, criptón y xenón), denominados gases nobles. (El último de los gases nobles conocidos, el radón, fue descubierto por Friedrich Ernst Dorn en 1900.)

 El calificativo “noble” responde al comportamiento de tales gases, que parecen mantenerse al margen del resto de los elementos y rara vez forman compuestos con ellos. Por eso hubo quien sugirió que los gases nobles ni siquiera pertenecían a la tabla periódica. Ni Mendeleiev ni nadie había predicho la existencia de estos elementos; sólo tras seis años de intensos esfuerzos se logró incorporarlos a la tabla periódica. Para ello tuvo que añadirse una columna adicional entre los halógenos (los gases flúor, cloro, bromo, yodo y astato) y los metales alcalinos (litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio).

 Otro de los problemas que planteó la tabla de Mendeleiev concernía a la ordenación exacta de los elementos. En la versión original los elementos estaban dispuestos según su peso atómico, pero en 1913 Anton van den Broek, físico teórico, propuso como criterio de ordenación la carga nuclear de cada átomo. Esta hipótesis fue sometida a prueba por Henry Moseley, de la Universidad de Manchester, poco antes de morir trágicamente durante la Primera Guerra Mundial.

Moseley empezó por fotografiar el espectro de rayos X de 12 elementos, 10 de los cuales ocupaban puestos adyacentes en la tabla periódica. Descubrió que la frecuencia de la línea K del espectro de cada elemento era directamente proporcional al cuadrado del entero que indicaba la posición del elemento en la tabla. Para Moseley esto probaba “la existencia en el átomo de una cantidad fundamental, que aumenta de forma regular al pasar de un elemento al siguiente”. Esta cantidad fundamental, que en 1920 Ernest Rutherford, de la Universidad de Cambridge, llamó por primera vez número atómico, se identifica ahora con el número de protones en el núcleo.

 El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar exactamente cuántos puestos vacantes quedaban en la tabla periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el número atómico, en lugar del peso atómico, como principio básico de ordenación de la tabla. El cambio eliminó muchos de los problemas pendientes en la disposición de los elementos. Por ejemplo, al ordenar el yodo y el telurio según su peso atómico (con el yodo primero), ambos parecían ocupar una posición incorrecta en lo que respecta a su comportamiento químico. Pero si se ordenaban según su número atómico (con el telurio delante) los dos elementos ocupaban sus posiciones correctas.

 La tabla periódica no sólo inspiró el trabajo de los químicos, sino también el de los físicos que se afanaban por desentrañar la estructura del átomo. En 1904, J. J. Thomson (descubridor del electrón) desarrolló un modelo del átomo que explicaba la periodicidad de los elementos. Thomson propuso que los átomos de cada elemento contenían un número determinado de electrones dispuestos en anillos concéntricos. Los elementos con una configuración electrónica similar gozarían, según Thomson, de propiedades similares, lo que suponía la primera explicación física de la periodicidad de los elementos. Thomson imaginaba los anillos de electrones integrados en el cuerpo principal del átomo, y no orbitando alrededor del núcleo, como se cree hoy. Con todo, su modelo es el primero en abordar la disposición de los electrones en el átomo, una idea fundamental para la química moderna.

Introducción

Sistema periódico o Tabla periódica, es el esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la “B” se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.

Ley Periódica

Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico.

Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo 17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con valencia -1.

Mendeléiev y Meyer

La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

TEORÍA DE LA CAPA ELECTRÓNICA

En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones. Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una valencia +1.

Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede explicar en base a la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.

 

SISTEMA PERIÓDICO LARGO

La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número de electrones de una capa subyacente.

Bibliografía interesante

Asimov, Isaac. La búsqueda de los elementos. Barcelona: Plaza &Janés Editores, 1986. Texto de divulgación muy interesante por todos los detalles históricos que aporta. 
Bohr, Niels . La teoría atómica y la descripción de la naturaleza. Madrid: Alianza Editorial, 1985. Describe el pensamiento de Bohr sobre la constitución del átomo, los espectros atómicos y sus aportaciones a la tabla periódica de los elementos. Prólogo muy interesante. 
Cooper, D. G. La tabla periódica. Barcelona: Editorial Reverté, 1982. Obra divulgativa, básica para el estudio de la tabla periódica. 

