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Hidrógeno



    1. Generalidades
    2. Estado natural y
      abundancia
    3. Compuestos de
      Hidrógeno
    4. Puentes de
      Hidrógeno
    5. Métodos de
      Obtención
    6. Teoría Orbital Molecular
      (TOM)

    GENERALIDADES.

    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.
    1. 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.

      ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA.

      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).

      COMPUESTOS DE
      HIDRÓGENO
      .

      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.
      HˉClˉes
      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.

      PUENTES DE HIDRÓGENO.

      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.

       

      MÉTODOS DE
      OBTENCIÓN
      .

      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.)

      TEORÍA DEL ORBITAL
      MOLECULAR.

      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.

      BIBLIOGRAFÍA.

      • 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

    2. Propiedades químicas.

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