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D O M Í N G U E Z A L F A R O J E S S I C A L I Z E T H

F L O R E S S Á N C H E Z L A U R A J U D I T H

HIDRÓGENO

Historia de su descubrimiento

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¡Esto es como un aire y es inflamable !

¡Esto es como un aire y es inflamable !

Paracelsocélebre alquimista

s. XVI

Paracelsocélebre alquimista

s. XVI

Robert BoyleQuímico y físico en 1671 publicó “New experiments touching the

relation betwixt flame and air”

Robert BoyleQuímico y físico en 1671 publicó “New experiments touching the

relation betwixt flame and air”

¡A estas reacciones las llamaré

inflammablesolutions of Mars !

¡A estas reacciones las llamaré

inflammablesolutions of Mars !

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Henry CavendishFísico y químico , quien aisló

el hidrógeno recogiéndolo sobre mercurio en 1766.

Henry CavendishFísico y químico , quien aisló

el hidrógeno recogiéndolo sobre mercurio en 1766.

¡This is aninflammable

air frommetals!

¡This is aninflammable

air frommetals!

Antoine-Laurent de Lavoisier

El creador de la química moderna lobautizó debido a una de sus reaccionesmás características: arde en presenciade oxígeno para formar agua.

Antoine-Laurent de Lavoisier

El creador de la química moderna lobautizó debido a una de sus reaccionesmás características: arde en presenciade oxígeno para formar agua.

Y lo llamarán hidro-geno

Y lo llamarán hidro-geno

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John DaltonLo representó en su libro “New System

of Chemical Philosophy (1808).”

John DaltonLo representó en su libro “New System

of Chemical Philosophy (1808).”

Presencia en la naturaleza

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92% H292% H2

7% He7% He

MMMMateria ateria ateria ateria

conocidaconocidaconocidaconocida

MMMMateria ateria ateria ateria

conocidaconocidaconocidaconocida

1 % Otros elementos1 % Otros elementos

10º elemento más

abundante en la corteza

terrestre

10º elemento más

abundante en la corteza

terrestre80% de la superficie del

planeta80% de la superficie del

planeta

El agua compuesto

más abundante

El agua compuesto

más abundante

En la materia viva estácomo

hidratos de carbono y proteínas ,

representa el 70% del cuerpo

humano

En la materia viva estácomo

hidratos de carbono y proteínas ,

representa el 70% del cuerpo

humano

En compuestos orgánicos y combustibles fósiles En compuestos orgánicos y combustibles fósiles

Es poco abundante enla atmósfera terrestredebido a su reducidamasa molecular la cualhace difícil suretención gravitatoria.

En la estratosfera, se puede detectar en

forma atómica

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•Gas incoloro e inodoro •Menos denso que cualquier otro gas (d=8.99·10-5 g·cm-3)•Muy poco soluble en agua.

El hidrógeno elemental

El hidrógeno elemental

DihidrógenoDihidrógeno

El hidrógeno es el sistema de almacenamiento de energía por excelencia en el universo

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Las estrellas están compuestas mayoritariamentepor hidrógeno y se sustentan a sí mismas mediante

reacciones como:

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Isótopos del hidrógeno

Abundancia

Protio =99.04% Deuterio =0.0115% Tritio 7x10-16 %

La notable diferencia en cuanto a la abundancia relativa delos tres isótopos hace que las propiedades del hidrógenosean básicamente las del isótopo hidrógeno-1 (protio).

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Por tener la misma configuración electrónica, los tres isótopos tienen esencialmente las mismas propiedades químicas.

Sin embargo la diferencia de masa atómica, influye en aspectos como son: lasenergías de enlace E-H vs. E-D, las velocidades de reacción y las constantes de

equilibrio.

la energía de activación de las reacciones en las que esteinvolucrada la ruptura de un enlace E–H aumentarán en elcaso de una sustitución por D o T.Es lo que se conoce con el nombre de

efecto isotópico cinético.

H2 se absorbe mas rápido que el D2

H2 reacciona 13 veces más rápido con el Cl2 que el D2

Las reacciones que involucran (por ruptura o formación) enlaces C–H son 7 veces mas lentas con deuterio.

Consecuencias

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La oxidación del EtOH es seis veces más rápida que la delEtOD.

El D2O (agua pesada), utilizada como disolvente, alteranotablemente las velocidades de las reacciones bioquímicas

El agua pesada es incapaz de mantener la vida ya que suvelocidad de difusión a través de las membranas celulares esmucho menor que la del agua normal, por lo que muerendeshidratadas.

