Hidrógeno

Definición

Hidrógeno,   1 H

Brillo púrpura en su estado de plasma
Propiedades generales
Apariencia	gas incoloro
Peso atómico estándar  ( A r, estándar)	[ 1.007 84 ,  1.008 11 ] convencional:  1.008
Hidrógeno en la tabla periódica
Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbón Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón Sodio Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Cloro Argón Potasio Calcio Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Hierro Cobalto Níquel Cobre Zinc Galio Germanio Arsénico Selenio Bromo Criptón Rubidio Estroncio Itrio Circonio Niobio Molibdeno Technetium Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio Estaño Antimonio Telurio Yodo Xenón Cesio Bario Lantano Cerio Praseodimio Neodimio Prometeo Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Iterbio Lutecio Hafnio Tántalo Tungsteno Renio Osmio Iridium Platino Oro Mercurio (elemento) Talio Dirigir Bismuto Polonio Astatine Radón Francio Radio Actinio Torio Protactinio Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio Nobelium Lawrencio Rutherfordium Dubnio Seaborgio Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson -  ↑  H ↓  Li - ←  hidrógeno  → helio
Número atómico  ( Z )	1
Grupo	grupo 1
Período	periodo 1
Categoría de elemento	no metal reactivo
Bloquear	s-block
Configuración electronica	1s
Electrones por caparazón	1
Propiedades físicas
Fase  en  STP	gas
Punto de fusion	13.99 K (-259.16 ° C, -434.49 ° F)
Punto de ebullición	20.271 K (-252.879 ° C, -423.182 ° F)
Densidad  (en STP)	0.08988 g / L
cuando es líquido (en  mp )	0.07 g / cm (sólido: 0.0763 g / cm)
cuando es líquido (en  bp )	0.07099 g / cm
Triple punto	13.8033 K, 7.041 kPa
Punto crítico	32.938 K, 1.2858 MPa
Calor de fusión	(H 2 ) 0.117 kJ / mol
Calor de vaporización	(H 2 ) 0,904 kJ / mol
Capacidad de calor molar	(H 2 ) 28.836 J / (mol • K)
Presión de vapor P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k en  T  (K) 15 20
Propiedades atómicas
Estados de oxidación	-1 ,  +1  (un anfotericoxide)
Electronegatividad	Escala de Pauling: 2.20
Energías de ionización	1º: 1312.0 kJ / mol
Radio covalente	31 ± 5 p. M.
Radio Van der Waals	120 pm
Líneas espectrales
Miscelánea
Estructura cristalina	hexagonal
Velocidad del sonido	1310 m / s (gas, 27 ° C)
Conductividad térmica	0.1805 W / (m • K)
Ordenamiento magnético	diamagnético
Susceptibilidad magnética	-3.98 • 10 cm / mol (298 K)
Número CAS	12385-13-6  1333-74-0 (H 2 )
Historia
Descubrimiento	Henry Cavendish (1766)
Nombrado por	Antoine Lavoisier (1783)
Principales isótopos de hidrógeno
Isótopo Abundancia Vida media ( t 1/2 ) Modo Decay Producto H 99.98% estable H 0.02% estable H rastro 12.32 y β Él

El hidrógeno  es un elemento químico con el símbolo  H y el número atómico 1. Con un peso atómico estándar de  1.008 , el hidrógeno es el elemento más ligero en la tabla periódica. Su forma monatómica (H) es la sustancia química más abundante en el Universo, constituyendo aproximadamente el 75% de toda la masa bariónica. Las estrellas no remanentes se componen principalmente de hidrógeno en el estado de plasma. El isótopo más común de hidrógeno, denominado  protium  (nombre que rara vez se usa, símbolo H), tiene un protón y ningún neutrón.

La emergencia universal del hidrógeno atómico se produjo por primera vez durante la época de recombinación. A temperatura y presión estándar, el hidrógeno es un gas diatómico altamente incombustible, inodoro, insípido, no tóxico, no metálico y altamente combustible con la fórmula molecular H 2. Dado que el hidrógeno forma fácilmente compuestos covalentes con la mayoría de los elementos no metálicos, la mayor parte del hidrógeno en la Tierra existe en formas moleculares tales como agua o compuestos orgánicos. El hidrógeno juega un papel particularmente importante en las reacciones ácido-base porque la mayoría de las reacciones ácido-base implican el intercambio de protones entre moléculas solubles. En los compuestos iónicos, el hidrógeno puede tomar la forma de una carga negativa (es decir, anión) cuando se lo conoce como hidruro, o como una especie cargada positivamente (es decir, catión) denotada por el símbolo H. El catión de hidrógeno está escrito como si compuesto de un protón desnudo, pero en realidad, los cationes de hidrógeno en compuestos iónicos son siempre más complejos. Como el único átomo neutral para el cual la ecuación de Schrödinger puede ser resuelta analíticamente,

El gas de hidrógeno se produjo artificialmente por primera vez a principios del siglo XVI por la reacción de los ácidos sobre los metales. En 1766-81, Henry Cavendish fue el primero en reconocer que el gas de hidrógeno era una sustancia discreta, y que produce agua cuando se quema, la propiedad para la cual se llamó más tarde: en griego, el hidrógeno significa "formador de agua".

La producción industrial proviene principalmente de la conversión de vapor de gas natural y, con menor frecuencia, de métodos más intensivos en energía como la electrólisis del agua. La mayor parte del hidrógeno se usa cerca del sitio de producción, siendo los dos usos más importantes el procesamiento de combustibles fósiles (por ejemplo, hidrocraqueo) y la producción de amoníaco, principalmente para el mercado de fertilizantes. El hidrógeno es una preocupación en la metalurgia, ya que puede debilitar muchos metales, lo que complica el diseño de las tuberías y los tanques de almacenamiento.

Propiedades

Combustión

El motor principal del transbordador espacial quemó hidrógeno con oxígeno, produciendo una llama casi invisible a pleno rendimiento.

Explosión de una mezcla de hidrógeno y aire.

El gas hidrógeno ( dihidrógeno  o hidrógeno molecular, también llamado  diprotio  cuando se compone específicamente de un par de átomos de protio) es altamente inflamable y arde en el aire en un rango muy amplio de concentraciones entre 4% y 75% en volumen. La entalpía de combustión es -286 kJ / mol:

2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O (l) + 572 kJ (286 kJ / mol)

El gas de hidrógeno forma mezclas explosivas con el aire en concentraciones de 4-74% y con cloro al 5-95%. Las reacciones explosivas pueden desencadenarse por chispa, calor o luz solar. La temperatura de autoignición de hidrógeno, la temperatura de ignición espontánea en el aire, es de 500 ° C (932 ° F). Las llamas puras de oxígeno y oxígeno emiten luz ultravioleta y con una alta mezcla de oxígeno son casi invisibles a simple vista, como lo ilustra la débil pluma del Motor Principal del Transbordador Espacial, en comparación con la pluma altamente visible de un cohete espacial Solid Rocket Booster, que utiliza un compuesto de perclorato de amonio. La detección de una fuga ardiente de hidrógeno puede requerir un detector de llama; tales filtraciones pueden ser muy peligrosas. Las llamas de hidrógeno en otras condiciones son azules, asemejándose a las llamas de gas natural azul.

La destrucción del dirigible de Hindenburg fue un ejemplo notorio de la combustión de hidrógeno y la causa aún se debate. Las llamas naranjas visibles en ese incidente fueron el resultado de una rica mezcla de hidrógeno a oxígeno combinada con compuestos de carbono de la piel del dirigible.

H 2  reacciona con cada elemento oxidante. El hidrógeno puede reaccionar de forma espontánea y violenta a temperatura ambiente con cloro y flúor para formar los haluros de hidrógeno correspondientes, el cloruro de hidrógeno y el fluoruro de hidrógeno, que también son ácidos potencialmente peligrosos.

Niveles de energía electrónica

Representación de un átomo de hidrógeno con el tamaño del protón central que se muestra, y el diámetro atómico que se muestra como aproximadamente el doble del radio del modelo de Bohr (imagen no a escala)

El nivel de energía del estado fundamental del electrón en un átomo de hidrógeno es -13.6 eV, que es equivalente a un fotón ultravioleta de aproximadamente 91 nm de longitud de onda.

Los niveles de energía del hidrógeno se pueden calcular con bastante precisión utilizando el modelo de átomo de Bohr, que conceptualiza el electrón como "en órbita" del protón en analogía con la órbita de la Tierra del Sol. Sin embargo, el electrón atómico y el protón se mantienen unidos por la fuerza electromagnética, mientras que los planetas y los objetos celestes se mantienen por gravedad. Debido a la discretización del momento angular postulada en la mecánica cuántica temprana por Bohr, el electrón en el modelo de Bohr solo puede ocupar ciertas distancias permitidas del protón y, por lo tanto, solo ciertas energías permitidas.

Una descripción más precisa del átomo de hidrógeno proviene de un tratamiento mecánico puramente cuántico que utiliza la ecuación de Schrödinger, la ecuación de Dirac o incluso la fórmula integral de la trayectoria de Feynman para calcular la densidad de probabilidad del electrón alrededor del protón. Los tratamientos más complicados permiten los pequeños efectos de la relatividad especial y la polarización al vacío. En el tratamiento mecánico cuántico, el electrón en un átomo de hidrógeno en el estado fundamental no tiene ningún momento angular, lo que ilustra cómo la "órbita planetaria" difiere del movimiento del electrón.

