Hidrógeno: historia, estructura, propiedades y usos
El hidrógeno es un elemento químico que es representado por el símbolo H. Su átomo es el más pequeño de todos y es con el que se inicia la tabla periódica, sin importar dónde se le posicione. Consiste de un gas incoloro compuesto por moléculas diatómicas de H2, y no por átomos aislados de H; como sucede con los gases nobles He, Ne, Ar, entre otros.
De todos los elementos quizás sea el más emblemático y destacado, no sólo por sus propiedades en condiciones terrestres o drásticas, sino por su inmensa abundancia y variedad de sus compuestos. El hidrógeno es un gas, aunque inerte ante ausencia de fuego, inflamable y peligroso; mientras que el agua, H2O, es el solvente universal y de la vida.
Por sí mismo, el hidrógeno no muestra ninguna particularidad visual digna de admirar, siendo simplemente un gas que se almacena en cilindros o bombonas rojos. Sin embargo, son sus propiedades y capacidad de enlazarse con todos los elementos, lo que vuelve al hidrógeno especial. Y todo ello, pese a que solo cuenta con un electrón de valencia.
Si el hidrógeno no se almacenara en sus respectivos cilindros, escaparía al espacio mientras una gran parte reacciona en el ascenso. Y aunque tenga una concentración muy baja en el aire que respiramos, afuera de la Tierra y en el resto del Universo, es el elemento más abundante, hallándose en las estrellas y considerado su unidad de construcción.
En la Tierra, por otro lado, representa alrededor del 10% de su masa total. Para visualizar lo que esto significa, debe considerarse que la superficie del planeta está prácticamente cubierta de océanos y que el hidrógeno se halla en minerales, en el crudo petrolero y en cualquier compuesto orgánico, además de formar parte de todos los seres vivientes.
Al igual que el carbono, todas las biomoléculas (carbohidratos, proteínas, enzimas, ADN, etc.) poseen átomos de hidrógeno. Por lo tanto, existen muchas fuentes para extraerlo o producirlo; sin embargo, pocas representan métodos de producción realmente rentables.
Índice del artículo
- 1 Historia
- 2 Estructura y configuración electrónica
- 3 Propiedades
- 3.1 Apariencia física
- 3.2 Punto de ebullición
- 3.3 Punto de fusión
- 3.4 Punto de ignición y estabilidad
- 3.5 Densidad
- 3.6 Solubilidad
- 3.7 Presión de vapor
- 3.8 Temperatura de autoignición
- 3.9 Electronegatividad
- 3.10 Calor de combustión
- 3.11 Calor de vaporización
- 3.12 Calor de fusión
- 3.13 Isótopos
- 3.14 Isómeros de espines
- 4 Nomenclatura
- 5 El átomo de hidrógeno
- 6 Dónde se encuentra y producción
- 7 Reacciones
- 8 Usos
- 9 Referencias
Si bien en 1671 Robert Boyle presenció por primera vez un gas que se formaba cuando las limaduras de hierro reaccionaban con los ácidos, fue el científico británico Henry Cavendish, en 1766, quien lo identificó como una nueva sustancia; el “aire inflamable”.
Cavendish encontró que cuando ardía este supuesto aire inflamable, se generaba agua. En base a su trabajo y resultados, el químico francés Antoine Lavoisier otorgó a este gas el nombre de hidrógeno en 1783. Etimológicamente su significado deriva de las palabras griegas ‘hydro’ y ‘genes’: formador de agua.
Poco después, en 1800, los científicos estadounidenses William Nicholson y Sir Anthony Carlisle descubrieron que el agua puede descomponerse en hidrógeno y oxígeno; habían dado con la electrólisis del agua. Posteriormente, e 1838, el químico suizo Christian Friedrich Schoenbein introdujo la idea de aprovechar la combustión del hidrógeno para generar electricidad.
Fue tanta la popularidad del hidrógeno que hasta el escritor Julio Verne se refirió al mismo como combustible del futuro en su libro La Isla Misteriosa (1874).
En 1899, el químico escocés James Dewar fue el primero en aislar el hidrógeno como gas licuado, siendo él mismo quien pudo enfriarlo lo suficiente como para obtenerlo en su fase sólida.