Emsley, J. Los elementos. Madrid: Oxford University Press, 1997. Obra de referencia que incluye la historia y el origen de los elementos químicos, así como numerosos datos numéricos de cada uno. 
Sanderson, R. T. Periodicidad química. Madrid: Aguilar de Ediciones, 1982. Texto clásico para el estudio de las propiedades periódicas de los elementos. 

Después de esta introducción seguiremoscon la parte de la química que al mantenimiento más le interesa

 

INTRODUCCIÓN

Acidos o 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: 

H
2SO4 + 2NaOH?2H2O + Na22SO

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).

  Ácidos y bases corrientes

 NOMBRE

FÓRMULA

PRESENTE EN

Ácidos

 

 

Ácido acético

HC 2 H 3 O 2

Vinagre

Ácido acetilsalicílico

HC 9 H 7 O 4

Aspirina

Ácido ascórbico

H 2 C 6 H 6 O 6

Vitamina C

Ácido cítrico

H 3 C 6 H 5 O 7

Jugo de limón y de otros cítricos

Ácido clorhídrico

HCI

Jugos gástricos
(líquidos digestivos del estómago)

Ácido sulfúrico

H 2 SO 4

Pilas

 

 

 

Bases

 

 

Amoníaco

NH 3

Limpiadores domésticos
(solución acuosa)

Hidróxido de calcio

Ca(OH) 2

Cal apagada
(utilizada en construcción)

Hidróxido de magnesio

Mg(OH) 2

Lechada de magnesio
(antiácido y laxante)

Hidróxido de potasio (también
llamado potasa cáustica)

KOH

Jabón suave

Hidróxido de sodio

NaOH

Limpiadores de tuberías y hornos

 

 

 

 

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-?H2O 

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 BRONSTED-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 + base?NH2- + 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)?Ácido (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: 

HCl + H2O?H3O+ + 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 + H2O?H3O+ + 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 + H2O?H3O+ + Cl- 

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco): 

NH3 + H2O?NH4+ + 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: + BF3?H3N-BF3 

§         Bibliografía interesante

Baddeley, G. y otros. Química moderna. Madrid: Alianza Editorial, 2ª ed., 1986. Recopilación de artículos sobre química de nivel alto. Uno de estos artículos está dedicado a los ácidos y bases en disolventes no acuosos. 
Bailar, John C. y otros. Química. Barcelona: Editorial Vicens-Vives, 1983. Libro de química general que destaca por su claridad; resulta básico en el estudio de los ácidos y las bases. 
Gillespie, R. J. Química. Barcelona: Editorial Reverté, 1990. Obra de carácter general, con un capítulo dedicado a los ácidos y las bases. 
Hougen, O. A. y otros. Termodinámica. En "Principios de los procesos químicos". Tomo 1. Barcelona: Editorial Reverté, 1982. Obra que incluye un buen tratamiento de las reacciones ácido-base. 

Análisis químico

§         INTRODUCCIÓN

conjunto de técnicas y procedimientos empleados para identificar y cuantificar la composición química de una sustancia. En un análisis cualitativo se pretende identificar las sustancias de una muestra. En el análisis cuantitativo lo que se busca es determinar la cantidad o concentración en que se encuentra una sustancia específica en una muestra. Por ejemplo, averiguar si una muestra de sal contiene el elemento yodo sería un análisis cualitativo, y medir el porcentaje en masa de yodo de esa muestra constituiría un análisis cuantitativo.