Formas moleculares elementales

Primeras pistas observadas en la cámara de burbujas de hidrógeno líquido en el Bevatron

Existen dos isómeros de espín diferentes de moléculas diatómicas de hidrógeno que difieren por el giro relativo de sus núcleos. En la forma de ortohidrógeno, los giros de los dos protones son paralelos y forman un estado de triplete con un número cuántico de spin molecular de 1 ( / 2 + / 2 ); en la forma parahidrógena los espines son antiparalelos y forman un singlete con un número cuántico de spin molecular de 0 ( / 2- / 2) A temperatura y presión estándar, el gas de hidrógeno contiene aproximadamente el 25% de la forma para y el 75% de la forma orto, también conocida como la "forma normal". La relación de equilibrio de ortohidrógeno a parahidrógeno depende de la temperatura, pero debido a que la forma orto es un estado excitado y tiene una energía más alta que la forma para, es inestable y no se puede purificar. A temperaturas muy bajas, el estado de equilibrio se compone casi exclusivamente de la forma para. Las propiedades térmicas en fase líquida y gaseosa del parahidrógeno puro difieren significativamente de las de la forma normal debido a las diferencias en las capacidades de calor rotatorio, como se discute más completamente en los  isómeros de giro del hidrógeno.. La distinción orto / para también se produce en otras moléculas o grupos funcionales que contienen hidrógeno, tales como agua y metileno, pero tiene poca importancia para sus propiedades térmicas.

La interconversión no catalizada entre para y orto H 2  aumenta al aumentar la temperatura; así, el H 2 rápidamente condensado  contiene grandes cantidades de la forma orto de alta energía que se convierte a la forma para muy lentamente. La relación orto / para en H 2 condensado  es una consideración importante en la preparación y almacenamiento de hidrógeno líquido: la conversión de orto a para es exotérmica y produce suficiente calor para evaporar parte del hidrógeno líquido, lo que conduce a la pérdida de material licuado. Durante el enfriamiento con hidrógeno se utilizan catalizadores para la interconversión orto-para, como óxido férrico, carbón activado, amianto platinizado, metales de tierras raras, compuestos de uranio, óxido crómico o algunos compuestos de níquel.

Fases

• Hidrógeno gaseoso
• Hidrógeno líquido
• Slush hydrogen
• Hidrógeno sólido
• Hidrógeno metálico

Compuestos

Compuestos covalentes y orgánicos

Si bien H 2  no es muy reactivo en condiciones estándar, sí forma compuestos con la mayoría de los elementos. El hidrógeno puede formar compuestos con elementos que son más electronegativos, como halógenos (por ejemplo, F, Cl, Br, I) u oxígeno; en estos compuestos, el hidrógeno adquiere una carga positiva parcial. Cuando se une al flúor, oxígeno o nitrógeno, el hidrógeno puede participar en una forma de unión no covalente de fuerza media con el hidrógeno de otras moléculas similares, un fenómeno llamado enlace de hidrógeno que es crítico para la estabilidad de muchas moléculas biológicas. El hidrógeno también forma compuestos con elementos menos electronegativos, como metales y metaloides, donde adquiere una carga negativa parcial. Estos compuestos a menudo se conocen como hidruros.

El hidrógeno forma una amplia gama de compuestos con carbono llamados hidrocarburos, y una matriz aún más vasta con heteroátomos que, debido a su asociación general con los seres vivos, se denominan compuestos orgánicos. El estudio de sus propiedades se conoce como química orgánica y su estudio en el contexto de organismos vivos se conoce como bioquímica. Según algunas definiciones, los compuestos "orgánicos" solo se requieren para contener carbono. Sin embargo, la mayoría de ellos también contienen hidrógeno, y debido a que es el enlace carbono-hidrógeno el que le da a esta clase de compuestos la mayoría de sus características químicas particulares, se requieren enlaces carbono-hidrógeno en algunas definiciones de la palabra "orgánico" en química. Se conocen millones de hidrocarburos, y generalmente se forman por vías sintéticas complicadas que rara vez involucran hidrógeno elemental.

Hidruros

Los compuestos de hidrógeno a menudo se llaman hidruros, un término que se usa bastante poco. El término "hidruro" sugiere que el átomo de H ha adquirido un carácter negativo o aniónico, denotado H, y se usa cuando el hidrógeno forma un compuesto con un elemento más electropositivo. La existencia del anión hidruro, sugerida por Gilbert N. Lewis en 1916 para los grupos 1 y 2 hidruros similares a sales, fue demostrada por Moers en 1920 mediante la electrólisis de hidruro de litio fundido (LiH), produciendo una cantidad estequiométrica de hidrógeno en el ánodo. Para los hidruros distintos de los metales del grupo 1 y 2, el término es bastante engañoso, teniendo en cuenta la baja electronegatividad del hidrógeno. Una excepción en los hidruros del grupo 2 es  BeH
2 , que es polimérico. En hidruro de aluminio y litio, el  aniónAlH- 
4 lleva centros hidrúrgicos firmemente unidos al Al (III).

Aunque los hidruros se pueden formar con casi todos los elementos del grupo principal, el número y la combinación de posibles compuestos varía ampliamente; por ejemplo, se conocen más de 100 hidruros de borano binarios, pero solo un hidruro de aluminio binario. El hidruro de indio binario aún no se ha identificado, aunque existen complejos más grandes.

En química inorgánica, los hidruros también pueden servir como ligandos puente que unen dos centros metálicos en un complejo de coordinación. Esta función es particularmente común en los elementos del grupo 13, especialmente en boranes (hidruros de boro) y complejos de aluminio, así como también en carboranos arracimados.

Protones y ácidos

La oxidación del hidrógeno elimina su electrón y da H, que no contiene electrones y un núcleo que generalmente está compuesto por un protón. Es por eso que  H +
 a menudo se llama protón. Esta especie es central para la discusión de los ácidos. Según la teoría de base ácido de Brønsted-Lowry, los ácidos son donantes de protones, mientras que las bases son aceptores de protones.

Un protón desnudo,  H +
, no puede existir en solución o en cristales iónicos debido a su atracción imparable a otros átomos o moléculas con electrones. Excepto a las altas temperaturas asociadas con los plasmas, dichos protones no se pueden eliminar de las nubes electrónicas de átomos y moléculas, y permanecerán unidos a ellos. Sin embargo, el término "protón" a veces se usa de forma vaga y metafórica para referirse a hidrógeno cargado positivamente o catiónico unido a otras especies de esta manera, y como tal se denomina " H +".
"sin ninguna implicación de que ningún protón individual exista libremente como especie".

Para evitar la implicación del "protón solvatado" desnudo en solución, a veces se considera que las soluciones acuosas ácidas contienen una especie ficticia menos probable, denominada "ion hidronio" ( H
3 O+
) Sin embargo, incluso en este caso, tales cationes de hidrógeno solvatados se conciben de manera más realista como organizados en grupos que forman especies más cercanas a H
9 O + 
4 . Otros iones de oxonio se encuentran cuando el agua está en solución ácida con otros solventes.

Aunque exótico en la Tierra, uno de los iones más comunes en el universo es el   ion H + 
3 , conocido como hidrógeno molecular protonado o el catión trihidrógeno.

Hidrógeno atómico

La NASA ha investigado el uso del hidrógeno atómico como propulsor de cohetes. Podría almacenarse en helio líquido para evitar que se recombine en hidrógeno molecular. Cuando el helio se vaporiza, el hidrógeno atómico se libera y se combina de nuevo con el hidrógeno molecular. El resultado sería una corriente intensamente caliente de hidrógeno y gas de helio. El peso de despegue de los cohetes podría reducirse en un 50% con este método.

La mayor parte del hidrógeno interestelar se encuentra en forma de hidrógeno atómico porque los átomos rara vez pueden colisionar y combinarse. Son la fuente de la importante línea de hidrógeno de 21 cm en astronomía a 1420 MHz.

Isótopos

Tubo de descarga de hidrógeno (espectro)

Tubo de descarga de deuterio (espectro)

Protium, el isótopo más común de hidrógeno, tiene un protón y un electrón. Único entre todos los isótopos estables, no tiene neutrones (ver diprotón para una discusión sobre por qué otros no existen).

El hidrógeno tiene tres isótopos naturales, denotados  1
H ,  2
H  y  3
H . Otros núcleos altamente inestables ( 4
H  a  7
H ) se han sintetizado en el laboratorio pero no se han observado en la naturaleza.

• 1
  H  es el isótopo de hidrógeno más común con una abundancia de más del 99.98%. Debido a que el núcleo de este isótopo consiste en un solo protón, se le da el protiumnombre descriptivo pero raramente utilizado .
• 2
  H , el otro isótopo de hidrógeno estable, se conoce como deuterio  y contiene un protón y un neutrón en el núcleo. Se cree que todo el deuterio en el universo se produjo en el momento del Big Bang, y ha perdurado desde entonces. El deuterio no es radiactivo y no representa un peligro de toxicidad significativo. El agua enriquecida en moléculas que incluyen deuterio en lugar de hidrógeno normal se llama agua pesada. El deuterio y sus compuestos se utilizan como una etiqueta no radioactiva en experimentos químicos y en solventes para 1
  Espectroscopía H-RMN. El agua pesada se usa como moderador de neutrones y refrigerante para reactores nucleares. El deuterio también es un combustible potencial para la fusión nuclear comercial.
• 3
  H  se conoce como  tritio  y contiene un protón y dos neutrones en su núcleo. Es radioactivo, se descompone en helio-3 a través de la desintegración beta con una vida media de 12.32 años. Es tan radiactivo que puede usarse en pintura luminosa, por lo que es útil en cosas como relojes. El vidrio evita que salga la pequeña cantidad de radiación. Pequeñas cantidades de tritio se producen naturalmente por la interacción de los rayos cósmicos con los gases atmosféricos; el tritio también ha sido liberado durante las pruebas de armas nucleares. Se usa en reacciones de fusión nuclear, como trazador en geoquímica de isótopos y en dispositivos de iluminación autoamplificados especializados. El tritio también se ha utilizado en experimentos de etiquetado químico y biológico como radiomarcador.

