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Hidruros . Estudio del agua

Hidruros . Estudio del agua. TEMA 21 :. 21.1 Hidruros. Clasificación 21.2 El Agua. Estructura y Propiedades. 1º BIOTECNOLOGÍA 2006-2007 Grupo 2. Juan Antonio Álvarez Román Ana Del Valle Cano Pablo González Requejo. Carlos López Viso Nuria Roldán López

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Hidruros . Estudio del agua

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Presentation Transcript

  1. Hidruros . Estudio del agua TEMA 21 : 21.1 Hidruros. Clasificación 21.2 El Agua. Estructura y Propiedades 1º BIOTECNOLOGÍA 2006-2007 Grupo 2. Juan Antonio Álvarez Román Ana Del Valle Cano Pablo González Requejo Carlos López Viso Nuria Roldán López Sara R. Santana Hernández

  2. HIDRUROS COMPUESTOS BINARIOS DE HIDRÓGENO

  3. HIDRUROS IÓNICOS

  4. HIDRUROS IÓNICOS • Los hidruros iónicos sólo se forman con los metales más electropositivos: elementos del bloque s a excepción del Be y Mg • Sus estructuras, típicamente iónicas, contienen el catión metálico M+ y el anión H- • Suelen ser sólidos cristalinos de color blanco • Se obtienen calentando el metal en presencia de H2 en un rango de temperaturas que oscila entre 300 y 700 ºC – Sus puntos de fusión son altos (típicos de sustancias iónicas; LiH 680ºC), aunque la mayor parte de ellos se disocian antes de fundir – Son más densos que los metales correspondientes

  5. HIDRUROS IÓNICOS • La naturaleza iónicade estos hidruros se pone de manifiesto por los siguientes hechos: – La estructura cristalinano muestra evidencias de direccionalidad en el enlace – En estado fundido conducen la electricidad. Por ejemplo el LiH fundido conduce la electricidad – La electrolisis del fundido genera H2 (g) en el ánodo – Los datos de difracción de Rayos X apoyan la existencia de iones M+ y H- en la red cristalina

  6. HIDRUROS IÓNICOS •Los hidruros de los alcalinos presentan redes tridimensionales típicamente iónicas: NaCl, (Cl- se sustituye por H-) • Los alcalino-térreos, con excepción del BeH2 y MgH2, adoptan la estructura tipo Pbcl2 – El BeH2 es un compuesto polimérico con estructura en cadenas – El MgH2 tiene la estructura del rutilo NaCl Rutilo

  7. HIDRUROS IÓNICOS • La densidad es mayor que la de los metales de partida – Debido a que los aniones H- ocupan los huecos de la red metálica sin distorsionarla • Temperatura de fusión: – Con la excepción del LiH, todos se descomponen antes de fundir • Conductividad: – En estado sólido no conducen la electricidad. Deberían hacerlo en estado fundido (pero se descomponen antes de fundir)

  8. HIDRUROS IÓNICOS Inestables termodinámicamente – Se descomponen en sus elementos constituyentes (400–500ºC) • NaH (s) >Na (s) + 1/2 H2 (g) – Arden cuando se calientan en presencia de oxígeno: • 2 MH (s) + 1/ 2 O2 >M2O (s) + H2O (g) • Todos ellos son muy reactivos • No son estables en disolventes próticos. El hidruro es muy básico y reacciona con los compuestos con protones ligeramente ácidos • La reacción con el agua es muy vigorosa (incluso explosiva para NaH, RbH y CsH). • Por todo ello, deben guardarse en ambientes exentos de humedad y de oxígeno.

  9. HIDRUROS IÓNICOS • Los hidruros salinos son especies reductoras muy enérgicas – Son capaces de reducir el O2 a H2O: 2 NaH + O2 (g) >H2O (l) + Na2O (s) – Reducen al agua tan pronto como entran en contacto con ella: LiH (s) + H2O (l) >LiOH (s) + H2 (g) NaH (s) + H2O (l) >NaOH (s) + H2 (g) CaH2(s) + 2 H2O (l) >Ca(OH)2 (s) + 2 H2 (g) El CaH2 se utiliza como fuente de dihidrógeno en las reacciones para obtener B, Ti y V a escala industrial – Otras reacciones que muestran ese poder reductor son las siguientes: 4 NaH + SiCl4 >SiH4 + 4 NaCl 2 NaH + H2S >H2 + Na2S 2 CaH2 + PbSO4 >PbS + 2 Ca(OH)2

  10. HIDRUROSCOVALENTES ¿Qué son? Consisten en el enlace covalente entre un átomo de hidrógeno y un elemento no metálico Ejemplo: HCl Excepciones Gases nobles

  11. HIDRUROS COVALENTES

  12. Clasificación HIDRUROS COVALENTES • Pequeñas • Gases a temperatura ambiente • Reaccionan con los metales del grupo: 14,15,16 y 17 Moleculares Poliméricos • Son polímeros como por ejemplo el (BeH2)n • Combinación con cationes de elementos altamente polarizantes Be+2, Mg+2, Al+3 • Suelen ser sustancias no volátiles, eléctricamente aislantes y cristalinas. Complejos Derivados de los moleculares Compuestos con elementos de transición

