El ambiente acuoso para el tratamiento de obras polìcromas

Por Paolo Cremonesi

El ambiente acuoso, simple agua o soluciones acuosas tamponadas con eventual presencia también de Tensiactivos, Quelantes o Enzimas, representa un acercamiento importante a operaciones que con la terminología tradicional definiríamos ‘de limpieza’ de obras polícromas, pero a las que ya es momento de definir con una mayor precisión, dado que se puede tratar de operaciones profundamente diversas: limpieza de la suciedad depositada en la superficie, o bien eliminación de sustancias filmógenas que fueron aplicadas con funciones diversas (barnices, estratos de protección, residuos de adhesivos y consolidantes, retoques y repintes). El ambiente acuoso afronta el problema de la toxicidad de los materiales desde su raiz y pone a nuestra disposición un mayor número de ‘parámetros de control’ como el pH, las concentraciones y la conductividad, a través de los cuáles a menudo se puede conseguir que la intervención sea menos agresiva y más selectiva en relación a los disolventes orgánicos tradicionales.

• Idioma: Español
• Editorial: Il Prato
• Fecha de lanzamiento: 15 may 2014
• ISBN: 9788863362435

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Capítulo I

Agua, soluciones acuosas y gelificantes.

Conceptos teóricos

El Agua

Las propiedades que le determinan su particularísimo poder disolvente son dos:

la Polaridad

la Constante Dieléctrica

Podemos explicar la polaridad del agua como la consecuencia de la estructura química de la molécula, del tipo de enlace químico entre sus átomos constitutivos: brevemente, el hecho de que el enlace −O−H sea polarizado hace que en la molécula surjan polos de carga: polo de carga negativa δ− sobre el Oxígeno, O, y polo de carga positiva δ+ sobre cada uno de los Hidrógenos, H, (Figura I.2).

Figura I.2

El agua se define así como una molécula dipolar capaz de dar lugar a fuertes interacciones, definidas como Enlaces de Hidrógeno, consigo misma y con otras moléculas con las mismas características [1]. La molécula de agua no es lineal: los dos enlaces −O−H forman entre sí un ángulo de 105°. En realidad, tal y como se muestra en la figura, si consideramos también las otras dos parejas de electrones sobre el Oxígeno no empleadas en el enlace, tendremos una estructura tetraédrica: las moléculas, interactuando entre ellas, forman una estructura tridimensional.

Simplificando mucho la descripción, tan solo a los aspectos que nos interesan, podemos decir que cada átomo está constituido por una zona central, el núcleo, que contiene un cierto número de partículas con carga positiva, y que en torno a él giran una o más partículas pequeñísimas de carga negativa, los electrones.

La electroneutralidad del átomo se debe al hecho de que las partículas con carga positiva y aquellas con carga negativa están siempre en igual número y por lo tanto se equilibran. Los átomos se diferencian uno de otro en función del número de electrones (y por lo tanto también de las cargas positivas del núcleo) y de la intensidad de la fuerza electrostática con la que el núcleo, con carga positiva, atrae hacia sí a los electrones, cargas negativas. Esta fuerza es llamada electronegatividad.

Existen electrones más internos, más cercanos al núcleo, y otros más periféricos. Al combinarse para formar moléculas, los átomos se enlazan entre ellos intercambiando algunos de sus electrones más externos, formando precisamente el enlace químico. Cada átomo contribuye con un electrón, o dos en el caso del enlace doble C=C, C=O, C=N… El modo en el que estos electrones se distribuyen entre los dos átomos que se enlazan determina el tipo de enlace: según su electronegatividad los átomos implicados tenderán de hecho a tirar más o menos hacia sí de estos electrones. Podemos sustancialmente pensar en tres situaciones distintas (Figura I.3):

Figura I.3

Cuando los dos átomos que se enlazan tienen electronegatividad similar, los electrones de enlace se disponen de modo simétrico con respecto a los dos núcleos: no existen desequilibrios de carga que den lugar a polos de carga y por lo tanto la molécula se denomina apolar, es decir no polar. Este tipo de enlace se llama covalente. Por ejemplo el enlace Carbono−Carbono, −C−C−, y el enlace Carbono− Hidrógeno, −C−H, son dos enlaces covalentes típicos; las moléculas que contienen tan solo estos dos átomos son concretamente los Hidrocarburos, los compuestos orgánicos más apolares.

Sin embargo, cuando uno de los dos átomos que se enlazan, por ejemplo el Oxígeno, O, es más electronegativo que el otro átomo, por ejemplo el Hidrógeno, H, esta situación de equilibrio ya no se verifica. Estando los dos electrones de enlace (cargas negativas) más desplazados hacia el Oxígeno, sobre esta parte de la molécula se crea un exceso de carga negativa, por ejemplo un polo de carga negativa. Por el contrario, dado que el electrón que pertenecía al Hidrógeno está ahora un poco más lejos de su núcleo, en esta parte de la molécula la carga positiva del núcleo se equilibra un poco menos eficazmente respecto a la carga negativa de los electrones, y por lo tanto se crea aquí un exceso de carga positiva, un polo de carga positiva. El enlace de este tipo se denomina polarizado, o simplemente polar, y la molécula que lo contienen se denomina polar.

