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.

1. • 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.
2. 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

3. Propiedades químicas.