Cromatografía Un químico utiliza la cromatografía en fase líquida para analizar una mezcla compleja de sustancias. El cromatógrafo utiliza un medio adsorbente que, al ser colocado en contacto con una muestra, adsorbe sus distintos componentes a diferentes velocidades. De esta forma se separan los componentes de una mezcla. La cromatografía tiene muchas aplicaciones importantes, como la determinación del nivel de contaminantes en el aire, el análisis de medicinas y el análisis de orina y de sangre.

Un análisis efectivo de una muestra suele basarse en una reacción química del componente, que produce una cualidad fácilmente identificable, como color, calor o insolubilidad. Los análisis gravimétricos basados en la medición de la masa de precipitados del componente, y los análisis volumétricos, que dependen de la medición de volúmenes de disoluciones que reaccionan con el componente, se conocen como ‘métodos por vía húmeda', y resultan más laboriosos y menos versátiles que los métodos más modernos. Los métodos instrumentales de análisis basados en instrumentos electrónicos cobraron gran importancia en la década de 1950, y hoy la mayoría de las técnicas analíticas se apoyan en estos equipos. La determinación de la composición química de una sustancia es fundamental en el comercio, en las legislaciones y en muchos campos de la ciencia. Por ello, el análisis químico se diversifica en numerosas formas especializadas.

Tipos de análisis especiales

TIPO DE ANÁLISIS

MATERIAL O ASPECTO ANALIZADO

 

Clínico

En medicina, por ejemplo el colesterol en la sangre

Forense

Pruebas en criminología

Geoquímico

Rocas y minerales

Inorgánico

Compuestos en los que el carbono combinado con el hidrógeno no es el constituyente principal

Oceanográfico

Agua de mar y fondo del océano

Orgánico

Compuestos que contienen los elementos carbono e hidrógeno, así como determinadas agrupaciones de elementos (grupos funcionales) en moléculas orgánicas

Petróleo

Productos y subproductos del petróleo

Farmacéutico

Fármacos

Contaminación

Sustancias tóxicas

Polimérico

Moléculas muy grandes, como cloruro de polivinilo

Espacial

Distribución tridimensional de elementos o moléculas en una muestra

Superficial

Análisis de la "parte exterior" de la muestra, como contraposición con su interior

Trazas

Cantidades o concentraciones ínfimas

 

PREPARACIÓN PARA EL ANÁLISIS

var iCurTable = 0; function ChangeTable(iTable) { if (iTable != iCurTable) { Table(iTable).style.display = 'inline'; Table(iCurTable).style.display = 'none'; iCurTable = iTable; } } Métodos comunes de separación Las muestras químicas se suelen preparar antes del análisis para aislar o purificar ingredientes específicos. Los procesos de separación permiten al químico observar una parte de la muestra cada vez.

MÉTODO

BASE DE LA SEPARACIÓN

 

Cromatografía

Separación basada en las diferentes velocidades de migración de los constituyentes en una columna tubular cargada con una sustancia que interactúa con los constituyentes

Destilación fraccionada

Separación según la volatilidad relativa de los constituyentes

Precipitación

Separación de constituyentes solubles e insolubles

Extracción con disolventes

Separación de los constituyentes según las diferencias de solubilidad en fases inmiscibles

Frecuentemente la tarea de los químicos consiste en analizar materiales tan diversos como acero inoxidable, cerveza, uñas, pétalos de rosa, humo, medicamentos o papel. Para determinar la identidad o cantidad de un elemento de estos materiales, se procede en primer lugar a la toma de la muestra, lo que implica la selección de cantidad y grado de uniformidad de material requeridos para el análisis (además de homogénea, la muestra debe ser representativa). A continuación se separan de la muestra los componentes deseados o aquéllos que puedan interferir en el estudio. El método de separación idóneo dependerá de la naturaleza del componente a analizar y de la muestra en sí. La separación se basa en la posibilidad de utilizar las diferencias existentes en la propiedades físicas y químicas de los componentes. Así, en una mezcla simple de sal y arena es fácil extraer la sal, pues ésta es soluble en agua, mientras que la arena no lo es. En el caso de una mezcla de arena y partículas de hierro, ninguna de las dos partes es soluble en agua, pero el hierro tiene propiedades magnéticas y la arena no.

