Hidróxeno

Editar as ligazóns
Este é un dos 1000 artigos que toda Wikipedia debería ter
1000 12/16
Na Galipedia, a Wikipedia en galego.

Para outras páxinas con títulos homónimos véxase: Hidróxeno (homónimos).
Hidróxeno
-
 
 
1		 H
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
H
Li
- ← Hidróxeno → Helio
Táboa periódica dos elementos
[[Ficheiro:{{{espectro}}}|300px|center]]
Liñas espectrais do Hidróxeno
Información xeral
Nome, símbolo, número Hidróxeno, H, 1
Serie química Non metais
Grupo, período, bloque 1, 1, s
Densidade 0,089 9 kg/m3
Dureza {{{dureza}}}
Aparencia Incoloro
N° CAS {{{CAS}}}
N° EINECS {{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica 1,00784-1,00811[1] u
Raio medio 25 pm
Raio atómico (calc) 53 pm
Raio covalente 37 pm
Raio de van der Waals 120 pm
Configuración electrónica 1s1
Electróns por nivel de enerxía 1
Estado(s) de oxidación 1, -1
Óxido Anfótero
Estrutura cristalina hexagonal
Propiedades físicas
Estado ordinario Gas
Punto de fusión 14,025 K
Punto de ebulición 20,268 K
Punto de inflamabilidade 255 K
Entalpía de vaporización 0,44936 kJ/mol
Entalpía de fusión 0,05868 kJ/mol
Presión de vapor 209 Pa a 23 K
Temperatura crítica 23,97 K
Presión crítica 1,293·106 Pa
Volume molar 22,42×10-3 m3/mol
Velocidade do son 1270 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling) 2,2
Calor específica 1,4304·104 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica - S/m
Condutividade térmica 0,1815 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización 1312 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización2}}} kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización3}}} kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización4}}} kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización5}}} kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización6}}} kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD
MeV
1H99,985 %estable con 0 neutróns
2H0,015 %estable con 1 neutróns
3Hsintético12,33 anosβ0,0193He
Unidades segundo o SI e en condicións normais de presión e temperatura, salvo indicación contraria.

O hidróxeno (en grego, 'creador de auga') é un elemento químico de número atómico 1, representado polo símbolo H. Cunha masa atómica do 1,00794 (7) u, é o máis lixeiro dos elementos da táboa periódica. Polo xeral, preséntase na súa forma molecular, formando o gas diatómico (H2) en condicións normais. Este gas é inflamable, incoloro, inodoro, non metálico e insoluble en auga.[2]

O elemento hidróxeno, por posuír distintas propiedades, non se encadra claramente en ningún grupo da táboa periódica, sendo moitas veces colocado no grupo 1 (ou familia 1A) por posuír só un electrón na capa de valencia (ou capa superior).

A súa forma monatomica (H) é a substancia química máis abundante no Universo, constituíndo aproximadamente o 75% de toda a masa bariónica.[3][nota 1] Na súa secuencia principal, as estrelas están compostas principalmente por hidróxeno en estado de plasma. O hidróxeno elemental é relativamente raro na Terra e é producido industrialmente a partir de hidrocarburos como, por exemplo, o metano. A maior parte do hidróxeno elemental obtense "in situ", é dicir, no lugar e no momento no que se necesita. Os maiores mercados no mundo gozan da utilización do hidróxeno para o melloramento de combustibles fósiles (no proceso de hidrocraqueo) e na produción de amoníaco (principalmente para o mercado de fertilizantes). O hidróxeno pode obterse a partir da auga por un proceso de electrólise, pero resulta un método moito máis caro que a obtención a partir do gas natural.[4]

O hidróxeno é o elemento máis sinxelo, cun só protón e un só electrón.

Ten tres isótopos naturais:

Coñécense outros isótopos inestables, que non se atopan na natureza: 4H, 5H e 6H.

Foi descuberto en Londres no 1766 por Henry Cavendish.

