Hidrácidos: qué son, características, nomenclatura, usos, ejemplos
¿Qué son los hidrácidos?
Los hidrácidos, o ácidos binarios, son compuestos disueltos en agua que se componen de hidrógeno y un elemento no metálico: los haluros de hidrógeno. Su fórmula química general puede expresarse como HX, donde H es el átomo de hidrógeno, y X el elemento no metálico.
X puede pertenecer al grupo 17, los halógenos, o a los elementos del grupo 16 sin incluir al oxígeno. A diferencia de los oxoácidos, los hidrácidos carecen de oxígeno. Dado que los hidrácidos son compuestos covalentes o moleculares, debe considerase el enlace H-X. Este es de gran importancia y define las características propias de cada hidrácido.
Enlace H-X
¿Qué puede decirse del enlace H-X? Como puede apreciarse en la imagen superior, existe un momento dipolar permanente producto de las diferentes electronegatividades entre H y X. Debido a que X suele ser más electronegativo que H, atrae su nube electrónica y termina con una carga parcial negativa δ-.
En cambio H, al ceder parte de su densidad electrónica a X, termina con una carga parcial positiva δ+. Mientras más negativo sea δ-, más rico en electrones será X y mayor será la deficiencia electrónica de H. Por lo tanto, dependiendo de qué elemento sea X, un hidrácido puede ser más o menos polar.
La imagen también deja traslucir la estructura de los hidrácidos. H-X es una molécula lineal, la cual puede interactuar con otra por alguno de sus extremos. Mientras más polar sea HX, sus moléculas interactuarán con mayor fuerza o afinidad. Como resultado, sus puntos de ebullición o de fusión aumentarán.
Sin embargo, las interacciones H-X — H-X siguen siendo lo suficientemente débiles como para originar un hidrácido sólido. Por eso, en condiciones de presión y temperatura ambiente son sustancias gaseosas; a excepción del HF, que se evapora por encima de los 20ºC.
¿Por qué? Porque el HF es capaz de formar puentes de hidrógeno fuertes. Mientras que los otros hidrácidos, cuyos elementos no metálicos son menos electronegativos, apenas pueden estar en fase líquida por debajo de los 0º C. El HCl, por ejemplo, hierve a -85º C aproximadamente.
¿Son los hidrácidos sustancias ácidas? La respuesta se encuentra en la carga parcial positiva δ+ sobre el átomo de hidrógeno. Si δ+ es muy grande o el enlace H-X muy débil, entonces HX será un ácido fuerte, como ocurre con todos los hidrácidos de los halógenos, una vez sus respectivos haluros estén disueltos en agua.
Características de los hidrácidos
Físicas
Soluciones transparentes
Visiblemente todos los hidrácidos son soluciones transparentes, ya que los HX son muy solubles en agua. Pueden tener tonalidades amarillentas de acuerdo a las concentraciones de HX disuelto.
Son fumantes
Esto significa que desprenden vapores densos, corrosivos e irritantes (algunos de ellos incluso son nauseabundos). Esto se debe a que las moléculas de HX son muy volátiles e interactúan con el vapor de agua del medio que rodea las soluciones. Además, HX en sus formas anhidras son compuestos gaseosos.
Son conductores de electricidad
Los hidrácidos son buenos conductores de la electricidad. Aunque HX son especies gaseosas a las condiciones atmosféricas, cuando se disuelven en agua liberan iones (H+X–), los cuales permiten el paso de la corriente eléctrica.
Sus puntos de ebullición son superiores a los de sus formas anhidras
Es decir, HX(ac), que denota al hidrácido, hierve a temperaturas superiores a HX(g). Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno, HCl(g), hierve a -85º C, pero el ácido clorhídrico, su hidrácido, alrededor de los 48º C.
¿Por qué? Porque las moléculas gaseosas de HX se ven rodeadas por las del agua. Entre ellas pueden ocurrir al mismo tiempo dos tipos de interacciones: puentes de hidrógeno, HX — H2O — HX, o solvatación de los iones, H3O+(ac) y X–(ac). Este hecho se relaciona directamente con las características químicas de los hidrácidos.
Químicas
Los hidrácidos son soluciones muy ácidas, por lo que tienen protones ácidos H3O+ disponibles para reaccionar con otras sustancias.
