960 CAPÍTULO 22 Elementos no metálicos y sus compuestos 22.2 Hidrógeno El hidrógeno es el más sencillo de los elementos conocidos; su forma atómica más común sólo contiene un protón y un electrón. Sin embargo, el hidrógeno sólo existe en estado atómico a temperaturas muy elevadas. Por lo general, el hidrógeno elemental es una molécula diatómica, producto de una reacción exotérmica entre átomos de H: H ( g) 1 H(g) ¡ H2 (g) Por lo regular el hidrógeno tiene un estado de oxidación de 11 en sus compuestos, pero en hidruros iónicos tiene un estado de oxidación de 21. ¢H° 5 2436.4 kJ/mol El hidrógeno molecular es un gas incoloro, inodoro y no es tóxico. Tiene un punto de ebullición de 2252.9°C (20.3 K) a 1 atm. El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo; constituye aproximadamente 70% de la masa total del mismo. Es el décimo elemento en abundancia en la corteza terrestre, donde se encuentra combinado con otros elementos. A diferencia de Júpiter y Saturno, la Tierra no tiene una fuerza gravitacional tan grande como para retener las ligeras moléculas de H2, por lo que el hidrógeno no forma parte de la atmósfera terrestre. La configuración electrónica del estado fundamental del H es 1s1. Se parece a los metales alcalinos en que puede oxidarse hasta el ion H1, que existe en forma hidratada en las disoluciones acuosas. Por otra parte, el hidrógeno se parece a los halógenos, ya que forma el ion hidruro (H2), con una carga negativa, que es isoelectrónico del helio (1s2). El hidrógeno se encuentra formando un gran número de compuestos covalentes. Es el único que tiene la capacidad de formar enlaces por puente de hidrógeno (vea la sección 11.2). El hidrógeno gaseoso tiene una importante función en los procesos industriales. Aproximadamente 95% del hidrógeno que se produce tiene algún uso cautivo, es decir, se produce en la planta o cerca de ella, donde se utiliza para procesos industriales, como es el caso de la síntesis de amoniaco. En escala industrial se prepara mediante la reacción entre propano (del gas natural y también como subproducto de la refinación del petróleo) y vapor de agua en presencia de un catalizador, a 900°C: C3H8 (g) 1 3H2O(g) ¡ 3CO(g) 1 7H2 (g) En otro proceso, el vapor de agua se pasa sobre un lecho de coque calentado al rojo: C(s) 1 H2O(g) ¡ CO(g) 1 H2 (g) La mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno gaseosos producida en esta reacción se conoce por lo regular como gas de agua. Durante muchos años se utilizó el gas de agua como combustible, ya que tanto el CO como el H2 se queman en el aire, pero debido a que el CO es venenoso, el gas de agua se sustituyó por gases naturales, como metano y propano. Es posible preparar con facilidad pequeñas cantidades de hidrógeno en el laboratorio a partir de la reacción de zinc con ácido clorhídrico diluido (figura 22.2): Zn(s) 1 2HCl(ac ) ¡ ZnCl2 (ac ) 1 H2 (g) El hidrógeno gaseoso también se puede producir a partir de la reacción entre un metal alcalino o un metal alcalinotérreo (Ca o Ba) y agua (vea la sección 4.4), pero estas reacciones son demasiado violentas para utilizarse en la preparación de hidrógeno gaseoso en el laboratorio. El hidrógeno gaseoso muy puro se puede obtener por electrólisis del agua, pero este método consume demasiada energía para practicarlo en gran escala. Hidruros binarios Los hidruros binarios son compuestos que contienen hidrógeno y otro elemento, ya sea metálico o no metálico. De acuerdo con su estructura y propiedades, estos hidruros se dividen en tres tipos: 1) iónicos, 2) covalentes y 3) intersticiales. 