1.3: Algo de Química Primaria Relevante a la Superficie de la Tierra

1.3.1. Átomos

Los átomos son los bloques de construcción de la materia. ¿Necesito definir para ti qué es un átomo? Una forma de hacerlo es decir que un átomo es la unidad de materia más pequeña que refleja las características químicas de la materia, respecto a sus interacciones con los átomos de otras clases de materia. En otras palabras, los átomos son unidades de materia que no se pueden dividir más sin perder el comportamiento químico de la materia, en términos de unión con otros átomos para formar compuestos químicos. Si vas a entender por qué diversos tipos de átomos se unen de la manera en que lo hacen para formar los minerales importantes, tienes que saber cómo son los átomos y por qué los átomos de los diversos elementos químicos se comportan de manera diferente.

La caricatura más simple para un átomo (Figura 1-15) tiene una serie de electrones orbitando un núcleo que consiste en protones y neutrones estrechamente empaquetados.

Figura 1-15. Caricatura extremadamente simplificada de un átomo.

Datos básicos (no te preocupes por cómo los conocemos, y no te preocupes por recordarlos para fines de examen):

• Masa de protón: 1.7 x 10-24 g
• masa de neutrones: 1.7 x 10-24 g
• masa de electrón: alrededor de 1/1840 de la carga eléctrica anterior en neutrones: cero
• carga eléctrica en electrón (una “unidad” de carga negativa (¡la menor cantidad posible!)
• carga eléctrica en protón: una “unidad” de carga positiva (justo lo contrario de la del electrón)
• tamaño del átomo: aproximadamente 10-10 m tamaño del núcleo: aproximadamente 10-15 m

Obsérvese de inmediato que para que un átomo sea eléctricamente neutro se debe tener el mismo número de protones y electrones. Entonces el núcleo es mucho más pesado que la nube de electrones que lo rodea, pero también mucho más pequeño, por un factor de aproximadamente 105.

¿Cuál es la mejor manera de visualizar el tamaño real de un átomo? Piensa en la partícula de polvo más pequeña que puedas ver a simple vista bajo las mejores condiciones de iluminación. Supongamos que esto es una centésima de milímetro, o 10-5 m. ¿Acerca de cuántos átomos se extenderían a través de esa distancia? Consulte la Figura 1- 16 para un cómputo.

Figura 1-16. Computación para darte una idea de lo grande que es un átomo.

¿Cómo son realmente los electrones y cómo son realmente sus órbitas alrededor del núcleo? Se trata de preguntas complicadas, difíciles de responder de una manera sencilla. Para hacerte una buena idea necesitas saber algo sobre la mecánica cuántica, una rama de la física, que ha crecido desde las primeras décadas del siglo XX, que se ocupa del comportamiento de partículas muy pequeñas.

Las partículas que son muy pequeñas y que se mueven muy rápido se comportan de maneras que nuestro sentido común no cubre. Los electrones no son solo pequeñas esferas sólidas, como bolas de billar o mini-planetas; ambos son partículas y pequeños paquetes de ondas al mismo tiempo, en que de alguna manera se comportan como partículas y de otras formas se comportan como ondas. En este sentido, los electrones son como la luz, lo que también muestra esta dualidad partícula-onda. Si esto no tiene mucho sentido para ti, no te preocupes por ello. Además, no tenemos forma de saber dónde están los electrones en sus órbitas alrededor del núcleo: todo lo que podemos decir es cuál es la probabilidad de que se encuentren en un lugar dado. Entonces es un poco mejor caricaturizar el átomo como una “nube de probabilidad” manchada de electrones alrededor del núcleo (Figura 1-17), aunque incluso eso todavía no es muy satisfactorio.

Figura 1-17. Un átomo esquematizado como una nube de probabilidad manchada alrededor del núcleo. Cuanto más denso sea el sombreado, más probabilidades hay de encontrar el electrón ahí.

Pero con todo esto dicho, para llegar a algún lugar estudiando minerales haremos algunas simplificaciones sobre los electrones y pensaremos en ellos como pequeñas partículas “ordinarias” que viajan en pequeñas órbitas “ordinarias” alrededor del núcleo.

