Capítulo XXII

LOS METALES

~Los metales.~ Los elementos que quedan por considerar se conocen colectivamente como los metales. También se les llama elementos formadores de bases, ya que sus hidróxidos son bases. Por lo tanto, un metal puede definirse como un elemento cuyo hidróxido es una base. Cuando una base se disuelve en agua, los grupos hidroxilo forman los aniones, mientras que el elemento metálico forma los cationes. Desde este punto de vista, un metal puede definirse como un elemento capaz de formar cationes simples en solución.

La distinción entre un metal y un no metal no es muy marcada, ya que los hidróxidos de varios elementos actúan como bases en ciertas condiciones y como ácidos en otras. Hemos visto que el antimonio es un elemento de este tipo.

~Presencia de los metales en la naturaleza.~ Algunos pocos metales se encuentran en la naturaleza en estado libre. Entre ellos están el oro, el platino y, con frecuencia, el cobre. Por lo general, se encuentran combinados con otros elementos en forma de óxidos o sales de diversos ácidos. Los silicatos, carbonatos, sulfuros y sulfatos son las sales más abundantes. Todas las sustancias inorgánicas que se encuentran en la naturaleza, contengan o no un metal, se llaman minerales. Aquellos minerales de los cuales puede extraerse una sustancia útil se denominan menas de dicha sustancia. Estos dos términos se utilizan con mayor frecuencia en relación con los metales.

~Extracción de los metales,—metalurgia.~ El proceso de extraer un metal de sus menas se llama metalurgia del metal. La metalurgia de cada metal presenta peculiaridades propias, pero existen varios métodos de aplicación general que se emplean con mucha frecuencia.

1. Reducción de un óxido con carbono. Muchos de los metales se encuentran en la naturaleza en forma de óxidos. Cuando estos óxidos se calientan a alta temperatura con carbono, el oxígeno se combina con este y el metal queda libre. El hierro, por ejemplo, se encuentra en gran parte en forma de óxido Fe{2}O{3}. Cuando este se calienta con carbono, ocurre la reacción expresada en la siguiente ecuación:

Fe{2}O{3} + 3 C = 2 Fe + 3 CO.

Muchas menas que no son óxidos pueden transformarse en óxidos que luego pueden ser reducidos por el carbono. La conversión de tales menas en óxidos generalmente se logra mediante calentamiento, y este proceso se llama tostación. Muchos carbonatos e hidróxidos se descomponen directamente en el óxido al calentarse. Los sulfuros, en cambio, deben calentarse en una corriente de aire, participando el oxígeno del aire en la reacción. Las siguientes ecuaciones ilustran estos cambios en el caso de las menas de hierro:

FeCO{3} = FeO + CO{2},

2Fe(OH){3} = Fe{2}O{3} + 3H{2}O,

2FeS{2} + 11O = Fe{2}O{3} + 4SO{2}.

2. Reducción de un óxido con aluminio. Sin embargo, no todos los óxidos pueden ser reducidos por el carbono. En tales casos puede emplearse aluminio. Así, el cromo puede obtenerse según la siguiente ecuación:

Cr{2}O{3} + 2 Al = 2 Cr + Al{2}O{3}.

Este método es relativamente nuevo, habiendo sido introducido por el químico alemán Goldschmidt; por ello, a veces se le llama método Goldschmidt.

3. Electrólisis. En los últimos años se ha hecho un uso creciente de la corriente eléctrica en la preparación de metales. En algunos casos, la separación del metal de sus compuestos se logra haciendo pasar la corriente a través de una solución de una sal adecuada del metal, depositándose el metal generalmente en el cátodo. En otros casos, la corriente se hace pasar a través de una sal fundida del metal, siendo el cloruro el más adecuado para este propósito.

~Industrias electroquímicas.~ La mayoría de las industrias electroquímicas del país se llevan a cabo donde la energía hidráulica es abundante, ya que esta proporciona el medio más económico para la generación de energía eléctrica. Las Cataratas del Niágara son el lugar más importante en este país para tales industrias, y allí se fabrican muchos productos electroquímicos diferentes. Algunas industrias dependen de procesos electrolíticos, mientras que en otras la energía eléctrica se utiliza simplemente como fuente de calor en hornos eléctricos.

~Preparación de compuestos de los metales.~ Dado que los compuestos de los metales son tan numerosos y variados en carácter, existen muchas formas de prepararlos. En muchos casos, las propiedades de la sustancia que se va a preparar, o el material disponible para su preparación, sugieren un método algo inusual. Sin embargo, hay varios principios generales que se aplican constantemente en la preparación de los compuestos de los metales, y una clara comprensión de ellos ahorrará mucho tiempo y esfuerzo al recordar los detalles en cada caso. Los métodos generales más importantes para la preparación de compuestos son los siguientes:

1. Por unión directa de dos elementos. Esto suele lograrse calentando juntos los dos elementos. Así, los sulfuros, cloruros y óxidos de un metal pueden obtenerse generalmente de esta manera. Las siguientes ecuaciones sirven como ejemplos de este método:

Fe + S = FeS,

Mg + O = MgO,

Cu + 2Cl = CuCl{2}.

2. Por descomposición de un compuesto. Esta descomposición puede producirse ya sea solo por calor o por la acción combinada de calor y un agente reductor. Así, cuando se calienta el nitrato de un metal, generalmente se obtiene el óxido del metal. El nitrato de cobre, por ejemplo, se descompone así:

Cu(NO{3}){2} = CuO + 2NO{2} + O.