A partir de este punto, la historia del hidrógeno presenta dos cauces. Por un lado, su desarrollo dentro del campo de los combustibles y baterías; y por el otro, el entendimiento de la estructura de su átomo y cómo representó el elemento que abrió las puertas a la física cuántica.
Los átomos de hidrógeno son muy pequeños y apenas tienen un electrón para formar enlaces covalentes. Cuando dos de estos átomos se unen, dan lugar a una molécula diatómica, H2; esta es el hidrógeno molecular gaseoso (imagen superior). Cada esfera blanca corresponde a un átomo H individual, y la esfera global a los orbitales moleculares.
Así pues, el hidrógeno realmente consiste de moléculas H2 muy pequeñas que interaccionan mediante fuerzas de dispersión de London, ya que carecen de momento dipolar por ser homonucleares. Por lo tanto, son muy “inquietas” y se difunden rápidamente en el espacio al no haber fuerzas intermoleculares lo suficiente fuertes para ralentizarlas.
La configuración electrónica del hidrógeno es simplemente 1s1. Este orbital, 1s, es producto de la resolución de la famosa ecuación de Schrödinger para el átomo hidrogenoide. En el H2 dos orbitales 1s se solapan para formar dos orbitales moleculares: uno de enlace y otro de antienlace, según la teoría del orbital molecular (TOM).
Estos orbitales permiten o explican la existencia de los iones H2+ o H2–; sin embargo, la química del hidrógeno viene definida en condiciones normales por el H2 o los iones H+ o H–.
A partir de la configuración electrónica para el hidrógeno, 1s1, es muy fácil predecir sus números de oxidación posibles; teniendo en mente, por supuesto, que el orbital 2s de mayor energía no está disponible para los enlaces químicos. Así, en estado basal el hidrógeno tiene un número de oxidación de 0, H0.
Si pierde su único electrón, el orbital 1s queda vacío y se forma el catión o ion hidrógeno, H+, de gran movilidad en casi cualquier medio líquido; especialmente el agua. En este caso su número de oxidación es de +1.
Y para cuando sucede lo contrario, es decir, ganando un electrón, el orbital tendrá ahora dos electrones y pasará a ser 1s2. Entonces el número de oxidación viene a ser de -1, y le corresponde al anión hidruro, H–. No está de más destacar que el H– es isoelectrónico al gas noble helio, He; es decir, ambas especies poseen el mismo número de electrones.
En resumen, los números de oxidación para el hidrógeno son: +1, 0 y -1 y la molécula de H2 cuenta como si tuvieran dos átomos de hidrógeno H0.
La fase predilecta del hidrógeno, al menos en condiciones terrestres, es la gaseosa, debido a las razones expuestas previamente. Sin embargo, cuando las temperaturas disminuyen en el orden de los -200 ºC, o si la presión aumenta cientos de miles de veces que la atmosférica, el hidrógeno puede condensar o cristalizar en una fase líquida o sólida, respectivamente.
Bajo esas condiciones las moléculas H2 pueden alinearse de distintos modos para definir patrones estructurales. Las fuerzas de dispersión de London se vuelven ahora altamente direccionales y, por lo tanto, aparecen geometrías o simetrías adoptadas por pares H2.
Por ejemplo, dos pares H2, lo es que igual a escribir (H2)2 definen un cuadrado simétrico o asimétrico. Mientras, tres pares H2, o (H2)3 definen un hexágono, muy parecido a los del carbono en los cristales de grafito. De hecho, esta fase hexagonal es la principal o la más estable para el hidrógeno sólido.
Pero, ¿y si el sólido se compusiera no de moléculas sino de átomos H? Entonces trataríamos con el hidrógeno metálico. Estos átomos de H, recordando las esferas blancas, pueden definir tanto una fase líquida como una sólida metálicas.
El hidrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. Por lo tanto, de haber una fuga representa un riesgo de explosión.
-253 ºC.
-259 ºC.
Prácticamente explota a cualquier temperatura si hay una chispa o fuente de calor cercana al gas, inclusive la luz solar puede incendiar el hidrógeno. Sin embargo, siempre y cuando esté bien almacenado se trata de un gas poco reactivo.