1.3.2. Los Elementos Químicos

Hay muchos tipos diferentes de átomos, dependiendo del número de electrones, protones y neutrones en el átomo. En cuanto al comportamiento químico de los átomos, que es lo que nos interesa aquí, lo importante es el número de electrones (y el igual número de protones), porque eso es lo que determina cómo el átomo se une (o no se une) con otros átomos. Cada tipo distintivo de átomo, en términos del número de electrones y protones que tiene, se llama elemento químico (o simplemente un elemento).

Investiguemos la estructura y el comportamiento de los elementos partiendo del tipo de átomo más ligero y simple: el hidrógeno. El núcleo del átomo de hidrógeno consiste en un protón, y el átomo eléctricamente neutro tiene un electrón orbitando el núcleo del protón. El siguiente átomo más ligero y el siguiente más simple es el helio. Su núcleo consta de dos protones, y el átomo eléctricamente neutro tiene dos electrones que lo orbitan, etcétera. Podemos construir una imagen de todos los elementos de esta manera, agregando un protón (y por lo tanto un electrón) a la vez, con algunos neutrones arrojados al núcleo también.

Figura 1-18. La primera parte de la tabla periódica de los elementos.

La Figura 1-18 es una gráfica de los primeros veinte o así elementos. Esto abarca la mayoría de los elementos importantes que entran en los minerales formadores de rocas más importantes. ¿Por qué he arreglado los elementos de esta manera? Quizás recuerdes de algún curso de química que esto representa las tres primeras filas de lo que se llama la tabla periódica de los elementos, más un poco de la cuarta fila.

Esta agrupación de los elementos corresponde muy estrechamente al comportamiento químico de los átomos de estos elementos, cuando se trata de combinar, o unirse, con átomos de otros elementos para formar compuestos químicos. (Recuerda que los minerales son solo compuestos químicos).

Este tipo de agrupación (más completa de lo que se muestra aquí) fue percibida por primera vez por el científico ruso Dmitrii Mendeleev en 1869. Su visión de la naturaleza de la organización de los elementos en términos de su comportamiento químico allanó el camino para que la gente después de él descubriera realmente nuevos elementos que su mesa predijo. No fue sino hasta principios del siglo XX, con el advenimiento de la teoría cuántica de la materia, sin embargo, que la gente se dio cuenta de por qué los elementos están dispuestos de esta manera.

Los electrones están presentes en átomos en un grupo de órbitas llamadas conchas. Es decir, las órbitas de electrones ocurren en grupos. Una capa llena (todas las órbitas de electrones de la voluntad están ocupadas por electrones) es una configuración muy estable de electrones, estable en el sentido de que los electrones están fuertemente unidos, y se necesita mucha energía para eliminar uno, y además el átomo no tiene tendencia a tomar electrones para tratar de llenar un caparazón. Los elementos con configuraciones de electrones de capa llenada son muy inertes y casi totalmente no reactivos.

El primer caparazón tiene posiciones para dos electrones. Esto corresponde a la primera fila de la tabla periódica. El hidrógeno no tiene una configuración de capa llenada, por lo que entra en una enorme cantidad de compuestos químicos en su búsqueda del electrón extra, de algún otro átomo dispuesto a renunciar a él, para alcanzar la configuración de capa llenada. Pero el helio, que ya tiene dos electrones, es un gas inerte. El segundo caparazón contiene ocho electrones, correspondientes a la segunda fila de la tabla periódica. El neón tiene los dos primeros proyectiles llenos y, al igual que el helio, es un gas inerte. El tercer caparazón también contiene ocho electrones, y corresponde a la tercera fila de la tabla periódica. El argón es el gas inerte con las tres primeras cáscaras llenas.

1.3.3. Iones

¿Qué tal los elementos con conchas sin llenar? Existe una fuerte tendencia a que un átomo termine con una cáscara llena, ya sea renunciando a los electrones (a otro átomo) o tomando electrones donados de otro átomo (o al compartir electrones con otro átomo; ver más abajo). Los átomos que han alcanzado una configuración de capa llenada al darse por vencidos o tomar electrones se denominan iones. Lo característico de los iones es que tienen una carga eléctrica.

Esos elementos (cerca del lado izquierdo de la tabla periódica) con solo unos pocos electrones en su capa externa pueden ser despojados fácilmente de esos electrones para tener una configuración de capa llena. Ejemplos son sodio (Na), magnesio (Mg), potasio (K) y calcio (Ca). Los iones como estos tienen una carga positiva, porque han perdido electrones (los cuales están cargados negativamente).

