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1º BIOTECNOLOGÍA
2006-2007
Grupo 2.
Juan Antonio Álvarez Román
Carlos López Viso
Ana Del Valle Cano
Nuria Roldán López
Pablo González Requejo
Sara R. Santana Hernández
HIDRUROS
COMPUESTOS BINARIOS DE HIDRÓGENO
CLASIFICACIÓN
IÓNICOS
COVALENTES
METÁLICOS
HIDRUROS IÓNICOS
HIDRUROS IÓNICOS
• Los hidruros iónicos sólo se forman con los metales más
electropositivos: elementos del bloque s a excepción del Be y Mg
• Sus estructuras, típicamente iónicas, contienen el catión metálico
M+ y el anión H• Suelen ser sólidos cristalinos de color blanco
• Se obtienen calentando el metal en presencia de H2 en un rango
de temperaturas que oscila entre 300 y 700 ºC
– Sus puntos de fusión son altos (típicos de sustancias iónicas; LiH
680ºC), aunque la mayor parte de ellos se disocian antes de fundir
– Son más densos que los metales correspondientes
HIDRUROS IÓNICOS
• La naturaleza iónica de estos hidruros se pone de manifiesto por
los siguientes hechos:
– La estructura cristalina no muestra evidencias de direccionalidad
en el enlace
– En estado fundido conducen la electricidad. Por ejemplo el LiH
fundido conduce la electricidad
– La electrolisis del fundido genera H2 (g) en el ánodo
– Los datos de difracción de Rayos X apoyan la existencia de iones
M+ y H- en la red cristalina
HIDRUROS IÓNICOS
• Los hidruros de los alcalinos presentan redes tridimensionales típicamente
iónicas: NaCl, (Cl- se sustituye por H-)
• Los alcalino-térreos, con excepción del BeH2 y MgH2, adoptan la estructura
tipo Pbcl2
– El BeH2 es un compuesto polimérico con estructura en cadenas
– El MgH2 tiene la estructura del rutilo
NaCl
Rutilo
HIDRUROS IÓNICOS
• La densidad es mayor que la de los metales de partida
– Debido a que los aniones H- ocupan los huecos de la red metálica sin
distorsionarla
• Temperatura de fusión:
– Con la excepción del LiH, todos se descomponen antes de fundir
• Conductividad:
– En estado sólido no conducen la electricidad. Deberían hacerlo en
estado fundido (pero se descomponen antes de fundir)
HIDRUROS IÓNICOS
Inestables termodinámicamente
– Se descomponen en sus elementos constituyentes (400–500ºC)
• NaH (s) > Na (s) + 1/2 H2 (g)
– Arden cuando se calientan en presencia de oxígeno:
• 2 MH (s) + 1/ 2 O2 > M2O (s) + H2O (g)
• Todos ellos son muy reactivos
• No son estables en disolventes próticos. El hidruro es muy básico y
reacciona con los compuestos con protones ligeramente ácidos
• La reacción con el agua es muy vigorosa (incluso explosiva para NaH,
RbH y CsH).
• Por todo ello, deben guardarse en ambientes exentos de humedad y
de oxígeno.
HIDRUROS IÓNICOS
• Los hidruros salinos son especies reductoras muy enérgicas
– Son capaces de reducir el O2 a H2O:
2 NaH + O2 (g) > H2O (l) + Na2O (s)
– Reducen al agua tan pronto como entran en contacto con ella:
LiH (s) + H2O (l) > LiOH (s) + H2 (g)
NaH (s) + H2O (l) > NaOH (s) + H2 (g)
CaH2(s) + 2 H2O (l) > Ca(OH)2 (s) + 2 H2 (g)
El CaH2 se utiliza como fuente de dihidrógeno en las reacciones para
obtener B, Ti y V a escala industrial
– Otras reacciones que muestran ese poder reductor son las siguientes:
4 NaH + SiCl4 > SiH4 + 4 NaCl
2 NaH + H2S > H2 + Na2S
2 CaH2 + PbSO4 > PbS + 2 Ca(OH)2
HIDRUROS COVALENTES
¿Qué son?
Consisten en el enlace covalente entre un átomo de
hidrógeno y un elemento no metálico
Ejemplo: HCl
Excepciones
Gases nobles
HIDRUROS COVALENTES
HIDRUROS COVALENTES
Clasificación
•Pequeñas
•Gases a temperatura ambiente
•Reaccionan con los metales del grupo: 14,15,16 y 17
Moleculares
Poliméricos
•Son polímeros como por ejemplo el (BeH2)n
•Combinación con cationes de elementos altamente
Complejos
polarizantes Be+2, Mg+2, Al+3
•Suelen ser sustancias no volátiles, eléctricamente aislantes
y cristalinas.