22.2 Hidrógeno 961 Figura 22.2 Aparato para la preparación de hidrógeno gaseoso en el laboratorio. El gas se recoge por encima del agua, como es también el caso del oxígeno gaseoso (vea la figura 5.12). HCl H2 gaseoso Agua Zn Hidruros iónicos Los hidruros iónicos se forman cuando el hidrógeno molecular se combina directamente con cualquier metal alcalino o alguno de los metales alcalinotérreos, Ca, Sr o Ba: 2Li ( s) 1 H2 (g) ¡ 2LiH(s) Ca ( s) 1 H2 (g) ¡ CaH2 (s) Todos los hidruros iónicos son sólidos que tienen los altos puntos de fusión característicos de los compuestos iónicos. En estos compuestos el anión es el ion hidruro H2, que es una base de Brønsted muy fuerte. Acepta con facilidad un protón de un donador de protones como el agua: H2 (ac ) 1 H2O(l) ¡ OH2 (ac ) 1 H2 (g) Debido a su alta reactividad con el agua, los hidruros iónicos se utilizan con frecuencia para eliminar residuos de agua de los disolventes orgánicos. Hidruros covalentes En los hidruros covalentes, el átomo de hidrógeno está unido de manera covalente a otro elemento. Hay dos tipos de hidruros covalentes: los que contienen unidades moleculares discretas, como CH4 y NH3, y los que tienen estructuras poliméricas complejas, como (BeH2)x y (AlH3)x, donde x es un número muy grande. En la figura 22.3 se muestran los hidruros binarios iónicos y covalentes de los elementos representativos. Las propiedades físicas y químicas de estos compuestos cambian de iónicas a covalentes a lo largo de un periodo. Considere, por ejemplo, los hidruros de los elementos del segundo periodo: LiH, BeH2, B2H6, CH4, NH3, H2O y HF. El LiH es un compuesto iónico con un alto punto de fusión (680°C). La estructura del BeH2 (en estado sólido) es polimérica; es un compuesto covalente. Las moléculas de B2H6 y CH4 son no polares. En contraste, las moléculas de NH3, H2O y HF son moléculas polares en las que el átomo de hidrógeno constituye el extremo positivo del enlace polar. De este grupo de hidruros (NH3, H2O y HF), sólo el HF es ácido en agua. A medida que se desciende en cualquier grupo de la figura 22.3, los compuestos cambian de covalentes a iónicos. Por ejemplo, en el grupo 2A, el BeH2 y MgH2 son covalentes, pero CaH2, SrH2 y BaH2 son iónicos. Éste es un ejemplo de la relación diagonal entre el Be y el Al (vea la página 350). 962 CAPÍTULO 22 Elementos no metálicos y sus compuestos 1 1A 18 8A Unidades moleculares discretas 2 2A Estructura polimérica; compuesto covalente Compuesto iónico 13 3A 14 4A 15 5A 16 6A 17 7A B2H6 CH4 NH3 H2O HF AlH3 SiH4 PH3 H2S HCl LiH BeH2 NaH MgH2 KH CaH2 GaH3 GeH4 AsH3 H2Se HBr RbH SrH2 InH3 SnH4 SbH3 H2Te HI CsH BaH2 TlH3 PbH4 BiH3 3 3B 4 4B 5 5B 6 6B 7 7B 8 9 8B 10 11 1B 12 2B Figura 22.3 Hidruros binarios de los elementos representativos. En los casos en que el hidrógeno forma más de un compuesto con el mismo elemento, sólo se muestra la fórmula del hidruro más simple. Las propiedades de muchos de los hidruros de los metales de transición no están bien definidas. Con frecuencia a los compuestos intersticiales se les denomina “compuestos no estequiométricos”. Observe que no obedecen a la ley de las proporciones definidas (vea la sección 2.1). Hidruros intersticiales El hidrógeno molecular forma un gran número de hidruros con los metales de transición. En algunos de estos compuestos la relación de átomos de hidrógeno y de átomos metálicos no es constante. Este tipo de compuestos se denomina hidruros intersticiales. Por ejemplo, la fórmula del hidruro de titanio puede variar de TiH1.8 a TiH2, según las condiciones. Muchos de los hidruros intersticiales tienen propiedades metálicas como la conductividad eléctrica. Sin embargo, se sabe que el hidrógeno está unido al metal en estos compuestos, a pesar de que a menudo la naturaleza exacta del enlace no es clara. El hidrógeno molecular reacciona con el paladio (Pd) de una manera única. El hidrógeno gaseoso se adsorbe rápidamente en la superficie del paladio metálico, donde se disocia en hidrógeno atómico. Los átomos de H “se disuelven” en el metal. Por calentamiento y bajo presión del H2 gaseoso en uno de los extremos del metal, estos átomos se difunden a través de él y se combinan de nuevo para formar hidrógeno molecular, el cual emerge como gas por el otro extremo. Debido a que ningún otro gas se comporta de esta manera con el paladio, se utiliza este proceso, en pequeña escala, para separar el hidrógeno gaseoso de otros gases. Isótopos del hidrógeno 1 1H El isótopo también se conoce como protio. El hidrógeno