El hidrógeno es el único elemento que tiene diferentes nombres para sus isótopos de uso común en la actualidad. Durante el estudio inicial de la radioactividad, varios isótopos radiactivos pesados ​​recibieron sus propios nombres, pero esos nombres ya no se usan, a excepción del deuterio y el tritio. Los símbolos D y T (en lugar de  2
H  y  3
H ) a veces se usan para el deuterio y el tritio, pero el símbolo correspondiente para protium, P, ya está en uso para el fósforo y, por lo tanto, no está disponible para el protium. En sus directrices de nomenclatura, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) permite cualquiera de D, T,  2
H y  3
H  para ser utilizado, aunque  2
H  y  3
H son preferidos.

El átomo de muonio exótico (símbolo Mu), compuesto por un antimón y un electrón, también se considera a veces como un radioisótopo ligero de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el antimón y el electrón. El muonio se descubrió en 1960. Durante la  vida útil del muón de  2,2 μs , el muonio puede entrar en compuestos como el cloruro de muonio (MuCl) o el muonidato de sodio (NaMu), análogos al cloruro de hidrógeno y al hidruro de sodio, respectivamente.

Historia

Descubrimiento y uso

En 1671, Robert Boyle descubrió y describió la reacción entre las limaduras de hierro y los ácidos diluidos, lo que resulta en la producción de gas de hidrógeno. En 1766, Henry Cavendish fue el primero en reconocer el gas de hidrógeno como una sustancia discreta, nombrando al gas de una reacción de ácido-metal como "aire inflamable". Él especuló que el "aire inflamable" era de hecho idéntico a la sustancia hipotética llamada "flogisto" y descubriendo en 1781 que el gas produce agua cuando se quema. Por lo general, se le da crédito por el descubrimiento del hidrógeno como un elemento. En 1783, Antoine Lavoisier le dio al elemento el nombre de hidrógeno (del griego ὑδρο-  hydro que  significa "agua" y -γενής  genes que  significan "creador") cuando él y Laplace produjeron Cavendish '

Antoine-Laurent de Lavoisier

Lavoisier produjo hidrógeno para sus experimentos de conservación masiva mediante la reacción de un flujo de vapor con hierro metálico a través de un tubo de hierro incandescente calentado en un incendio. La oxidación anaeróbica del hierro por los protones del agua a alta temperatura puede ser representada esquemáticamente por el conjunto de las siguientes reacciones:

   Fe + H 2 O → FeO + H 2

2 Fe + 3 H 2 O → Fe 2 O 3  + 3 H 2

3 Fe + 4 H 2 O → Fe 3 O 4  + 4 H 2

Muchos metales como el zirconio experimentan una reacción similar con el agua que conduce a la producción de hidrógeno.

El hidrógeno fue licuado por primera vez por James Dewar en 1898 mediante el uso de refrigeración regenerativa y su invención, el frasco de vacío. Él produjo hidrógeno sólido el próximo año. El deuterio fue descubierto en diciembre de 1931 por Harold Urey, y el tritio fue preparado en 1934 por Ernest Rutherford, Mark Oliphant y Paul Harteck. El agua pesada, que consiste en deuterio en el lugar del hidrógeno regular, fue descubierta por el grupo de Urey en 1932. Francisco de Rivaz construyó el primer motor de Rivaz, un motor de combustión interna impulsado por una mezcla de hidrógeno y oxígeno en 1806. Edward Daniel Clarke inventó la cerbatana de gas de hidrógeno en 1819. La lámpara de Döbereiner y el centro de atención fueron inventados en 1823.

El primer globo lleno de hidrógeno fue inventado por Jacques Charles en 1783. El hidrógeno proporcionó el impulso para la primera forma confiable de viaje en avión después de la invención en 1852 de la primera aeronave levantada con hidrógeno por Henri Giffard. El conde alemán Ferdinand von Zeppelin promovió la idea de dirigibles rígidos levantados por hidrógeno que luego se denominaron Zeppelins; el primero de los cuales tuvo su vuelo inaugural en 1900. Los vuelos programados regularmente comenzaron en 1910 y al estallar la Primera Guerra Mundial en agosto de 1914, habían transportado a 35,000 pasajeros sin un incidente serio. Las aeronaves levantadas con hidrógeno se usaron como plataformas de observación y bombarderos durante la guerra.

El primer cruce transatlántico sin escala fue realizado por la nave británica  R34  en 1919. El servicio regular de pasajeros se reanudó en la década de 1920 y el descubrimiento de reservas de helio en los Estados Unidos prometió mayor seguridad, pero el gobierno de los EE. UU. Se negó a vender el gas para este fin . Por lo tanto, H 2  fue utilizado en el  Hindenburg dirigible, que fue destruido en un incendio en el aire sobre Nueva Jersey el 6 de mayo de 1937. El incidente fue transmitido en vivo por la radio y filmado. El encendido de hidrógeno se asume ampliamente como la causa, pero las investigaciones posteriores apuntan a la ignición del revestimiento de tela aluminizado por la electricidad estática. Pero el daño a la reputación del hidrógeno como gas de levantamiento ya estaba hecho y los viajes de hidroaviones comerciales cesaron. Todavía se usa hidrógeno, en lugar de helio no inflamable pero más costoso, como gas de elevación para globos meteorológicos.

En el mismo año, el primer turbogenerador refrigerado por hidrógeno entró en servicio con hidrógeno gaseoso como refrigerante en el rotor y el estator en 1937 en Dayton, Ohio, por Dayton Power & Light Co .; Debido a la conductividad térmica del gas de hidrógeno, este es el tipo más común en su campo hoy en día.

La batería de níquel e hidrógeno se usó por primera vez en 1977 a bordo del satélite 2 de la tecnología de navegación de la Marina de los EE. UU. (NTS-2). Por ejemplo, el ISS, Mars Odyssey y Mars Global Surveyor están equipados con baterías de níquel-hidrógeno. En la parte oscura de su órbita, el Telescopio Espacial Hubble también funciona con baterías de níquel-hidrógeno, que finalmente fueron reemplazadas en mayo de 2009, más de 19 años después del lanzamiento y 13 años más allá de su vida de diseño.

Papel en la teoría cuántica

Líneas de espectro de emisión de hidrógeno en el rango visible. Estas son las cuatro líneas visibles de la serie Balmer

Debido a su estructura atómica simple, que consiste únicamente en un protón y un electrón, el átomo de hidrógeno, junto con el espectro de luz producido por él o absorbido por él, ha sido fundamental para el desarrollo de la teoría de la estructura atómica. Además, el estudio de la simplicidad correspondiente de la molécula de hidrógeno y el catión correspondiente  
H 

+ 
2

 trajo a la comprensión de la naturaleza del enlace químico, que siguió poco después de que el tratamiento mecánico cuántico del átomo de hidrógeno se había desarrollado a mediados de la década de 1920.

Uno de los primeros efectos cuánticos que se notó explícitamente (pero que no se entendía en ese momento) fue una observación de Maxwell que involucraba hidrógeno, medio siglo antes de que llegara la teoría de la mecánica cuántica completa. Maxwell observó que la capacidad de calor específica de H 2 se  aleja inexplicablemente de la de un gas diatómico por debajo de la temperatura ambiente y comienza a parecerse cada vez más a la de un gas monoatómico a temperaturas criogénicas. De acuerdo con la teoría cuántica, este comportamiento surge del espaciamiento de los niveles de energía de rotación (cuantificados), que están particularmente espaciados en H 2 debido a su baja masa Estos niveles ampliamente espaciados inhiben la partición equitativa de la energía térmica en el movimiento de rotación del hidrógeno a bajas temperaturas. Los gases diatómicos compuestos de átomos más pesados ​​no tienen tales niveles ampliamente espaciados y no exhiben el mismo efecto.

Antihidrógeno (
H
) es la contraparte de antimateria de hidrógeno. Consiste en un antiprotón con un positrón. El antihidrógeno es el único tipo de átomo de antimateria que se produjo a partir de 2015.

Ocurrencia natural

NGC 604, una región gigante de hidrógeno ionizado en la Galaxia Triangulum

El hidrógeno, como H atómico, es el elemento químico más abundante en el universo, representa el 75% de la materia normal en masa y más del 90% en número de átomos. (La mayor parte de la masa del universo, sin embargo, no está en forma de materia de tipo elemento químico, sino que se postula que ocurre como formas de masa aún no detectadas, como la materia oscura y la energía oscura.) Este elemento se encuentra en gran abundancia en estrellas y planetas gigantes gaseosos. Las nubes moleculares de H 2  están asociadas con la formación de estrellas. El hidrógeno juega un papel vital en el impulso de las estrellas a través de la reacción protón-protón y la fusión nuclear del ciclo CNO.