De manera similar, los carbonatos de los metales producen óxidos, así:

CaCO{3} = CaO + CO{2}.

La mayoría de los hidróxidos forman un óxido y agua al calentarse:

2Al(OH){3} = Al{2}O{3} + 3H{2}O.

Cuando se calientan con carbono, los sulfatos se reducen a sulfuros, así:

BaSO{4} + 2C = BaS + 2CO{2}.

3. Métodos basados en el equilibrio en solución. En la preparación de compuestos, el primer requisito es que las reacciones elegidas sean de tal tipo que se completen. En el capítulo sobre equilibrio químico se mostró que las reacciones en solución pueden completarse de tres maneras: (1) puede formarse un gas que escapa de la solución; (2) puede formarse un sólido insoluble que precipita; (3) dos iones diferentes pueden combinarse para formar moléculas no disociadas. Mediante la selección adecuada de materiales, estos principios pueden aplicarse a la preparación de una gran variedad de compuestos, y se encontrarán ilustraciones de tales métodos con mucha frecuencia en las páginas siguientes.

4. Por métodos de fusión. A veces sucede que sustancias insolubles en agua y en ácidos, y que por lo tanto no pueden ser sometidas a doble descomposición de la manera habitual, son solubles en otros líquidos, y al disolverse en ellos pueden descomponerse y convertirse en otros compuestos deseados. Así, el sulfato de bario no es soluble en agua, y el ácido sulfúrico, al ser menos volátil que la mayoría de los otros ácidos, no puede ser fácilmente eliminado de esta sal. Sin embargo, al ponerse en contacto con carbonato de sodio fundido, se disuelve en él, y como el carbonato de bario es insoluble en el carbonato de sodio fundido, se produce una doble descomposición:

Na{2}CO{3} + BaSO{4} = BaCO{3} + Na{2}SO{4}.

Al disolver la mezcla enfriada en agua, el sulfato de sodio formado en la reacción, junto con cualquier exceso de carbonato de sodio que pueda estar presente, se disuelve. El carbonato de bario puede entonces ser filtrado y convertido en cualquier sal deseada mediante los procesos ya descritos.

5. Por la acción de metales sobre sales de otros metales. Cuando se coloca una tira de zinc en una solución de una sal de cobre, el cobre se precipita y una cantidad equivalente de zinc pasa a la solución:

Zn + CuSO{4} = Cu + ZnSO{4}.

De manera similar, el cobre precipita la plata de sus sales:

Cu + Ag{2}SO{4} = 2Ag + CuSO{4}.

Es posible tabular los metales de tal manera que cualquiera de ellos en la tabla precipite a cualquiera que le siga de sus sales. La siguiente es una lista de algunos de los metales más comunes ordenados de esta forma:

Zinc Hierro Estaño Plomo Cobre Bismuto Mercurio Plata Oro

De acuerdo con esta tabla, el cobre precipitará bismuto, mercurio, plata u oro de sus sales, y a su vez será precipitado por zinc, hierro, estaño o plomo. Se aprovecha este principio en la purificación de algunos metales y, ocasionalmente, en la preparación de metales y sus compuestos.

~Compuestos insolubles importantes.~ Dado que los precipitados desempeñan un papel tan importante en las reacciones que sufren las sustancias, así como en la preparación de muchos compuestos químicos, es importante saber qué sustancias son insolubles. Sabiendo esto, en muchos casos podemos predecir reacciones bajo ciertas condiciones y nos ayuda a idear formas de preparar los compuestos deseados. Si bien no existe una regla general que permita prever la solubilidad de cualquier compuesto dado, sin embargo, pueden hacerse algunas afirmaciones generales que serán de gran ayuda.

1. Hidróxidos. Todos los hidróxidos son insolubles excepto los de amonio, sodio, potasio, calcio, bario y estroncio.

2. Nitratos. Todos los nitratos son solubles en agua.

3. Cloruros. Todos los cloruros son solubles excepto los cloruros de plata y de mercurio (I). (El cloruro de plomo es apenas soluble.)

4. Sulfatos. Todos los sulfatos son solubles excepto los de bario, estroncio y plomo. (Los sulfatos de plata y calcio son solo moderadamente solubles.)

5. Sulfuros. Todos los sulfuros son insolubles, excepto los de amonio, sodio y potasio. Los sulfuros de calcio, bario, estroncio y magnesio son insolubles en agua, pero se transforman por hidrólisis en sulfuros ácidos que son solubles. Por esta razón no pueden prepararse por precipitación.

6. Carbonatos, fosfatos y silicatos. Todos los carbonatos, fosfatos y silicatos normales son insolubles, salvo los de amonio, sodio y potasio.

EJERCICIOS

1. Escribe ecuaciones que representen cuatro formas diferentes de preparar Cu(NO{3}){2}.

2. Escribe ecuaciones que representen seis formas diferentes de preparar ZnSO{4}.

3. Escribe ecuaciones para dos reacciones que ilustren cada una de las tres formas en que las reacciones en solución pueden llegar a ser completas.

4. Da uno o más métodos para preparar cada uno de los siguientes compuestos: CaCl{2}, PbCl{2}, BaSO{4}, CaCO{3}, (NH{4}){2}S, Ag{2}S, PbO, Cu(OH){2} (para solubilidades, consulta el último párrafo del capítulo). Indica en cada caso el principio general involucrado en el método de preparación elegido.