0,082 g/L. Es 14 veces más ligero que el aire.
1,62 mg/L a 21 ºC en agua. Es, en términos generales, insoluble en la mayoría de los líquidos.
1,24·106 mmHg a 25 ºC. Este valor da una idea de lo cerrado que deben estar los cilindros de hidrógeno para evitar que escape el gas.
560vºC.
2,20 en la escala de Pauling.
-285,8 kJ/mol.
0,90 kJ/mol.
0,117 kJ/mol.
El átomo de hidrógeno “normal” es el protio, 1H, el cual constituye alrededor del 99,985% del hidrógeno. Los otros dos isótopos para este elemento son el deuterio, 2H, y el tritio, 3H. Estos se diferencian en el número de neutrones; el deuterio tiene un neutrón, mientras que el tritio tiene dos.
Existen dos tipos de hidrógeno molecular, H2: el orto y el para. En el primero los dos espines (del protón) de los átomos de H están orientados hacia la misma dirección (son paralelos); mientras que en el segundo, los dos espines están en direcciones contrarias (son antiparalelos).
El hidrógeno-para es el más estable de los dos isómeros; pero al aumentar la temperatura, la relación orto:para llega a ser 3:1, lo que significa que predomina el isómero hidrógeno-orto por encima del otro. A temperaturas muy bajas (remotamente cercanas al cero absoluto, 20K), puede obtenerse muestras puras de hidrógeno-para.
La nomenclatura para referirse al hidrógeno es una de las más simples; aunque no sea del mismo modo para sus compuestos inorgánicos u orgánicos. El H2 se le puede llamar con los siguientes nombres además de ‘hidrógeno’:
-Hidrógeno molecular
-Dihidrógeno
-Molécula diatómica de hidrógeno.
Para el ion H+ sus nombres son protón o ión hidrógeno; y si está en medio acuoso, H3O+, catión hidronio. Mientras que el ion H– es el anión hidruro.
El átomo de hidrógeno es el más simple de todos y normalmente se representa como en la imagen superior: un núcleo con un solitario protón (para el 1H), rodeado por un electrón que dibuja una órbita. Sobre este átomo se han construido y estimado todos los orbitales atómicos para los demás elementos de la tabla periódica.
Una representación más leal al entendimiento actual de los átomos sería el de una esfera cuya periferia es definida por la nube electrónica y probabilística del electrón (su orbital 1s).
El hidrógeno es, aunque quizás en menor grado en comparación al carbono, el elemento químico que puede decirse sin lugar a dudas que está en todas partes; en el aire, formando parte además del agua que colma los mares, océanos y nuestros cuerpos, en el crudo petrolero y minerales, así como en los compuestos orgánicos que se ensamblan para originar vida.
Basta con ojear superficialmente cualquier librería de compuestos para encontrar en ellos átomos de hidrógeno.
La cuestión radica en no tanto cuánto sino cómo está presente. Por ejemplo, la molécula H2 es tan volátil y reactiva bajo la incidencia de los rayos solares, que es muy escasa en la atmósfera; por lo tanto, reacciona para unirse a otros elementos y así ganar estabilidad.
Mientras que más arriba, en el cosmos, el hidrógeno se halla predominantemente como átomos neutros, H.
De hecho, se considera el hidrógeno, en su fase metálica y condensada, como la unidad de construcción de las estrellas. Al haber cantidades inconmensurables de ellas y, debido a su robustez y colosales dimensiones, hacen de este elemento el más abundante de todo el universo. Se estima que el 75% de la materia conocida corresponde a átomos de hidrógeno.
Recolectar los átomos de hidrógenos sueltos en el espacio suena poco práctico y extraerlos de las periferias del Sol, o de las nebulosas, inalcanzable. En la Tierra, donde sus condiciones obligan a este elemento existir como H2, puede producirse mediante procesos naturales o geológicos.
Por ejemplo, el hidrógeno tiene su propio ciclo natural en el que ciertas bacterias, microbios y algas pueden generarlo a través de reacciones fotoquímicas. El escalamiento de procesos naturales y paralelos a estos incluye el uso de bioreactores, donde las bacterias se alimentan de hidrocarburos para liberar el hidrógeno contenido en ellos.