En todo el universo, el hidrógeno se encuentra principalmente en los estados atómicos y de plasma, con propiedades bastante diferentes de las del hidrógeno molecular. Como plasma, el electrón y el protón del hidrógeno no están unidos, lo que da como resultado una conductividad eléctrica muy alta y una alta emisividad (que produce la luz del Sol y de otras estrellas). Las partículas cargadas están muy influenciadas por campos magnéticos y eléctricos. Por ejemplo, en el viento solar interactúan con la magnetosfera de la Tierra dando lugar a las corrientes de Birkeland y la aurora. El hidrógeno se encuentra en el estado atómico neutral en el medio interestelar. Se cree que la gran cantidad de hidrógeno neutro que se encuentra en los sistemas amortiguados Lyman-alpha domina la densidad bariónica cosmológica del Universo hasta el desplazamiento al rojo  z = 4.

En condiciones normales en la Tierra, el hidrógeno elemental existe como el gas diatómico, H 2 . Sin embargo, el gas de hidrógeno es muy raro en la atmósfera de la Tierra (1 ppm en volumen) debido a su peso ligero, lo que le permite escapar de la gravedad de la Tierra más fácilmente que los gases más pesados. Sin embargo, el hidrógeno es el tercer elemento más abundante en la superficie de la Tierra, principalmente en forma de compuestos químicos como hidrocarburos y agua. El gas de hidrógeno es producido por algunas bacterias y algas y es un componente natural de los gases, como lo es el metano, que en sí mismo es una fuente de hidrógeno de creciente importancia.

Una forma molecular llamada hidrógeno molecular protonado ( H + 
3 ) se encuentra en el medio interestelar, donde se genera por la ionización del hidrógeno molecular a partir de los rayos cósmicos. Este ion cargado también se ha observado en la atmósfera superior del planeta Júpiter. El ion es relativamente estable en el ambiente del espacio exterior debido a la baja temperatura y densidad. H + 
3  es uno de los iones más abundantes en el Universo, y juega un papel notable en la química del medio interestelar. El hidrógeno triatómico neutro H 3  puede existir solo en forma excitada y es inestable. Por el contrario, el ion molecular de hidrógeno positivo ( H + 
2 ) es una molécula rara en el universo.

Producción

H
2  se produce en laboratorios de química y biología, a menudo como un subproducto de otras reacciones; en la industria para la hidrogenación de sustratos insaturados; y en la naturaleza como un medio para expulsar equivalentes reductores en reacciones bioquímicas.

Electrólisis de agua

La electrólisis del agua es un método simple de producción de hidrógeno. Se pasa una corriente de bajo voltaje a través del agua y se forma oxígeno gaseoso en el ánodo mientras se forma hidrógeno gaseoso en el cátodo. Normalmente, el cátodo está hecho de platino u otro metal inerte cuando se produce hidrógeno para su almacenamiento. Sin embargo, si el gas debe quemarse en el sitio, es deseable que el oxígeno ayude a la combustión, por lo que ambos electrodos estarán hechos de metales inertes. (El hierro, por ejemplo, se oxidaría y, por lo tanto, disminuiría la cantidad de oxígeno emitido). La eficiencia máxima teórica (electricidad utilizada frente al valor energético del hidrógeno producido) está en el rango del 88-94%.

2  H2 O(l) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Al determinar la eficiencia eléctrica de la electrólisis PEM (membrana de intercambio de protones), se utiliza el valor de calor más alto (HHV). Esto se debe a que la capa de catalizador interactúa con el agua como vapor. Como el proceso opera a 80 ° C para los electrolizadores PEM, el calor residual puede redirigirse a través del sistema para crear el vapor, lo que resulta en una mayor eficiencia eléctrica general. El valor de calor más bajo (LHV) se debe utilizar para electrolizadores alcalinos ya que el proceso dentro de estos electrolizadores requiere agua en forma líquida y usa alcalinidad para facilitar la ruptura del enlace que mantiene unidos los átomos de hidrógeno y oxígeno. El valor de calor más bajo también se debe usar para las celdas de combustible, ya que el vapor es la salida en lugar de la entrada.

Reformado con vapor

El hidrógeno se produce a menudo usando gas natural, que implica la eliminación de hidrógeno de los hidrocarburos a temperaturas muy altas, con aproximadamente el 95% de la producción de hidrógeno procedente de la reforma de vapor alrededor del año 2000. El hidrógeno a granel comercial generalmente se produce mediante el reformado con vapor de gas natural. A altas temperaturas (1000-1400 K, 700-1100 ° C o 1300-2000 ° F), el vapor (vapor de agua) reacciona con el metano para producir monóxido de carbono y  H
2 .

CH4  + H2 O → CO + 3 H2

Esta reacción se favorece a bajas presiones pero, no obstante, se realiza a altas presiones (2,0 MPa, 20 atm o 600 inHg). Esto se debe a alta presión  H
2  es el producto más comercializable y los sistemas de purificación por adsorción por oscilación de presión (PSA) funcionan mejor a presiones más altas. La mezcla del producto se conoce como "gas de síntesis" porque a menudo se usa directamente para la producción de metanol y compuestos relacionados. Los hidrocarburos distintos del metano se pueden usar para producir gas de síntesis con diferentes proporciones de producto. Una de las muchas complicaciones de esta tecnología altamente optimizada es la formación de coque o carbono:

CH4  → C + 2 H2

En consecuencia, el reformado con vapor típicamente emplea un exceso de  H
2 O. Se puede recuperar hidrógeno adicional del vapor mediante el uso de monóxido de carbono a través de la reacción de cambio de gas de agua, especialmente con un catalizador de óxido de hierro. Esta reacción también es una fuente industrial común de dióxido de carbono:

CO +  H2 O → CO2  + H2

Otros métodos importantes para  H
2  producción incluye oxidación parcial de hidrocarburos:

2  CH4  + O2  → 2 CO + 4 H2

y la reacción del carbón, que puede servir como un preludio de la reacción de cambio anterior:

C +  H2 O → CO + H2

El hidrógeno a veces se produce y consume en el mismo proceso industrial, sin separarse. En el proceso de Haber para la producción de amoníaco, el hidrógeno se genera a partir del gas natural. La electrólisis de salmuera para producir cloro también produce hidrógeno como un coproducto.

Ácido de metal

En el laboratorio,  H
2  generalmente se prepara mediante la reacción de ácidos diluidos no oxidantes en algunos metales reactivos, como el zinc, con el aparato de Kipp.

Zn + 2  H + →  Zn 2+ +  H2

El aluminio también puede producir  H
2  al tratamiento con bases:

2 Al + 6  H2 O + 2 OH- → 2  Al (OH) - 4  + 3  H2

Se puede usar una aleación de aluminio y galio en forma de gránulos añadida al agua para generar hidrógeno. El proceso también produce alúmina, pero el costoso galio, que evita la formación de una capa de óxido sobre los gránulos, puede reutilizarse. Esto tiene implicaciones potenciales importantes para una economía de hidrógeno, ya que el hidrógeno se puede producir en el sitio y no necesita ser transportado.

Termoquímico

Hay más de 200 ciclos termoquímicos que se pueden usar para dividir en agua, alrededor de una docena de estos ciclos como el ciclo de óxido de hierro, ciclo de óxido de cerio (IV) óxido de cerio (III), ciclo de zinc y óxido de cinc, yodo de azufre el ciclo, el ciclo de cobre y cloro y el ciclo de azufre híbrido están bajo investigación y en fase de prueba para producir hidrógeno y oxígeno a partir del agua y el calor sin usar electricidad. Varios laboratorios (incluso en Francia, Alemania, Grecia, Japón y Estados Unidos) están desarrollando métodos termoquímicos para producir hidrógeno a partir de energía solar y agua.

Corrosión anaeróbica

En condiciones anaeróbicas, las aleaciones de hierro y acero se oxidan lentamente por los protones de agua concomitantemente reducidos en hidrógeno molecular ( H
2 ). La corrosión anaeróbica del hierro conduce primero a la formación de hidróxido ferroso (óxido verde) y se puede describir mediante la siguiente reacción:

Fe + 2  H2 O → Fe (OH)2  + H2

A su vez, en condiciones anaeróbicas, el hidróxido ferroso ( Fe (OH)
2 ) puede ser oxidado por los protones de agua para formar magnetita e hidrógeno molecular. Este proceso está descrito por la reacción de Schikorr:

3  Fe (OH)2  → Fe3 O4  + 2 H2 O + H2

hidróxido ferroso → magnetita + agua + hidrógeno

La magnetita bien cristalizada ( Fe
3 O
4 ) es termodinámicamente más estable que el hidróxido ferroso (Fe (OH)
2 ).

Este proceso ocurre durante la corrosión anaeróbica de hierro y acero en aguas subterráneas libres de oxígeno y en la reducción de suelos debajo del nivel freático.

Suceso geológico: la reacción de serpentinización

En ausencia de oxígeno atmosférico ( O
2 ), en condiciones geológicas profundas que prevalecen lejos de la atmósfera de la Tierra, hidrógeno (H
2 ) se produce durante el proceso de serpentinización por la oxidación anaerobia de los protones de agua (h) de la ferroso (Fe) silicato presente en la red cristalina de la fayalita (Fe
2 SiO
4 , el miembro de hierro olivino). La reacción correspondiente que conduce a la formación de magnetita (Fe
3 O
4 ), cuarzo (SiO
2 ) e hidrógeno (H
2) es el siguiente:

3 Fe2 SiO4  + 2 H2 O → 2 Fe3 O4  + 3 SiO2  + 3 H2

fayalite + agua → magnetita + cuarzo + hidrógeno

Esta reacción se parece mucho a la reacción de Schikorr observada en la oxidación anaeróbica del hidróxido ferroso en contacto con el agua.