Estado natural[editar | editar a fonte]

O hidróxeno é o elemento químico de número atómico 1. É o elemento químico máis lixeiro e máis abondoso do Universo, compoñente principal das estrelas (H2 e H) durante a meirande parte da súa vida (en estado de plasma) e presente no espazo interestelar (H). Na Terra, aparece "libre" só en trazas na baixa atmosfera (0.5 ppm, H2), porén, combinado está moi distribuído en multitude de substancias: o 80% do planeta está recuberto por auga, os compostos orgánicos, como carbohidratos e proteínas da materia viva, e en combustibles fósiles (hidrocarburos e gas natural).

En estado libre, en condicións normais, non se atopa baixo a súa forma atómica illada, senón formando moléculas diatómicas. A vida media dos átomos illados é moi pequena (~0.3 s) debido a que a molécula ten unha entalpía de formación moi alta (ΔHº = -436 kJ/mol H2).[5] Este é un gas incoloro e inodoro.

É capaz de reaccionar coa meirande parte dos elementos. O núcleo do isótopo máis abundante está formado por un só protón. Ademais existen outros dous isótopos naturais: o deuterio, cun neutrón e o tricio con dous.

Isótopos[editar | editar a fonte]

O isótopo máis común do hidróxeno, chamado protio, non ten neutróns, existindo outros dous, o deuterio (D) cun e o tricio (T), radioactivo con dous. O deuterio ten unha abundancia natural entre 0,0184% e 0,0082% (IUPAC), mentres do Tricio e outros isótopos máis pesados só existen trazas:

Representación animada dun átomo de deuterio, un dos isótopos do hidróxeno.
  • 3H : O terceiro isótopo, radioactivo, o Tricio contén 2 neutróns e o protón. Emite radiación beta e ten unha vida media de 12,32 anos.
  • 4H : O Hidróxeno-4 foi sintetizado bombardeando tricio con núcleos de deuterio rápido. Descomponse radiactivamente a través da emisión de neutróns e ten unha vida media de 9,93696x10−23 segundos.
  • 5H : En 2001 os científicos detectaron hidróxeno-5 bombardeando hidróxeno con ións pesados. Descomponse por emisión de neutróns cunha vida media de 8,01930x10−23 segundos.
  • 6H : O Hidróxeno-6 descomponse a través dunha tripla emisión de neutróns cunha vida media de 3,26500−22 segundos.
  • 7H : En 2003 foi creado o hidróxeno-7[6] no laboratorio RIKEN no Xapón por colisión dun feixe de alta enerxía de átomos de helio-8 cunha diana de hidróxeno crioxénico, detectando núcleos de tricio e neutróns a partir da ruptura deste hidróxeno, método parello ó usado para detectar e producir hidróxeno-5.
Hydrogen Spectrum Test

O hidróxeno é o único elemento químico que ten nomes e símbolos químicos distintos para os seus diferentes isótopos.

Características principais[editar | editar a fonte]

O hidróxeno é o elemento químico máis lixeiro, estando o seu isótopo máis abundante feito por un único par protón-electrón. En condicións normais de presión e temperatura forma un gas diatómico, H2 cun punto de ebulición de tan só 20,27 K (-252,88 °C) e un punto de fusión de 14,02 K (-259,13 °C). A moi alta presión, como no núcleo das estrelas xigantes de gas, as moléculas varían as súas propiedades e o hidróxeno convértese nun líquido metálico (ver hidróxeno metálico). A moi baixa presión, como a do espazo exterior, o hidróxeno tende a existir en átomos individuais, sinxelamente porque é moi baixa a probabilidade de que se combinen; porén, cando isto sucede poden chegar a formarse nubes de H2 que se asocian á xénese das estrelas.

Este elemento ten unha función fundamental no universo, pois pola fusión estelar (combinación de átomos de hidróxeno do que resulta un átomo de helio) proporciona grandes cantidades de enerxía.

Representación dun átomo de hidróxeno.

Posibilidades de enlace[5][editar | editar a fonte]

Química iónica catiónica[editar | editar a fonte]

A reacción de discociación dunha molécula diatómica de hidróxeno (H2) coa posterior ionización do hidróxeno elemental (H) a ión catiónico H+ (protón), consome unha enerxía total de reacción de 1529 kJ/mol H+, o que, comparándoo con elementos metálicos do seu mesmo grupo, como o Li cun consumo de 682 kJ/mol no proceso total, converte este tipo de química practicamente imposbile para o hidróxeno.