La deuteración (sustitución de H por D) es un método muyútil para dilucidar el mecanismo a través del cual ocurrendeterminadas reacciones químicas (marcadorquímico).

El óxido de deuterio se obtiene por electrólisis de agua.

Cuando se electroliza una gran cantidad de agua, el H2 se liberamás rápidamente que el D2 lo que produce un enriquecimientoprogresivo en D2O en el líquido remanente.

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•Moderador en reactores nucleares

•Se usa en las reacciones de deuteración en vez de D2

•Para preparar compuestos con deuterio por intercambio

•Como disolvente de modo análogo al H2O

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Posición en la tabla periódica

Hidrógeno en el Grupo 1Pros Contras

� Único electrón en 1s

� Exhibe un estado de oxidación 1+.

� Energía de ionización muy alta .

� La formación de los iones H+ hidratados está mucho más desfavorecida que la formación de los cationes de los metales alcalinos.

� Es un no metal.

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Hidrógeno en el Grupo 17Pros Contras

� Es un no metal

� Se presenta como molécula diatómica.

� Forma “fácilmente” la especie H- . (AE=-77kJ/mol).

� Existencia real de H- en hidruros.

� H- es inestable en agua.� La entalpía de formación

del H-, es positiva mientras que la de los demás halogenuros es negativa.

� Los hidruros son menos estables que los halogenuros correspondientes.

Hidrógeno en el Grupo 14Pros Contras

� Electronegatividad de Pauling muy similar.

� Forma compuestos covalentes.

� Energía de ionización y afinidad electrónica muy similares.

� No tiene 4 electrones en su capa de valencia.

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¿Cómo se combina el hidrógeno?� Perdiendo su único electrón (formando H3O+)� Ganando un electrón completa su única capa

(formando H-)� Compartiendo su único electrón con otro átomo

formando enlaces covalentes más o menos polares.� Participa en enlaces con dos electrones (3c,2e)� Forma hidruros intersticiales con metales de

transición.� Forma enlaces por puentes de hidrógeno cuando

está enlazado a átomos electronegativos.

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El Dihidrógeno

Es la forma estable del hidrógeno elemental en condiciones normales.

Características� Elevada entalpía de enlace (436 kJ/mol)

� Long. De enlace corta (0.7 A)

� Condensa a 1 atm y 20 K por las bajas fuerzas intermoleculares.

Pocos electrones de la molécula

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Preparación de H2 en laboratorio

� Reducción del ión H+(ac) mediante la reacción de ácidos no oxidantes diluidos, HCl o H2SO4 (dil) con metales electropositivos como Zn, Al, Fe.

ácido + metal Sal + H2(g)

Ej:

Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)

� Reducción con metales:

Agua + Metal hidróxido/óxido + H2(g)

Ej:

2H2O(l) + 2 Na(s) 2Na+ + 2 OH- + H2(g)

Reacción violenta y altamente costosa.

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� Oxidación del ión H-.

Hidruro salino + agua hidróxido + H2(g)

Ej:

CaH2(s) + 2H2O (l) Ca+2 (ac) + 2OH-(ac) + 2H2(g)

Síntesis industrial de H2

� METODO MÁS UTILIZADO: proceso catalítico de reformado del vapor de hidrocarburos.

Reacción endotérmica catalizada entre el metano y el vapor de agua a alta temperatura produciendo una mezcla llamada syngas:

CH4 *(g) + H2O (g) Ni 800°C CO (g) + 3H2 (g

∆H=+ 206 kJ

Etapa 1

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Etapa 2

El CO se oxida a CO2 enfriando la mezcla e inyectando vapor de agua de nuevo sobre un catalizador de Fe2O3.

CO (g) + H2O (g) Fe 2O3, 400ºC CO2 (g) + H2 (g) ∆H=-41.2 Kj

REACCIÓN GLOBAL:

CH4 (g) + 2 H2O (g) CO2 (g) + 4 H2 (g) ∆H=+ 164.8 kJ

Obtención por electrolisis del aguaEn medio ácido En medio alcalino

� Se obtiene hidrógeno en el cátodo de la celda y oxígeno en el ánodo.

� C: 2H+ + 2e- H2

� A: H2O 1/2O2+ 2H+ + 2e-

� A: 2OH-(ac) →1/2O2(g) + H2O(l) + 2e-

� C: 2H2O(l)+ 2e-H2(g)+2OH(ac)

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Reactividad del H2

� El dihidrógeno no es especialmente reactivo en condiciones normales. El paso clave en su reactividad es la ruptura del enlace H–H para producir H atómico.