La cromatografía es el método de separación más usual y tiene varias modalidades dependiendo de la naturaleza de la columna cromatográfica y de la interacción de los componentes de la muestra. Las dos formas más importantes son la cromatografía por filtración de geles, en la que grandes moléculas se separan según su tamaño, y la cromatografía por intercambio iónico, donde se separan los componentes iónicos. En la cromatografía en fase gaseosa son los componentes volátiles los que se separan de la muestra, y en la cromatografía en fase líquida, las pequeñas moléculas neutras de una disolución.

El objeto de la separación es obtener el componente deseado en forma pura, o parcialmente pura, para su determinación analítica, o eliminar otros componentes cuya presencia obstaculizaría la medición, o ambas cosas a la vez. En general, la separación es innecesaria cuando el método de análisis resulta específico o selectivo y responde al componente deseado, ignorando los demás. Por ejemplo, para medir el pH de la sangre con un electrodo de vidrio, no es necesario un proceso previo de separación.

Otro proceso previo para el análisis cualitativo y cuantitativo es la calibración. La respuesta del método analítico y la sensibilidad del equipo mecánico y electrónico empleado respecto al componente deseado debe calibrarse usando un componente puro o una muestra que contenga una cantidad conocida de ese componente.

PRESENTACIÓN Y VERACIDAD DE LOS RESULTADOS

El resultado numérico de un análisis cuantitativo puede establecer la cantidad absoluta del componente o un porcentaje de éste en la muestra. En este último caso puede expresarse como porcentaje en masa, concentración molar (moles de un componente disuelto por litro de disolución) o como ppm (partes por millón en masa). La exactitud de los resultados del análisis queda reflejada en el grado de concordancia con la cantidad real del elemento. La precisión de los resultados la dará la posibilidad de repetir y reproducir el análisis. Los resultados son precisos cuando son fruto de mediciones repetidas y se dan en un estrecho margen de valores. Estos resultados se dice que son altamente reproducibles. La precisión no significa que los resultados sean exactos, ya que parte de los procedimientos de medición pueden desviarlos hacia valores más altos o más bajos que el valor real. A menudo la repetición del análisis encubre estos errores sistemáticos.

Los errores aleatorios tienden a corregirse entre ellos. La exactitud se suele lograr teniendo en cuenta la media de múltiples factores. Según el método empleado, puede ser necesario repetir las mediciones sólo tres o cuatro veces. Cuando en un proceso se conectan ordenadores o computadoras a los instrumentos analíticos, las mediciones se pueden repetir hasta 100.000 veces a gran velocidad; a esta técnica se la denomina señal promedio.

ANÁLISIS INORGÁNICO CUALITATIVO

Análisis cualitativo: marcha analítica El análisis cualitativo es un método para identificar una sustancia desconocida pasando muestras de la misma por una serie de análisis químicos. La marcha analítica se basa en reacciones químicas conocidas, de forma que cada producto químico añadido analiza un catión específico. Si se produce la reacción prevista, significa que el catión está presente. Si no se produce, el analista pasa al siguiente catión.

Un análisis cualitativo inorgánico sistemático de iones mediante un método por vía húmeda, supone la separación de iones en grupos por reacciones de precipitación selectiva. Se aíslan los iones individuales de los grupos, a través de una reacción de precipitación adicional, y se confirma la identidad del ion con un test de reacción, que produce un determinado precipitado o color. Tanto para cationes (iones con carga positiva) como para aniones (iones con carga negativa), existen diversas fórmulas para obtener estos resultados. En la tabla se muestra un esquema del análisis de cationes de elementos metálicos con repercusiones medioambientales.