En disolución acuosa as cousas cambian, podemos atopar a especie protón, mais nunca libre, senón que sempre asociado a moléculas de auga na forma H3O+(ac) pois a entalpía do proceso de formación desta última especie é de -1120 kJ/mol.

Abundancia dos elementos no Universo. O máis abundante con diferenza é o H2.

Química iónica aniónica[editar | editar a fonte]

A reacción de discociación dunha molécula diatómica de hidróxeno (H2) coa posterior ionización do hidróxeno elemental (H) a ión aniónico H- (hidruro), ten unha entalpía de reacción de ΔHº = 146 kJ/molm máis favorable que no caso do protón, polo que a química de hidruros iónicos é posible e existe.

Química covalente[editar | editar a fonte]

Este tipo de química é a máis abundante do hidróxeno, estando na súa maioría de compostos: H2O, CH4 (e todos os compostos orgánicos), H2SO4...

Descuberta e usos[editar | editar a fonte]

O dirixible Hindenburg nunha imaxe de 1936. Usaba hidróxeno como gas elevador.

O hidróxeno diatómico gasoso, H2, foi o primeiro producido artificialmente e formalmente descrito por T. von Hohenheim (máis coñecido por Paracelso), quen o obtivo artificialmente mesturando metais con ácidos fortes. Paracelso non era consciente de que o gas inflamable xerado nestas reaccións químicas estaba composto por un novo elemento químico. En 1671, Robert Boyle redescubriu e describiu a reacción que se producía entre limaduras de ferro e ácidos diluídos, o que resulta na produción de gas hidróxeno.[7] En 1766, Henry Cavendish foi o primeiro en recoñecer o hidróxeno gasoso como unha substancia discreta, identificando o gas producido na reacción metal-ácido como "aire inflamable", e descubrindo máis profundamente en 1781 que o gas produce auga cando se queima. Xeralmente, se lle da o crédito polo seu descubrimento como un elemento químico.[8][9] En 1783, Antoine Lavoisier deu ao elemento o nome de hidróxeno (do grego υδρώ (hydro), auga e γένος-ου (xenes) xerar, é dicir, "produtor de auga")[10][11] cando el e Laplace reproduciron o descubrimento de Cavendish, onde se produce auga cando se queima hidróxeno.[9]

Lavoisier produciu hidróxeno para os seus experimentos sobre conservación da masa facendo reaccionar un fluxo de vapor con ferro metálico a través dun tubo de ferro incandescente quentado ao lume. A oxidación anaerobia de ferro polos protóns da auga a alta temperatura pode ser representada esquematicamente polo conxunto das seguintes reaccións:

   Fe +    H2O → FeO + H2
2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Moitos metais, como o circonio, sométense a unha reacción similar coa auga, o que conduce á produción de hidróxeno.

O hidróxeno foi licuado por primeira vez por James Dewar en 1898 ao usar refrixeración rexenerativa, e a súa invención aproximábase moito ao que coñecemos hoxe como termo.[9] Produciu hidróxeno sólido o ano seguinte.[9] O deuterio foi descuberto en decembro de 1931 por Harold Urey, e o tritio preparárono en 1934 Ernest Rutherford, Marcus Oliphant e Paul Harteck.[8] A auga pesada, que ten deuterio no canto de hidróxeno regular na molécula de auga, foi descuberta polo equipo de Urey en 1932.[9]

François Isaac de Rivaz construíu o primeiro dispositivo de combustión interna propulsado por unha mestura de hidróxeno e osíxeno en 1806. Edward Daniel Clarke inventou o retroceso de gas de hidróxeno en 1819. A lámpada de Döbereiner e a luminaria Drummond foron inventadas en 1823.[9]

O enchido do primeiro globo con gas hidróxeno foi documentado por Jacques Charles en 1783.[9] O hidróxeno provía por primeira vez dun xeito fiable o ascenso nos viaxes aéreos despois da invención de Henri Giffard en 1852 da primeira aeronave elevado por hidróxeno.[9] O conde alemán Ferdinand von Zeppelin promoveu a idea de utilizar o hidróxeno para elevar aeronaves ríxidas, máis tarde chamadas zepelines, a primeira das cales tivo o seu voo inaugural en 1900.[9] Os voos normais comezaron en 1910 e para o inicio da Primeira guerra mundial, en agosto de 1914, trasladáranse 35 000 pasaxeiros sen ningún incidente grave. Os dirixibles elevados con hidróxeno utilizáronse como plataformas de observación e bombardeiros durante a guerra.[12]