  13. HIDRUROS COVALENTES

  14. HIDRUROS COVALENTES Estructura H H H B B H H H H B B • Poseen redes moleculares formadas por moléculas covalentes individuales • Hay diferentes tipos de estructuras según el tipo de hidruro covalente: • -Los hidruros macromoleculares tienen estructuras extendidas • -Los hidruros de tipo BeH2 tienen estructuras en cadena

  15. HIDRUROS COVALENTES Estado Normalmente forman gases : NH3, CH4 También pueden presentarse en formas líquidas: H2O, C6H6 En estado sólido forman cristales moleculares formados por moléculas individuales que se mantienen unidas gracias a las fuerzas de Van der Waals Fuerzas de estabilización molecular Forman enlace químico no covalente Participan dos fuerzas Van der Waals • Fuerzas de dispersión (atracción) • Fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2 átomos contiguos.

  16. HIDRUROS COVALENTES Propiedades Los comportamientos frente al agua son muy variables según el tipo de hidruros: Unos como el CH4 son muy estables incluso frente a disoluciones ácidas o básicas concentradas. Otros como el SiH4 se hidrolizan rápidamente en presencia de agua Suelen ser más o menos volátiles, aunque ésta disminuye un poco en los hidruros complejos de elevado peso molecular Sufren descomposición térmica para dar hidrógeno y otro elemento Su molécula presenta cierta polaridad Bajos puntos de fusión y ebullición Se pueden obtener por reacción directa de sus componentes pero activando de algún modo el proceso (mediante la luz por ejemplo)

  17. HIDRUROS METÁLICOS • Combinación de hidrógeno (H2O) y metales pertenecientes a los bloques d y f. • CON METALES DE TRANSICIÓN

  18. HIDRUROS METÁLICOS • Presentan estequiometría poco definida y variable. • COMPUESTOS NO ESTEQUIOMÉTRICOS

  19. HIDRUROS METÁLICOS • Solución gas-sólido • El pequeño tamaño del hidrogeno posibilita que ocupe los huecos tetraédricos y octaédricos de la estructura cristalina del metal

  20. HIDRUROS METÁLICOS • Distorsión de la red metálica • Excepción a la no estequiometría: Europio e Iterbio (Lantánidos). Tienen la misma estructura que el CaH 2

  21. HIDRUROS METÁLICOS • Los grupos del 7 al 9 (columnas del Mn, Fe y Co) no forman hidruros o son nada o poco conocidos.

  22. HIDRUROS METÁLICOS * SÍNTESIS: Se calienta el metal con hidrógeno a alta presión. El metal puede absorber cientos de veces su propio volumen en H2. 2Zr(s) + H2(g) 2ZrH(g) H=-170kJ mol-1 Reacción Exotérmica El hidrógeno se absorbe poco a poco sin alcanzarse una estequiometría definida. La energía de activación para romper el H2 es muy elevada (~435 kJmol-1), pero aún así los hidruros metálicos se forman.

  23. HIDRUROS METÁLICOS * PROPIEDADES: Suelen ser similares a la de los metales que los forman: - Dureza - Brillo - Conductores de electricidad - Propiedades magnéticas - Sólidos negros y pulverulentos - Pirofóricos (arden espontáneamente al aire) - Densidad menor a la de los metales que los originan - Son quebradizos Catalizadores de pequeño tamaño Debidoa la distorsión de la red metálica

  24. HIDRUROS METÁLICOS • * APLICACIONES: • Metales del grupo 10 (Ni, Pd): Catalizadores de hidrogenación • Platino no forma hidruros Porque la entalpía del enlace Pt-H es suficientemente grande para romper el enlace H-H pero no para compensar la pérdida del enlace Pt-Pt

  25. HIDRUROS METÁLICOS b) Purificación de H2 a escala industrial: • El hidrógeno difunde a gran velocidad por el metal • Con altas temperaturas se invierte el proceso y se libera el hidrógeno almacenado

  26. HIDRUROS METÁLICOS c) Almacenamiento de hidrógeno: • El hidrógeno puede ser utilizado como combustible GAS Alta P Peligroso LÍQUIDO Muy Baja T Costoso Almacenamiento HIDRURO METÁLICO Baterías para vehículos eléctricos Baterías para móviles y portátiles

  27. ESTRUCTURA DEL AGUA • 1 átomo de Oxígeno + • 2 át. de Hidrógeno Unión covalente H2O Geometría: >H O H >4 pares de e- implicados (Nº de coord.) ¿Lineal? ¿Tetraédrica? 109´5º Irregular 104´5º 2 pares no enlazantes RPEV

  28. ESTRUCTURA DEL AGUA Polaridad: Tamaño • H2 y O2: • O2 : Molécula Dipolar. E.N. • El oxígeno atrae los • e- de enlace • Fuerzas • dipolo – dipolo. Puente de Hidrógeno.