H2 (g) 2 H (g) ; ∆H= 436 kJ

Elevada energía de activación.

Condiciones que activan H2

Activación por disociación• Homolítica• Heterolítica

Reacción radicalaria en

cadena.

Disociación a altas

temperaturas, en un arco eléctrico o bajo UV

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Reactividad con halógenosH2 (g) + X2 (g) 2HX (g)

REACCIÓN VIOLENTA A BAJAS TEMPERATURAS

CATALIZADA POR LA LUZ

TERMODINÁMICAMENTE DESFAVORECIDA

REACTIVIDAD

Reactividad con O2

� 2H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

∆H= -928 kJ/mol

ox

red

*Desfavorecida entrópicamente

*Favorecida entálpicamente

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Usos comercialesFIJACIÓN INDUSTRIAL DE

N2SÍNTESIS DE

METANOL

HIDROGENACIÓN DE COMPUESTOS ORGÁNICOS INSATURADOS

REDUCCIÓN DE MENAS METÁLICAS PRODUCCIÓN DE

ÁCIDO CLORHÍDRICO

COMBUSTIBLEGAS LICUADO

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Puentes de hidrógeno� “Enlace de hidrógeno” es el término que se aplica a

la reacción secundaria, relativamente débil, entreun átomo de hidrógeno unido a un átomoelectronegativo y otro átomo que es , por logeneral, también electronegativo y que tiene uno omás pares de electrones no compartidos que lepermiten actuar como una base.

Consecuencias � Anomalías en densidad, viscosidad, presión de

vapor y carácter ácido-base.

� Puntos de fusión y ebullición anómalamente altos.

� Pesos moleculares elevados causados por dimerizaciones. (ácidos carboxílicos)

� Las frecuencias IR de enlaces O–H y N–H bajan debido a que la libertad del hidrógeno se reduce(vibra mas despacio) y las bandas de absorción se ensanchan.

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Puentes de hidrógeno en el agua

1. Si no existiera, el punto de fusión del agua se situaría entre -70 y -80ºC.

2. Debido a su direccionalidad el hielo es menos denso que el agua.

3. Elevada conductividad eléctrica de las soluciones de H3O+ o OH-

Puentes de Hidrógeno en HF

El enlace H–F–H es de 120º, muy diferente delesperable de 180º.Persiste incluso en fase gaseosa puesto a 60ªC se reconocenentidades (HF)4 y (HF)6.

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Importancia biológica� Contribuye a la estabilidad de

los compuestos orgánicos debido a la similitud electronegatividades entre C y H, lo que deriva en un enlace poco polar.

� Ayuda a mantener las estructuras secundarias y terciarias de las proteínas, DNA y RNA.

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Seminario 2Química Covalente

Domínguez Alfaro Jessica LizethFlores Sánchez Laura Judith

Clasificación e ideas generales en cuanto a su estabilidad

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El hidrógeno puede combinarse con la mayor parte de los elementos de la tabla Periódica.

Los compuestos binarios formados se denominan de

forma genérica hidruros.

Encontramos hidruros donde

el H puede soportar una carga formal bien positiva

o bien negativa

o compuestos iónicos

Los hidruros se clasifican de acuerdo a sus propiedades físicas que están vinculadas con el tipo de enlace que presentan.

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Hidruros

Salinos •Se forman con los elementos metálicos del bloque s (con excepcióndel Be) y algunos de los bloques d y f.

•En ellos no hay ninguna evidencia de direccionalidad de enlace.

•Todos ellos son sustancias no volátiles, eléctricamente aislantes ycristalinas.

MolecularesAHn

•Formados por un elemento no metálico e hidrógeno.

•Moléculas discretas y pequeñas

•Se mantienen cohesionadas por fuerzas de van de Waals

•La mayor parte de ellos son gases a temperatura ambiente.

•Subgrupo: Hidruros moleculares catenados

•Entre los que encontramos los boranos, hidrocarburos y silanos,etc. con excepción de los más ligeros, suelen ser líquidos atemperatura ambiente.

Hidruros

Poliméricos • El hidruro de Be y algunos hidruros formados por elementos del bloque p.

• En ellos, el H puede funcionar como átomo puente posibilitando un sistema polimérico

• sustancias no volátiles, eléctricamente aislantes y cristalinos.