A primeira travesía transatlántica sen escalas fíxoa o dirixible británico R34 en 1919. Poucos anos despois iniciouse o servizo regular de pasaxeiros e o descubrimento do helio nos Estados Unidos prometía incrementar a seguridade, mais o goberno estadounidense negouse a vender o gas para este fin. Polo tanto o dirixible Hindenburg usaba H2 cando resultou destruído polas lapas no medio do aire de Nova Jersey o 6 de maio de 1937. O incidente puido ser seguido en directo pola radio e foi filmado. O encendido dunha fuga de hidróxeno atribuiuse como a causa do incidente, pero as investigacións posteriores sinalaron á ignición do revestimento de tecido aluminizado debido á electricidade estática. Porén, o dano á reputación do hidróxeno como gas elevador de dirixibles xa estaba feito, e cesaron as viaxes comerciais destas aeronaves. Hoxe en día, o hidróxeno segue usándose, con preferencia ao non inflamable pero máis caro helio, como gas elevador dos globos meteorolóxicos.

Ese mesmo ano de 1937, a Dayton Power & Light Co. puxo en servizo en Daitona o primeiro turboxerador refrixerado con hidróxeno, que usaba hidróxeno gasoso como refrixerante no rotor e no estator debido á súa condutividade térmica.[13] Hoxe é o tipo máis común no seu campo.

Aplicacións[editar | editar a fonte]

Úsase para o procesado de alimentos (como a hidroxenación de aceites), na industria necesítanse grandes cantidades de hidróxeno (como redutor, para a síntese de amoníaco no chamado Proceso Haber, do metanol, do ácido clorhídrico e de diversas combinacións orgánicas), como combustible de foguetes, na soldadura autóxena, como refrixerante (en estado líquido), nas células combustibles etc.

Outros usos que poden citarse son:

Niveis de enerxía[editar | editar a fonte]

O estado enerxético fundamental do electrón nun átomo de Hidróxeno é de 13,6 eV, equivalente a un fotón ultravioleta de aproximadamente 92 nm.

Segundo o Modelo de Bohr, os niveis enerxéticos do átomo de Hidróxeno poden ser calculados aproximadamente. Baséase no cálculo do movemento dun electrón arredor dun protón, ó xeito da Terra arredor do Sol, se ben no caso planetario a forza é a da gravidade, mentres no átomo é a forza electromagnética. Outra diferenza é debida á consideración da Mecánica cuántica, resultando que as posicións do electrón están estatisticamente limitadas. A modelaxe do átomo de hidróxeno deste xeito subministra os niveis correctos para a enerxía e o espectro.

Obtención[editar | editar a fonte]

O hidróxeno é o elemento máis abondoso, o 75% da masa e o 90% dos átomos do universo. Atópase en abundancia nas estrelas e nos planetas xigantes gasosos. Non obstante, na atmosfera terrestre atópase só nunha fracción de 1 ppm en volume.

A fonte máis común de hidróxeno é a auga, composta por dous átomos de hidróxeno e un de osíxeno (H2O). Outra fonte é a meirande parte dos compostos orgánicos, incluídos os participantes nas formas vivas, os combustibles fósiles e o gas natural. O metano, produto da descomposición orgánica, estase a usar cada vez máis para a obtención do hidróxeno.

O hidróxeno Obtense por:

Compostos[editar | editar a fonte]

O hidróxeno ten unha electronegatividade intermedia (2,2), polo que pode formar compostos nos que ser o elemento con maior ou menor carácter metálico. Tanto cos elementos metálicos dos grupos 1 e 2 como cos non metais dos grupos 15, 16 e 17 forma hidruros. Cos primeiros está presente en forma de H- (é algo así como se o hidróxeno estivera disolto entre os átomos do outro elemento) mentres que nos segundos está presente como ión H+, polo que estes derradeiros teñen carácter ácido, con forte tendencia a atraer electróns. Os ácidos en disolución forman ións hidronio (H3O+).

