Hidrógeno e Hidruros

• Presentan: • González Lira Erika • Trujillo Castro Thania

Hidrógeno

Historia de su descubrimiento

En el siglo XVI Paracelso observo un "aire", que se desprendía al hacer reaccionar un ácido sobre un hierro, el cual era inflamable. Robert Boyle en 1671 público un trabajo llamado "New experiments touching The relation betwixt flame And air" dicho trabajo describía la reacción de hierro con algunos ácidos diluidos dando lugar a su siguiente trabajo, "Inflammable solutions of Mars" Fue Henry Cavendish en 1766 quién lo reconoció como elemento. Logro aislarlo recogiéndolo sobre Mercurio y lo describió como un "Inflammable air from metals".

Cavendish pensaba erróneamente que su compuesto de origen era el metal, no el ácido.

Fue Lavoisier en 1783 quién le dio el nombre de "hidro-geno" (del griego υδρώ (hydro), agua y γένος-ου (genes) generar) debido a una de sus reacciones más características, arde en presencia de oxígeno para formar agua.

Presencia en la naturaleza Es el elemento más abundante en el Universo, representa en peso el 92% de la materia conocida.

En nuestro planeta es el décimo elemento más abundante en la corteza terrestre.

Poco abundante en la atmósfera terrestre, ya que su reducida masa molecular hace difícil su retención gravitatoria.

En la estratosfera se detecta de forma atómica.

Posición en la Tabla Periódica La configuración electrónica del H es 1s 1

Sería posible ubicarlo en:

El grupo de los alcalinos (Grupo 1) por tener un sólo electrón s.

El grupo de los halógenos (Grupo 17) y que sólo le falta uno para completar su última capa.

El grupo del Carbono (Grupo 14) por tener su última capa semillena.

Argumentos sobre su ubicación en los alcalinosLa energía de ionizacion del H es muy alta comparada a la de los metales alcalinos al momento de perder un electrón se formaría la especie H+

Argumentos a sobre su ubicación en los halógenos

La entalpía de formación es positiva en el H- mientras que osar los demás halogenuros es negativa.

La entalpía de hidratación del protón es elevada a pesar de ello el proceso es endotérmico, mucho más endotérmico que para los alcalinos.

Enlaces por puentes de Hidrógeno Estos enlaces se forman entre átomos de Hidrógeno y otros átomos más electronegativos.

Son enlaces débiles sin embargo al momento de formar muchos enlaces de este tipo en y entre macromoléculas la estabilidad de la molécula aumenta. Los enlaces por puentes de hidrógeno son con:

-Oxigeno

-Nitrógeno

-Flúor

Enlace por puente de hidrógeno en el AguaEn una molécula aislada de agua se encuentran dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

Su elevado punto de ebullición se debe al gran número de enlaces de hidrógeno en relación a su baja masa molecular. El Oxígeno tiene dos pares libres de electrones, cada uno de los cuales puede formar un enlace de hidrógeno con átomos de hidrógeno de otras dos moléculas de agua.

Las líneas punteadas representan enlaces de Hidrógeno.

Puente de hidrógeno F-H....F:Tiene 3 pares libres en el átomo de Flúor y sólo un átomo de Hidrógeno.

H-F...H-F...H-F

Puente de hidrógeno N-H.....NEn grupos aminos se da este tipo.

Hidruros

Clasificación e ideas generales en cuanto su estabilidad

• Podemos clasificar a los hidruros, en función de sus propiedades físicas en:

• *Hidruros salinos

• LiH CaH2 NaH KH

• *Hidruros moleculares

• NH3 PH3 CH4 H2S

• Hidruros poliméricos:

• A esta familia pertenecen algunos hidruros formados por elementos del bloque p, en estos casos el H “funciona” como átomo puente haciendo posible un sistema polimérico

• Hidruros complejos

• Hidruros metálicos:

Por otra parte, clasificando a los hidruros en función de sus propiedades químicas podríamos hacerlo en base A su carácter acido-base y a su carácter redox

HCl(g) + H2O(l) H3O+

(ac) + Cl-(ac(

NaH(s) + H2o(l) Na+(ac) + OH-

(ac)

• Estabilidad:

• Los hidruros del bloque “s” son termodinámicamente estables a temperatura ambiente, lo cual se ve reflejado en sus métodos de obtención, para lo cual se esperaría una reacción directa entre sus elementos.

• Sin embargo para los hidruros del bloque “p” los hidruros mas estables son los del periodo 2, y conforme se desciende en los grupos respectivos se vuelven mas inestables.