Átomo de Na menos 1 electrón → ion Na+ (carga positiva simple)

Átomo de Mg menos 2 electrones → ion Mg2+ (doble carga positiva)

La Figura 1-19 muestra algunos ejemplos de iones cargados positivamente.

Los elementos que se encuentran cerca del lado derecho de la tabla periódica, con casi suficientes electrones en la capa externa para producir una configuración de caparazón relleno, pueden tomar fácilmente suficientes electrones para llenar la cáscara. Ejemplos son oxígeno (O), flúor (F), azufre (S) y cloro (Cl). Los iones como estos tienen una carga negativa, porque han ganado electrones.

Átomo de Cl más 1 electrón → ión Cl- (carga negativa única)

Átomo O más 2 electrones → O2- ion (doble carga negativa)

La Figura 1-20 muestra algunos ejemplos de iones cargados negativamente.

Figura 1-19. Ejemplos de iones cargados positivamente.

Figura 1-20 Ejemplos de iones cargados negativamente.

Por razones que no necesitan preocuparnos aquí, los iones cargados positivamente se llaman cationes y los iones cargados negativamente se llaman aniones.

1.3.4. Enlaces Ionicos

Todos ustedes saben que existen cosas como las cargas eléctricas y que éstas se pueden mover de un lugar a otro. (Piense en el cabello y la ropa en los días secos. O métete debajo de la colcha de fibra sintética en la oscuridad cuando la humedad es baja y pasa las manos sobre su superficie, y observa las chispas). Benjamin Franklin reconoció que puede haber cargos positivos y negativos (por cierto, la asignación de “positve” y “negativo” es arbitraria) y que los cargos del mismo signo se repelen entre sí y los cargos de signo opuesto se atraen entre sí. Esto lo expresa la ley de Coulomb, una de las leyes básicas de la física:

• Si Q1 y Q2 son del mismo signo, F es repulsivo
• Si Q1 y Q2 son de signo opuesto, F es atractivo

¡Todo esto aplica a los iones! Dos iones de carga opuesta pueden unirse entre sí por esta fuerza atractiva de Coulomb. Este tipo de enlace se llama enlace iónico. La mayoría de los minerales se mantienen unidos solo por este tipo de vínculo. (Ahora estamos llegando a algún lugar sobre la naturaleza básica de los minerales.) Los cristales que se mantienen unidos por unión iónica se denominan cristales iónicos.

1.3.5. Cristales Ionicos

La halita mineral (NaCl, cloruro de sodio, también conocida como sal de mesa) es un buen ejemplo de un cristal iónico y también un importante mineral formador de rocas. La estructura de la halita involucra números iguales de iones positivos (sodios) e iones negativos (cloruros) dispuestos en una matriz cúbica, cada sodio rodeado por seis cloruros y cada cloruro rodeado por seis sodios. (Ver Figura 1-21.)

Piense en tres líneas mutuamente perpendiculares, y a lo largo de cada línea hay una alternancia regular de iones de sodio y cloruro. Si dibujas líneas que conectan todos los seis cloruros que son los vecinos más cercanos a cualquier sodio dado, obtienes un sólido geométrico regular, llamado octaedro, compuesto por ocho triángulos equiláteros. Por ello decimos que existe coordinación octaédrica de cloruros alrededor de los sodios. Puedes demostrar por ti mismo que lo mismo es cierto para los seis sodios vecinos más cercanos alrededor de cualquier cloruro dado.

El cuadro de la Figura 1-21 es en cierto sentido falso, porque, por razones de buena visibilidad, lo he dibujado con demasiado espacio entre iones adyacentes. Para obtener la imagen “verdadera” hay que imaginar que todas las esferas, de ambos tipos, se expanden (de tal manera que los tamaños relativos de los dos tipos permanezcan iguales) hasta que estén todas en contacto; esto es difícil para mí dibujar inteligiblemente.

Figura 1-21. Croquis de la disposición de iones sodio (pequeños) e iones cloruro (grandes) en la estructura de la halita.

