Hidretos

Os hidretos são compostos binários do hidrogênio com outros elementos químicos, sendo o hidrogênio o mais eletronegativo entre eles, sempre apresentando a carga -1 (H^-1).

Fórmula geral dos hidretos: XH.

Na constituição de um hidreto o elemento químico que acompanha o hidrogênio pode ser de várias naturezas, porém menos eletronegativo que o hidrogênio, como:

·         Metal (alcalinos e alcalinoterrosos);

·         Semimetal;

·         Ametal.

Representação na Tabela Periódica:

   Imagem do livro “Química Inorgânica não tão concisa – JD Lee”, pág. 127.

O tipo de hidreto formado depende da eletronegatividade e do tipo de ligação do elemento, sendo possível classifica-los em três classes:

Hidretos Iônicos ou Salinos: são hidretos que apresentam metais exclusivamente das famílias 1A (metais alcalinos) e 2A (metais alcalinos terrosos). 

       1.   Hidretos Iônicos ou Salinos:  são hidretos que apresentam metais exclusivamente das famílias 1A (metais alcalinos) e 2A (metais alcalinos terrosos). 

Características:

Exemplos de hidretos iônicos:

       2.   Hidretos Covalentes ou Moleculares: são hidretos que apresentam semimetais, ametais e metais que não são das famílias 1A, 2A e de transição.

Fórmula dos hidretos covalentes: XH_(18-n) (n é o numero do grupo da tabela ao qual o elemento X pertence).

Características:

A tabela a seguir mostra alguns hidretos covalentes e seus respectivos pontos de fusão e ebulição:

       3.   Hidretos Metálicos ou Intersticiais: são hidretos que apresentam metais de transição, elementos das séries dos lantanídeos e dos actinídeos.

Características:

Exemplos de hidretos metálicos:

Esses hidretos têm propriedades similares e são menos densos que os metais correspondentes. A menor densidade se deve à expansão do retículo cristalino pela inclusão do hidrogênio. O hidreto pode se tornar quebradiço pela deformação que o retículo sofre.

DESAFIO: Em uma parte da tabela periódica, denominada “lacuna de hidrogênio”, há a ausência de hidretos. Qual é essa região? Responda nos comentários.

Referências:

LEE, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª ed. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 126-129.

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Isótopos do Hidrogênio

Antes de tudo... o que são isótopos? Você se lembra? Não? 

Isótopos são átomos do mesmo elemento que possuem diferentes números de massa. A diferença nos números de massa é decorrente da quantidade diferente de nêutrons do núcleo. O hidrogênio encontrado na natureza é constituído por três isótopos: o prótio (H₂), o deutério (D₂) e o trítio (T₂). Esses isótopos contém no núcleo 1 próton e zero, um ou dois nêutrons respectivamente. O prótio é de longe o isótopo mais abundante.

O hidrogênio encontrado na natureza contém 99,986% do isótopo prótio, 0,014% do isótopo deutério e 7 x 10^-16 % de trítio, com isso as propriedades do hidrogênio são essencialmente do seu isótopo mais leve. As diferenças desses isótopos são apenas nas velocidades de reações e constantes de equilíbrio, mas apresentam mesma configuração eletrônica e mesmas propriedades químicas.

Exemplo:

H₂ é mais rapidamente adsorvido em superfície e reage 13 vezes mais rapidamente com o Cl₂ que o D₂, este último pelo fato de a energia de ativação para o H₂ ser menor.

Na tabela a seguir podem ser vistas algumas características dos três isótopos:

As diferenças de propriedades que ocorrem pela diferença nas massas são denominadas efeitos isotópicos. Como o hidrogênio é muito leve as diferenças percentuais de massa e, portanto as diferenças de propriedades físicas encontradas entre os isótopos de hidrogênio são muito maiores que as de qualquer outro elemento.

As ligações com o prótio são rompidas mais facilmente que as ligações com deutério. Na eletrólise da água o H₂ é formado mais rapidamente que o D₂, e dessa forma o que resta de água após a eletrólise se torna enriquecida em água pesada, D₂O. O D₂O possui constante dielétrica menor que em H₂O e por isso os compostos iônicos são menos solúveis nele que em H₂O.

E aí? Vamos testar nossos conhecimentos?

O que são isótopos, isótonos e isóbaros? Cite um exemplo de cada.

Referências:

LEE, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª ed. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 124-126.

