Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Hidruros y su clasificación


El hidrógeno es el primer y más ligero elemento de la tabla periódica. Es un elemento único, cuyas propiedades le permiten formar compuestos con casi todos los demás elementos. Estos compuestos de hidrógeno se conocen como hidruros. El estudio de los hidruros es una parte esencial de la química, ya que estos compuestos son importantes tanto industrial como biológicamente.

El término "hidruro" se refiere a un compuesto en el que el hidrógeno está unido a otro elemento o grupo. Dependiendo de la naturaleza del enlace y del elemento combinado con hidrógeno, los hidruros pueden clasificarse en diferentes tipos. Comprender estas clasificaciones nos ayuda a predecir las propiedades y reactividad de estos compuestos.

Clasificación de los hidruros

Los hidruros se clasifican en tres tipos:

  1. Hidruros moleculares
  2. Hidruros iónicos
  3. Hidruros metálicos o intersticiales

Hidruros moleculares

Los hidruros moleculares, también llamados hidruros covalentes, se forman cuando el hidrógeno forma enlaces covalentes con elementos de electronegatividades similares o superiores. Estos generalmente se forman con no metales, y el enlace implica la compartición de pares de electrones.

Un ejemplo común de un hidruro molecular es el agua (H 2 O). En el agua, cada átomo de hidrógeno comparte un electrón con un átomo de oxígeno, formando un enlace covalente. A continuación se muestra un diagrama simplificado de la compartición de electrones en el agua:

        H – O – H
Hey H H

Los hidruros moleculares también pueden clasificarse como electron-precisos, electron-deficientes o electron-ricos:

  • Hidruros electron-precisos: Estos contienen un número suficiente de enlaces para satisfacer la valencia de los átomos constituyentes. Por ejemplo, el metano (CH 4) es electron-preciso porque forma cuatro enlaces covalentes con hidrógeno.
  • Hidruros electron-deficientes: Estos no tienen suficientes electrones para formar enlaces covalentes convencionales. El borano (B 2 H 6) es un ejemplo de esto, donde los enlaces se explican mediante enlaces de tres centros y dos electrones, llamados enlaces banana.
  • Hidruros electron-ricos: Estos contienen pares de electrones adicionales que no participan en los enlaces, como el amoníaco (NH 3).

Hidruros iónicos

Los hidruros iónicos o salinos se forman generalmente con metales, especialmente metales alcalinos y alcalinotérreos, que son altamente electropositivos. En estos hidruros, el átomo de hidrógeno gana un electrón del átomo metálico, formando un ion hidruro H -.

Consideremos el hidruro de sodio (NaH), un ejemplo de hidruro iónico. Cuando el sodio reacciona con hidrógeno, transfiere un electrón al hidrógeno, resultando en el ion sodio Na + y el ion hidruro H -.

        Na + H → Na + + H -
Na + H -

Los hidruros iónicos son generalmente sólidos cristalinos blancos. Se utilizan en varias síntesis químicas como fuente de iones hidruro y para transferir hidrógeno en forma de iones hidruro.

Hidruros metálicos o intersticiales

Los hidruros metálicos se forman cuando el hidrógeno interactúa con metales de transición. En estos hidruros, los átomos de hidrógeno ocupan sitios intersticiales dentro de la red metálica, es decir, los espacios entre los átomos metálicos. Estos se llaman hidruros intersticiales.

Los hidruros metálicos a menudo no siguen una estequiometría simple, y su composición puede variar. Por ejemplo, el hidruro de titanio y el hidruro de paladio pueden absorber diferentes cantidades de hidrógeno.

Átomos metálicos: cuadrados grises, Átomos de hidrógeno: círculos azules

Los hidruros metálicos, especialmente los hidruros de paladio, tienen propiedades fascinantes, como su capacidad para absorber y liberar hidrógeno, lo que los hace útiles para soluciones de almacenamiento de hidrógeno.

Aplicaciones de los hidruros

Los hidruros tienen varias aplicaciones, que están influenciadas por su tipo y propiedades. Aquí algunos ejemplos:

  • Hidruros moleculares: El amoníaco se utiliza como fertilizante y en la producción de urea. El metano sirve como una importante fuente de energía en el gas natural.
  • Hidruros iónicos: El hidruro de sodio se utiliza como agente desecante y para reacciones de desprotonación en síntesis orgánica. Los hidruros metálicos sirven como agentes reductores en procesos metalúrgicos.
  • Hidruros metálicos: Son importantes en tecnologías de almacenamiento de hidrógeno, particularmente como materiales para pilas de combustible y baterías.

Reactividad de los hidruros

La reactividad de los hidruros varía ampliamente dependiendo de su clasificación:

  • Hidruros moleculares: Estos pueden ser relativamente inertes como el metano o altamente reactivos como el diborano. La presencia de pares solitarios en compuestos como el amoníaco contribuye a sus propiedades básicas y nucleofílicas.
  • Hidruros iónicos: Estos reaccionan vigorosamente con agua, liberando gas hidrógeno. Por ejemplo, la reacción del hidruro de sodio con agua: 
                    NaH + H 2 O → NaOH + H 2 ↑
  • Hidruros metálicos: A menudo presentan baja reactividad debido a la estabilidad proporcionada por la red metálica. Sin embargo, bajo las condiciones adecuadas, pueden liberar gas hidrógeno.

Conclusión

Los hidruros son un grupo fascinante de compuestos con diversas estructuras y propiedades. Su clasificación en hidruros moleculares, iónicos y metálicos nos ayuda a comprender su comportamiento y aplicaciones únicas en diversos campos científicos e industriales. Desde el almacenamiento de energía hasta la química sintética, los hidruros proporcionan importantes aplicaciones que son indispensables para la ciencia y la tecnología modernas.

A medida que la química continúa desarrollándose, la investigación sobre los hidruros se expandirá y profundizará, revelando más conocimientos sobre soluciones de energía sostenible y materiales avanzados, haciendo de los hidruros un área de estudio emocionante para los futuros químicos.


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