Formación en transformadores

De todos los gases de falla formados en los transformadores de potencia, el hidrógeno es el más común y se genera bajo la mayoría de las condiciones de falla; por lo tanto, la formación de hidrógeno es una indicación temprana de problemas graves en el ciclo de vida del transformador.

Aplicaciones

Consumo en procesos

Grandes cantidades de  H
2  son necesarios en las industrias petrolera y química. La aplicación más grande de H
2  es para el procesamiento ("actualización") de combustibles fósiles, y en la producción de amoníaco. Los consumidores clave de H
2  en la planta petroquímica incluyen hidrodesalquilación, hidrodesulfuración e hidrocraqueo. H
2  tiene muchos otros usos importantes. H
2  se usa como agente hidrogenante, particularmente al aumentar el nivel de saturación de grasas y aceites insaturados (que se encuentran en artículos tales como margarina) y en la producción de metanol. Es similar a la fuente de hidrógeno en la fabricación de ácido clorhídrico. H
2  también se usa como agente reductor de minerales metálicos.

El hidrógeno es altamente soluble en muchas tierras raras y metales de transición y es soluble tanto en metales nanocristalinos como amorfos. La solubilidad del hidrógeno en los metales está influenciada por distorsiones o impurezas locales en la red cristalina. Estas propiedades pueden ser útiles cuando el hidrógeno se purifica por pasaje a través de discos de paladio caliente, pero la alta solubilidad del gas es un problema metalúrgico que contribuye a la fragilización de muchos metales, lo que complica el diseño de las tuberías y los tanques de almacenamiento.

Además de su uso como reactivo,  H
2  tiene amplias aplicaciones en física e ingeniería. Se usa como gas de protección en métodos de soldadura como la soldadura de hidrógeno atómico. H2 se usa como el refrigerante del rotor en los generadores eléctricos de las centrales eléctricas, ya que tiene la conductividad térmica más alta de cualquier gas. El H2líquido se usa en investigación criogénica, incluidos los estudios de superconductividad. Porque H
2  es más ligero que el aire, tiene un poco más de/ 14  de la densidad del aire, una vez fue ampliamente utilizado como un gas de elevación en globos y dirigibles.

En aplicaciones más recientes, el hidrógeno se usa puro o mezclado con nitrógeno (a veces llamado gas de formación) como un gas indicador para la detección de fugas de minutos. Las aplicaciones se pueden encontrar en las industrias automotriz, química, de generación de energía, aeroespacial y de telecomunicaciones. El hidrógeno es un aditivo alimentario autorizado (E 949) que permite la prueba de fugas del paquete de alimentos entre otras propiedades antioxidantes.

Los isótopos más raros del hidrógeno también tienen aplicaciones específicas. El deuterio (hidrógeno-2) se usa en aplicaciones de fisión nuclear como moderador para ralentizar neutrones y en reacciones de fusión nuclear. Los compuestos de deuterio tienen aplicaciones en química y biología en estudios de efectos de isótopos de reacción. El tritio (hidrógeno-3), producido en reactores nucleares, se utiliza en la producción de bombas de hidrógeno, como una etiqueta isotópica en las ciencias biológicas, y como una fuente de radiación en pinturas luminosas.

La temperatura de punto triple del hidrógeno de equilibrio es un punto fijo definitorio en la escala de temperatura ITS-90 en 13.8033 kelvins.

Refrigerante

El hidrógeno se usa comúnmente en las centrales eléctricas como refrigerante en generadores debido a una serie de propiedades favorables que son un resultado directo de sus moléculas diatómicas ligeras. Estos incluyen baja densidad, baja viscosidad, y el calor específico más alto y la conductividad térmica de todos los gases.

Portador de energía

El hidrógeno no es un recurso energético, excepto en el contexto hipotético de las centrales eléctricas comerciales de fusión nuclear que utilizan deuterio o tritio, una tecnología que actualmente está lejos del desarrollo. La energía del Sol proviene de la fusión nuclear de hidrógeno, pero este proceso es difícil de controlar de forma controlada en la Tierra. El hidrógeno elemental a partir de fuentes solares, biológicas o eléctricas requiere más energía de la que se obtiene al quemar, por lo que en estos casos el hidrógeno funciona como un portador de energía, como una batería. El hidrógeno puede obtenerse de fuentes fósiles (como el metano), pero estas fuentes son insostenibles.

La densidad de energía por unidad de  volumen  tanto de hidrógeno líquido como de gas de hidrógeno comprimido a cualquier presión practicable es significativamente menor que la de las fuentes de combustible tradicionales, aunque la densidad de energía por unidad de masa decombustible   es mayor. Sin embargo, el hidrógeno elemental ha sido ampliamente discutido en el contexto de la energía, como un posible futuro  portador  de energía a escala económica. Por ejemplo,  CO
2  secuestro seguido de captura y almacenamiento de carbono podría llevarse a cabo en el punto de H
2  producción de combustibles fósiles. El hidrógeno utilizado en el transporte se quemaría relativamente limpiamente, con algunas emisiones deNO
x, pero sin emisiones de carbono. Sin embargo, los costos de infraestructura asociados con la conversión total a una economía de hidrógeno serían sustanciales. Las pilas de combustible pueden convertir hidrógeno y oxígeno directamente en electricidad de manera más eficiente que los motores de combustión interna.

La industria de semiconductores

El hidrógeno se emplea para saturar enlaces rotos ("colgantes") de silicio amorfo y carbono amorfo que ayuda a estabilizar las propiedades del material. También es un donador de electrones potencial en varios materiales de óxido, incluyendo ZnO, SnO $ 2 , CdO, MgO, ZrO $ 2 , HfO $ 2 , La 2O 3 , Y 2 O 3 , TiO 2 , SrTiO 3 , Laalo 3 , SiO 2 , al 
2 O 3 , ZrSiO 4 , HfSiO 4 , y SrZrO 3 .

Reacciones biológicas

H 2  es un producto de algunos tipos de metabolismo anaeróbico y es producido por varios microorganismos, por lo general a través de reacciones catalizadas por hierro o enzimas que contienen níquel llamados hidrogenasas. Estas enzimas catalizan la reacción redox reversible entre H 2  y su componente dos protones y dos electrones. La creación de gas de hidrógeno ocurre en la transferencia de equivalentes reductores producidos durante la fermentación de piruvato al agua. El ciclo natural de producción y consumo de hidrógeno por los organismos se llama ciclo del hidrógeno.

La división del agua, en la que el agua se descompone en sus protones componentes, electrones y oxígeno, se produce en las reacciones de luz en todos los organismos fotosintéticos. Algunos de estos organismos, como el alga  Chlamydomonas reinhardtii  y las cianobacterias, han evolucionado un segundo paso en las reacciones oscuras en las que los protones y los electrones se reducen para formar  gas H 2 mediante hidrogenasas especializadas en el cloroplasto. Se han realizado esfuerzos para modificar genéticamente las hidrogenasas cianobacterianas para sintetizar eficientemente el  gas H 2 incluso en presencia de oxígeno. También se han realizado esfuerzos con algas genéticamente modificadas en un biorreactor.

Seguridad y precauciones

El hidrógeno plantea una serie de riesgos para la seguridad humana, desde posibles detonaciones e incendios cuando se mezcla con el aire hasta ser un asfixiante en su forma pura y libre de oxígeno. Además, el hidrógeno líquido es un criógeno y presenta peligros (como la congelación) asociados con líquidos muy fríos. El hidrógeno se disuelve en muchos metales y, además de filtrarse, puede tener efectos adversos sobre ellos, como la fragilización del hidrógeno, lo que provoca grietas y explosiones. El gas de hidrógeno que se filtra hacia el aire externo puede encenderse espontáneamente. Además, el fuego de hidrógeno, aunque es extremadamente caliente, es casi invisible y, por lo tanto, puede provocar quemaduras accidentales.

Incluso la interpretación de los datos de hidrógeno (incluidos los datos de seguridad) se ve confundida por una serie de fenómenos. Muchas propiedades físicas y químicas del hidrógeno dependen de la relación parahydrogen / orthohydrogen (a menudo lleva días o semanas a una temperatura dada para alcanzar la relación de equilibrio, por lo que generalmente se dan los datos). Los parámetros de detonación de hidrógeno, como la presión y la temperatura de detonación crítica, dependen en gran medida de la geometría del contenedor.

Obtenido de: https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen

Definición

La estructura cristalina del cloruro de sodio, NaCl, un compuesto iónico típico. Las esferas púrpuras representan cationes de sodio, Na, y las esferas verdes representan aniones de cloro, Cl.

En química, un  compuesto iónico  es un compuesto químico compuesto por iones unidos por fuerzas electrostáticas denominadas enlaces iónicos. El compuesto es neutral en general, pero consiste en iones con carga positiva llamados cationes e iones con carga negativa llamados aniones. Estos pueden ser iones simples como el sodio (Na) y el cloruro (Cl) en cloruro de sodio, o especies poliatómicas tales como los iones de amonio ( NH + 
4 ) y carbonato ( CO 2 - 
3 ) en carbonato de amonio. Los iones individuales dentro de un compuesto iónico generalmente tienen múltiples vecinos más cercanos, por lo que no se los considera parte de las moléculas, sino que forman parte de una red tridimensional continua, generalmente en una estructura cristalina.

Los compuestos iónicos que contienen iones de hidrógeno (H) se clasifican como ácidos, y los que contienen hidróxido de iones básicos (OH) u óxido (O) se clasifican como bases. Los compuestos iónicos sin estos iones también se conocen como sales y pueden formarse por reacciones ácido-base. Los compuestos iónicos también se pueden producir a partir de sus iones constituyentes por evaporación de su disolvente, precipitación, congelación, una reacción en estado sólido o la reacción de transferencia de electrones de metales reactivos con reactivos no metálicos, tales como gases halógenos.

