Capítulo III

HIDRÓGENO

~Histórico.~ El elemento hidrógeno fue reconocido claramente como una sustancia distinta por el investigador inglés Cavendish, quien en 1766 lo obtuvo en estado puro y demostró que era diferente de otros aires o gases inflamables que se conocían desde hacía mucho tiempo. Lavoisier le dio el nombre de hidrógeno, que significa formador de agua, ya que se había descubierto que era un constituyente del agua.

~Ocurrencia.~ En estado libre, el hidrógeno se encuentra en la atmósfera, pero solo en trazas. En estado combinado está ampliamente distribuido, siendo un constituyente del agua así como de todos los organismos vivos y de los productos derivados de ellos, como el almidón y el azúcar. Aproximadamente el 10% del cuerpo humano es hidrógeno. Combinado con carbono, forma las sustancias que constituyen el petróleo y el gas natural.

Es un hecho interesante que, mientras que el hidrógeno en estado libre solo se presenta en trazas en la Tierra, se encuentra en enormes cantidades en la materia gaseosa que rodea al Sol y a ciertas otras estrellas.

~Preparación a partir del agua.~ El hidrógeno puede prepararse a partir del agua por varios métodos, siendo los más importantes los siguientes.

1. Por corriente eléctrica. Como se indicó en la preparación del oxígeno, el agua se separa fácilmente en sus componentes, hidrógeno y oxígeno, al hacer pasar una corriente eléctrica a través de ella bajo ciertas condiciones.

2. Por la acción de ciertos metales. Cuando se pone en contacto con ciertos metales bajo condiciones apropiadas, el agua cede una parte o la totalidad de su hidrógeno, siendo reemplazado por el metal. En el caso de algunos metales, este cambio ocurre a temperatura ambiente. Así, si se arroja un trozo de sodio sobre agua, se observa que ocurre una reacción de inmediato, generándose suficiente calor para fundir el sodio, que se desplaza sobre la superficie del agua. El cambio que ocurre consiste en el desplazamiento de la mitad del hidrógeno del agua por el sodio, y puede representarse de la siguiente manera:

hidrógeno sodio sodio + hidrógeno (agua) = hidrógeno (hidróxido de sodio) + hidrógeno oxígeno oxígeno

El hidróxido de sodio formado es un sólido blanco que permanece disuelto en el agua no descompuesta, y puede obtenerse evaporando la solución hasta sequedad. El hidrógeno se desprende como gas y puede recogerse con el aparato adecuado.

Otros metales, como el magnesio y el hierro, descomponen el agua rápidamente, pero solo a temperaturas elevadas. Por ejemplo, cuando se hace pasar vapor de agua sobre hierro caliente, el hierro se combina con el oxígeno del vapor, desplazando así al hidrógeno. Los experimentos demuestran que el cambio puede representarse así:

hidrógeno hierro + hidrógeno (agua) = hierro (óxido de hierro) + hidrógeno oxígeno oxígeno hidrógeno

El óxido de hierro formado es un compuesto de color negro rojizo, idéntico al que se obtiene por la combustión del hierro en oxígeno.

~Instrucciones para preparar hidrógeno mediante la acción del vapor de agua sobre el hierro.~ El aparato utilizado para la preparación de hidrógeno a partir de hierro y vapor de agua se muestra en la Fig. 9. Un tubo de porcelana o hierro B, de unos 50 cm de longitud y 2 o 3 cm de diámetro, se llena parcialmente con alambre de hierro fino o tachuelas y se conecta como se muestra en la figura. El tubo B se calienta, lentamente al principio, hasta que el hierro esté al rojo vivo. Luego, se hace pasar vapor de agua a través del tubo hirviendo el agua en el matraz A. El hierro caliente se combina con el oxígeno del vapor, liberando el hidrógeno, que se recoge sobre agua. El gas que primero pasa está mezclado con el aire previamente contenido en el matraz y el tubo, y se deja escapar, ya que una mezcla de hidrógeno con oxígeno o aire explota violentamente al entrar en contacto con una llama. Es evidente que el matraz A debe desconectarse del tubo antes de retirar el calor.