Resulta que los tamaños relativos de los iones Na y Cl son casi adecuados para este tipo de empaque “cúbico”, justo en el sentido de que todos salen a ser casi conmovedores. De hecho, si fueran de diferentes tamaños relativos el empaque habría salido a ser de algún tipo diferente.

Observa el sodio central en la figura. Las fuerzas más fuertes sobre él son atractivas, ejercidas por sus seis vecinos más cercanos, que son los cloruros. (Tenga en cuenta la fuerte dependencia de cuadrados inversos de la fuerza en la distancia de separación en la ley de Coulomb.) Las siguientes fuerzas más fuertes son repulsivas, ejercidas por sus doce vecinos próximos más cercanos, que son los sodios. Y así sucesivamente hacia afuera. A la estructura le gusta formarse porque el panorama general de las fuerzas, sumadas sobre todos los iones, cercanos y lejanos, que rodean ese ion es atractivo. Otras estructuras con diferentes tipos de átomos, que podrían parecer bien al principio, no se forman porque el panorama general de las fuerzas resulta ser repulsivo. Para que una estructura así se mantenga unida, tendrías que apretarla profundamente con fuerza desde todas las direcciones.

Hay otros dos factores que determinan si un mineral dado se forma (es decir, es estable) en una situación dada:

• Todos los átomos se encuentran en un estado de sacudida continua, debido a su energía térmica. Sólo en cero absoluto cesa todo movimiento. Esta sacudida puede ser tan fuerte que, a pesar de que la imagen de las fuerzas interiónicas es atractiva, el cristal se aleja por la sacudida térmica. Es por ello que los cristales (el hielo es un ejemplo cotidiano) se derriten a medida que sube la temperatura

• Cuanto mayor sea la concentración de iones Na y Cl en el medio que rodea al cristal, mayor es la temperatura a la que se funde el cristal, ya que los iones de los alrededores tienden a difundirse en el cristal y mantenerlo unido.

1.3.6. Enlaces covalentes

Hay otro tipo de enlace que es especialmente importante en los minerales de silicato, llamado enlace covalente. No es tan fácil de entender que el enlace iónico. Los átomos pueden llenar sus capas de electrones compartiendo electrones con otros átomos.

El ejemplo más simple es el enlace en la molécula H2 (Figura 1-22). Esto es muy esquemático, y no te da una buena imagen de que ambos electrones orbitan ambos núcleos. Es como si cada núcleo obtuviera algo por nada. La Figura 1-23 es una forma ligeramente mejor de mirarla, en términos de la forma de la nube de electrones.

Figura 1-22. Representación muy esquemática de una molécula de hidrógeno.

Figura 1-23. Una forma ligeramente mejor de representar la molécula de hidrógeno.

Comentarios:

• Los enlaces covalentes (si son favorables en primer lugar por consideraciones electrón-órbita) tienden a encontrarse entre átomos de elementos que se encuentran en la misma o casi la misma posición en la tabla periódica, en términos de columnas.
• Muchos enlaces son puramente iónicos o puramente covalentes, pero muchos son de carácter intermedio: hay una compartición parcial de electrones, pero la densidad de distribución de electrones se desplaza de manera que un átomo componente tiende a estar cargado negativamente y el otro cargado positivamente. Esto se denomina carácter iónico parcial de los enlaces.
• Los enlaces covalentes son inherentemente más complicados de entender que los enlaces iónicos, y he sido mucho más superficial sobre ellos. Dependen de ciertas complejidades de la estructura de la órbita electrónica que son comprensibles solo sobre la base de la mecánica cuántica. Los enlaces covalentes en realidad tienen una propiedad direccional que se rige por la naturaleza de las distribuciones de electrones alrededor de los átomos, no solo la geometría de empaquetamiento como en el caso de los enlaces iónicos. Es como si los átomos tuvieran pequeños ganchos sobre ellos en ciertas posiciones.

1.3.7. Sólidos, Líquidos y Gases

La mayoría de los compuestos químicos pueden existir en los tres estados diferentes de agregación, como un sólido, un líquido o un gas, dependiendo de la temperatura y la presión. Esto se conocía, por supuesto, mucho antes de que se desarrollara la teoría molecular de la materia a finales del siglo XVIII y principios del siglo XIX. En los últimos ciento cincuenta años, se ha dedicado gran esfuerzo a desarrollar teorías para dar cuenta de la naturaleza de los sólidos, líquidos y gases a nivel molecular. (Aquí, usaré el término molécula para átomos, iones o moléculas indiscriminadamente).