¿De dónde surge el H3O+? Del átomo de hidrógeno con carga parcial positiva δ+, el cual se disocia en agua y termina incorporándose covalentemente a una molécula de agua:
HX(ac) + H2O(l) => X–(ac) + H3O+(ac)
Nótese que la ecuación corresponde a una reacción que establece un equilibrio. Cuando la formación de X–(ac) + H3O+(ac) está termodinámicamente muy favorecida, HX liberará su protón ácido al agua; y luego este, con H3O+ como su nuevo “portador”, puede reaccionar con otro compuesto, aun si este último no es una base fuerte.
Lo anterior explica las características ácidas de los hidrácidos. Esto ocurre así para todos los HX disueltos en agua; pero algunos generan soluciones más ácidas que otras. ¿A qué se debe? Las razones pueden ser muy complicadas. No todos los HX(ac) favorecen el equilibrio anterior hacia la derecha, es decir, hacia X–(ac) + H3O+(ac).
Acidez
Y la excepción se observa en el ácido fluorhídrico, HF(ac). El flúor es muy electronegativo, por lo tanto, acorta la distancia del enlace H-X, fortaleciéndolo frente a su ruptura por acción del agua.
Igualmente, el enlace H-F tiene mucho mejor traslape por razones de radios atómicos. En cambio, los enlaces H-Cl, H-Br o H-I, son más débiles y tienden a disociarse completamente en el agua, hasta el punto de romper con el equilibrio planteado anteriormente.
Esto se debe a que los otros halógenos o calcógenos (el azufre, por ejemplo), tienen radios atómicos más grandes y, por tanto, orbitales más voluminosos. En consecuencia, el enlace H-X presenta traslape orbital más pobre a medida que X es más grande, lo cual a su vez repercute en la fuerza ácida cuando están en contacto con el agua.
De esta manera, el orden decreciente de acidez para los hidrácidos de los halógenos es el siguiente: HF HCl En sus formas anhidras, HX(g), deben mencionarse tal como se dicta para los haluros de hidrógeno: añadiendo el sufijo –uro al final de sus nombres. Por ejemplo, el HI(g) consiste de un haluro (o hidruro) formado por hidrógeno y yodo, por lo tanto su nombre es: yoduro de hidrógeno. Debido a que por lo general los no metales son más electronegativos que el hidrógeno, este posee un número de oxidación de +1. En el NaH, por otro lado, el hidrógeno tiene un número de oxidación de -1. Esta es otra manera indirecta de diferenciar los hidruros moleculares de halógenos o los haluros de hidrógeno de otros compuestos. Una vez HX(g) entre en contacto con el agua, se le representa como HX(ac) y se tiene entonces el hidrácido. Para nombrar al hidrácido, HX(ac), habrá que sustituirse el sufijo –uro de sus formas anhidras por el sufijo –hídrico. Y debe mencionárseles como ácidos en primer lugar. Así, para el ejemplo anterior, el HI(ac) se nombra como: ácido yodhídrico. Los hidrácidos pueden formarse por simple disolución de sus correspondientes haluros de hidrógeno en agua. Esto puede representarse con la siguiente ecuación química: HX(g) => HX(ac) HX(g) es muy soluble en agua, por lo que no hay un equilibrio de solubilidad, a diferencia de su disociación iónica para liberar protones ácidos. No obstante, existe un método sintético que se prefiere porque utiliza como materia prima sales o minerales, disolviéndolos a bajas temperaturas con ácidos fuertes. Si la sal de mesa, NaCl, se disuelve con ácido sulfúrico concentrado, ocurre la siguiente reacción: NaCl(s) +H2SO4(ac) => HCl(ac) +NaHSO4(ac) El ácido sulfúrico dona uno de sus protones ácidos al anión cloruro Cl–, convirtiéndolo así en ácido clorhídrico. De esta mezcla puede escapar cloruro de hidrógeno, HCl(g), debido a que es muy volátil, en especial si su concentración en el agua es muy alta. La otra sal producida es sulfato ácido de sodio, NaHSO4. Otra forma de producirlo consiste en substituir el ácido sulfúrico por el ácido fosfórico concentrado: NaCl(s) + H3PO4(ac) => HCl(ac) + NaH2PO4(ac) El H3PO4 reacciona del mismo modo que el H2SO4, produciendo ácido clorhídrico y fosfato diácido de sodio. El NaCl es la fuente del anión Cl–, de manera que para sintetizar los otros hidrácidos se necesitan sales o minerales que contengan F–, Br–, I–, S2-, etc. Pero el uso de H2SO4 o H3PO4 dependerá