Los seres vivos también son productores de hidrógeno, pero en menor grado. Si no fuera así no podría explicarse cómo constituye uno de los componentes gaseosos de las flatulencias; las cuales han demostrado excesivamente que son inflamables.
Por último cabe mencionar que en condiciones anaeróbicas (sin oxígeno) habidas por ejemplo en capas subterráneas, los minerales pueden reaccionar lentamente con el agua para producir hidrógeno. La reacción de fayelita lo demuestra:
3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2
Si bien el biohidrógeno es una alternativa para generar este gas a escalas industriales, los métodos más empleados consisten prácticamente de “quitarles” el hidrógeno a los compuestos que lo contienen, para que así sus átomos se unan y formen el H2.
Los métodos menos amigables con el medio ambiente para producirlo consisten en hacer reaccionar el coque (o el carbón vegetal) con vapor de agua sobrecalentado:
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g)
Asimismo, se ha utilizado el gas natural para este propósito:
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g)
Y debido a que las cantidades de coque o de gas natural son vastas, sale rentable producir hidrógeno por cualquiera de estas dos reacciones.
Otro método para obtener hidrógeno consiste en aplicarle al agua una descarga eléctrica para descomponerla en sus partes elementales (electrólisis):
2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)
En cualquier laboratorio puede prepararse hidrógeno molecular en pequeñas cantidades. Para ello, deben hacerse reaccionar un metal activo con un ácido fuerte, ya sea en un vaso de precipitado o en un tubo de ensayo. El burbujeo observable es clara señal de la formación de hidrógeno, representada por la siguiente ecuación general:
M(s) + nH+(ac) → Mn+(ac) + H2(g)
Donde n es la valencia del metal. Así por ejemplo, el magnesio reacciona con el H+ para producir H2:
Mg(s) + 2H+(ac) → Mg2+(ac) + H2(g)
Los números de oxidación por sí mismos ofrecen un primer acercamiento de cómo participa el hidrógeno en las reacciones químicas. El H2 al reaccionar puede permanecer inalterado, o fraccionarse en los iones H+ o H– dependiendo con qué especies se enlaza; si son más o menos electronegativo que él.
El H2 es poco reactivo debido a la fuerza de su enlace covalente, H-H; sin embargo, esto no es impedimento absoluto para que reaccione y forme compuestos con casi todos los elementos de la tabla periódica.
Su reacción más conocida es con la del gas oxígeno para producir vapores de agua:
H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
Y es tal su afinidad por el oxígeno para formar la estable molécula de agua, que puede incluso reaccionar con él como anión O2- en ciertos óxidos metálicos:
H2(g) + CuO(s) → Cu(s) + H2O(l)
También el óxido de plata reacciona o se “reduce” por la misma reacción:
H2(g) + AgO(s) → Ag(s) + H2O(l)
Estas reacciones del hidrógeno corresponden a las de tipo rédox. Es decir, reducción-oxidación. El hidrógeno se oxida tanto en presencia del oxígeno como de los óxidos metálicos de metales menos reactivos que él; por ejemplo, cobre, plata, tungsteno, mercurio y oro.
Algunos metales pueden absorber el hidrógeno gaseoso para formar hidruros metálicos, los cuales se consideran como si fueran aleaciones. Por ejemplo, los metales de transición como el paladio absorben notorias cantidades de H2, siendo semejantes a esponjas metálicas.
Otro tanto sucede con aleaciones metálicas más complejas. De esta manera puede almacenarse hidrógeno por otros medios además de sus cilindros.
Las moléculas orgánicas también pueden “absorber” hidrógeno mediante mecanismos moleculares y/o interacciones diferentes.
Para los metales, las moléculas H2 se ven rodeadas de los átomos metálicos dentro de sus cristales; mientras que en las moléculas orgánicas, el enlace H-H se rompe para formarse otros enlaces covalentes. En un sentido más formalizado: el hidrógeno no se absorbe, sino que se adiciona a la estructura.