Ensayo a la llama El ensayo a la llama es un método de laboratorio bien establecido para identificar la presencia de un elemento químico determinado en una muestra. Primero se ajusta la llama de un mechero Bunsen hasta que sea incolora. Después se coloca una pequeña cantidad de la sustancia que se desea analizar en la punta de una varilla limpia de platino o de nicromo (una aleación de níquel y cromo) y se introduce la varilla en la llama. Los elementos mostrados dan un color característico a la llama. La notación Ca 2+ indica el ion calcio, es decir, el átomo de calcio que ha perdido dos electrones, por lo que tiene una carga positiva doble. Esta misma notación se emplea en los otros elementos citados.

ANÁLISIS ORGÁNICO CUALITATIVO

El análisis orgánico se basa en ciertas reacciones químicas que detectan grupos funcionales concretos como alcohol, amina, aldehído, alqueno, éster, ácido carboxílico y éter. Las reacciones de prueba se suelen realizar sin separación previa. Por ejemplo, los alquenos (compuestos que tienen dobles enlaces carbono-carbono) pueden identificarse por la decoloración que producen en una disolución coloreada de bromo. En el análisis cualitativo, tanto orgánico como inorgánico, los métodos instrumentales son los preferidos en la actualidad por ser más sensibles y específicos.

MÉTODOS CUANTITATIVOS POR VÍA HÚMEDA

Son en esencia procesos gravimétricos y volumétricos para sustancias inorgánicas. Un ejemplo de análisis gravimétrico es la determinación de la concentración de ion cloruro en una disolución, mediante la precipitación de cloruro de plata insoluble (AgCl). El precipitado se recoge y se pesa, obteniéndose del análisis resultados muy exactos.

Los procesos volumétricos suelen basarse en reacciones ácido-base, como la valoración de ácido etanoico con una disolución de hidróxido de sodio (véase Ácidos y Bases). Otra reacción empleada con frecuencia es la producida por el ácido etilendiaminotetraacético (EDTA) en disoluciones de metales como el plomo o el mercurio. Las reacciones apropiadas para las valoraciones han de completarse de forma rápida para evitar reacciones colaterales que enmascaren los resultados. Esto resulta más sencillo con reacciones inorgánicas que con procesos químicos de grupos funcionales orgánicos.

TÉCNICAS ESPECTROSCÓPICAS 

Espectro del Sol La radiación procedente del Sol se fotografía con un espectrómetro y se analiza utilizando un espectrógrafo. Las líneas oscuras del espectro se llaman líneas de absorción, y se producen cuando los elementos de la atmósfera del Sol absorben la radiación. Estudiando esas líneas de absorción, los científicos han podido identificar los elementos presentes en el Sol. La línea destacada en la parte roja del espectro es una de las líneas del hidrógeno y las líneas en la parte amarilla indican la presencia de sodio.

La espectroscopia, o estudio de las interacciones de la radiación electromagnética con la materia, es el mayor y más exacto grupo de métodos instrumentales utilizados en los análisis químicos y en toda la ciencia química. El espectro electromagnético se divide en la siguiente gama de longitudes de onda: rayos gamma, rayos X, ultravioletas, visibles, infrarrojos, microondas y ondas radioeléctricas. Las interacciones electromagnéticas con la materia provocan la absorción o emisión de energía a través de la transición de los electrones entre niveles cuánticos o discretos de energía, vibraciones de enlaces, rotaciones moleculares y transición de electrones entre orbitales de átomos y moléculas (véase Átomo; Teoría cuántica). Todas estas interacciones tienen lugar en instrumentos denominados espectrómetros, espectrofotómetros o espectroscopios. Los espectros generados en esos equipos se graban gráfica o fotográficamente en espectrogramas o espectrógrafos, que permiten el estudio de la longitud de onda y la intensidad de la radiación absorbida o emitida por la muestra analizada.

La absorción espectrofotométrica en las gamas visible y ultravioleta del espectro electromagnético es un método espectral cuantitativo común para sustancias orgánicas e inorgánicas. Con esta técnica se mide la transparencia relativa de una disolución, antes y después de hacerla reaccionar con un reactivo colorante. La disminución que se produce en la transparencia de la disolución es proporcional a la concentración del compuesto analizado.