• Métodos de obtención generales:

• 1.Por combinación directa de los elementos

• 2E + H2(g) 2EH

• 2Li(lI + H2(g) 2 LiH(s)

• N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

• Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g)

• 2.- Por protonación de una base de Bronsted

• E- + H2O(l) EH + OH-

• Na2S(s) + 2H2O(l) H2S(g) + 2NaOH(ac)

• NaCl(s) + 2H2SO4 NaHSO4(ac) + 2HCl((ac)

• 3.- Por metátesis (doble desplazamiento) de un haluro o pseudohaluro con otro hidruro

• 4.- Los hidruros complejos se forman por reaccion de un hidruro acido de Lewis, BH3 con un hidruro basico, NaH.

• 2NaH + (BH3)2 2 Na+(BH4)-

• Hidruros iónicos o salinos • La formación de este tipo de hidruros solo es posible si el elemento es ligeramente menos electronegativo

que el hidrogeno para que de esta forma exista la especie H-

E+H- + EX E+ X- + EH

• Los hidruros iónico se obtienen por el método de reacción directa a partir de sus elementos a temperaturas elevadas y bajo presión de H2(g)

• Naturaleza del enlace

• Todos los hidruros de los elementos del bloque “s” se pueden considerar iónicos, con excepción del hidruro de berilio y como ya se menciono antes tienen altos puntos de fusión, son mas densos que los metales correspondientes.

• La naturaleza iónica de estos hidruros se ve reflejada en su

• *estructura cristalina

• *en estado fundido conducen la electricidad

• *su electrólisis genera H2(g)

• al realizar la difracción de rayos X se observa la existencia de iones M+ y H- en la red cristalina.

• Estructura:

• Como era de esperarse los hidruros del grupo 1, presentan redes tridimensionales del tipo NaCl.

• Propiedades físicas:

• La densidad de los hidruros iónicos, es mayor que la de los metales a partir de los cuales se forman, esto

se debe a que los aniones H- ocupan generalmente los huecos de la red metálica, sin distorsionarla.

• Temperatura de fusión:

• Esta directamente relacionada con la energía de red U0, y aunque debería de ser α no es asi ya que todos los hidruros iónicos, a excepción del LiH se descomponen antes de fundir.

• NO CONDUCEN LA CORRIENTE ELECTRICA.

• Comportamiento químico:

• Termodinámicamente son poco estables, y debido a ello poseen un carácter muy reactivo, en consecuencia los hidruros iónicos a altas temperaturas se descomponen en sus elementos constituyentes.

•

• NaH(s) Na(s) + ½ H2(g)

• Arden cuando se calientan con oxígeno, dando el oxido correspondiente y agua.

• 2 MH(s) + ½ O2 M2O(s) + H2O(g)

• Esta reactividad viene determinada por una doble faceta del hidruro: por un lado su afinidad hacia las

especies protonicas y por otro su poder reductor.

• Son insolubles en disolventes apolares

• Se supone que basándonos en sus bajos valores de U0 los hidruros iónicos deberían ser solubles en agua pero esto nunca se podrá comprobar, ya que los hidruros reaccionan rápidamente con el agua para formar hidrogeno y el correspondiente hidróxido.

• Por su carácter acido/base:

El H- es una base de de Bronsted muy fuerte, es por ello que los hidruros iónicos no son disolventes estables con compuestos próticos como (H2O, ROH, NH3) con los cuales reacciona formando H2

CaH2(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(s) + 2H2(g)

Un claro ejemplo es la reacción anterior, la cual además es muy útil al ser utilizada para inflar balsas salvavidas, globos meteorológicos, etc. Que cuando entra en contacto con el agua se infla rápidamente con el H2(g) formado.

Carácter reductor:

El par H2/H- tiene muy bajo potencial de reducción en consecuencia los hidruros salinos son especies reductoras muy enérgicas

½ H2(g) + 1e- H-

(aq) Eº = -2.25 V

Esto se manifiesta con su alto poder reductor ya que es capaz de reducir el O2 a H2O

Evidentemente los hidruros salinos deben guardarse en ambientes libres de humedad y de oxigeno

• Hidruros covalentes

• El hidrogeno forma compuestos con todos los elementos no metálicos a excepción de los gases nobles así como con metales débilmente electropositivos , en cambio si se combina con metales altamente polarizantes como Be, Mg y Al da lugar a hidruros poliméricos.

• Moleculares: • son moléculas discretas formadas por los grupos 14, 15 16 y 17 los cuales en su

mayoría son gases a temperatura ambiente esto debido a que están unidas por débiles fuerzas de Van der Waals lo que a su vez ocasiona que sean volátiles y con bajos puntos de fusión y ebullición.

compuesto p.f. (ºC) p.eb (ºC) B2H6 -165 -90 CH4 -183 -162 SiH4 -185 -111 PH3 -134 -88 HCl -115 -84 H2O 0 100 HF -83 20

• Estructura y enlace

• los enlaces E-X poseen un cierto carácter polar y dependiendo de la geometría molecular esto puede originar un momento dipolar lo cual afecta directamente a la constante dieléctrica, lo que a su vez condiciona su comportamiento como disolvente

• *conforme nos desplazamos en un periodo, la energía del enlace E-H a medida que aumenta la electronegatividad de “X”.