Imagem:

http://www.tabelaperiodicacompleta.com/elemento-quimico/hidrogenio

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Obtenção do Hidrogênio

Alguns métodos de obtenção do hidrogênio:

      1.   Passando-se vapor de água sobre coque aquecido ao rubro.

Obtém-se com esse processo o gás d’água, que é uma mistura de CO e H₂, um combustível industrial importante por sua fácil obtenção. Esse processo ocorre segundo a reação:

Com a queima desse gás há uma grande liberação de calor, que pode ser vista na reação:

Para obter o H₂ puro a partir do gás d’água é necessário remover o CO, o que é difícil. Isso pode ocorrer de duas maneiras:

• O CO, a baixas temperaturas e sob pressão, pode ser liquefeito, para ser separado do H₂;
• O gás d’água pode ser misturado com vapor, resfriado a 400ºC, passar sobre óxido de ferro em um conversor adequado e formar H₂ e CO₂. 

O CO₂ pode ser removido com maior facilidade sendo dissolvido em água sob pressão ou então reagindo com uma solução K₂CO₃ e formar KHCO₃ em solução e o H₂ gasoso não é alterado.

       2.  Reformação a vapor.

Nesse processo o hidrogênio pode ser obtido também em grandes quantidades. O hidrogênio obtido pela reformação de vapor é utilizado no processo de Haber na síntese de NH₃ e para a hidrogenação de óleos. Hidrocarbonetos leves como o metano (CH₄), que podem ser encontrados no gás natural ou obtidos em refinarias no processo de “craqueamento” de hidrocarbonetos mais pesados, são misturados com vapor de água e passados sobre um catalisador de níquel a 800º-900º C.


A reação a seguir mostra como se obtém o hidrogênio:

O gás que sai do reator é constituído por CO, CO₂, H₂ e excesso de vapor d’água. Essa mistura gasosa é enriquecida com mais vapor e resfriada a 400ºC. Depois é passada por um conversor que contém um catalisador de ferro/cobre, onde o CO é transformado em CO₂:

Por último o CO₂ é absorvido por uma solução de K₂CO₃ ou de HOCH₂CH₂NH₂ (etanolamina). 

Estes últimos são regenerados por aquecimento:

        3.  Preparação em laboratório.

É comum a preparação do hidrogênio através da reação de ácidos diluídos com metais:

O vídeo a seguir mostrará a reação de ácido sulfúrico com alguns metais:

Ou de um álcali com alumínio:

Acompanhe o vídeo para entender como acontece:

       4.  Reação de hidretos salinos (iônicos) com água.

O hidrogênio pode ser preparado pela reação de hidretos salinos com água:

ACESSE O QUIZ:

Referências:

LEE, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª ed. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 123.
Vídeos:
reação de ácido sulfúrico com metais - https://www.youtube.com/watch?v=yJ9gCMiiqL0
gerador de hidrogênio simples e potente - https://www.youtube.com/watch?v=h_wzsdqanFo&t=1s

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Estabilidade do Hidrogênio

Os átomos buscam sua estabilidade perdendo, ganhando ou compartilhando elétrons, através da formação de ligações iônicas, covalentes ou metálicas. No caso do hidrogênio há três maneiras de adquiri-la, sendo que o H pode valer-se de qualquer desses meios, visto que tem eletronegatividade 2,1:

•    Formando uma ligação covalente (compartilhamento de um par de elétrons) com outro átomo

É o meio mais comum para o H buscar estabilidade. Esse tipo de ligação é formado preferencialmente entre o hidrogênio com não-metais.

Exemplos: H₂, H₂O, HCl_(gás) ou CH₄.

Vamos estender um pouco mais sobre ligações covalente? É só clicar abaixo:

•          Perdendo um elétron para formar H⁺

Um próton tem raio de aproximadamente 1,5 x 10^-5 Å, o que o torna extremamente pequeno se o compararmos com o raio do hidrogênio 0,7414 Å. Pelo seu pequeno tamanho o H⁺ tem alto poder polarizante, o que o faz deformar a nuvem eletrônica de outros átomos. Sendo assim, os prótons estão sempre associados a outros átomos ou moléculas. Com isso concluímos que prótons livres não existem em “condições normais”, mas podem ser encontrados em feixes gasosos a baixas pressões como em um espectrômetro de massa.

Exemplos: na água ou soluções aquosas de HCl e H₂SO₄, o próton existe na forma de íons H₃O⁺, H₉O₄⁺ ou H(H₂O)_n⁺.

  

•     Adquirindo um elétron para formar H^-

Sólidos cristalinos formados por metais altamente eletropositivos contêm o íon H-, não sendo estes íons porém comuns. Com isso há a formação dos hidretos metálicos, onde o hidrogênio se estabiliza recebendo um elétron em uma  ligação iônica.

