- Generalidades
- Estado natural y abundancia
- Compuestos de Hidrógeno
- Puentes de Hidrógeno
- Métodos de Obtención
- Teoría Orbital Molecular (TOM)
En un principio no se le distinguía de otros gases hasta que el químico británico Henry Cavendish demostró en 1766 que se formaba en la reacción del ácido sulfúrico con los metales y, más tarde, descubrió que el hidrógeno era un elemento independiente que se combinaba con el oxígeno para formar agua. El químico británico Joseph Priestley lo llamó ‘aire inflamable’ en 1781, y el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier le dio finalmente el nombre de hidrógeno.
Con un número atómico igual a 1, el hidrógeno es el más simple de todos los átomos y el elemento que forma más compuestos, y como la mayoría de los gases es diatómico, pero se disocia en átomos libres a altas temperaturas.
Se conocen tres isótopos del hidrógeno 1H, 2H (deuterio, D) y 3H (tritio, T). Aunque los efectos isotópicos son los mayores en el caso del hidrógeno, lo cual justifica el uso de nombres diferentes para los dos isótopos más pesados, las propiedades químicas del H, D, T son esencialmente idénticas excepto en materias tales como velocidades y constantes de equilibrio de las reacciones.
- La molécula de hidrógeno, en condiciones usuales, es un gas incoloro, inodoro e insípido.
- Es la molécula más pequeña que se conoce.
- Su densidad es = 76 Kg./m3, y su densidad como gas es = 273 Kg./L.
- Tiene gran rapidez de transición de las moléculas a la fase gaseosa de ahí la ausencia casi total del hidrógeno en la atmósfera terrestre.
- Gran facilidad de difusión y efusión.
- Buena conductividad calorífica.
- Estado de gas casi perfecto, lo que origina bajas temperaturas de licuefacción y fusión.
- Punto de fusión es de 14025 K.
- Punto de ebullición es de 20268 K.
- Propiedades físicas:
- Su peso atómico es de 1.00974 uma.
- Su estado de oxidación son +1, -1.
- Para completar su nivel de valencia captura un electrón a fin de producir el anión Hˉ.
- Las combinaciones con metales alcalinos y alcalinotérreos excepto Be y Mg., son esencialmente enlaces iónicos.
- Con los no metales son enlaces del tipo covalente.
- Con los elementos de transición son con enlaces metálicos.
- El H+, salvo en el estado gaseoso, en la química siempre se encuentra asociado por ejemplo: H3O (catión oxonio).
- Tiene una estructura cristalina hexagonal.
- Económicamente soluble en agua y la solubilidad no es afectada por la temperatura.
- El hidrógeno reacciona con la mayoría de los elementos.
El hidrógeno en estado libre sólo se encuentra en muy pequeñas cantidades en la atmósfera, aunque se estima que el 90% del universo visible esta compuesto de hidrógeno. En combinación con otros elementos se encuentra ampliamente distribuido en la Tierra, en donde el compuesto más abundante e importante del hidrógeno es el agua, H2O. El hidrógeno se halla en todos los componentes de la materia viva y de muchos minerales. También es parte esencial de todos los hidrocarburos y de una gran variedad de otras sustancias orgánicas. Todos los ácidos contienen hidrógeno; una de las características que define a los ácidos es su disociación en una disolución, produciendo iones hidrógeno (véase Ácidos y bases).
El hidrógeno es con mucho el elemento más abundante en el universo, pero es muy escaso en la Tierra. En términos de masa, este constituye sólo alrededor del 0.9% de la corteza terrestre, lo que lo coloca muy por abajo en la lista de los elementos abundantes. En términos de número de átomos sin embargo, el hidrógeno es muy abundante.
En una muestra de corteza terrestre tomada al azar, hay:
5330 átomos de oxígeno por cada 10,000 átomos
1590 átomos de silicio por cada 10, 000 átomos
1510 átomos de hidrógeno por cada 10,000 átomos
La mayor parte del hidrógeno de la Tierra se encuentra combinado con oxígeno, en forma de agua. Casi todos los compuestos derivados de los organismos vivos contienen H. Las grasas, almidones, azúcares y proteínas contienen hidrógeno. El petróleo y el gas natural también contienen mezclas de hidrocarburos (compuestos de hidrógeno y carbono).
