Química de Elementos Representativos: Hidrógeno, Gases Nobles y Halógenos

Hidrógeno (H)

El hidrógeno es el elemento químico más ligero y abundante en el universo. Su molécula diatómica se representa como H₂.

Isótopos del Hidrógeno

• Protio (¹H): El isótopo más común, sin neutrones.
• Deuterio (²H): Contiene un neutrón. Se obtiene por destilación fraccionada. Es poco reactivo y se utiliza como disolvente en ciertas aplicaciones.
• Tritio (³H): Contiene dos neutrones. Es radiactivo y se emplea en aplicaciones médicas, de investigación y militares.

Síntesis de Hidrógeno en Laboratorio

Reducción de H⁺

Se logra mediante la reacción de ácidos no oxidantes con metales:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

O mediante la reacción de agua con metales muy reductores:

2H2O + 2Na → 2Na+ + 2OH- + H2

Oxidación de H^-

Se produce por la reacción de hidruros con agua:

CaH2 + 2H2O → Ca2+ + 2OH- + 2H2

Obtención Industrial de Hidrógeno

Electrólisis del Agua

Un método para producir hidrógeno y oxígeno:

2H2O → O2 + 2H2

A partir de Hidrocarburos (Reformado con Vapor)

Proceso común utilizando metano y vapor de agua:

CH4 + 2H2O → CO2 + 4H2

Descomposición del Agua en Estado Vapor (Proceso de Bosch)

Reacción del vapor de agua con hierro a altas temperaturas:

3Fe + 4H2O(g) → Fe3O4 + 4H2

Reacción del Hidrógeno con Halógenos

La reactividad del hidrógeno con halógenos (para formar halogenuros de hidrógeno) varía desde explosiva (con flúor) hasta poco favorecida (con yodo), disminuyendo la reactividad al descender en el grupo de los halógenos.

Tipos de Hidruros

• Hidruros Salinos (Iónicos)

  Contienen el ion hidruro (H^-). Los forman metales alcalinos y alcalinotérreos. Son sólidos blancos y cristalinos.

• Hidruros Covalentes

  El hidrógeno comparte un par de electrones. Elementos como B, Al, Ga forman dímeros, mientras que el resto forman monómeros. Sufren descomposición térmica para generar hidrógeno y el elemento correspondiente.

• Hidruros Metálicos (Intersticiales)

  Presentan propiedades diversas según la ubicación del hidrógeno en la red metálica. No poseen características químicas similares.

Aplicaciones del Hidrógeno

• Obtención de amoníaco (NH₃).
• Producción de metanol.
• Como combustible.
• Producción de ácido clorhídrico (HCl).
• En la industria de gas licuado.
• En la industria alimentaria (hidrogenación).
• Síntesis de gasolina.

Gases Nobles

Los gases nobles son elementos del grupo 18 de la tabla periódica, caracterizados por su baja reactividad debido a su configuración electrónica estable.

Propiedades Físicas de los Gases Nobles

• Densidad

  Solo actúan las fuerzas de Van der Waals. La densidad crece al descender en el grupo.

• Volumen

  Depende del empaquetamiento atómico.

• Puntos de Fusión y Ebullición

  Son monoatómicos y no poseen momento dipolar. Sus puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo.

• Energía de Ionización

  El primer elemento (Helio) tiene una energía de ionización muy elevada, la cual disminuye al descender en el grupo.

• Electronegatividad

  Prácticamente nula, ya que no tienden a atraer electrones en un enlace químico.

Reacciones del Xenón con Flúor

El xenón puede reaccionar con flúor bajo condiciones específicas para formar fluoruros de xenón:

• Xe + F₂ → XeF₂ (proporción 400:1)
• Xe + 2F₂ → XeF₄ (proporción 600:6)
• Xe + 3F₂ → XeF₆ (proporción 300:60)

En agua, estos compuestos reaccionan de manera violenta, siendo más reactivos cuanto mayor sea la proporción de flúor.

Estructura de los Fluoruros de Xenón

Las geometrías moleculares de los fluoruros de xenón incluyen:

• XeF₂: Lineal
• XeF₄: Cuadrada plana
• XeF₆: Octaedro distorsionado
• Otros compuestos de xenón pueden presentar estructuras tetraédricas o piramidales.