es el único elemento cuyos isótopos han sido bautizados con diferentes nombres. El hidrógeno tiene tres isótopos: 11H (hidrógeno), 21H (deuterio, símbolo D) y 31H (tritio, símbolo T). Las abundancias naturales de los isótopos estables del hidrógeno son: hidrógeno, 99.985% y deuterio 0.015%. El tritio es un isótopo radiactivo con una vida media aproximada de 12.5 años. En la tabla 22.1 se comparan algunas de las propiedades comunes del H2O con las del D2O. El óxido de deuterio o “agua pesada”, como se denomina comúnmente, se utiliza en algunos reactores nucleares como refrigerante y moderador de reacciones nucleares (vea el capítulo 19). El D2O se puede separar del H2O por destilación fraccionada porque el H2O hierve a menor temperatura, como se observa en la tabla 22.1. Otra técnica para su separación es la electrólisis del agua. Debido a que el H2 gaseoso se forma casi ocho veces más rápido que el D2 durante la electrólisis, el agua que permanece en la celda electrolítica se enriquece de manera progresiva con D2O. Es interesante señalar que el Mar 22.2 Hidrógeno Tabla 22.1 Propiedades del H2O y del D2O Propiedad H2O D2O Masa molar (g/mol) Punto de fusión (°C) Punto de ebullición (°C) Densidad a 4°C (g/cm3 ) 18.02 0 100 1.000 20.03 3.8 101.4 1.108 963 Muerto, el cual durante miles de años ha atrapado agua que no tiene otra salida que la evaporación, tiene una relación [D2O]/[H2O] mayor que el agua de cualquier otro lugar. A pesar de que el D2O se parece químicamente al H2O en muchos aspectos, es una sustancia tóxica, debido a que el deuterio es más pesado que el hidrógeno, así que sus compuestos a menudo reaccionan más lentamente que los del isótopo más ligero. Beber con regularidad D2O en lugar de H2O podría ser mortal por la menor velocidad de transferencia de D1 comparada con la de H1 en las reacciones ácido-base implicadas en la catálisis enzimática. Este efecto cinético isotópico también se manifiesta en las constantes de ionización de los ácidos. Por ejemplo, la constante de ionización del ácido acético CH3COOH(ac ) Δ CH3COO2 (ac ) 1 H1 (ac ) Ka 5 1.8 3 1025 es aproximadamente tres veces mayor que la del ácido acético deuterado: CH3COOD(ac ) Δ CH3COO2 (ac ) 1 D1 (ac ) Ka 5 6 3 1026 Hidrogenación La hidrogenación es la adición de hidrógeno a compuestos que contienen enlaces múltiples, en especial enlaces CPC y CO PC. Una reacción de hidrogenación sencilla es la conversión de etileno en etano: H H2 H G D CPC D G etileno H H A A 88n HOCOCOH A A H H H H etano Esta reacción es muy lenta en condiciones normales, pero es posible acelerarla en forma considerable en presencia de un catalizador como níquel o platino. Como en el proceso Haber para la síntesis de amoniaco (vea la sección 13.6), la función principal del catalizador es debilitar el enlace HOH y facilitar la reacción. La hidrogenación es un proceso muy importante en la industria de los alimentos. Los aceites vegetales tienen un gran valor nutritivo, pero algunos se deben hidrogenar antes de utilizarse, debido a su mal sabor y a sus estructuras moleculares inapropiadas (es decir, tienen demasiados enlaces CPC). Por exposición al aire, estas moléculas poliinsaturadas (es decir, moléculas con muchos enlaces CPC) se oxidan formando productos con sabores desagradables (cuando un aceite se oxida, se dice que está rancio). Durante el proceso de la hidrogenación se agrega al aceite una pequeña cantidad de níquel (alrededor de 0.1% en masa) y la mezcla se expone a la acción del hidrógeno gaseoso, a temperatura y presión altas. Después, el níquel se elimina por filtración. La hidrogenación disminuye el número de enlaces dobles en la molécula pero no los elimina por completo. Si se eliminaran todos los enlaces dobles, el aceite se volvería duro y quebradizo. En condiciones controladas es posible preparar aceites y margarinas adecuados para cocinar por medio de la hidrogenación de aceites vegetales extraídos de la semilla de algodón, maíz y soya. Catalizador de platino en alúmina (Al2O3) que se utiliza en la hidrogenación.