Hidruros.
Los compuestos binarios de hidrógeno reciben el nombre genérico de hidruros. El hidrógeno, que forma compuestos binarios con la mayor parte de los elementos, tiene una electronegatividad un poco mayor que la mediana de la electronegatividad de todos los elementos de la tabla periódica.
Por ello, el hidrógeno se comporta como un no metal débilmente electronegativo y forma compuestos iónicos con metales muy electropositivos, y compuestos covalentes con todos los no metales. Además, el hidrógeno forma hidruros metálicos con algunos de los metales de transición.
Hidruros Iónicos.
Son sólidos blancos y se forman únicamente con los metales más electropositivos. Estos cristales iónicos contienen el catión del metal y el ión Hidruro (H+). Tienen puntos de fusión muy elevados.
Estos son compuestos esencialmente covalentes y moleculares: HCl, NH3, CH4, H2O
El enlace entre el hidrógeno y los no metales posee un carácter iónico parcial, que va en función de la electronegatividad del no metal.
Esta electronegatividad y, de ahí, el carácter iónico disminuye dentro de un grupo partiendo de arriba hacia abajo. HˉClˉes más iónico, por ejemplo, que HI. En forma correlativa, se comprueba que la estabilidad de los compuestos formados decrece (HCl es más estable que HI, y como consecuencia son menos ácidos).
Los enlaces intermoleculares son débiles y disminuyen cuando la masa molecular disminuye. Si, por ejemplo, se representan las temperaturas de ebullición normales de algunos derivados hidrogenados de los no metales en función de su período, se comprueba que esta regla cualitativa se verifica bien salvo en HF, H2O y NH3 para los cuales los valores extrapolados se encuentran muy por debajo de los valores experimentales.
Se puede demostrar la existencia de este anión con la electrolisis del hidruro de litio (LiH) en cloruro de litio (LiCl) fundido. Durante este proceso se desprende hidrógeno en el ánodo:
Todos estos hidruros son muy reactivos; por ejemplo, producen dihidrógeno en presencia de humedad:
Los hidruros pueden utilizarse como agentes reductores al calentarse, el hidruro de sodio reacciona con tetracloruro de silicio para producir silano SiH4, un gas incoloro y flamable:
Hidruros no metálicos.
El hidrógeno forma compuestos que contienen enlaces covalentes con todos los no metales (excepto los gases nobles) y con los metales muy poco electropositivos como el galio y el estaño.
Casi todos los hidruros covalentes simples son gases a temperatura ambiente, hay tres categorías de hidruros covalentes:
- Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es casi neutro.
- Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es considerablemente positivo.
- Aquellos en los que el átomo de hidrógeno es un poco negativo.
En la mayor parte de los hidruros covalentes el hidrógeno es casi neutro. A causa de su baja polaridad, la única fuerza intermolecular entre estas moléculas es la dispersión, por ello estos hidruros covalentes son gases con puntos de ebullición muy bajos.
Hidruros metálicos.
Se forman hidruros metálicos cuando el hidrógeno reacciona con metales de transición. La naturaleza de estos compuestos es compleja. Son los electrones libres los que les confieren el lustre metálico y la elevada conductividad eléctrica a estos compuestos. La densidad del hidruro metálico suele ser menor que la del metal puro a causa de cambios estructurales en la red cristalina metálica y los compuestos casi siempre son quebradizos. También la conductividad eléctrica de los hidruros metálicos suele ser más baja que la del metal progenitor.
Casi todos los hidruros metálicos se pueden preparar calentando el metal con hidrógeno a presión elevada y altas temperaturas, el hidrógeno se libera otra vez como gas.
Muchas aleaciones ((Ni5La) pueden absorber y liberar cantidades copiosas de H. Sus densidades de protones exceden incluso al H(l), propiedad que los hace muy interesantes por la posibilidad de usarlos para almacenar hidrógeno.