de su fuerza oxidativa. El H2SO4 es un agente oxidante muy fuerte, a tal punto que oxida incluso al Br– y I– a sus formas moleculares Br2 y I2; el primero es un líquido rojizo, y el segundo un sólido morado. Por lo tanto, el H3PO4 representa la alternativa preferida en tales síntesis. Los hidrácidos en esencia se emplean para disolver distinto tipo de materia. Esto se debe a que son ácidos fuertes, y con moderación pueden limpiar cualquier superficie. Sus protones ácidos se agregan a los compuestos de las impurezas o suciedades, haciéndolos solubles en el medio acuoso y son arrastrados entonces por el agua. Según la naturaleza química de dicha superficie, puede emplearse un hidrácido u otro. Por ejemplo, el ácido fluorhídrico no puede utilizarse para limpiar vidrios pues los disolvería en el acto. El ácido clorhídrico se utiliza para remover manchas en las baldosas de las piscinas. Asimismo, son capaces de disolver rocas o muestras sólidas, para después utilizarse con fines analíticos o de producción a pequeñas o grandes escalas. En cromatografía por intercambio iónico se utiliza ácido clorhídrico diluido para limpiar la columna de iones remanentes. Algunas reacciones requieren de soluciones muy ácidas para acelerarlas y reducir el tiempo que toma lugar. Es aquí donde entran los hidrácidos. Un ejemplo de esto es el uso del ácido yodhídrico en la síntesis del ácido acético glacial. La industria petrolera también necesita de los hidrácidos en los procesos de refinería. Los hidrácidos no solo aportan protones ácidos, sino además sus respectivos aniones. Estos aniones pueden reaccionar con un compuesto orgánico o inorgánico para formar así un haluro específico. De esta manera, pueden sintetizarse fluoruros, cloruros, yoduros, bromuros, selenuros, sulfuros, y otros compuestos más. Estos haluros pueden tener aplicaciones muy diversas. Por ejemplo, pueden utilizarse para sintetizar polímeros, como el teflón; o intermediarios, desde los cuales se incorporarán los átomos halógenos a las estructuras moleculares de determinados fármacos. Supóngase la molécula CH3CH2OH, etanol, reacciona con el HCl para formar cloruro de etilo: CH3CH2OH + HCl => CH3CH2Cl + H2O Cada una de estas reacciones oculta un mecanismo y muchos aspectos que se consideran en las síntesis orgánicas. No son muchos los ejemplos disponibles para los hidrácidos, ya que el número de compuestos posibles naturalmente es limitado. Por esta razón, se listan a continuación algunos hidrácidos adicionales con su respectiva nomenclatura (se ignora la abreviatura (ac)): Hidrácido binario cuyas moléculas H-F forman fuertes puentes de hidrógeno, a tal punto que en agua es un ácido débil. A diferencia de los hidrácidos considerados hasta entonces, es poliatómico, es decir, tiene más de dos átomos, sin embargo, continúa siendo binario al tratarse de dos elementos: azufre e hidrógeno. Sus moléculas angulares H-S-H no forman puentes de hidrógeno apreciables y pueden detectarse por su característico olor a huevos podridos. Uno de los ácidos más conocidos en la cultura popular. Inclusive, forma parte de la composición del jugo gástrico, presente en el estómago, y junto a enzimas digestivas degradan los alimentos. Como el ácido yodhídrico, en fase gaseosa consiste de moléculas lineales H-Br, que se disocian en los iones H+ (H3O+) y Br– cuando entran al agua. Aunque el telurio tiene cierto carácter metálico, su hidrácido desprende vapores desagradables y sumamente venenosos, como el ácido selenhídrico. Al igual que los otros hidrácidos de los calcogenuros (del grupo 16 de la tabla periódica), en disolución produce el anión Te2-, por lo que su valencia es -2.Nomenclatura de los hidrácidos
Forma anhidra
En disolución acuosa
¿Cómo se forman los hidrácidos?
Disolución directa de los haluros de hidrógeno
Disolución de sales de los no metales con ácidos
Usos de los hidrácidos
Limpiadores y disolventes
Catalizadores ácidos
Reactivos para la síntesis de compuestos orgánicos e inorgánicos
Ejemplos de hidrácidos
HF, ácido fluorhídrico
H2S, ácido sulfhídrico
HCl, ácido clorhídrico
HBr, ácido bromhídrico
H2Te, ácido telurhídrico
Referencias