Que el gas obtenido es diferente del aire y del oxígeno puede demostrarse sosteniendo una botella de él boca abajo y acercando una astilla encendida. El hidrógeno se enciende y arde con una llama casi incolora.

~Preparación a partir de ácidos~ (método usual de laboratorio). Aunque el hidrógeno puede prepararse a partir del agua, ya sea por la acción de la corriente eléctrica o de ciertos metales, estos métodos no son económicos y, por lo tanto, se usan poco. En el laboratorio, el hidrógeno se prepara generalmente a partir de compuestos conocidos como ácidos, todos los cuales contienen hidrógeno. Cuando los ácidos se ponen en contacto con ciertos metales, los metales se disuelven y liberan el hidrógeno del ácido. Aunque esta reacción es bastante general, se ha encontrado más conveniente, para preparar hidrógeno por este método, usar zinc o hierro como metal y ácido clorhídrico o sulfúrico como ácido. El ácido clorhídrico es un compuesto que contiene 2.77% de hidrógeno y 97.23% de cloro, mientras que el ácido sulfúrico contiene 2.05% de hidrógeno, 32.70% de azufre y 65.25% de oxígeno.

Los cambios que ocurren en la preparación de hidrógeno a partir de zinc y ácido sulfúrico (diluido con agua) pueden representarse así:

hidrógeno (ácido sulfúrico zinc (zinc zinc + azufre) = azufre sulfato) + hidrógeno oxígeno oxígeno

En otras palabras, el zinc ha ocupado el lugar del hidrógeno en el ácido sulfúrico. El compuesto resultante contiene zinc, azufre y oxígeno, y se conoce como sulfato de zinc. Este permanece disuelto en el agua presente en el ácido. Puede obtenerse en forma de sólido blanco evaporando el líquido que queda después de que el metal ha pasado a la solución.

Cuando se usan zinc y ácido clorhídrico, ocurren los siguientes cambios:

hidrógeno (ácido clorhídrico zinc (zinc zinc + cloro) = cloro cloruro) + hidrógeno

Cuando se utiliza hierro, los cambios que ocurren son exactamente similares a los que se acaban de describir para el zinc.

~Instrucciones para preparar hidrógeno a partir de ácidos.~ La preparación de hidrógeno a partir de ácidos se realiza en el laboratorio de la siguiente manera: El metal se coloca en un matraz o frasco de boca ancha A (Fig. 10) y el ácido se añade lentamente a través del tubo embudo B. El metal se disuelve en el ácido, mientras que el hidrógeno liberado escapa por el tubo de salida C y se recoge sobre agua. Es evidente que el hidrógeno que pasa primero está mezclado con el aire del frasco A. Por lo tanto, debe tenerse cuidado de no acercar una llama al tubo de salida, ya que, como se ha indicado antes, tal mezcla explota con gran violencia al entrar en contacto con una llama.

~Precauciones.~ Tanto el ácido sulfúrico como el zinc, si son impuros, pueden contener pequeñas cantidades de arsénico. Estos materiales no deben usarse para preparar hidrógeno, ya que el arsénico presente se combina con una parte del hidrógeno para formar un gas muy venenoso conocido como arsina. Por otro lado, el ácido sulfúrico químicamente puro, es decir, libre de impurezas, no actúa sobre el zinc químicamente puro. Sin embargo, la reacción puede iniciarse añadiendo unas gotas de una solución de sulfato de cobre o tetracloruro de platino.

~Propiedades físicas.~ El hidrógeno es similar al oxígeno en que es un gas incoloro, insípido e inodoro. Se caracteriza por su extrema ligereza, siendo la sustancia más liviana que se conoce. Un litro de gas pesa solo 0.08984 g. Al comparar este peso con el de un volumen igual de oxígeno, es decir, 1.4285 g, se encuentra que el oxígeno es 15.88 veces más pesado que el hidrógeno. De manera similar, el aire es 14.38 veces más pesado que el hidrógeno. Las burbujas de jabón infladas con hidrógeno ascienden rápidamente en el aire. Debido a su ligereza, es posible verterlo hacia arriba de una botella a otra. Así, si la botella A (Fig. 11) se llena con hidrógeno, se coloca boca abajo junto a la botella B, llena de aire, y luego se invierte gradualmente bajo B como se indica en la figura, el hidrógeno fluirá hacia arriba a la botella B, desplazando el aire. Su presencia en la botella B puede demostrarse acercando una astilla encendida a la boca de la botella, donde el hidrógeno se encenderá con la llama. Es evidente, por este experimento, que para retener el gas en una botella abierta, ésta debe colocarse boca abajo.