Derivados de los moleculares
Compuestos con elementos de transición
HIDRUROS COVALENTES
HIDRUROS COVALENTES
Estructura
•Poseen redes moleculares formadas por moléculas
covalentes individuales
H
H
H
•Hay diferentes tipos de estructuras según el tipo de
hidruro covalente:
B
B
-Los hidruros macromoleculares tienen estructuras
extendidas
H
H
H
-Los hidruros de tipo BeH2 tienen estructuras en cadena
HIDRUROS COVALENTES
Estado
Normalmente forman gases : NH3, CH4
También pueden presentarse en formas líquidas: H2O, C6H6
En estado sólido forman cristales moleculares formados por moléculas
individuales que se mantienen unidas gracias a las fuerzas de Van der
Waals
Van der Waals
Fuerzas de estabilización molecular
Forman enlace químico no covalente
•Fuerzas de dispersión (atracción)
Participan dos fuerzas
•Fuerzas de repulsión entre las capas
electrónicas de 2 átomos contiguos.
HIDRUROS COVALENTES
Propiedades
Los comportamientos frente al agua son muy variables según el tipo de hidruros:
Su molécula presenta cierta polaridad
Unos como el CH4 son muy estables incluso frente a disoluciones ácidas o básicas
concentradas.
Bajos puntos de fusión y ebullición
Otros como el SiH4 se hidrolizan rápidamente en presencia de agua
Se pueden obtener por reacción directa de sus componentes pero activando de algún
modo el proceso (mediante la luz por ejemplo)
Suelen ser más o menos volátiles, aunque ésta disminuye un poco en los hidruros
complejos de elevado peso molecular
Sufren descomposición térmica para dar hidrógeno y otro elemento
HIDRUROS METÁLICOS
• Combinación de hidrógeno (H2O) y metales pertenecientes a los
bloques d y f.
CON METALES DE TRANSICIÓN
HIDRUROS METÁLICOS
• Presentan estequiometría poco definida y variable.
COMPUESTOS NO ESTEQUIOMÉTRICOS
HIDRUROS METÁLICOS
-Solución gas-sólido
- El pequeño tamaño del hidrogeno posibilita que ocupe los huecos
tetraédricos y octaédricos de la estructura cristalina del metal
HIDRUROS METÁLICOS
• Distorsión de la red metálica
• Excepción a la no estequiometría: Europio e Iterbio
(Lantánidos). Tienen la misma estructura que el CaH 2
HIDRUROS METÁLICOS
• Los grupos del 7 al 9 (columnas del Mn, Fe y Co) no forman hidruros o
son nada o poco conocidos.
HIDRUROS METÁLICOS
* SÍNTESIS:
Se calienta el metal con hidrógeno a alta presión. El metal puede
absorber cientos de veces su propio volumen en H2.
2Zr(s) + H2(g)
2ZrH(g)
El hidrógeno se absorbe poco a poco sin
alcanzarse una estequiometría definida.
La energía de activación para romper el H2
es muy elevada (~435 kJmol-1), pero aún así
los hidruros metálicos se forman.
H=-170kJ mol-1
Reacción Exotérmica
HIDRUROS METÁLICOS
* PROPIEDADES:
Suelen ser similares a la de los metales que los forman:
- Dureza
- Brillo
- Conductores de electricidad
- Propiedades magnéticas
- Sólidos negros y pulverulentos
- Pirofóricos (arden espontáneamente al aire)
- Densidad menor a la de los metales que los originan
- Son quebradizos
Catalizadores de pequeño tamaño
Debido a la distorsión de la red metálica
HIDRUROS METÁLICOS
* APLICACIONES:
a) Metales del grupo 10 (Ni, Pd):
Catalizadores de hidrogenación
•Platino no forma hidruros
Porque la entalpía del enlace Pt-H es
suficientemente grande para romper el
enlace H-H pero no para compensar la
pérdida del enlace Pt-Pt
HIDRUROS METÁLICOS
b) Purificación de H2 a escala industrial:
• El hidrógeno difunde a gran velocidad por el metal
• Con altas temperaturas se invierte el proceso y se
libera el hidrógeno almacenado
HIDRUROS METÁLICOS
c) Almacenamiento de hidrógeno:
• El hidrógeno puede ser utilizado como
combustible
GAS
LÍQUIDO
Alta P
Peligroso
Muy Baja T
Costoso
Almacenamiento
HIDRURO METÁLICO
Baterías para
vehículos eléctricos
Baterías
para móviles
y portátiles
ESTRUCTURA DEL AGUA