La espectrofotometría de absorción de infrarrojos es adecuada para análisis orgánicos, pues los enlaces en alquenos, ésteres, alcoholes y otros grupos funcionales tienen fuerzas muy diferentes y absorben la radiación de infrarrojos en una gran variedad de frecuencias o energías. Esta absorción se refleja en el espectrógrafo en forma de picos.

La espectroscopia por resonancia magnética nuclear (RMN) depende de la transición entre estados de energía de rotación nuclear por absorción de energía de radiofrecuencia electromagnética. Por ejemplo, en el espectro de RMN del hidrógeno, los diferentes estados químicos del hidrógeno absorben radiación electromagnética a distintas energías. Así, los grupos orgánicos -CH3 y -CH2Cl dan picos muy diferentes y con una excelente resolución. Por todo ello, los espectros de RMN son una herramienta insustituible en el análisis cualitativo para determinar la estructura de las moléculas orgánicas.

La espectroscopia de fluorescencia es lo contrario de la espectrofotometría por absorción. Con esta técnica se consigue que las moléculas emitan luz, según las características energéticas de su estructura, con una intensidad proporcional a la concentración de la muestra. Este método proporciona resultados cuantitativos muy sensibles en algunas moléculas.

En la espectrofotometría de emisión y absorción atómica se calienta la muestra a alta temperatura, y se descompone en átomos e iones que absorben o emiten radiación visible o ultravioleta, con niveles de energías característicos de los elementos implicados. El tono amarillento que presenta una llama cuando se añade sal, se debe a la presencia de sodio en la misma, que emite con fuerza en la zona amarilla del espectro de luz visible. Estos métodos son sobre todo útiles para bajas concentraciones de elementos metálicos, tanto en análisis cualitativos como cuantitativos. En la espectroscopia de masas, la muestra de un compuesto orgánico se somete al vacío, se vaporiza, se ioniza y se le suministra energía extra, con lo que se logra fragmentar las moléculas individuales. Los fragmentos moleculares se clasifican según su masa respectiva mediante campos magnéticos y eléctricos en un analizador de masas. La forma espectral, o espectro de masas, constituye la huella dactilar de la molécula, pues las moléculas orgánicas presentan modelos de fragmentación exclusivos. La espectroscopia de fluorescencia de rayos X resulta adecuada para el análisis cualitativo y cuantitativo de elementos metálicos; estos elementos emiten rayos X a energías características al ser bombardeados por una fuente de alta energía de rayos X.

TÉCNICAS RADIOQUÍMICAS

Estos métodos se basan en la detección de radiactividad en forma de partículas alfa y beta y de rayos gamma, que se originan en las desintegraciones nucleares. La radiactividad puede generarse en la muestra bombardeándola con neutrones. Este procedimiento, llamado análisis por activación de neutrones, se utiliza en la industria para identificar ciertos metales de una muestra. El análisis por activación de neutrones tiene la ventaja de ser rápido y automatizado, además de no destruir la muestra.

TÉCNICAS ELECTROQUÍMICAS

Al colocar un electrodo positivo y otro negativo en una disolución con iones, y aplicar a dichos electrodos una diferencia de potencial, los iones con carga positiva (cationes) se desplazan al electrodo negativo o cátodo, mientras que los iones con carga negativa (aniones) lo hacen hacia el electrodo positivo o ánodo. El resultado es que se establece una corriente eléctrica entre los electrodos. La intensidad de esta corriente dependerá de la diferencia de potencial entre los electrodos y de la concentración de iones en la disolución. De hecho, este método instrumental cuantitativo se emplea para medir la concentración de iones en una disolución, y recibe el nombre de conductimetría. Existe una técnica parecida en la que se utilizan electrodos diseñados para aceptar sólo ciertos iones específicos con el fin de determinar la concentración de iones sodio o calcio o el pH de la disolución analizada. Esta técnica de electrodos que seleccionan determinados iones es frecuente en los análisis clínicos.


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