Complejos Se incluyen tanto los hidruros derivados de los moleculares formadospor los elementos del grupo 13 como otros formados por algunoselementos de transición donde el H actúa como un ligando más.

Metálicos •Se forman con metales pertenecientes a los bloques d y f

•Son sólidos y en general mantienen las propiedades de conductividad eléctrica de los metales de los que proceden.

•Muchos de ellos son compuestos no estequiométricos.

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También podemos clasificar a los hidruros en función de sus

propiedades químicas,

fundamentalmente su carácter ácido-base y su carácter redox.

•Los hidruros de los elementos más electronegativos presentan carácter

ácido ( tendencia a ceder protones)

•Los elementos menos electronegativos forman hidruros de carácter básico

(tendencia a ceder iones H- o a reaccionar con sustancias susceptibles de

ceder protones)

•Con excepción del BeH2, Hidruros del bloque s son, a temperatura

ambiente, termodinámicamente estables

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•En los hidruros del bloque p (con excepción del grupo 13),

los hidruros más estables son los del período 2 (CH4, NH3,

H2O y HF), haciéndose progresivamente más inestables

conforme bajamos en los grupos respectivos.

•Esta tendencia es un reflejo del progresivo descenso de la

energía del enlace E–H conforme bajamos en los grupos

del bloque p.

Se puede atribuir este debilitamiento del enlace al

deficiente (y decreciente) solapamiento entre el orbital 1s

del H (relativamente compacto) y los más difusos orbitales

s y p de los átomos más pesados del grupo.

MÉTODOS DE OBTENCIÓN GENERALES

Por combinación directa de los elementos

Por protonación de una base de Brönsted

Por metátesis (doble desplazamiento) de un haluro o pseudohaluro con otro hidruro

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» Este tipo de hidruros solo se forman con elementos cuya electronegatividad es sensiblemente inferior a la del H, lo cual permite una transferencia real del electrón del metal al H, formando la especie H- (hidruro).

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» Todos los hidruros de los elementos del bloque s se pueden considerar sustancias iónicas

» Evidencias de su naturaleza iónica:1.La estructura cristalina. (no direccionalidad en el enlace). 2. Su electrolisis genera H2 (g)3. Los datos de difracción de Rayos X apoyan la existencia de iones M+ y H- en la red cristalina. (Buena concordancia entre los valores de la energía reticular calculada y la experimental obtenida mediante un ciclo de Born-Haber

» Las energías reticulares son similares para los hidruros y cloruros/fluroruros lo que indica estructuras iónicas semejantes.

∆Hºf (NaCl ) = - 410.9 kJ mol-1

∆Hºf (NaH) = -56.6 kJ mol-1

» 1/2 H2(g) + e- → H- (g) ∆H = + 146 kJ mol-1

» 1/2 Cl2(g) + e- → Cl- (g) ∆H = - 251 kJ mol-1

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» Debido al gran poder polarizante de los cationes metálicos Be+2 y Mg+2 éstos presentan una marcada tendencia a la covalencia que se pone de manifiesto en sus estructuras poliméricas.

» Radio del H- varia notablemente según sea lanaturaleza del catión metálico al que estáunido. Esto se atribuye a la débil interacciónentre el único protón del núcleo y los doselectrones 1s de su corteza electrónica quehace que el anión H- sea fácilmentedeformable.

» Una gran distorsión introduce un cierto gradode covalencia que lo que implica una ciertacompartición de electrones entre H y M.

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» Densidad: Mayor a la de los metales de los que provienen por que el H- se acomoda en los huecos sin afectar la estructura.

» Temperatura de fusión. Se descomponen antes de fundir

» Conductividad: No conducen por que se descomponen antes de fundir

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» Los hidruros del Grupo 1 son más reactivos que los del Grupo 2.

» La reactividad se incrementa conforme se desciende en el grupo

» La reactividad general viene determinada por una doble faceta del hidruro: por un lado su afinidad hacia las especies protónicas y por otro su poder reductor.

» Insolubles en disolventes apolares

» No se puede hablar de solubilidad en agua, ya que reaccionan con ella rápidamente para formar el hidróxido correspondiente:

MH (s) + H2O (l) → M+ + OH- + H2 (g)

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» Los hidruros iónicos reaccionan con reactivos

próticos con formación de hidrógeno.