El hidrógeno es mucho más difícil de licuar que cualquier otro gas, con excepción del helio, un elemento raro descubierto recientemente en la atmósfera. Sin embargo, el científico inglés Dewar, en 1898, logró no solo obtener hidrógeno en estado líquido, sino también sólido. El hidrógeno líquido es incoloro y tiene una densidad de solo 0.07. Su punto de ebullición bajo presión atmosférica es de -252 grados. Bajo presión reducida, la temperatura se ha reducido hasta -262 grados. La solubilidad del hidrógeno en agua es muy baja, siendo aún menor que la del oxígeno.

El hidrógeno puro no produce efectos perjudiciales al ser inhalado. Por supuesto, no se podría vivir en una atmósfera de este gas, ya que el oxígeno es esencial para la respiración.

Propiedades químicas. A temperaturas ordinarias, el hidrógeno no es un elemento activo. Sin embargo, una mezcla de hidrógeno y cloro puede combinarse con violencia explosiva a temperatura ambiente si se expone a la luz solar. La unión también puede producirse mediante calentamiento. El producto formado en ambos casos es ácido clorhídrico. Bajo condiciones adecuadas, el hidrógeno se combina con el nitrógeno para formar amoníaco, y con el azufre para formar el gas de olor desagradable conocido como sulfuro de hidrógeno. La afinidad del hidrógeno por el oxígeno es tan grande que una mezcla de hidrógeno y oxígeno, o de hidrógeno y aire, explota con gran violencia cuando se calienta hasta la temperatura de ignición (aproximadamente 612 grados). No obstante, bajo condiciones apropiadas, el hidrógeno puede arder tranquilamente tanto en oxígeno como en aire. La llama de hidrógeno resultante es casi incolora y muy caliente. La combustión del hidrógeno, por supuesto, se debe a su unión con el oxígeno. El producto de la combustión es, por lo tanto, un compuesto de hidrógeno y oxígeno. Que este compuesto es agua puede demostrarse fácilmente mediante un experimento.

Instrucciones para quemar hidrógeno en el aire. La combustión del hidrógeno en el aire puede realizarse de manera segura de la siguiente forma: El hidrógeno se genera en la botella A (Fig. 12), se seca haciéndolo pasar por el tubo X, lleno de alguna sustancia (generalmente cloruro de calcio) que tiene gran afinidad por la humedad, y escapa por el tubo T, cuyo extremo se ha estirado hasta formar un mechero. El hidrógeno liberado al principio se mezcla con el aire contenido en el generador. Si se acerca una llama al mechero antes de que toda esta mezcla haya salido, se produce una explosión violenta y muy peligrosa, ya que todo el aparato está lleno de la mezcla explosiva. Por otro lado, si la llama no se aplica hasta que todo el aire ha sido expulsado, el hidrógeno se enciende y arde tranquilamente, ya que solo la pequeña cantidad que escapa del mechero puede entrar en contacto con el oxígeno del aire en un momento dado. Sosteniendo una campana de vidrio o botella fría y seca sobre la llama, como se muestra en la figura, el vapor formado por la combustión del hidrógeno se condensa, y el agua se recoge en gotas en las paredes de la campana.

Precauciones. Para evitar el peligro, es absolutamente necesario comprobar que el hidrógeno está libre de aire antes de encenderlo. Esto puede hacerse probando pequeñas cantidades del gas que escapa. Un método conveniente y seguro para hacerlo es llenar un tubo de ensayo con el gas invirtiéndolo sobre el mechero. El hidrógeno, debido a su ligereza, se acumula en el tubo, desplazando el aire. Después de sostenerlo sobre el mechero unos momentos para que se llene con el gas, el tubo se acerca suavemente, con la boca hacia abajo, a la llama de un mechero colocado a no menos de la distancia de un brazo del mechero. Si el hidrógeno está mezclado con aire, ocurre una pequeña explosión, pero si está puro, arde tranquilamente en el tubo. La operación se repite hasta que el gas arde tranquilamente, momento en el cual el tubo se lleva rápidamente de nuevo sobre el mechero por un instante, encendiendo así el hidrógeno que escapa mediante la llama en el tubo.