Los compuestos iónicos típicamente tienen altos puntos de fusión y ebullición, y son duros y quebradizos. Como sólidos, casi siempre son eléctricamente aislantes, pero cuando se derriten o se disuelven se vuelven altamente conductivos, porque los iones se movilizan.

Historia de descubrimiento

La palabra  ion  es el griego  ἰόν ,  ion , "going", el presente participio de  ἰέναι ,  ienai , "to go". Este término fue introducido por el físico y químico inglés Michael Faraday en 1834 para la especie entonces desconocida que  va  de un electrodo a otro a través de un medio acuoso.

Espectrómetro de rayos X desarrollado por Bragg

En 1913, la estructura cristalina del cloruro de sodio fue determinada por William Henry Bragg y William Lawrence Bragg. Esto reveló que había seis vecinos más cercanos equidistantes para cada átomo, lo que demuestra que los constituyentes no estaban dispuestos en moléculas o agregados finitos, sino como una red con un orden cristalino de largo alcance. Muchos otros compuestos inorgánicos también se encontraron con características estructurales similares. Estos compuestos pronto se describieron como constituidos por iones en lugar de átomos neutros, pero la prueba de esta hipótesis no se encontró hasta mediados de la década de 1920, cuando se realizaron experimentos de reflexión de rayos X (que detectan la densidad de electrones).

Los principales contribuyentes al desarrollo de un tratamiento teórico de las estructuras de cristal iónico fueron Max Born, Fritz Haber, Alfred Landé, Erwin Madelung, Paul Peter Ewald y Kazimierz Fajans. Born predijo energías cristalinas basadas en la suposición de constituyentes iónicos, que mostraron buena correspondencia con las mediciones termoquímicas, lo que respalda aún más la suposición.

Formación

La halita, la forma mineral del cloruro de sodio, se forma cuando el agua salada se evapora y deja atrás los iones.

Los compuestos iónicos se pueden producir a partir de sus iones constituyentes por evaporación, precipitación o congelación. Los metales reactivos, como los metales alcalinos, pueden reaccionar directamente con los gases halógenos altamente electronegativos para formar un producto iónico. También se pueden sintetizar como el producto de una reacción a alta temperatura entre los sólidos.

Si el compuesto iónico es soluble en un disolvente, se puede obtener como un compuesto sólido evaporando el disolvente de esta solución electrolítica. A medida que el solvente se evapora, los iones no entran en el vapor, sino que permanecen en la solución restante, y cuando se concentran lo suficiente, se produce la nucleación y se cristalizan en un compuesto iónico. Este proceso ocurre ampliamente en la naturaleza, y es el medio de formación de las evaporitasminerales. Otro método para recuperar el compuesto de la solución implica saturar una solución a alta temperatura y luego reducir la solubilidad reduciendo la temperatura hasta que la solución se sobresatura y el compuesto sólido se nuclea.

Los compuestos iónicos insolubles pueden precipitarse mezclando dos soluciones, una con el catión y otra con el anión. Como todas las soluciones son eléctricamente neutras, las dos soluciones mixtas también deben contener contraiones de las cargas opuestas. Para garantizar que no contaminen el compuesto iónico precipitado, es importante asegurarse de que no se precipiten. Si las dos soluciones tienen iones de hidrógeno e iones de hidróxido como contraiones, reaccionarán entre sí en lo que se llama una reacción ácido-base o una reacción de neutralización para formar agua. Alternativamente, los contraiones se pueden elegir para garantizar que, aun cuando se combinen en una sola solución, permanezcan solubles como iones espectadores.

Si el solvente es agua en el método de formación de evaporación o precipitación, en muchos casos el cristal iónico formado también incluye agua de cristalización, por lo que el producto se conoce como hidrato y puede tener propiedades químicas muy diferentes.

Las sales fundidas se solidificarán al enfriarse por debajo de su punto de congelación. Esto a veces se usa para la síntesis en estado sólido de compuestos iónicos complejos a partir de reactivos sólidos, que primero se funden juntos. En otros casos, los reactivos sólidos no necesitan fundirse, sino que pueden reaccionar a través de una ruta de reacción en estado sólido. En este método, los reactivos se trituran repetidamente en forma de pasta y luego se calientan a una temperatura en la que los iones en los reactivos vecinos pueden difundirse juntos durante el tiempo en que la mezcla reactiva permanece en el horno. Otras rutas sintéticas utilizan un precursor sólido con la proporción estequiométrica correcta de iones no volátiles, que se calienta para expulsar a otras especies.

En algunas reacciones entre metales altamente reactivos (generalmente del Grupo 1 o Grupo 2) y gases halógenos altamente electronegativos, o agua, los átomos se pueden ionizar mediante transferencia de electrones, un proceso que se entiende termodinámicamente utilizando el ciclo Born-Haber.

Vinculación

Diagrama esquemático de una capa de electrones de átomos de sodio y flúor que experimentan una reacción redox para formar fluoruro de sodio. El sodio pierde su electrón externo para darle una configuración electrónica estable, y este electrón ingresa exotérmicamente al átomo de flúor. Los iones de carga opuesta (por lo general, muchos de ellos) se atraen entre sí para formar un sólido.

Los iones en compuestos iónicos se mantienen principalmente unidos por las fuerzas electrostáticas entre la distribución de carga de estos cuerpos, y en particular el enlace iónico resultante de la atracción Coulomb a largo alcance entre la carga neta negativa de los aniones y la carga neta positiva de los cationes. También hay una pequeña fuerza de atracción adicional de las interacciones de Van der Waals que contribuye solo alrededor del 1-2% de la energía de cohesión para iones pequeños. Cuando un par de iones se acerca lo suficiente como para que sus capas externas de electrones (la mayoría de los iones simples tengan conchas cerradas) se superpongan, se produce una fuerza de repulsión de corto alcance, debido al principio de exclusión de Pauli. El equilibrio entre estas fuerzas conduce a un potencial pozo de energía con una energía mínima cuando los núcleos están separados por una distancia de equilibrio específica.

Si la estructura electrónica de los dos cuerpos que interactúan se ve afectada por la presencia del otro, las interacciones covalentes (no iónicas) también contribuyen a la energía global del compuesto formado. Los compuestos iónicos rara vez son puramente iónicos, es decir, se mantienen unidos solo por fuerzas electrostáticas. Los enlaces entre incluso los pares más electronegativos / electropositivos, como los del fluoruro de cesio, muestran un pequeño grado de covalencia. Por el contrario, los enlaces covalentes entre átomos diferentes a menudo exhiben cierta separación de carga y se puede considerar que tienen un carácter iónico parcial. Las circunstancias bajo las cuales un compuesto tendrá carácter iónico o covalente se pueden entender típicamente usando las reglas de Fajans, que usan solo las cargas y los tamaños de cada ion. De acuerdo con estas reglas, los compuestos con el carácter más iónico tendrán grandes iones positivos con una carga baja, unidos a un pequeño ion negativo con una carga alta. De forma más general, se puede aplicar la teoría HSAB, por lo que los compuestos con el carácter más iónico son los que consisten en ácidos duros y bases duras: iones pequeños con una alta carga de electronegatividades entre el anión y el catión. Esta diferencia en electronegatividades significa que la separación de carga y el momento dipolo resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (el exceso de electrones en los aniones no se transfieren ni se polarizan para neutralizar los cationes). iones altamente cargados con una gran diferencia en electronegatividades entre el anión y el catión. Esta diferencia en electronegatividades significa que la separación de carga y el momento dipolo resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (el exceso de electrones en los aniones no se transfieren ni se polarizan para neutralizar los cationes). iones altamente cargados con una gran diferencia en electronegatividades entre el anión y el catión. Esta diferencia en electronegatividades significa que la separación de carga y el momento dipolo resultante se mantienen incluso cuando los iones están en contacto (el exceso de electrones en los aniones no se transfieren ni se polarizan para neutralizar los cationes).

Estructura

La celda unitaria de la estructura de mezcla de zinc

Los iones generalmente se empaquetan en estructuras cristalinas extremadamente regulares, en una disposición que minimiza la energía reticular (maximizando las atracciones y minimizando las repulsiones). La energía reticular es la suma de la interacción de todos los sitios con todos los demás sitios. Para iones esféricos no polarizables, solo se requieren cargas y distancias para determinar la energía de interacción electrostática. Para cualquier estructura de cristal ideal en particular, todas las distancias están geométricamente relacionadas con la distancia internuclear más pequeña. Entonces, para cada posible estructura cristalina, la energía electrostática total puede relacionarse con la energía electrostática de las cargas unitarias a la distancia más cercana del vecino mediante una constante multiplicativa llamada constante de Madelung que puede calcularse eficientemente usando una suma de Ewald. Cuando se asume una forma razonable para la energía repulsiva adicional,

Utilizando una aproximación aún más simple de los iones como esferas duras impenetrables, la disposición de los aniones en estos sistemas a menudo se relaciona con disposiciones de esferas compactas, con los cationes ocupando intersticios tetraédricos u octaédricos. Dependiendo de la estequiometría del compuesto iónico, y de la coordinación (principalmente determinada por la relación del radio) de cationes y aniones, se observan comúnmente una variedad de estructuras, y racionalizadas teóricamente por las reglas de Pauling.