Exemplo: sólido cristalino LiH que contém o íon H-.

   

Entendamos melhor as ligações iônicas. É só clicar abaixo:

Agora é a hora da prática! 
Abaixo temos um jogo de caça palavras pra testar um pouco dos conhecimentos em ligações covalentes. Vamos?

Vamos ver quem é melhor em ligações covalentes?

Referências:
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª ed. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 122.

Imagens:

http://alunosonline.uol.com.br/quimica/
http://objetoseducacionais2.mec.gov.br

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Estrutura Eletrônica do Hidrogênio

A estrutura atômica do hidrogênio é a mais simples de todos os elementos, sendo este constituído de um próton de carga +1 e de um elétron circundante, obtendo configuração eletrônica 1s¹. 

Representação do modelo atômico icônico proposto por Neils Bohr em 1913. Hidrogênio de uma interpretação visual da tabela periódica de elementos

Em sua estrutura eletrônica o átomo de hidrogênio se assemelha aos metais alcalinos (grupo 1), pois todos possuem um elétron no seu nível mais externo.

 No entanto, enquanto os metais alcalinos têm a tendência de perder um elétron quando reagem, formando íons positivos Y⁺, o hidrogênio tem maior tendência a compartilhar seu elétron e formar uma ligação covalente. Isso pode ser visto nos exemplos a seguir:

•  Formação da molécula de água H₂O

• Formação do composto iônico cloreto de sódio Na⁺ Cl ^–

O átomo de sódio (Na) tem configuração eletrônica 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Como pode ser observado, o primeiro e o segundo níveis estão completamente preenchidos. No entanto, o terceiro nível só possui um elétron, o que faz esse átomo buscar se estabilizar quando reage, assumindo a configuração eletrônica de um gás nobre, que no caso do sódio o mais próximo é o neônio 1s² 2s² 2p⁶. Para isso ele tem que perder um elétron do nível mais externo, o que o faz adquirir carga positiva formando o íon sódio Na⁺. Os átomos de sódio tendem a perder elétrons quando lhes é fornecido energia. Logo, o sódio é um elemento eletropositivo.

O átomo de cloro (Cl) tem configuração eletrônica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Nesse átomo só é necessário ganhar um elétron para se estabilizar e adquirir a configuração eletrônica do gás nobre argônio 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. Assim, o cloro é um elemento eletronegativo.

Ao reagir sódio e cloro, o elétron mais externo do átomo de sódio é transferido para o átomo de cloro, formando os íons sódio Na⁺ e íons cloreto Cl^-. Esse processo é energeticamente favorecido, pois ambos os átomos atingem a configuração de gás nobre. Dessa maneira, facilmente se forma o cloreto de sódio, Na⁺ Cl^-. Essa reação pode ser ilustrada por um diagrama de Lewis, onde os elétrons externos são representados por pontos:

Há também uma semelhança da estrutura eletrônica do átomo de hidrogênio com os halogênios (grupo 17), pois ambos precisam de um elétron para alcançar a estrutura de gás nobre.

 

Os halogênios tendem a adquirir um elétron formando íons negativos X^-, como pode ser visto no exemplo dado sobre a formação do composto iônico cloreto de sódio Na⁺ Cl ^-.

Alguns aspectos da estrutura eletrônica do hidrogênio também o fazem se parecer com os elementos do grupo 14, pois ambos possuem o nível mais externo semipreenchido.

Diferente dos halogênios que tendem a adquirir um elétron formando íons negativos X^-, ao hidrogênio não é comum a formação de íon negativo, embora ele forme hidretos iônicos  Y⁺H^-    com poucos metais altamente eletropositivos (LiH e CaH₂).
Existem diversas semelhanças entre hidretos e compostos organometálicos, pois tanto o grupo CH₃⁺ como o H possuem uma valência disponível para formar uma ligação, e isso faz com que o hidreto seja considerado pertencente a uma série de compostos organometálicos como LiH, LiMe e LiEt; Nh₃, NMe₃ Net₃ ou SiH₄, CH₃SiH₃, (CH₃)₂SiCl₂, (CH₃)₃SiCl e (CH₃)₄Si.

                                                                    ACESSE O QUIZ:

Referências:

LEE, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª ed. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 122.
Imagens:

https://commons.wikimedia.org/wiki/Electron_shell_-_no_label
Vídeo:
www.rsc.org/visualelements

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