Formula
N de Stock
N. sistemática
NaH
Hidruro de sodio
Mono hidruro de sodio
BeH
Hidruro de berilio
Mono hidruro de berilio
FeH2
Hidruro ferroso
Dihidruro de hierro
FeH3
Hidruro férrico
Trihidruro de hierro
Ácidos Binarios (hidrácidos).
Los hidrácidos están compuestos por hidrógeno y otro elemento no metálico. Sin embargo no todos los compuestos binarios de hidrógeno son ácidos. Cuando vemos las fórmulas como CH4 o NH3 comprendemos que normalmente no se considera que estos compuestos sean ácidos.
Los ácidos son sustancias que contienen hidrógeno, los cuales liberan iones hidrógeno cuando se disuelven en agua.
Los ácidos binarios más comunes son los ácidos halo hídricos (hidrácidos), cuyos valores de pKa se muestran en la tabla 2.
ÁCIDO
pKa
Energía de enlace
HFac
+3
565
HClac
-7
428
HBrac
-9
362
HIac
-10
295
Con su pKa (constante de acidez) positiva, el HF es obviamente un ácido mucho más débil que los otros tres. Todos los demás son ácidos muy fuertes, y se ionizan casi totalmente.
El HI es el más fuerte; por tanto, tiene el pKa más negativo.
Oxácidos.
Los oxácidos son compuestos ternarios formados por hidrógeno, oxígeno y no metal. Estos se obtienen por combinación de un anhídrido (óxido ácido) con el agua. Estos compuestos además, al disolverse en agua aumentan la concentración de iones hidronio (H3O) en la solución.
El puente de hidrógeno es la fuerza intramolecular que actúa entre las moléculas de agua, es decir, este funciona como un enlace débil entre dos moléculas polares.
Un enlace de hidrógeno se forma entre moléculas polares con hidrógeno unido covalentemente a un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno ( F-H, O-H, N-H ).
Un puente de hidrógeno es en realidad una atracción dipolo-dipolo entre moléculas que contienen esos tres tipos de uniones polares.
Los enlaces de hidrógeno tienen solamente una tercera parte de la fuerza de los enlaces covalentes, pero tienen importantes efectos sobre las propiedades de las sustancias en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en estructuras de cristal. Los compuestos con mayor capacidad para formar puentes de hidrógeno son los más electronegativos como N, O y F.
Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido.
Por ello, un sólido casi siempre se hunde al fondo cuando comienza a cristalizarse a partir de la fase líquida. Si esto ocurriera con el agua, los lagos, ríos y mares de las regiones en las que las temperaturas bajan de cero, se congelarían desde el fondo hacia arriba. Es poco probable que los peces y otros organismos acuáticos pudieran sobrevivir en un entorno así.
El hidrógeno es un elemento fundamental en los organismos vivos. De hecho, la existencia de la vida depende de dos propiedades especificas del hidrógeno: la cercanía de las electronegatividades del carbono y el hidrógeno y su capacidad para formar puentes cuando esta unido de forma covalente con N y O. La baja polaridad del enlace C-H contribuye a la estabilidad de los compuestos orgánicos en nuestro mundo tan reactivo químicamente. Por ejemplo: los lípidos, las proteínas, en el DNA y RNA.
OBTENCIÓN INDUSTRIAL:
En la actualidad, se emplean tres métodos:
- La conversión de metano (gas natural) que, hoy en día, suministra el tonelaje más importante, o sea, alrededor del 70%;
- La extracción de gases de coque;
- La electrolisis del agua.
- La conversión del metano se puede efectuar con vapor de agua sobre un catalizador según las reacciones endotérmicas siguientes:
- Los gases de coque son un subproducto de la fabricación del coque metalúrgico. Su composición es de alrededor del 50% de H2, 25% de CH4; 10% de CO; 7% de N2, con un poco de etano, etileno, CO2 y H2S, etc..
Después de la eliminación de las impurezas empleando métodos químicos con la ayuda absorbentes apropiados, o físicamente por licuefacción parcial, se utiliza la mezcla de H2―N2 después del ajuste de las proporciones para la síntesis del amoníaco. Asimismo es posible quemar ese gas a fin de recuperar energía.