Estructuras de compuestos iónicos comunes con aniones compactos

Estequiometría	Cation: coordinación de aniones	Sitios intersticiales		Embalaje cúbico de aniones		Embalaje hexagonal de aniones
		ocupación	radio crítico	nombre	Constante de Madelung	nombre	Constante de Madelung
MX	6: 6	todo octaédrico	0.4142	cloruro de sodio	1.747565	nickeline	<1.73
	4: 4	tetraédrico alternativo	0.2247	blenda de zinc	1.6381	wurtzite	1.641
MX2	8: 4	todo tetraédrico	0.2247	fluorita	5.03878
	6: 3	medio octaédrico (capas alternas completamente ocupadas)	0.4142	cloruro de cadmio	5.61	yoduro de cadmio	4.71
MX3	6: 2	un tercio octaédrico	0.4142	bromuro de rodio (III)	6.67	yoduro de bismuto	8.26
M 2X 3	6: 4	dos tercios octaédricos	0.4142			corundo	25.0312
ABO 3		dos tercios octaédricos	0.4142			ilmenita	depende de los cargos y la estructura
AB 2O 4		un octavo tetraédrico y media octaconedro	r A / r O  = 0.2247,  r B/ r O  = 0.4142	espinela, espinela inversa	depende de las distribuciones del sitio de cationes	olivino	depende de las distribuciones del sitio de cationes

En algunos casos, los aniones adquieren un empaque cúbico simple, y las estructuras comunes resultantes observadas son:

Estructuras de compuestos iónicos comunes con aniones cúbicos simples empaquetados

Estequiometría	Cation: coordinación de aniones	Sitios intersticiales ocupados	Estructura de ejemplo
			nombre	radio crítico	Constante de Madelung
MX	8: 8	Completamente lleno	cloruro de cesio	0.7321	1.762675
MX 2	8: 4	Medio lleno	fluoruro de calcio
M 2 X	4: 8	Medio lleno	óxido de litio

Algunos líquidos iónicos, particularmente con mezclas de aniones o cationes, se pueden enfriar con la suficiente rapidez como para que no haya tiempo suficiente para que se produzca la nucleación cristalina, por lo que se forma un vidrio iónico (sin orden de largo alcance).

Defectos

Defecto de Frenkel

Defecto Schottky

Dentro de un cristal iónico, generalmente habrá algunos defectos puntuales, pero para mantener la electroneutralidad, estos defectos vienen en pares. Los defectos de Frenkel consisten en una vacante de catión emparejada con un catión intersticial y se puede generar en cualquier parte del cristal, ocurriendo lo más posible comúnmente en compuestos con un bajo número de coordinación y cationes que son mucho más pequeños que los aniones. Los defectos de Schottky consisten en una vacante de cada tipo, y se generan en las superficies de un cristal, ocurriendo más comúnmente en compuestos con un alto número de coordinación y cuando los aniones y cationes son de tamaño similar. Si los cationes tienen múltiples estados de oxidación posibles, entonces es posible que las cavidades de cationes compensen las deficiencias de electrones en los sitios de cationes con mayores números de oxidación, dando como resultado un compuesto no estequiométrico. Otra posibilidad no estequiométrica es la formación de un centro F, un electrón libre que ocupa una vacante aniónica. Cuando el compuesto tiene tres o más componentes iónicos, aún más tipos de defectos son posibles. Todos estos defectos puntuales pueden generarse a través de vibraciones térmicas y tener una concentración de equilibrio. Debido a que son energéticamente costosos, pero entropically beneficioso, se producen en una mayor concentración a temperaturas más altas. Una vez generados, estos pares de defectos pueden difundirse mayoritariamente de forma independiente entre sí, saltando entre sitios de red. Esta movilidad de defectos es la fuente de la mayoría de los fenómenos de transporte dentro de un cristal iónico, incluida la difusión y la conductividad iónica de estado sólido. Cuando las vacantes chocan con los intersticiales (Frenkel), pueden recombinarse y aniquilarse mutuamente. Del mismo modo, las vacantes se eliminan cuando alcanzan la superficie del cristal (Schottky). Los defectos en la estructura cristalina generalmente expanden los parámetros reticulares, reduciendo la densidad total del cristal. Los defectos también producen iones en ambientes locales distintamente diferentes, lo que provoca que experimenten una simetría diferente del campo de cristal, especialmente en el caso de diferentes intercambios de cationes. sitios de celosía. Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de d-electrón, de modo que la absorción óptica (y, por tanto, el color) puede cambiar con la concentración de defectos. especialmente en el caso de diferentes cationes que intercambian sitios de celosía. Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de d-electrón, de modo que la absorción óptica (y, por tanto, el color) puede cambiar con la concentración de defectos. especialmente en el caso de diferentes cationes que intercambian sitios de celosía. Esto da como resultado una división diferente de los orbitales de d-electrón, de modo que la absorción óptica (y, por tanto, el color) puede cambiar con la concentración de defectos.

Propiedades

Acidez / basicidad

Los compuestos iónicos que contienen iones de hidrógeno (H) se clasifican como ácidos, y los que contienen cationes electropositivos y aniones básicos de iones hidróxido (OH) u óxido (O) se clasifican como bases. Otros compuestos iónicos se conocen como sales y pueden formarse por reacciones ácido-base. Si el compuesto es el resultado de una reacción entre un ácido fuerte y una base débil, el resultado es una sal ácida. Si es el resultado de una reacción entre una base fuerte y un ácido débil, el resultado es una sal básica. Si es el resultado de una reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, el resultado es una sal neutra. Los ácidos débiles que reaccionan con bases débiles pueden producir compuestos iónicos tanto con el ion base conjugado como con el ion ácido conjugado, como el acetato de amonio.

Algunos iones se clasifican como anfóteros, pudiendo reaccionar con un ácido o una base. Esto también es cierto para algunos compuestos con carácter iónico, típicamente óxidos o hidróxidos de metales menos electropositivos (por lo que el compuesto también tiene un carácter covalente significativo), como óxido de zinc, hidróxido de aluminio, óxido de aluminio y óxido de plomo (II).

Puntos de fusión y ebullición

Las fuerzas electrostáticas entre las partículas son más fuertes cuando las cargas son altas, y la distancia entre los núcleos de los iones es pequeña. En tales casos, los compuestos generalmente tienen puntos de fusión y ebullición muy altos y una baja presión de vapor. Las tendencias en los puntos de fusión se pueden explicar aún mejor cuando se tiene en cuenta la estructura y la proporción del tamaño iónico. Por encima de su punto de fusión, los sólidos iónicos se funden y se convierten en sales fundidas (aunque algunos compuestos iónicos como el cloruro de aluminio y el cloruro de hierro (III) muestran estructuras similares a moléculas en la fase líquida). Los compuestos inorgánicos con iones simples tienen típicamente iones pequeños, y por lo tanto tienen puntos de fusión altos, por lo que son sólidos a temperatura ambiente. Algunas sustancias con iones más grandes, sin embargo, tienen un punto de fusión por debajo o cerca de la temperatura ambiente (a menudo definido como hasta 100 ° C), y se denominan líquidos iónicos.

Incluso cuando la estructura local y la unión de un sólido iónico se rompe lo suficiente como para fundirlo, todavía hay fuertes fuerzas de atracción electrostáticas de largo alcance que mantienen el líquido unido y evitan que los iones hiervan para formar una fase gaseosa. Esto significa que incluso los líquidos iónicos a temperatura ambiente tienen bajas presiones de vapor y requieren temperaturas sustancialmente más altas para hervir. Los puntos de congelación exhiben tendencias similares a los puntos de fusión en términos del tamaño de los iones y la fuerza de otras interacciones. Cuando se vaporiza, los iones aún no se liberan el uno del otro. Por ejemplo, en la fase de vapor el cloruro de sodio existe como "moléculas" diatómicas.

Fragilidad

La mayoría de los compuestos iónicos son muy frágiles. Una vez que alcanzan el límite de su fuerza, no pueden deformarse malignamente, porque la alineación estricta de los iones positivos y negativos debe mantenerse. En cambio, el material se fractura por escisión. A medida que la temperatura se eleva (generalmente cerca del punto de fusión) se produce una transición dúctil-frágil, y el flujo de plástico es posible por el movimiento de las dislocaciones.

Compresibilidad

La compresibilidad de un compuesto iónico está fuertemente determinada por su estructura, y en particular por el número de coordinación. Por ejemplo, los haluros con estructura de cloruro de cesio (número de coordinación 8) son menos compresibles que aquellos con estructura de cloruro de sodio (número de coordinación 6) y menos que aquellos con un número de coordinación de 4.

Solubilidad

Cuando los compuestos iónicos se disuelven, los iones individuales se disocian y son solvatados por el solvente y dispersados ​​a través de la solución resultante. Debido a que los iones se liberan en la solución cuando se disuelven y pueden conducir la carga, los compuestos iónicos solubles son la clase más común de electrolitos fuertes, y sus soluciones tienen una alta conductividad eléctrica.

La solubilidad acuosa de una variedad de compuestos iónicos en función de la temperatura. Se han incluido algunos compuestos que muestran un comportamiento de solubilidad inusual.