Una mezcla de hidrógeno y oxígeno es explosiva. Que una mezcla de hidrógeno y aire es explosiva puede demostrarse de manera segura de la siguiente forma: Un tapón de corcho, atravesado por un corto tubo de vidrio de aproximadamente 1 cm de diámetro, se ajusta herméticamente en el tubo lateral de una campana de vidrio de 2 o 3 litros de capacidad. (Puede usarse una botella de vidrio grueso con el fondo removido.) El tubo se cierra con un pequeño tapón de goma y la campana se llena con hidrógeno, recogiendo el gas sobre agua. Cuando está completamente llena de gas, la campana se retira del agua y se sostiene sobre bloques de madera para dejar el fondo abierto, como se muestra en la Fig. 13. Ahora se retira el tapón del tubo en el corcho, y el hidrógeno, que debido a su ligereza escapa por el tubo, se enciende de inmediato. A medida que el hidrógeno escapa, el aire entra por el fondo de la campana y se mezcla con la porción restante de hidrógeno, de modo que pronto se forma una mezcla de ambos y se produce una fuerte explosión. La explosión no es peligrosa, ya que el fondo de la campana está abierto, dejando espacio para la expansión del gas caliente.

Dado que el aire es solo una quinta parte oxígeno, siendo el resto gases inertes, puede inferirse fácilmente que una mezcla de hidrógeno con oxígeno puro sería mucho más explosiva que una mezcla de hidrógeno con aire. Tales mezclas no deben prepararse excepto en pequeñas cantidades y por personas experimentadas.

El hidrógeno no sostiene la combustión. Aunque el hidrógeno es fácilmente combustible, no es un sustentador de la combustión. En otras palabras, las sustancias no arden en él. Esto puede demostrarse introduciendo una vela encendida, sostenida por un alambre rígido, en una botella o cilindro lleno del gas puro, como se muestra en la Fig. 14. El hidrógeno se enciende con la llama de la vela y arde en la boca de la botella, donde entra en contacto con el oxígeno del aire. Cuando la vela se introduce en el gas, su llama se apaga debido a la ausencia de oxígeno. Si se retira lentamente, la vela se vuelve a encender al pasar por la capa de hidrógeno en combustión.

Reducción. Debido a su gran afinidad por el oxígeno, el hidrógeno tiene la capacidad de extraerlo de muchos de sus compuestos. Así, si una corriente de hidrógeno, secada al pasar por el tubo B (Fig. 15), lleno de cloruro de calcio, se conduce a través del tubo C que contiene algo de óxido de cobre, calentado a temperatura moderada, el hidrógeno extrae el oxígeno del óxido de cobre. El cambio puede representarse así:

hidrógeno + óxido de cobre = agua + cobre

El agua formada se recoge en las partes frías del tubo C cerca de su extremo. En este experimento se dice que el óxido de cobre sufre reducción. Por lo tanto, la reducción puede definirse como el proceso de retirar oxígeno de un compuesto.

Relación de la reducción con la oxidación. Al mismo tiempo que el óxido de cobre se reduce, es evidente que el hidrógeno se oxida, ya que se combina con el oxígeno liberado por el óxido de cobre. Los dos procesos están, por lo tanto, muy estrechamente relacionados, y generalmente ocurre que cuando una sustancia se oxida, otra se reduce. Aquella sustancia que cede su oxígeno se llama agente oxidante, mientras que la sustancia que se une con el oxígeno se llama agente reductor.

El soplete oxhídrico. Este es un tipo de aparato utilizado para quemar hidrógeno en oxígeno puro. Como se ha mencionado anteriormente, la llama producida por la combustión del hidrógeno en el aire es muy caliente. Es evidente que si se sustituye el aire por oxígeno puro, la temperatura alcanzada será mucho mayor, ya que no hay gases inertes que absorban el calor. El soplete oxhídrico, utilizado para lograr esta combinación, consiste en un tubo pequeño colocado dentro de uno más grande, como se muestra en la Fig. 16.