Probablemente ya conozcas bien las distinciones macroscópicas fundamentales entre gases, líquidos y sólidos:

gas:

• tiene densidad relativamente baja

• no puede soportar las fuerzas de cizallamiento aplicadas sin deformación continua

• se expande para intentar llenar su contenedor de manera uniforme

líquido:

• tiene densidad relativamente alta

• no puede soportar las fuerzas de cizallamiento aplicadas sin sufrir deformación continua

• mantiene un volumen definido dentro de una superficie delimitadora bien definida 32

sólido:

• tiene densidad relativamente alta

• Resiste las fuerzas de cizallamiento aplicadas sin sufrir deformación continua

• mantiene un volumen definido dentro de una superficie delimitadora bien definida

En un nivel más fundamental, el cuadro básico de un gas es que sus moléculas constituyentes están ampliamente separadas en relación con su diámetro, excepto por encuentros cercanos ocasionales, y se mueven en trayectorias libres con solo colisiones ocasionales con las paredes del contenedor y entre sí. Si de alguna manera pudieras viajar en una molécula de gas, la mayoría de las veces estarías teniendo un paseo aburrido, porque la molécula estaría en un estado de movimiento uniforme en línea recta a velocidad constante, con moléculas vecinas tan lejos tendrías que usar binoculares para verlas. De vez en cuando, sin embargo, otra molécula o la pared del contenedor vendría corriendo hacia ti, y tu molécula rebotaría elásticamente del encuentro.

Este estado de movimiento, con sus colisiones elásticas bien definidas y fuerzas mutuas insignificantes entre las moléculas mientras tanto, se presta a modelar con éxito el estado gaseoso, especialmente porque muchas colisiones o interacciones corporales (es decir, tres más) son muy raras. Dicho modelado ha llevado a la teoría cinética de los gases, mediante la cual la mayoría de las propiedades de los gases pueden ser contabilizadas o predichas.

En el otro extremo de la línea, a nivel molecular un sólido se caracteriza por posiciones fijas y ordenadas de las moléculas constituyentes, con empaquetamiento tan cerca que hay fuertes fuerzas en todo momento entre cualquier molécula dada y todos sus vecinos cercanos. A temperaturas superiores al cero absoluto las moléculas oscilan o vibran de diversas maneras sobre sus posiciones medias fijas, pero solo raramente las moléculas intercambian lugares en su disposición ordenada.

Si pudieras ocupar una de las moléculas en la estructura sólida, sentirías como si hubieras sido consignado para siempre a una de esas camas de masaje vibratorio que solían tener en los moteles, y si miraras el patrón estrictamente regular de moléculas vecinas que se avecinan cerca de ti, también estarían vibrando, pero manteniendo sus posiciones medias durante tiempos extremadamente largos antes de negociar lugares con un vecino. Y tendrías la misma imagen por lo que pudieras ver a través de la estructura.

A pesar de la complejidad de las fuerzas mutuas, la disposición ordenada y permanente en sólidos cristalinos ha permitido un modelado exitoso, y el estado sólido ya es bien entendido.

Los líquidos, sin embargo, han presentado problemas mucho mayores que los gases y sólidos. Al igual que con los sólidos, las moléculas siempre están lo suficientemente juntas como para ejercer fuertes fuerzas unas sobre otras, pero el grado de ordenación (o, más precisamente, la escala de tiempo para la existencia del ordenamiento) es mucho menor que para los sólidos.

Si tuvieras que ocupar una molécula en un líquido, tu movimiento vibratorio sería aproximadamente el mismo que cuando estabas en el sólido, y tus vecinos se acercarían casi igual de cerca. Pero el arreglo de sus vecinos permanecería igual solo por un corto tiempo y luego cambiaría a algún arreglo diferente por una combinación de solo cambiar de posición y realmente lugares de negociación. Podrías o no tener una sensación de arreglo regular de los vecinos, pero aunque lo hicieras no podrías seguir esa regularidad muy lejos hacia afuera, y de todos modos sería transitoria.