• *Existen como moléculas aisladas en todos los estados, aunque en las fases condensadas exhiben interacciones tipo Van der Waals o enlaces por puentes de hidrogeno

• *para los grupos 15, 16 y 17 cada átomo de X se enlaza al H mediante un enlace covalente, el H al no poseer orbitales p de baja energía, no provoca jamás la ampliación del octeto del heteroátomo así existen el PCl3, y el PCl5 pero solo el PH3.

• Estabilidad térmica

• En cada periodo, la estabilidad de los hidruros aumenta desde el grupo 14 hasta el 17 ya que la mayor energía del enlace X-H compensa en parte el menor numero de estos.

• La estabilidad térmica disminuye al descender en un grupo lo cual se explica basándonos en el hecho de que disminuye la diferencia de electronegatividades y con ella la contribución del enlace iónico la cual estabiliza el enlace.

• Por su comportamiento acido- base de Lewis

• Esto dependerá del estado lleno o vacío de los orbitales atómicos p que no intervienen en la formación de enlaces H-A :

Grupo 13:

1 orbital “p” vacío, por tanto el hidruro se comporta como un ácido de Lewis.

Grupo 14:

No hay orbitales ns ni np vacíos por tanto no manifiestan un carácter acido ni básico marcado.

Grupo 15 a 17:

El átomo A tiene 1 o mas orbitales p llenos con pares de electrones solitarios lo que les confiere carácter de bases de Lewis. La fortaleza como bases depende del carácter dirigido de dichos orbitales

*La estabilidad de los hidruros de los elementos de un mismo periodo decrece y el carácter reductor de A aumenta a medida que disminuye la carga nuclear de A de los grupos 17 a 13.

*el comportamiento frente al agua de los hidruros de los elementos del bloque p varia radicalmente, por ejemplo mientras que el CH4 es estable, el SiH4 se hidroliza rápidamente.

Su comportamiento acido/base en disolución acuosa esta dada por:

*La electronegatividad del átomo E, que influye en la polarizabilidad del enlace E-H

*la fuerza del enlace E-H

Concretamente la acidez en disolución varia

*dentro de los elementos de un mismo periodo, el carácter acido de Bronsted aumenta a medida que lo hace la electronegatividad de A. • Al descender en un grupo el carácter acido de Bronsted se acentua.

Hidruros poliméricos: • Hidruros Poliméricos (macromoleculares) • • BeH2 y algunos hidruros formados por elementos del bloque p • • El H: átomo puente posibilitando un sistema polimérico • • Suelen ser sustancias no volátiles, eléctricamente aislantes y cristalinos

• • Estructura: • – Los hidruros macromoleculares tienen estructuras extendidas • • BeH2 y algunos hidruros formados por elementos del bloque p • • El H: átomo puente posibilitando un sistema polimérico • • Suelen ser sustancias no volátiles, eléctricamente aislantes y cristalinos

• BeH2

Es el hidruro del bloque “s” mas difícil, de preparar. Se obtuvo por primera vez en 1951 por reacción directa entre el BeCl2 y el LiH.

el BeH2 tiene estructura polimérica. Cada Be se rodea de 4H y se conecta con el siguiente berilio atreves de dos átomos de H puente.

• El di hidruro de berilio forma moléculas discretas en fase gas, pero condensa formando cadenas en las que las unidades monómeras se enlazan mediante puentes de hidrogeno

• Hidruros complejos

estos hidruros se obtienen a partir de un hidruro iónico:

4LiH + AlCl3 Li(AlH4)) + LiCl3

Como resultado el hidruro resultante es mas estable, esto se explica ya que la formación de esta especie compensa su deficiencia electrónica.

La estabilidad de las sales formadas depende de la capacidad polarizante del contracatión, por ejemplo el aluminio al ser muy polarizante da como resultado una sal poco estable.

*Reaccionan violentamente con el agua desprendiendo gran cantidad de calor.

Hidruros metálicos:

La mayoría de los elementos de los bloques d y f reaccionan con H2 para formar hidruros metálicos

*a los cuales se les denomina compuestos no estequiometricos, esto debido a que el hidrogeno es muy pequeñito y “entra” entre la red metálica ocupando los huecos tetraédricos y octaédricos.

Se preparan calentando el metal a altas temperaturas y con altas presiones

Referencias - h t t p : / / b i b l i o t e c a . u n i v e s . c o m . m x / a r c h i v e / f i l e s /98d50a84030e2f75697068fd7e534c9f.pdf

-http://bioquibi.webs.ull.es/bioquimica%20estructural/Archivoszip/enlacesnocovalentes/hidrogeno.pdf