- Electrolisis de agua, en soluciones acuosas, permite, obtener hidrógeno puro pero costoso. Ésta se práctica en Noruega con soluciones de aproximadamente 30% de hidróxido de sodio o de potasio (2.2 V, alrededor de 100° C, 4.7 kWh por m3 de H2 en el cátodo). La electrolisis de soluciones de cloruro de sodio también produce en el cátodo H2, subproducto de Cl2.
El hidrógeno se puede almacenar en estado liquido o en estado gaseoso comprimido entre 150 o 200 bar, en tubos de acero. En algunos caso, es posible transportarlo a través de gaseoductos.
OBTENCIÓN EN LABORATORIO:
En un frasco de 2 bocas se pone una granalla de Zinc y se vierte por el tubo de seguridad ácido sulfúrico diluido.
La reacción se expresa por la ecuación siguiente:
A medida que la reacción se produce, puede observarse que la cantidad de Zinc disminuye, y cuando la reacción ha terminado, si se evapora el líquido restante, se obtienen cristales blancos de un nuevo cuerpo, el sulfato de zinc (Zn2SO4).
Puede sustituirse el ácido sulfúrico por una solución de HCl, y entonces la reacción es:
El residuo es entonces ZnCl2 . En lugar de zinc se puede emplear hierro o aluminio.
El gas desprendido se recoge en una probeta llena de agua, que se coloca invertida en la boca del tubo de desprendimiento, dentro de una cuba de agua.
Antes de recoger el hidrógeno en la cuba de agua, o de intentar un experimento cualquiera, conviene dejar el aparato algunos instantes, para que el aire contenido en el frasco haya sido enteramente desplazado por el hidrógeno que se desprende.
Existen aparatos que permiten regular el desprendimiento del gas (aparato de Kipp) (Fig.)
La Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) postula la combinación de orbitales atómicos de diferentes átomos para formar orbitales moleculares, de manera que los electrones de estos átomos pertenecen a la molécula considerada como un todo. La TOM describe mejor la distribución de la nube electrónica y las propiedades magnéticas.
Los orbitales moleculares, al igual que los híbridos, se pueden considerar como una mezcla de los orbitales atómicos se combinan para producir dos orbitales atómicos producen dos orbitales moleculares. Uno de estos orbitales moleculares es un orbital enlazante con un nivel de energía menor al de cada uno de los orbitales atómicos; el otro es un orbital antienlazante con un nivel de energía superior al de cada uno de los orbitales atómicos.
Al solaparse los orbitales se puede sumar o restar la densidad electrónica de las áreas de solape. Cuando se suma el solape se aumenta la densidad electrónica entre los núcleos, dando lugar a una condición de enlace más estable y a un orbital molecular. Este orbital molecular se le llama orbital molecular enlazante.
Por el contrario, cuando se resta el solape se disminuye la densidad electrónica entre los núcleos. Esto conduce a una condición menos estable en donde los núcleos se repelen y el orbital resultante tiene mayor energía que cualquiera de los orbitales atómicos que lo componen. Este orbital se le conoce como orbital molecular antienlazante
Si los orbitales que se mezclan son s, entonces los orbitales moleculares que se forman se representan como
. La siguiente figura muestra unas gráficas simplificadas de la densidad electrónica de los orbitales atómicos y de los orbitales moleculares resultantes.
En el caso del orbital s , la densidad electrónica entre dos núcleos aumenta respecto a la que existe entre dos átomos independientes. A la inversa, en el caso del orbital s *, la densidad electrónica entre los núcleos disminuye, y los núcleos parcialmente expuestos causan una repulsión electrostática entre los dos átomos.
Cuando los átomos están separados por una distancia infinita, no hay atracción ni repulsión; por tanto, en esas condiciones se puede considerar que tienen un estado energético cero. Al acercarlos con electrones en orbitales enlazantes se produce una disminución de energía como consecuencia de la atracción electrostática.