H- + H–OH (l) → H2 (g)+ OH-

H- + H–RO (l) → H2 (g)+ RH-

H- + H–NH2 (l)→ H2 (g)+ RH2-

» Adición a ácidos de Lewis

La presencia del ión hidruro, les confiere un carácter de base de Lewis. Ej:

LiH + AlH3→ Li[AlH4]

>>Carácter reductor:

Los hidruros salinos son, además, especies reductoras

muy enérgicas debido al bajo potencial de reducción del par H2/H-:

1/2 H2 (g) + 1e- → H- (aq), Eº= -2.25 V

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Esta denominación enfatiza que la naturaleza del enlace establecido entre el heteroátomo E y el átomo H es fundamentalmente covalente.

La polaridad va en función de la diferencia de electronegatividad entre H y E.

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MOLECULARES POLIMÉRICOS

» Moléculas discretas.

» Elementos de grupos 14,15,16 y 17

» Gases a Tamb. (generalmente)

» Estructuras complejas o polimerizadas.

» Boranos, silanos, hidrocarburos.

» De acuerdo con las normas de la IUPAC, elnombre de hidruro aplicado a compuestosdel tipo AmHn sólo es utilizadocorrectamente cuando el elemento A esmenos electronegativo que el hidrógeno.Para los hidruros covalentes los únicoscompuestos en los que el hidrógenosoportaría una cierta carga formal negativason los que poseen una mayorelectronegatividad que el H

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XH(18-n)

FÓRMULA GENERAL:

n : grupo al que pertenece el heteróátomo

Moléculas discretas unidas por fuerzas de Van derWaals, volátiles y con bajos puntos de fusión y ebulliciónLos puntos de fusión y ebullición se incrementan con lamasa excepto para H2O, NH3, HF

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» Los enlaces E-H poseen un cierto carácter polar loque puede originar un momento dipolar de lasmoléculas y contribuye al valor de la constantedieléctrica del hidruro. Los líquidos de constantedieléctrica elevada son buenos disolventes decompuestos iónicos Ej:

H2O, ε=81,5 y HF, ε=84

Los compuestos de baja constante dieléctricadisuelven mejor las sustancias covalentes.

Ej:

CH4 y NH3 son buenos disolventes de grasas

» Como consecuencia del carácter polar, en algunos casos se ionizan apreciablemente en agua.

» Variaciones de ENERGIA DE E-H

Fuerza de enlace E-HAumento de electronegatividad

Fza. enlace

decrece el solapamiento entrelos orbitales de los átomos E y H, cada vez más difusos.

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» Existen como moléculas aisladas en todos los estados, aunque en las fases condensadas exhiben interacciones tipo van der Waals o enlaces por puentes de hidrógeno.

» En los grupos 15, 16 y 17 siguen un modelo muy simple, con fórmulas generales deEH(18-n)

» La mayor masa molecular de los hidruros de la fórmula HnEm hace que a temperatura ordinaria sean predominantemente líquidos o sólidos de bajas temperaturas de fusión y ebullición mientras que los hidruros sencillos son gases.

» Son gases o líquidos en condiciones estándar.

» En cada período, la estabilidad de los hidruros aumenta desde el grupo 14 hasta el 17.

» La estabilidad térmica disminuye al descender en un grupo.

ESTABILIDAD

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A mayor energía de enlace E-H, el proceso dedescomposición de un hidruro será tanto másdifícil y por tanto el hidruro será más estable. Elenlace E–H es tanto más fuerte cuanto mayor esla diferencia de electronegatividad, por lo tanto,la energía del enlace E–H y la estabilidad delhidruro aumentarán de la misma forma queaumenta la electronegatividad de E.

Grupo 13

• Orbital p vacio

• Ácido de Lewis

Grupo 14

• No hay orbitales ns ó np vacios

• No manifiestan carácter marcado.

Grupo 15 a 17

• Uno o más orbitales p llenos con pares de electrones solos.

• Bases de Lewis (fuerza depende de orientación de orbitales)

A medida que se baja en un grupo, aumenta el tamaño y disminuye la electronegatividad de E, con lo que la fortaleza del ácido de Lewis, H3A (Grupo 13) o de las bases HnA (Grupos 15-17) disminuyen.

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» El carácter reductor de HnE en fase gaseosa depende de:

» La facilidad del hidruro para liberar H.

» Carácter reductor de E

» DENTRO DE UN PERIODO: Carga nuclear

ESTABILIDAD DE HIDRURO

CARÁCTER REDUCTOR DE E

Para un grupo:

El carácter reductor del hidruro aumenta conforme lo hacen la masa y el tamaño de E.