El ejemplo clásico es la adición del H2 al doble o triple enlace de los alquenos o alquinos, respectivamente:
C=C + H2 → H-C-C-H
C≡C + H2 → HC=CH
A estas reacciones también se les da el nombre de hidrogenación.
El hidrógeno reacciona directamente con los elementos para formar una familia de compuestos químicos llamados hidruros. Los hay principalmente de dos tipos: salinos y moleculares.
Asimismo, están los hidruros metálicos, los cuales consisten de las aleaciones metálicas ya mencionadas cuando estos metales absorben hidrógeno gaseoso; y los poliméricos, con redes o cadenas de enlaces E-H, donde E denota al elemento químico.
Salinos
En los hidruros salinos, el hidrógeno participa en el enlace iónico como el anión hidruro, H–. Para que este se forme, necesariamente el elemento tiene que ser menos electronegativo; de lo contrario, no cedería sus electrones al hidrógeno.
Por lo tanto, los hidruros salinos sólo se forman cuando el hidrógeno reacciona con metales muy electropositivos, como los alcalinos y alcalinotérreos.
Por ejemplo, el hidrógeno reacciona con el sodio metálico para producir hidruro de sodio:
2Na(s) + H2(g) → 2NaH(s)
O con el bario para producir hidruro de bario:
Ba(s) + H2(g) → BaH2(s)
Moleculares
Los hidruros moleculares son aún más conocidos que los iónicos. Reciben también el nombre de halogenuros de hidrógeno, HX, cuando el hidrógeno reacciona con un halógeno:
Cl2(g) + H2(g) → 2HCl(g)
Aquí el hidrógeno participa en el enlace covalente como H+; ya que, las diferencias entre las electronegatividades entre ambos átomos no es muy grande.
La misma agua puede considerarse como un hidruro de oxígeno (u óxido de hidrógeno), cuya reacción de formación ya se expuso. Muy parecida es la reacción con el azufre para dar sulfuro de hidrógeno, un gas maloliente:
S(s) + H2(g) → H2S(g)
Pero de todos los hidruros moleculares el más famoso (y quizás el más difícil de sintetizar) es el amoniaco:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
En el apartado anterior ya se abordó uno de los principales usos del hidrógeno: como materia prima para el desarrollo de síntesis, inorgánicas u orgánicas. Controlar este gas usualmente no tiene otra finalidad que el de hacerlo reaccionar para crear otros compuestos diferentes de los que se extrajo.
– Es uno de los reactivos para la síntesis del amoniaco, el cual a su vez tiene interminables aplicaciones industriales, empezando por la elaboración de fertilizantes, hasta como material para nitrogenar fármacos.
– Se destina para reaccionar con el monóxido de carbono y producir así masivamente metanol, un reactivo que tiene alta importancia en los biocombustibles.
– Es un agente reductor de ciertos óxidos metálicos, por lo que se utiliza en la reducción metalúrgica (ya explicada para el caso del cobre y otros metales).
– Reduce las grasas o aceites para producir margarina.
En la industria petrolera se emplea el hidrógeno para “hidrotratar” el crudo petrolero en los procesos de refinamiento.
Por ejemplo, se busca fragmentar moléculas grandes y pesadas en moléculas pequeñas y con mayor demanda en el mercado (hidrocraqueo); liberar los metales atrapados en las jaulas de petroporfirinas (hidrodesmetalización); eliminar los átomos de azufre como H2S (hidrodesulfuración); o reducir los dobles enlaces para crear mezclas ricas en parafinas.
El hidrógeno en sí mismo es un combustible excelente para cohetes o naves espaciales, ya que pequeñas cantidades del mismo al reaccionar con el oxígeno, liberan enormes cantidades de calor o energía.
En menor escala, esta reacción se aprovecha para el diseño de celdas o baterías de hidrógeno. Sin embargo, dichas celdas enfrentan las dificultades de no poder almacenar este gas apropiadamente; y el desafío de independizarse completamente de la quema de los combustibles fósiles.
Por el lado positivo, utilizado como combustible el hidrógeno libera sólo agua; en lugar de gases que representen medios de contaminación para la atmósfera y los ecosistemas.
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