Este punto representa la longitud de enlace normal de la molécula. A esa separación, la fuerza de atracción entre el electrón de un átomo y el núcleo del otro átomo está equilibrada exactamente por la repulsión entre los dos núcleos. Cuando los átomos se acercan aún más, la fuerza de repulsión entre los núcleos aumenta y la energía del orbital enlazante comienza a crecer. Para los electrones del orbital antienlazante no hay un mínimo de energía, la repulsión electrostática aumenta continuamente a medida que los núcleos parcialmente expuestos se acercan más y más.
Otra forma de visualizar a los dos tipos de orbitales moleculares es consiste en considerarlos como combinaciones de onda. Cuando las funciones de onda electrónicas de los átomos participantes se traslapan en una interferencia constructiva, se forma un orbital enlazante. Por otra parte, la interferencia destructiva corresponde a un orbital antienlazante.
Se hacen las siguientes aseveraciones generales de los orbitales moleculares:
- Para que los orbitales se traslapen, los signos de los lóbulos que se superponen deben ser iguales.
- Siempre que dos orbitales atómicos se mezclan, se forman se forman dos orbitales (uno es enlazante y el otro antienlazante). El primero siempre es de más baja energía que el antienlazante.
- Para que se mezclen los orbitales atómicos deben de ser de energía similar.
- Máximo pueden contener dos electrones (espín ½ y – ½).
- La configuración electrónica de una molécula se puede construir con la configuración Aufbau para llenar en secuencia los orbitales moleculares de más baja energía.
- Cuando los electrones se colocan en orbitales moleculares diferentes de igual energía, la disposición en paralelo (regla de Hund) es la de menor energía.
- El orden de enlace de una molécula se define como el no. de pares de
enlazantes menos el no. de pares antienlazantes.
La molécula de Hidrógeno.
Siempre que dos orbitales atómicos se traslapan, se forman dos orbítales moleculares. Así, el traslape de los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno para formar H2 produce 2 orbitales moleculares.
El orbital molecular de más baja energía del H2 concentra la densidad electrónica de los dos núcleos de hidrógeno y es el orbital molecular de enlace. Este orbital molecular en forma de salchicha es el resultado de sumar los dos orbitales atómicos de modo que las funciones de onda de dichos orbitales se intensifiquen mutuamente en la región del enlace, por lo tanto es más estable. Al concentrar la densidad electrónica entre los núcleos, el orbital molecular de enlace mantiene los átomos unidos en un enlace covalente.
Mientras que en el orbital molecular antienlazante, en lugar de intensificarse mutuamente en la región entre los núcleos, los orbitales atómicos se cancelan en esta región, y la mayor densidad electrónica está en lados opuestos de los núcleos. Así, este orbital molecular excluye electrones de la región precisa en la que se debe formar un enlace. Un electrón que está en este orbital molecular es repelido de la región del enlace y por tanto es menos estable (tiene mayor energía) que cuando está en el orbital 1s de un átomo de hidrógeno.
Orden y Estabilidad de Enlace:
El orden de enlace es un criterio para juzgar la estabilidad de una molécula; se define como la mitad del número de electrones de los orbitales enlazantes menos la mitad del número de los orbitales antienlazantes.
Por lo general, el orden de enlace corresponde al número de enlaces determinado por la Teoría de Enlace de Valencia. Mientras mayor sea el orden de enlace de una molécula o ión diatómico más estable será. Del mismo modo podemos concluir que a mayor orden de enlace, menor longitud de enlace y mayor energía de enlace.
La energía de enlace se define como la cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces. Por lo tanto, implica cuán fuerte es un enlace; y a la vez nos proporciona información sobre la longitud del enlace; mientras más fuerte es un enlace; menor será su longitud.
- Gesner – Hawley. "Diccionario de química y de productos químicos" Barcelona, Omega, 1993.
- Rayner –Canham, Geoff. "Química inorgánica descriptiva". Editorial Pearson Education. México, 2000.
- "Quillete activa, educación familiar autodidáctica". Editorial Hachette Latinoamérica. México, 1999.
- Brown, Theodore L. "Química, La ciencia central". Editorial Pearson. México 1998.
MUÑOZ VELÁZQUEZ ANA LAURA
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN
CAMPO 1
QUÍMICA GENERAL II
- Propiedades químicas.