  29. ESTRUCTURA DEL AGUA • Puente de Hidrógeno: • Hemos hablado de las uniones intramoleculares : 0,99 Å • Debido al carácter dipolar Uniones extracelulares (1,77 Å ) • Mucho más débil (1% de fuerza) que el enlace covalente. • Dinámico :Continuamente reorganizándose. • 4 uniones como máximo (media de 3,4) • Principal determinante de las propiedades del H2O.

  30. ESTRUCTURA DEL AGUA • Diferentes fases Variedad de estructuras T ª S (entropía/desorden) La estructura se desordena crecientemente Hielo (-273 a 0º C ) Líquida (0-100º C ) Ebullición (100º C) Hielo a 0º C

  31. ESTRUCTURA DEL AGUA • ¿¿El agua tiene Memoria?? • Realiza un estímulo sobre agua (Ej.-sonido). • Congelación/cristalización • Fotografías • Interpretación Masaru Emoto. Incapaz de reorganizarse en hexágonos Diferentes ondas/ perturbaciones!!! Música de J. S. Bach Heavy metal

  32. PROPIEDADES DEL AGUA • Densidad máxima a 4ºC. • Elevada temperatura de ebullición. • Elevado calor específico y de vaporización. • Elevada constante dieléctrica. • Elevada tensión superficial. • Acción disolvente. • Alta fuerza de adhesión y cohesión • El agua es un electrolito débil y reactividad. • Viscosidad y transparencia.

  33. DENSIDAD Esto se debe a dos procesos contrarios entre sí: -Ocupado de huecos hexagonales. -Expansión térmica. La densidad máxima del agua se da a 4ºC. • 0ºC-4ºC- Llenado de huecos hexagonales. • 4ºC en adelante- expansión térmica. ρH2O (liq)>ρH2O (sol) a Tº y Pº. Por esta razón, el hielo flota sobre el agua

  34. ELEVADA TEMPERATURA DE EBULLICIÓN • La elevada temperatura de ebullición del agua se debe también a su estructura molecular. Fuerzas atracción líquido-líquido>sólido-sólido

  35. ELEVADO CALOR ESPECÍFICO Y DE VAPORIZACIÓN Agua como sumífero de calor • El calor específico del agua es de 4.184 J/g ºC. • Mas energía calórica para romper los enlaces por puente de hidrógeno. alta capacidad calorífica • Calor de vaporización. • También los puentes de hidrógeno son los responsables de esta propiedad. • Para cambiar a vapor: • -Romper puentes de hidrógeno. • -Dar Ec para pasar de líquido-gas

  36. ELEVADA CONSTANTE DIELÉCTRICA K(25ºC)=78.5 Asimetría de la molécula de agua dipolo (+/-) con momento dipolar permanente. El valor de la constante dieléctrica K del agua define su grado de polarización eléctrica Molécula de agua es muy polar & = 105º • Oxígeno- muy electronegativo • Hidrógeno-muy electropositivo. Gran diferencia de electronegatividades La consecuencia de lo anterior, es que moléculas o partículas cargadas eléctricamente son fácilmente disociadas en presencia de agua.

  37. ELEVADA TENSIÓN SUPERFICIAL • Formación de esferas. • Fuerzas internas altas debido a la presencia de puentes de hidrógeno. fuerzas de adhesión y cohesión. Capilaridad

  38. ACCIÓN DISOLVENTE • Disolvente universal • Puentes de hidrógeno • Hidratación o solvatación de iones (debido al carácter dipolar) • Importante en los seres vivos

  39. FUERZA DE COHESIÓN • Fuerzas que mantienen unidas las moléculas de agua. • Debidas a los puentes de hidrógeno • Líquido casi incompresible • Esqueleto hidrostático de algunos invertebrados

  40. FUERZA DE ADHESIÓN • Fuerza que mantiene unidas moléculas de sustancias diferentes • También relacionada con los puentes de hidrógeno • Capilaridad El agua tiene  la capacidad de ascender por las paredes de un tubo capilar.  Debido a que las fuerzas de adhesión agua–capilar son mayores que las de cohesión agua–agua, cuando la superficie del agua toca el capilar, sube hasta que las fuerzas de atracción se hacen igual al peso de la columna de agua que se formó en su ascenso.

  41. El AGUA : electrolito débil y reactividad • El agua puede actuar como ácido o como base  Sustancia anfótera • Libera H+ o H3O+ como los ácidos y OH- como las bases Reacciona con ácidos oxácidos y básicos,metales,no metales y se une a las sales formando hidratos

  42. VISCOSIDAD Y TRANSPARENCIA Viscosidad: • Debida a los puentes de hidrógeno • Disminuye con la temperatura • Aumenta con la presión • La transparencia del agua permite la vida en ecosistemas acuáticos

  43. FIN

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