1 átomo de Oxígeno
+
2 át. de Hidrógeno
Unión covalente
H2O
Geometría:
>
H
>
4 pares de e-
O
H
¿Lineal?
¿Tetraédrica?
109´5º
implicados (Nº de coord.)
Irregular
2 pares no
enlazantes
RPEV
104´5º
ESTRUCTURA DEL AGUA
Polaridad:
• H2 y O2:
• O2 :
Tamaño
E.N.
Molécula
Dipolar.
- El oxígeno atrae los
e- de enlace
• Fuerzas
dipolo – dipolo.
Puente de
Hidrógeno.
ESTRUCTURA DEL AGUA
• Hemos hablado de las uniones
intramoleculares : 0,99 Å
• Debido al carácter dipolar
Uniones
extracelulares
(1,77 Å )

Puente de Hidrógeno:
• Mucho más débil (1% de fuerza) que el
enlace covalente.
• Dinámico :Continuamente
reorganizándose.
• 4 uniones como máximo (media de 3,4)
• Principal determinante de las propiedades
del H2O.
ESTRUCTURA DEL AGUA

Diferentes fases
La estructura se desordena crecientemente
Hielo
(-273 a 0º C )
Hielo a 0º C
Variedad de estructuras
Tª
S
(entropía/desorden)
Líquida
Ebullición
(0-100º C )
(100º C)
ESTRUCTURA DEL AGUA

¿¿El agua tiene Memoria??
1. Realiza un estímulo sobre agua (Ej.-sonido).
2. Congelación/cristalización
3. Fotografías
4. Interpretación
Masaru Emoto.
Incapaz de
reorganizarse en
hexágonos
Diferentes ondas/
perturbaciones!!!
Música de J. S. Bach
Heavy metal
PROPIEDADES DEL AGUA









Densidad máxima a 4ºC.
Elevada temperatura de ebullición.
Elevado calor específico y de vaporización.
Elevada constante dieléctrica.
Elevada tensión superficial.
Acción disolvente.
Alta fuerza de adhesión y cohesión
El agua es un electrolito débil y reactividad.
Viscosidad y transparencia.
DENSIDAD
La densidad máxima del agua se da a 4ºC.
Esto se debe a dos procesos contrarios entre sí:
-Ocupado de huecos hexagonales.
-Expansión térmica.
•0ºC-4ºC- Llenado de huecos
hexagonales.
•4ºC en adelante- expansión térmica.
ρH2O (liq)>ρH2O (sol) a Tº y Pº.
Por esta razón, el hielo flota sobre el agua
ELEVADA TEMPERATURA DE
EBULLICIÓN
•La elevada temperatura de ebullición del agua se debe también a su estructura
molecular.
Fuerzas atracción líquido-líquido>sólido-sólido
ELEVADO CALOR ESPECÍFICO Y DE
VAPORIZACIÓN
•El calor específico del agua es de 4.184 J/g
ºC.
•Mas energía calórica para romper los enlaces
por puente de hidrógeno.
Agua como sumífero de calor
alta capacidad calorífica
•Calor de vaporización.
También los puentes de
hidrógeno son los responsables
de esta propiedad.
Para cambiar a vapor:
-Romper puentes de hidrógeno.
-Dar Ec para pasar de líquidogas
ELEVADA CONSTANTE
DIELÉCTRICA
K(25ºC)=78.5
Asimetría de la molécula de agua
dipolo (+/-) con momento dipolar permanente.
El valor de la constante dieléctrica
K del agua define su grado de
polarización eléctrica
Molécula de agua es muy polar
& = 105º
•Oxígeno- muy electronegativo
Gran diferencia de electronegatividades
•Hidrógeno-muy electropositivo.
La consecuencia de lo anterior, es que moléculas o partículas cargadas
eléctricamente son fácilmente disociadas en presencia de agua.
ELEVADA TENSIÓN SUPERFICIAL

Formación de esferas.

Fuerzas internas altas debido a la
presencia de puentes de
hidrógeno.
fuerzas de adhesión y cohesión.
Capilaridad
ACCIÓN DISOLVENTE

Disolvente universal

Puentes de hidrógeno

Hidratación o solvatación de iones (debido
al carácter dipolar)

Importante en los seres vivos
FUERZA DE COHESIÓN

Fuerzas que mantienen unidas las moléculas
de agua.

Debidas a los puentes de hidrógeno

Líquido casi incompresible

Esqueleto hidrostático de algunos invertebrados
FUERZA DE ADHESIÓN

Fuerza que mantiene unidas
moléculas de sustancias
diferentes

También relacionada con los
puentes de hidrógeno

Capilaridad
El agua tiene la capacidad de ascender por las paredes de un tubo
capilar. Debido a que las fuerzas de adhesión agua–capilar son mayores que
las de cohesión agua–agua, cuando la superficie del agua toca el capilar, sube
hasta que las fuerzas de atracción se hacen igual al peso de la columna de
agua que se formó en su ascenso.
El AGUA : electrolito débil y
reactividad

El agua puede actuar como ácido o como base  Sustancia anfótera

Libera H+ o H3O+ como los ácidos y OH- como las bases
Reacciona con ácidos oxácidos y básicos,metales,no metales y se une a las
sales formando hidratos
VISCOSIDAD Y TRANSPARENCIA
Viscosidad:

Debida a los puentes de
hidrógeno

Disminuye con la temperatura

Aumenta con la presión

La transparencia del agua
permite la vida en ecosistemas
acuáticos