Se han ideado diversos tipos de modelos conceptuales del estado líquido, en parte geométricos y en parte cinemáticos. Estos modelos pueden ser masajeados, suministrando de alguna manera las constantes o parámetros que deben acompañarlos, para predecir las propiedades del líquido. Ninguno de estos modelos se acerca a contabilizar bien todas las propiedades importantes de los líquidos. Por lo tanto, el conocimiento del estado líquido aún está lejos de ser perfecto.

1.3.8. Reacciones Químicas

En caso de que tu conocimiento de la química sea escaso, aquí tienes algunas cosas básicas. Las reacciones químicas, como la Reacción 1 anterior, son procesos mediante los cuales ciertas sustancias reaccionan entre sí para producir otras sustancias. (Eso incluye situaciones en las que una sola sustancia sufre un cambio por el cual se transforma en una o más sustancias diferentes, o por el cual dos o más sustancias se transforman químicamente en una sola sustancia.) Las sustancias iniciales se llaman los reactivos, y las sustancias finales se llaman los productos. Las sustancias involucradas pueden ser sólidos (cristalinos o amorfos), o iones o moléculas disueltas en un medio líquido, o incluso solo los átomos y moléculas de un gas.

Los detalles de las reacciones químicas implican interacciones generalmente complejas entre los átomos que constituyen las sustancias involucradas, y no necesitan preocuparnos aquí. En el caso de sustancias sólidas, se puede pensar en términos de que los átomos de los reactivos se desacoplan de la estructura cristalina del reactivo o reactivos y luego se agregan a la estructura cristalina del producto o productos. O, en el caso de la disolución de una sustancia sólida en un líquido, lo que está pasando es que los iones o moléculas del sólido se están desprendiendo de la superficie del sólido, para deambular libremente en solución en el líquido. Lo contrario de una reacción de disolución como esa es la adición de los iones o moléculas disueltas sobre la superficie de crecimiento del sólido por eliminación de la solución, un proceso llamado precipitación (que no debe confundirse con el término meteorológico, que se usa para agua líquida o sólida partículas que caen a través de la atmósfera).

En el caso de disolución o precipitación, mencionado anteriormente, lo que realmente sucede es que continuamente se agregan iones o moléculas a la superficie sólida y se eliminan de la misma. Si el sólido se está encogiendo (disolución) o creciendo (precipitación) depende de las tasas relativas de eliminación y adición de átomos o moléculas.

Las reacciones químicas pueden ir en ambos sentidos. Por eso la Reacción 1, mostrada arriba, tiene la doble flecha en el medio de la misma. Si bombeas la concentración de las sustancias en el lado izquierdo de la reacción, eso impulsa la reacción hacia la derecha, produciendo las sustancias de la derecha (entonces llamadas los productos) a expensas de las sustancias de la izquierda (entonces llamadas las sustancias reaccionantes). Pero si en cambio bombeas la concentración de las sustancias a la derecha, eso impulsa la reacción hacia la izquierda ¡y entonces tienes que usar los términos “reactivo” y “producto” a la inversa!

1.3.10. Oxidación

El negocio de la oxidación, y la diferencia entre hierro en estado ferroso y en estado férrico, es probable que te sea misterioso a menos que tengas alguna sofisticación en química. Aquí hay algo de material de antecedentes sobre este tipo de asuntos. Probablemente hayas oído hablar de la oxidación, y es posible que también hayas oído hablar de la reducción. Estos dos procesos van de la mano, y a menudo se combinan en el término redox.

Muchas reacciones químicas que tratamos dentro y sobre la tierra implican la transferencia de los núcleos reales de los átomos involucrados. La disolución y precipitación de sales solubles como NaCl son buenos ejemplos. Una clase grande e importante de reacciones químicas, sin embargo, implican solo la transferencia de electrones. Esta es la materia de un campo de la química llamado electroquímica. Las aplicaciones prácticas de la electroquímica incluyen baterías, fundición eléctrica de minerales y galvanoplastia de un metal sobre otro.