Finalmente podemos imaginar esta situación de polarización del enlace aún más acentuada: cuando uno de los dos átomos, por ejemplo el Cloro, Cl, es mucho más electronegativo que el otro, por ejemplo el Sodio, Na, se da una verdadera transferencia de electrones: en ese ejemplo concreto el Cloro arranca un electrón al Sodio. Con un electrón de más, el átomo Cl se transforma en ión negativo, o anión, Cl− y con un electrón de menos, el átomo Na se transforma en ión positivo, o catión, Na+. Ya no se verifica la condición de neutralidad de los átomos (número de cargas + igual a número de cargas –) y ambos se han convertido en iones. Una vez que se han formado, estos dos iones quedan fuertemente en contacto por la atracción de tipo electrostático que se genera entre cargas de signo opuesto. Este enlace se define como iónico, y en este caso sería más correcto hablar de retículo iónico que de molécula, dado que se trata de una estructura dimensionalmente más compleja, como veremos mejor más adelante.

La molécula de agua, H2O, es el ejemplo típico de molécula polar, por la elevada polaridad de dos enlaces –O–H.

La Constante Dieléctrica sin embargo es una magnitud que expresa la capacidad de un líquido para apantallar las cargas eléctricas que pueden ser precisamente los iones [2]; no en vano, en Física, el término dieléctrico es justamente sinónimo de aislante, de no conductor. Pues bien, el agua posee un valor muy elevado de Constante Dieléctrica, igual a 80.5; esto equivale a decir que es capaz de separar y mantener separadas especies cargadas de signo opuesto que, de otro modo, espontáneamente se mantendrían unidas la una a la otra por efecto de la atracción electrostática.

Polaridad y Constante Dieléctrica nos sirven para comprender este poder disolvente del agua, recordando lo que se ha dicho más arriba: todo depende de las características de las moléculas del material sólido con el que el agua se pone en contacto. Dicho de otro modo, el agua tiene en sí misma muchas potencialidades: las que consiga desarrollar, en un caso específico, dependen precisamente de las características químico-físicas del material a disolver. Podemos esquematizar los siguientes cuatro puntos.

Al enfrentarse con sustancias apolares, fundamentalmente Hidrocarburos y sustancias con carácter lipófilo como Óleos, Ceras y Grasas, cuyas moléculas están prevalentemente o exclusivamente compuestas sólo de Carbono, C, e Hidrógeno, H, el agua no tiene ningún poder disolvente precisamente porque su molécula dipolar no encuentra polos de carga con los que interactuar. De hecho estas sustancias se definen como hidrófobas o hidrorepelentes precisamente para indicar su absoluta falta de afinidad hacia el agua.

Al enfrentarse con sustancia polares, es decir moléculas orgánicas que al usual esqueleto de Carbono e Hidrógeno añaden también átomos de Oxígeno, y/o Nitrógeno, N, en el interior de uno o más grupos funcionales Alcohólicos (−OH), Éteres (−O−), Cetónicos (− CO−), Ésteres (−CO-O-), Amínicos (−N<), Amídicos (−CO-N<), el agua muestra un poder disolvente tanto más fuerte cuanto más polar es el material. En particular, tal y como se muestra en la figura I.4, las moléculas polares próticas (como los Alcoholes) son capaces de formar interacciones más fuertes con el agua (concretamente, dos Enlaces de Hidrógeno) con respecto a moléculas polares apróticas (como las Cetonas, un solo puente de Hidrógeno) aunque en ciertas ocasiones las Cetonas pueden hacerse próticas gracias a desplazamientos de electrones que generan un equilibrio llamado tautomería ceto-enólica).

Figura I.4

Esta acción es en cualquier caso una acción que definimos de tipo físico: tiene lugar a cargo de los enlaces secundarios, es decir de las fuerzas de atracción intermoleculares y no sobre enlaces químicos (aquellos intramoleculares, constitutivos, que unen entre sí los átomos para formar las moléculas), tal y como se esquematiza en el recorrido 1 de la Figura I.5. El agua, en otras palabras, se comporta como un simple disolvente neutro: no rompe enlaces químicos preexistentes y no forma otros nuevos, simplemente separa las moléculas del soluto y las asocia a sus propias moléculas.

Figura I.5

En este caso el poder disolvente se puede explicar en términos de polaridad: si la polaridad del agua no es demasiado distinta de aquella del material sólido en cuestión, el agua consigue disolverlo (o por lo menos hincharlo si se trata de un polímero que es difícilmente soluble a causa de sus dimensiones moleculares). El ejemplo típico de este tipo de soluto sería el azúcar: una molécula fuertemente polar pero neutra, no