Halógenos

Los halógenos son elementos del grupo 17, conocidos como "formadores de sales". Se presentan como moléculas diatómicas (X₂) en su estado elemental. Sus estados físicos a temperatura ambiente varían:

• Flúor (F₂): Gas
• Cloro (Cl₂): Gas
• Bromo (Br₂): Líquido
• Yodo (I₂): Sólido

Fuentes Naturales de Halógenos

• Flúor

  Se encuentra en minerales como la fluorita (CaF₂), la criolita (Na₃AlF₆) y el fluoroapatito (Ca₅(PO₄)₃F).

• Cloro

  Principalmente como cloruro de sodio (NaCl) en sal gema y agua de mar, silvina (KCl), MgCl₂ y CaCl₂.

• Bromo

  Acompaña a los cloruros en forma de bromuros, por ejemplo, NaBr, KBr, MgBr₂ y CaBr₂.

• Yodo

  Presente en algas marinas, nitrato de Chile y en la hormona tiroxina.

• Ástato

  Es un elemento radiactivo y muy escaso.

Propiedades Electrónicas de Flúor y Cloro

El flúor tiene una configuración electrónica 2s²2p⁵, por lo que los orbitales que participan en el enlace sigma son los orbitales p.

La configuración del cloro es 3s²3p⁵, con orbitales 3d vacíos. Como consecuencia, el enlace del cloro se refuerza por el enlace pi, y la energía de enlace del cloro es mayor que la del flúor.

Poder Oxidante de los Halógenos

El poder oxidante de los halógenos aumenta al subir en el grupo. El flúor es el halógeno más oxidante, con una fuerte tendencia a reducirse a fluoruro (F^-).

Obtención de Halógenos

Obtención del Flúor

1. Método 1: A partir de Fluorita

   Se obtiene a partir de fluorita con electrólisis (la reacción previa para obtener HF es):

   3CaF2 + 2HPO4 → 6HF + Ca3(PO4)2

2. Método 2: Método de Moissan

   Se mezcla HF con KF para formar KHF₂, que luego se somete a electrólisis:

   KHF2 → KF + HF + 0.5H2

   El KF se regenera y el HF se consume, por lo que debe añadirse continuamente.

Obtención del Cloro

Se funde NaCl para obtener Na y Cl₂ y se somete a electrólisis:

2NaCl → 2Na + Cl2

Obtención del Bromo

Acompaña a los cloruros en forma de bromuros en el agua de mar. Se obtiene por oxidación con cloro:

2Br- + Cl2 → Br2 + 2Cl-

Obtención del Yodo

Acompaña al cloruro en yacimientos salados. Se obtiene por oxidación con cloro:

2I- + Cl2 → I2 + 2Cl-

O por reducción de yodatos:

2NaIO3 + 5SO2 + 4H2O → 2NaHSO4 + I2 + 3H2SO3

Halogenuros de Hidrógeno en Disolución Acuosa

La fuerza ácida de los halogenuros de hidrógeno en disolución acuosa sigue el orden:

HI > HBr > HCl > HF (en función de la distancia del enlace H-X)

El HF no es un ácido fuerte porque forma enlaces por puente de hidrógeno con el agua y porque el enlace H-F es el más fuerte.

Obtención de Halogenuros de Hidrógeno

Se pueden obtener por reacción directa con hidrógeno:

X2 + H2 → 2HX

O por reacción de sales con ácidos:

• Para HF:

  CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF

• Para HCl:

  NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

• Para HBr:

  NaBr + H3PO4 → NaH2PO4 + HBr

• Para HI:

  NaI + H3PO4 → NaH2PO4 + HI

Óxidos de Halógenos

Los óxidos de halógenos suelen tener un olor fétido y una tendencia a explotar. Ejemplos:

• Flúor: OF₂ y O₂F₂
• Cloro: ClO, Cl₂O, ClO₂ y Cl₂O₇
• Bromo: No hay óxidos estables conocidos.
• Yodo: I₂O₅ (el más estable)

Oxoácidos y Oxosales de Halógenos

No existen oxoácidos ni oxosales de flúor.

Geometría de Oxoaniones de Cloro

Las geometrías de algunos oxoaniones de cloro son:

• ClO^- (Hipoclorito): Lineal
• ClO₂^- (Clorito): Angular
• ClO₃^- (Clorato): Trigonal piramidal
• ClO₄^- (Perclorato): Tetraédrica