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HnA + m H2O---� HnA (aq)

nH+ (aq) + A-n (aq)

(Hn+1A)+ (aq) + OH- (aq)

H2 + A(OH)n

HqAO-� qH+ (aq) + AO-q (aq)

AxOy + r H2O

» La electronegatividad del átomo E (polarizabilidaddel enlace E-H). Cuanto más electronegativo es elátomo E mayor solvatación.

» La fuerza del enlace E–H. Cuanto más pequeño y más electronegativo es E, más fuerte es el enlace H–E y mayor la entalpía necesaria para la disociación iónica de HnE en nH+ y E-n

» La energía de solvatación de la especie [EH(x-1)]-(aniones más pequeños tienen entalpias de solvatación más favorables).

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Tabla 11.- Valores de pKa para compuestos EHn

CH4 58 NH3 39 H2O 14 HF 3

SiH4 35 PH3 27 H2SH2 7 HCl -7

GeH4 25 AsH3 19 H2Se 4 HBr -9

SnH4 20 SbH3 15 H2Te 3 HI -10

» Se obtuvo por primera vez en 1951 por reacción directa entre el BeCl2 y el LiH.

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» Los hidruros del grupo 13 tienden a formar hidruros aniónicos. Son el resultado del ataque de un H- al correspondiente hidruro covalente

» Ej: [BH4]-, [AlH4]-, [AlH6]-3, [GaH4]-

SÍNTESIS

Se suelen obtener a partir de un hidruro iónico:4 LiH + AlCl3-----→Li[AlH4] + LiCl32 LiH + B2H6 → 2 Li[BH4]4 NaH + B(OCH3)3 → Na[BH4] + 3NaOCH3

Estas especies son más estables que loshidruros originales ya que se compensa sudeficiencia electrónica.

Reaccionan violentamente con agua

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» Antes de 1950 se conocían pocos compuestos en los que el H estuviese unido directamente a un metal de transición

» La mayoría tienen una fórmula MHxLy donde L es un ligando dador σ y aceptor π.

» En general, estos complejos se preparan por reducción de los complejos del metal con Na[BH4] o Li[AlH4] en disolventes tipo orgánico THF

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•Los elementos de los bloques d y f reaccionan

con el Hidrógeno y forman hidruros metálicos

•Mantienen propiedades semejantes a la de los metales.•Tienen una estequiometría poco definida

•Su composición puede variar dentro de ciertos límites, de acuerdo con las condiciones de síntesis.

METÁLICOS

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Los hidruros donde elhidrógeno ocupa todoslos huecos tetraédricosde la red cúbica delmetal.se forma unhidruro deestequiometría

MH2

Generalmente se dejan de ocuparalgunos de ellos formándosecompuestos de estequiometría

MH1.5-2 que es lo usual para

los grupos del Sc y Ti y la mayor

parte de lantánidos y actínidos.

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Dos elementos lantánidos formanhidruros de carácter iónico EuH2 yYbH2, que son estequiométricos y

tienen la misma estructura que el CaH2.

.

Eu+2 [Xe] 4f7

Yb+2 [Xe] 4f14

Algunos elementos como el V, Nb, Ta,Cr, Ni y Pd forman hidrurosaproximadamente

MH

Poco estables

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Se preparan, generalmente, calentando el metal con altas presiones de hidrógeno

La formación de estos hidruros es exotérmica a pesar de la elevada energía de activación requerida para disociar la molécula H2.

El proceso es fácilmente reversible.

•Compuestos intersticiales con el hidrógeno atómicoacomodado en los huecos que de las estructuras demáxima densidad del metal.

•Es bastante frecuente que la red metálica se expandapor la inclusión del hidrógeno, aumentando lasdistancias M-M. Esto tiene como consecuencia que ladensidad decrezca.

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52

» Inorganic Chemistry, D.F. Schriver, P.W. Atkins, Oxford University Press, 3ª Ed, 1999. Cap 8.

» Descriptive Inorganic Chemistry, G. Rayner-Canham, Freeman, 2ª Ed., 1999. Capítulo 7.

» Concise Inorganic Chemisty, J. D. Lee, Chapman-Hall, 5ª Ed., 1996. Capítulo 8.

» Química Inorgánica. Principios y Aplicaciones, I.S. Butler, J. F. Harrod, 1992. Capítulo 9.

» Inorganic Chemistry. An Industrial and Environmental Perspective, T.W. Swaddle, Academic

» Press. Varios capítulos» Chemistry. An Integrated Approach, C. E. Housecroft, E. C.

Constable, Addison-Wesley-» Longman, 1997