EL HIDRÓGENO Y EL AGUA El hidrógeno El hidrógeno es una entidad química «aparte», que hay que aislar en la clasificación de Mendeleiev. En la naturaleza (terrestre), raramente aparece en forma de átomos libres, sino formando parte de compuestos, los más abundantes de los cuales son el agua (H2O) y los compuestos orgánicos (en especial los hidrocarburos). • Isótopos. Se conocen tres isótopos del hidrógeno, caracterizados por la existencia de 0, 1 o 2 neutrones en el núcleo. En los tres casos, el núcleo sólo comprende un protón (Z = 1) y, en la periferia, sólo hay un electrón. El hidrógeno más extendido (protio, 99,985%) es el isótopo de 0 neutrones). • Los iones. Por pérdida de un electrón, el hidrógeno neutro pasa a ser el protón H+ (energía de ionización: 13,6 eV). Este ion raramente está aislado: está unido a toda partícula o a todo conjunto de partículas polarizables: H3O+ en el agua, NH4+ en el amoníaco, etc. Es posible producir un ion H⁻ por fijación de un electrón en el átomo (ΔH = −16 kcal/ mol). • El hidrógeno molecular resulta de la unión de 2 átomos, constituye una molécula notablemente estable que se forma según la reacción: 2H → H2 ΔH = −104,5 kcal/mol. Si se tienen en cuenta los spins, son posibles dos moléculas de hidrógeno: – ortohidrógeno: spins paralelos; – parahidrógeno: spins antiparalelos. (El hidrógeno natural comprende 75% de ortohidrógeno y 25% de parahidrógeno.) • Reacciones de adición. El hidrógeno es poco reactivo a las temperaturas ordinarias. Las principales reacciones son: – con el cloro (Cl): Cl2 + H2 → HCl (acelerada por la luz o el calor) – con el oxígeno (requiere un catalizador o una chispa eléctrica): H2 + 1/2 O2 → H2O (vapor) + 58 kcal(síntesis del agua) – con el nitrógeno (en caliente y bajo presión): N2 + 3 H3 ⇄ 2 NH3 + 2 x l2 kcal – con el carbono a alta temperatura (arco eléctrico): 2C + H2 → C2H2 − 51 kcal (síntesis del acetileno). • La acción del hidrógeno sobre los compuestos es doble: – El hidrógeno es reductor en caliente: fija los elementos electronegativos contenidos en los compuestos, como el oxígeno, el cloro, etc.: CuO + H2 → Cu + H2O2 ClAg + H2 → 2Ag + 2HCl – el hidrógeno es capaz de ser fijado en cuerpos que tengan valencias no utilizadas (reacciones de adición llamadas hidrogenación). Ejemplo • Preparación. En el laboratorio, el hidrógeno se prepara por acción del ácido sulfúrico diluido sobre el cinc: – En la industria, el hidrógeno se prepara por electrólisis del agua o por descomposición del agua por el carbón. El agua • Las aguas naturales contienen en solución numerosos compuestos. El agua pura se obtiene por destilación (ebullición del agua, que se recoge en estado de vapor y se condensa). • Composición del agua. El agua puede descomponerse en sus elementos sea por electrólisis, sea por medio de agentes químicos muy activos como el carbono: El análisis del agua muestra que su fórmula es H2O (cuando el hidrógeno que forma la molécula es el deuterio o hidrógeno pesado, se está en presencia de agua pesada). • Propiedades químicas del agua. El agua es un cuerpo muy estable, que da dos clases de reacciones: – hidrólisis (destrucción de una molécula por acción del agua, que actúa por medio de sus iones H+ y OH⁻): en química inorgánica puede compararse a estas reacciones la hidrólisis de un anhídrido (etimológicamente: «privado de agua»): SO3 + HOH → SO2(OH)2. En esta reacción se ha expresado la fórmula del agua en la forma HOH para poner en evidencia los iones que constituyen los elementos activos de esta reacción. De una manera general, puede escribirse: anhídrido + agua → ácido y: ácido − agua → anhídrido. – Hidratación: el agua, en presencia de un metal, puede dar hidróxidos metálicos (ejemplo: Na + H2O → Na+OH⁻ + 1/2H2) o bien óxidos (acción sobre el hierro, por ejemplo).