El hidrógeno, almacenado bajo presión, generalmente en cilindros de acero, primero pasa por el tubo exterior y se enciende en el extremo abierto del tubo. El oxígeno, proveniente de un cilindro similar, se conduce luego por el tubo interior y se mezcla con el hidrógeno en el extremo del tubo. Para producir el máximo calor, el hidrógeno y el oxígeno deben introducirse en el soplete en la proporción exacta en que se combinan, es decir, 2 volúmenes de hidrógeno por 1 de oxígeno, o en peso, 1 parte de hidrógeno por 7.94 partes de oxígeno. La intensidad del calor puede demostrarse introduciendo en la llama piezas de metal como alambre de hierro o zinc. Estos arden con gran brillantez. Incluso el platino, que tiene un punto de fusión de 1779 grados, puede fundirse con el calor de la llama.

Aunque la llama oxhídrica es intensamente caliente, es casi no luminosa. Si se dirige contra una sustancia infusible como la cal común (óxido de calcio), el calor es tan intenso que la cal se vuelve incandescente y brilla con una luz muy intensa. Esto se utiliza a veces como fuente de luz, bajo el nombre de luz Drummond o luz de cal.

La lámpara de soplete. Una forma similar de aparato se utiliza comúnmente en el laboratorio como fuente de calor bajo el nombre de lámpara de soplete (Fig. 17). Esta se diferencia del soplete oxhídrico solo en el tamaño de los tubos. En lugar de hidrógeno y oxígeno, se utilizan respectivamente el gas de hulla, más accesible, y el aire. El primero está compuesto en gran parte por una mezcla de hidrógeno libre y compuestos gaseosos de carbono e hidrógeno. Aunque la temperatura de la llama no es tan alta como la del soplete oxhídrico, es suficiente para la mayoría de las operaciones químicas realizadas en el laboratorio.

Usos del hidrógeno. Debido a su costo, el hidrógeno se utiliza muy poco con fines comerciales. A veces se emplea como material para inflar globos, pero por lo general se sustituye por el gas de hulla, que es mucho más barato. Incluso se utiliza aire caliente cuando la duración de la ascensión es muy corta. También se ha usado como fuente de calor y luz en el soplete oxhídrico. Sin embargo, donde se dispone de corriente eléctrica, este tipo de aparato ha sido desplazado casi por completo por la luz eléctrica y el horno eléctrico, que son fuentes de luz y calor mucho más económicas y potentes.

EJERCICIOS

1. ¿Una cantidad determinada de hierro puede descomponer una cantidad ilimitada de vapor de agua?

2. ¿Por qué se hace pasar oxígeno por el tubo interior del soplete oxhídrico en lugar del exterior?

3. En la Fig. 14, ¿permanecerá la llama en la boca del tubo?

4. A partir de la Fig. 15, sugiera una manera de determinar experimentalmente la cantidad de agua formada en la reacción.

5. Distinga claramente entre los siguientes términos: oxidación, reducción, combustión y temperatura de ignición.

6. ¿La oxidación siempre va acompañada de reducción?

7. ¿Cuál es la fuente de calor en la luz de cal? ¿Cuál es el uso exacto de la cal en este instrumento?

8. En la Fig. 12, ¿por qué es necesario secar el hidrógeno mediante el cloruro de calcio en el tubo X?

9. ¿A qué presión el peso de 1 l. de hidrógeno sería igual al del oxígeno en condiciones estándar?

10. (a) ¿Qué peso de hidrógeno se puede obtener a partir de 150 g de ácido sulfúrico? (b) ¿Qué volumen ocuparía esto en condiciones estándar? (c) La densidad del ácido sulfúrico es 1.84. ¿Qué volumen ocuparían los 150 g del ácido?

11. ¿Cuántos litros de hidrógeno se pueden obtener a partir de 50 cc de ácido sulfúrico con una densidad de 1.84?

12. Suponga que desea llenar cinco frascos de un litro con hidrógeno, recolectando el gas sobre agua en su laboratorio, ¿cuántos centímetros cúbicos de ácido sulfúrico serían necesarios?