Algúns compostos binarios son amoníaco (NH3), hidracina (N2H4), auga (H2O), auga osixenada (H2O2), sulfuro de hidróxeno (H2S) etc. Na formación destes compostos libérase unha gran cantidade de enerxía; por exemplo, H e O queiman explosivamente no aire.

Co carbono (elemento do grupo 14) forma unha gran cantidade de compostos, os hidrocarburos e derivados que son o obxecto de estudo da química orgánica.

Formas[editar | editar a fonte]

En condicións normais, o gas hidróxeno é unha mestura de dous tipos de hidróxeno diferentes en función da dirección do espín dos seus electróns e núcleos. Estas formas coñécense como orto- e para-hidróxeno. O hidróxeno normal está composto por un 25% da forma para- e un 75% da forma orto-, a considerada "normal", aínda que non poida obterse en estado puro. Ámbalas dúas formas teñen enerxías lixeiramente diferentes, o que provoca que as súas propiedades físicas non sexan idénticas; así, a forma para- ten puntos de fusión e fervenza 0,1 K máis baixos que a forma orto-.

Precaucións[editar | editar a fonte]

O hidróxeno é un gas extremadamente inflamable. Reacciona violentamente co flúor e cloro, especialmente co F, co que a reacción é tan rápida e imprevisible que non se pode controlar. Tamén é perigosa a súa despresurización rápida, pois a diferenza do resto de gases, ó expandirse por riba de -40 °C quéntase, e pode inflamarse.
A auga pesada é tóxica para a meirande parte das especies, aínda que a dose mortal é moi grande.

Notas[editar | editar a fonte]

  1. ↑ Con todo, a maior parte da masa do universo non está en forma de barións ou elementos químicos, Véxase materia escura e enerxía escura.

Referencias[editar | editar a fonte]

  1. ↑ CIAAW
  2. ↑ Cabral Murphy (2009). "Hidrogênio é o Futuro" (en portugués). Revista Galileu, 2009. Arquivado dende o orixinal o 03 de marzo de 2016. Consultado o 26 de marzo do 2016. 
  3. ↑ Palmer, David (13 de setembro). "Hydrogen in the Universe". NASA. Consultado o 30 de decembro do 2015. 
  4. ↑ Staff (2009). "Hydrogen Basics — Production". Florida Solar Energy Center. Consultado o 26 de marzo do 2016. 
  5. ↑ 5,0 5,1 Housecroft, C.E.; Sharpe, A.G. (2006). Química Inorgánica. Pearson Educación. 
  6. ↑ Artigo en physicsweb.org (en inglés)
  7. ↑ "Webelements – Hydrogen historical information" (en inglés). Consultado o 15 de setembro de 2005. 
  8. ↑ 8,0 8,1 "Hydrogen". Van Nostrand's Encyclopedia of Chemistry (en inglés). Wiley-Interscience. 2005. pp. 797–799. ISBN 0-471-61525-0. 
  9. ↑ 9,0 9,1 9,2 9,3 9,4 9,5 9,6 9,7 9,8 Emsley, John (2001). Nature's Building Blocks (en inglés). Oxford: Oxford University Press. pp. 183–191. ISBN 0-19-850341-5. 
  10. ↑ Stwertka, Albert (1996). A Guide to the Elements (en inglés). Oxford University Press. pp. 16-21. ISBN 0-19-508083-1. 
  11. ↑ Asimov, Isaac (2014). Breve historia de la química: Introducción a las ideas y conceptos de la química. El Libro de Bolsillo (en castelán). Alianza Editorial. p. 83. ISBN 978-84-206-6421-7. 
  12. ↑ Lehmann, Ernst A.; Mingos, Howard (1927). "1: German airships prepare for war". The Zeppelins: The Development of the Airship, with the Story of the Zepplins Air Raids in the World War (en inglés). Arquivado dende o orixinal o 30 de setembro de 2008. Consultado o 6 de novembro de 2009. 
  13. ↑ National Electrical Manufacturers Association (1946). A chronological history of electrical development from 600 B.C (en inglés). p. 102. 

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Bibliografía[editar | editar a fonte]

Outros artigos[editar | editar a fonte]

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]

Traído desde «https://gl.wikipedia.org/w/index.php?title=Hidróxeno&oldid=6346873»