Tipos de hidruros y sus propiedades químicas

Hidruros iónicos

Los metales del G1 y los de G2 (Ca, Sr y Ba) cuando se calientan a altas temperaturas en presencia de hidrógeno producen unos sólidos blancos tales como LiH y CaH2. Tienen puntos de fusión elevados (LiH = 691°C) o bien se descomponen antes de fundir. Son sólidos iónicos que contienen el ion hidruro H- , como lo demuestra el desprendimiento de H2 en el ánodo o polo positivo cuando se electroliza una mezcla fundida de LiH en LiCl

Hidruros covalentes

Los hidruros del bloque p son principalmente covalentes. Ello es debido a la pequeña diferencia de electronegatividad que estos elementos tienen con el H. Son moléculas discretas covalentes que se unen entre ellas mediante fuerzas de Van der Waals, son volátiles de bajo pf y pe y no conducen la electricidad. Su formula es AHn o AH8-n, donde n es el grupo a cual pertenece en el bloque p. La energía de ionización del H es elevada (313,5 kcal/mol), casi tan grande como la del F (401,8 kcal/mol) y mucho mayor que la del Li (14 kcal/mol). Esto se debe a la elevada carga nuclear efectiva y además cuando se pierde el electrón queda únicamente un protón que es una partícula muy pequeña que acumula toda la carga. Debido al pequeño radio, el poder polarizante del H+ es muy grande, por lo que no permanece aislado y tiende a unirse covalentemente a otro elemento. Según sea la electronegatividad del elemento se pueden agrupar en tres categorías a) Hidruros en los cuales el H es prácticamente neutro b) Hidruros con H sustancialmente positivo (carga parcial positiva). c) Hidruros con una ligera carga negativa en el H.

Hidruros metálicos

El hidrógeno reacciona con diversos metales de transición (bloque d) y transición interna (bloque f) para formar un tercer tipo de hidruros. Son sólidos quebradizos, de apariencia metálica, buenos conductores de la electricidad y frecuentemente de composición variable (compuestos no estequiométricos). Por ejemplo para el Ti la relación más alta es TiH1,9; cuya estructura electrónica se cree que es (Ti4+)(H- )1,9(e)2,1. Son estos electrones libres los que dan el lustre metálico y la conductividad eléctrica de este compuesto. En algunos casos el H ocupa los huecos o intersticios de la red metálica que permanece prácticamente inalterada en sus posiciones y propiedades. En otros casos, sin embargo, se ha encontrado que la disposición de los átomos metálicos en el hidruro es diferente de la del metal puro. U + 3/2H2 → UH3;

La definición de ácidos y bases de Lewis

Un ácido de Lewis es aquella sustancia que actúa como aceptor de pares de electrones. Una base es aquella sustancia que actúa como dador de pares de electrones. La reacción fundamental entre el ácido A y la base :B, es la formación de un complejo A-B cuyo enlace es el resultado de la compartición de el par de electrones suministrados por la base.

Obtención del flúor y aplicaciones

Se sigue utilizando el método electroquímico de Moissan. La energía que hay que dar al F – para producir F2 viene dada por la expresión ∆G° = -nFE°. Tiene un valor negativo esta energía, o lo que lo mismo, valor grande y positivo de E°. Sólo el polo positivo de una corriente eléctrica, de un adecuado potencial, podrá llevar a cabo la oxidación. Se opera con pilas de 10-50A en el laboratorio o 15000A y 8-12V en el proceso industrial. La celda electrolítica contiene una mezcla 1:2 de KF y HF que funde a 90°C. Exteriormente se inicia la reacción con una camisa calefactora pero posteriormente esta camisa tiene función refrigerante, disipando el calor producido durante la electrólisis.