Un ejemplo sencillo debería ayudarte a darte la idea básica. Supongamos que mezcló una solución acuosa que contiene iones férricos, Fe3+, y otra solución que contiene iones estañosos, Sn2+. (El hierro puede existir en solución como dos tipos de iones, con diferentes cargas eléctricas: iones férricos, Fe3+, e iones ferrosos, Fe2+; el estaño puede existir en solución como dos tipos de iones también: iones estannicos, Sn4+, e iones estañosos, Sn2+). Si luego mezclas las dos soluciones juntas, los iones Fe3+ quitan los electrones de los iones Sn2+, y en el proceso se convierten en iones Fe2+ y convierten los iones Sn2+ en iones Sn4+. (Recuerde que, por convención, los electrones tienen una unidad de carga eléctrica negativa.)

Los iones Fe 3 + han robado electrones de los iones Sn 2 +. ¿Por qué? Una respuesta “profunda” requeriría mucha explicación, pero una respuesta adecuada (“superficial”) aquí podría ser que los detalles de la estructura electrónica de los dos tipos de iones hacen que ese “deseo” suceda, y así lo hace, espontáneamente. La reacción química se puede escribir, simplemente, como

2Fe3+ + Sn2+ → 2Fe2+ + Sn4+

La reacción continúa hasta que se agotan todos los iones que reaccionan uno u otro.

Si componías dos soluciones acuosas separadas, una que contenía iones Fe3+ y la otra que contenía iones Sn2+, y luego las conectabas con un cable conductor, los electrones fluirían del uno con los iones Sn2+ al que contiene los iones Fe3+, para hacer que la reacción suceda, aunque los dos tipos de iones son no en contacto! Luego podría medir el voltaje en el cable, al inicio del proceso. El voltaje es una medida de lo que se llama el potencial eléctrico entre las dos soluciones. Piense en el voltaje como una “presión eléctrica”, análoga a la presión del agua que impulsa el flujo de agua en las tuberías de agua de su hogar.

Sería bueno poder medir, por separado, el potencial eléctrico asociado con la eliminación de electrones de los iones Sn2+ y la adición de electrones a los iones Fe3+. Se puede pensar en esos dos procesos como “medias reacciones”, que se suman para producir toda la reacción, escrita anteriormente. Entonces podrías usar esos resultados para averiguar, directamente, qué sustancias roban electrones de cuáles otras sustancias.

Desafortunadamente, no hay forma de hacerlo: todo lo que puedes hacer es medir el potencial eléctrico asociado a toda la reacción. Los químicos han sorteado ese problema de una manera limpia y conveniente: caracterizan reacciones del tipo descrito anteriormente que involucran una amplia variedad de sustancias diferentes con referencia a una solución que contiene hidrógeno molecular (que podría burbujearse, como un gas, a través de una solución acuosa solución). Para hacer ese concreto, puedes imaginar poner los iones Fe3+ o los iones Sn2+ en una solución en la que se agrega hidrógeno molecular. Entonces se puede medir el potencial eléctrico de la reacción que tiene lugar (llamado potencial redox, denotado por Eh). Luego tabulan todas las medias reacciones relativas al estándar de hidrógeno.

Las sustancias, como el oxígeno, que tienden a robar electrones lejos de otras sustancias se denominan agentes oxidantes; las sustancias, como el hierro metálico, que tienden a perder electrones frente a otras sustancias se denominan agentes reductores. La palabra “oxidante” aquí, sin embargo, es engañosa, porque muchas otras sustancias pueden actuar como agentes oxidantes, en el sentido de que tienden a robar electrones lejos de otras sustancias. El fundamento, supongo, es que el oxígeno es el agente oxidante más importante en tantos sistemas químicos naturales. De igual manera, hay muchos otros agentes reductores además del hierro metálico, pero debido a que el hierro y sus compuestos son tan importantes en los sistemas químicos naturales, es natural pensar en términos de hierro metálico, o iones de hierro ferroso (Fe2+), como agentes reductores.

Por último, aquí hay algunos comentarios sobre el oxígeno vs. los dos tipos de iones de hierro. En una solución que contiene oxígeno, los iones ferrosos (Fe2+) se oxidan inevitablemente a iones férricos (Fe3+), los cuales tienen una fuerte tendencia a combinarse con el oxígeno para formar óxidos o hidróxidos de hierro férrico insolubles. Si, por otro lado, la solución no tiene oxígeno libre (quizás todo el oxígeno disponible ya se había consumido en la oxidación de la materia orgánica, que es un agente reductor), entonces los iones ferrosos (Fe2+) permanecen felices en la solución.