La solubilidad es más alta en disolventes polares (como agua) o líquidos iónicos, pero tiende a ser baja en solventes no polares (como gasolina / gasolina). Esto se debe principalmente a que las interacciones ion-dipolo resultantes son significativamente más fuertes que las interacciones dipolo inducidas por iones, por lo que el calor de la solución es mayor. Cuando los iones con carga opuesta en la red iónica sólida están rodeados por el polo opuesto de una molécula polar, los iones sólidos se extraen de la red y entran en el líquido. Si la energía de solvatación excede la energía reticular, el cambio de entalpía neta negativa de la solución proporciona un impulso termodinámico para eliminar los iones de sus posiciones en el cristal y disolverse en el líquido. Además, el cambio de entropía de la solución suele ser positivo para la mayoría de los solutos sólidos, como los compuestos iónicos, lo que significa que su solubilidad aumenta cuando la temperatura aumenta. Hay algunos compuestos iónicos inusuales como el sulfato de cerio (III), donde este cambio de entropía es negativo, debido al orden adicional inducido en el agua en la solución, y la solubilidad disminuye con la temperatura.

Conductividad eléctrica

Aunque los compuestos iónicos contienen átomos o clústeres con carga, estos materiales no suelen conducir electricidad de manera significativa cuando la sustancia es sólida. Para poder conducir, las partículas cargadas deben ser móviles en lugar de estacionarias en una red cristalina. Esto se logra hasta cierto punto a altas temperaturas cuando la concentración de defectos aumenta la movilidad iónica y se observa conductividad iónica en estado sólido. Cuando los compuestos iónicos se disuelven en un líquido o se funden en un líquido, pueden conducir electricidad porque los iones se vuelven completamente móviles. Esta ganancia de conductividad al disolverse o fundirse se usa a veces como una característica definitoria de los compuestos iónicos.

En algunos compuestos iónicos inusuales: conductores de iones rápidos y anteojos iónicos, uno o más de los componentes iónicos tiene una movilidad significativa, lo que permite la conductividad incluso mientras el material en su conjunto permanezca sólido. Esto a menudo depende altamente de la temperatura, y puede ser el resultado de un cambio de fase o una alta concentración de defectos. Estos materiales se usan en todos los supercondensadores de estado sólido, baterías y pilas de combustible, y en varios tipos de sensores químicos.

Color

Cloruro de cobalto anhidro (II), 
CoCl 2

Cobalto (II) cloruro hexahidratado, 
CoCl 2 • 6H 2 O

El color de un compuesto iónico a menudo es diferente del color de una solución acuosa que contiene los iones constituyentes, o la forma hidratada del mismo compuesto.

Los aniones en compuestos con enlaces con el carácter más iónico tienden a ser incoloros (con una banda de absorción en la parte ultravioleta del espectro). En compuestos con un carácter menos iónico, su color se profundiza a través de amarillo, naranja, rojo y negro (a medida que la banda de absorción cambia a longitudes de onda más largas en el espectro visible).

La banda de absorción de cationes simples se desplaza hacia una longitud de onda más corta cuando participan en interacciones más covalentes. Esto ocurre durante la hidratación de los iones metálicos, por lo que los compuestos iónicos anhidros incoloros con un anión absorbente en el infrarrojo pueden volverse coloridos en solución.

Usos

Los compuestos iónicos tienen desde hace mucho una gran variedad de usos y aplicaciones. Muchos minerales son iónicos. Los seres humanos han procesado la sal común (cloruro de sodio) durante más de 8000 años, usándola primero como condimento y conservante de alimentos, y ahora también en fabricación, agricultura, acondicionamiento de agua, para descongelar carreteras y muchos otros usos. Muchos compuestos iónicos son tan ampliamente utilizados en la sociedad que tienen nombres comunes que no están relacionados con su identidad química. Ejemplos de esto incluyen bórax, calomelano, leche de magnesia, ácido muriático, aceite de vitriolo, salitre y cal apagada.

Los compuestos iónicos solubles como la sal pueden disolverse fácilmente para proporcionar soluciones electrolíticas. Esta es una forma simple de controlar la concentración y la fuerza iónica. La concentración de solutos afecta muchas propiedades coligativas, incluido el aumento de la presión osmótica y la depresión del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición. Como los solutos son iones cargados, también aumentan la conductividad eléctrica de la solución. La mayor fuerza iónica reduce el espesor de la doble capa eléctrica alrededor de las partículas coloidales y, por lo tanto, la estabilidad de las emulsiones y suspensiones.

La identidad química de los iones agregados también es importante en muchos usos. Por ejemplo, los compuestos que contienen flúor se disuelven para suministrar iones fluoruro para la fluoración del agua.

Los compuestos iónicos sólidos se han utilizado durante mucho tiempo como pigmentos de pintura, y son resistentes a los disolventes orgánicos, pero son sensibles a la acidez o basicidad. Desde 1801, los pirotécnicos han descrito y utilizado ampliamente los compuestos iónicos que contienen metales como fuentes de color en los fuegos artificiales. Bajo un calor intenso, los electrones en los iones metálicos o pequeñas moléculas pueden ser excitados. Estos electrones luego regresan a estados de energía más bajos y liberan luz con un espectro de color característico de la especie presente.

En química, los compuestos iónicos a menudo se usan como precursores para la síntesis de estado sólido a alta temperatura.

Muchos metales son geológicamente más abundantes como compuestos iónicos dentro de los minerales. Para obtener los materiales elementales, estos minerales se procesan mediante fundición o electrólisis, en la que se producen reacciones redox (a menudo con un agente reductor como el carbono) de manera que los iones metálicos ganan electrones para convertirse en átomos neutros.

Nomenclatura

De acuerdo con la nomenclatura recomendada por la IUPAC, los compuestos iónicos se nombran de acuerdo con su composición, no su estructura. En el caso más simple de un compuesto iónico binario sin posible ambigüedad sobre las cargas y por lo tanto la estequiometría, el nombre común se escribe con dos palabras. El nombre del catión (el nombre del elemento no modificado para cationes monoatómicos) viene primero, seguido del nombre del anión. Por ejemplo, MgCl 2  se llama cloruro de magnesio, y Na 2 SO 4  se llama sulfato de sodio ( SO 2- 
4, sulfato, es un ejemplo de un ion poliatómico). Para obtener la fórmula empírica a partir de estos nombres, la estequiometría se puede deducir a partir de las cargas en los iones, y el requisito de neutralidad de carga total.

Si hay múltiples cationes y / o aniones diferentes, a menudo se requieren prefijos multiplicativos ( di- ,  tri- ,  tetra- , ...) para indicar las composiciones relativas, y los cationes, los aniones se enumeran en orden alfabético. Por ejemplo, KMgCl 3  se denomina tricloruro de potasio y magnesio para distinguirlo de K 2 MgCl 4 , tetracloruro de magnesio y dipotasio (tenga en cuenta que tanto en la fórmula empírica como en el nombre escrito, los cationes aparecen en orden alfabético, pero el orden varía entre ellos porque el símbolo para el potasio es K). Cuando uno de los iones ya tiene un prefijo multiplicativo dentro de su nombre, los prefijos multiplicativos alternativos ( bis- , tris- ,  tetrakis- , ...). Por ejemplo, Ba (BrF 4 ) 2  se llama bario bis (tetrafluoridobromado).

Los compuestos que contienen uno o más elementos que pueden existir en una variedad de estados de carga / oxidación tendrán una estequiometría que depende de qué estados de oxidación están presentes, para garantizar la neutralidad general. Esto se puede indicar en el nombre especificando el estado de oxidación de los elementos presentes o la carga de los iones. Debido al riesgo de ambigüedad en la asignación de los estados de oxidación, IUPAC prefiere la indicación directa de los números de carga iónica. Estos se escriben como un entero árabe seguido del signo (..., 2-, 1-, 1+, 2+, ...) entre paréntesis directamente después del nombre del catión (sin un espacio que los separe). Por ejemplo, FeSO 4  se llama sulfato de hierro (2+) (con la carga 2+ en los iones Fe que equilibra la carga 2 en el ion sulfato), mientras que Fe 2 (SO 4) 3  se llama sulfato de hierro (3+) (porque los dos iones de hierro en cada unidad de fórmula tienen cada uno una carga de 3+, para equilibrar el 2- en cada uno de los tres iones de sulfato). Nomenclatura de las reservas, aún de uso común, escribe el número de oxidación en números romanos (..., -II, -I, 0, I, II, ...). Por lo tanto, los ejemplos dados anteriormente se llamarían sulfato de hierro (II) y sulfato de hierro (III), respectivamente. Para los iones simples, la carga iónica y el número de oxidación son idénticos, pero para los iones poliatómicos a menudo difieren. Por ejemplo, el ion uranilo (2+),  UO 2+ 
2 , tiene uranio en un estado de oxidación de +6, por lo que se lo denominaría ion de dioxouranio (VI) en la nomenclatura de Stock. Un sistema de nombres aún más antigua para cationes metálicos, también todavía ampliamente utilizado, anexa los sufijos  -ous  y -ic  a la raíz latina del nombre, para dar nombres especiales para los estados de oxidación baja y alta. Por ejemplo, este esquema usa "ferroso" y "férrico", para hierro (II) y hierro (III) respectivamente, por lo que los ejemplos dados anteriormente se llamaron clásicamente sulfato ferroso y sulfato férrico.

Obtenido de: https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen

Contenidos Relacionados de Ciencias ››

ADN Abiogénesis Acero Agua Agujero negro Aleación Algas Aluminio Anatomía Anfibios Animales Archaea Asteroide Astronomía Atmósfera de la Tierra Aves

Año Bacteria Big Bang Biodiversidad Biología Biología Celular Biología Molecular Bioquímica Botánica Bronce Caballo Calentamiento global Calor Carbón Catálisis Cerebro

Ciclón tropical Ciencia Ciencia de la Tierra (Geociencia) Clima Clima Cobre Color Cometa Compuesto iónico Compuesto químico Corazón Cosmología física Cuerpo humano Desintegración radioactiva Digestión Dinosaurio