2F- → F2 + 2e

Cloro. Obtención y aplicaciones

Reacciona con muchos metales y no metales dando el estado de oxidación más alto debido a que es un oxidante fuerte como indica su potencial de reducción Química Inorgánica (GIQ) 29 Fe + Cl2 → FeCl3 P + Cl2 → PCl5 En el laboratorio se prepara por reacción del ácido clorhídrico concentrado que gotea sobre permanganato potásico: 2HCl → 2H+ + Cl2 + 2e E°[Cl2/Cl- ] = +1,36V MnO4 – + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O E°[MnO4 – /Mn2+] = +1,51V Multiplicando la primera semirreacción por cinco y la segunda por dos para que se intercambien diez electrones; y colocando las cantidades necesarias de aniones y cationes que no sufren proceso redox, tenemos: 2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O E° = 1,51-1,36 = +0,15V ∆G° = -nE°F; ∆G° = -10x(1,51)F – 10(-1,36)F = -10E°·F; E° = +0,15V La producción industrial es a partir se electrólisis de salmueras concentradas de NaCl a partir del agua del mar. En este caso se desprende Cl2 en el polo positivo y H2 en el negativo. No se descarga el Na+ debido a su mayor potencial de reducción (E°[Na+ /Na] = -2,71V). El consumo de H+ hace que la disolución sea cada vez más alcalina con lo que se obtiene al final de la electrólisis NaOH por concentración de la disolución final. Utilizando NaCl fundido el proceso es más caro pero permite obtener sodio metálico.

Bromo. Obtención y aplicaciones

Se obtiene del agua del mar (~65ppm de Br- ) y de lagos salados. Se emplean aguas saladas que contengan cantidades económicamente rentables para su explotación como el Mar muerto y otros. Se le añade a la salmuera ácido sulfúrico para llevar el pH hasta 3,5 y se pasa una corriente de cloro: Cl2 + 2Br- → Br2 + 2Cl- E° = 1,358-1,065 = +0,293 V El Br2, que es muy volátil es arrastrado por una corriente de aire y llevado a una solución básica de Na2CO3 donde se dismuta en bromuro y bromato. Al llevar la solución a medio ácido con sulfúrico tenemos un Br2 puro por reacción contraria. 3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 Eº = 1,065 -0,485 = 0,58 V 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 5HBr + HBrO3 + 3Na2SO4 5HBr + HBrO3 → 3Br2 + 3H2O Eº = -1,065 + 1,478 = 0,41 V Entre los principales usos podemos señalar la fabricación de organo-derivados como bromuro de metilo CH3Br, usado como nematocida y pesticida para combatir insectos y hongos, pero tiene efectos nocivos sobre la capa de ozono. Para retardadores de llama como el tris(dibromopropil)fosfato, (Br2C3H5O)3PO, con el cual se trata el tejido, fibras o material plástico a proteger.

Carbono

Tiene como formas alotropicas el diamante, grafito y fulerenos, coque, negro humo….

Diamante. Está formado por una red de átomos unidos tetraédricamente mediante enlaces covalentes. Es un aislante eléctrico pero un excelente conductor térmico, mejor que el cobre incluso. Esto último es una consecuencia de su estructura que transmite con gran eficacia cualquier perturbación térmica por toda la red. El pf elevado, 4100°C, es reflejo de la enorme cantidad de energía necesaria para romper los fuertes enlaces covalentes. La disposición de los tetraedros es similar a la blenda (ZnS). Los diamantes naturales se encuentran en Zaire (29%), Sudáfrica (17%, pero los de mejor calidad) y Rusia (22%).

Grafito:Su estructura es diferente a la del diamante. Consiste en capas de carbono en las cuales los átomos se unen covalentemente en anillos hexagonales con un enlace C-C de 141pm, más corto que el del diamante (154pm) y similar al existente en el benceno (140pm).

Fulerenos:Es una familia de estructuras de carbono con formas esféricas o elipsoides. Para construir tales estructuras se necesita disponer de anillos de carbono de seis y cinco miembros. El de 60 átomos, C60, es esférico y semejante a un balón de fútbol. Es el más fácil de preparar y se le denomina buckminsterfulereno