Водород. Строение атома
Водород - первый элемент периодической системы химических элементов. Он занимает двойственное положение в периодической системе: его располагают в IA или в VIIА группе. Это обусловлено особенностями строения атома водорода. На внешней электронной оболочке атом водорода имеет один электрон, который находится непосредственно в сфере действия атомного ядра, поскольку у него нет промежуточного электронного слоя. Атом водорода может отдавать электрон и превращаться в положительно заряженный ион:
Н0 - 1е- = Н+.
Это свойство его сближает с атомами щелочных металлов. Однако катион водорода не имеет ничего общего с катионами щелочных металлов. Энергия ионизация атома водорода по сравнению со щелочными металлами очень велика (13,6 эВ), поэтому соединения водорода даже с самыми электроотрицательными элементами, например, Н2О, НF не могут быть ионными.
Исходя из того, что атому водорода до завершения внешней электронной оболочки не хватает одного электрона водород следует поместить в VIIА группу:
Н0 + 1е- = Н-.
Процесс образования гидрид-иона Н- экзотермический (сродство к электрону 0,75 эВ), поэтому возможно образование ионных гидридов. Но на этом сходство с галогенами заканчивается. Таким образом, водород это уникальный элемент, который сочетает в себе свойства и металлов и неметаллов. Степени окисления в соединениях: -1, 0, +1, валентность I.
История открытия
История открытия водорода начинается с XVI века, когда было замечено, что при действии кислот на железо и другие металлы выделяется газ. Первоначально его назвали «горючим воздухом». Спустя примерно 100 лет этот газ научились собирать.
Во второй половине XVIII века, английский ученый Генри Кавендиш изучил свойства «горючего воздуха». Он установил, что этот газ при сгорании на воздухе образует воду. Генри Кавендиша считают первооткрывателем водорода (1766 г.).
Вывод о том, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, был сделан в 1784 г. французским химиком Антуаном Лавуазье. Он и дал этому веществу латинское название, которое происходило от греческих слов «хюдор» - вода и «геннао» - рождаю. Русское слово водород - это точный перевод латинского названия Hydrogenium.
вода водород
Нахождение в природе
Водород широко распространен в природе. Содержание его в земной коре (атмосфера, литосфера и гидросфера) составляет 3 мол. %. Он входит в состав воды, природного и попутного нефтяного газа, каменного угля, во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии находится только в верхних слоях атмосферы.
Водород - самый распространенный элемент космоса: составляет около половины массы Солнца и большинства звезд. Планеты Сатурн, Юпитер в основном состоят из водорода.
Водород имеет три изотопа с массовыми числами 1, 2 и 3:
1) 1Н - протий, содержание в земной коре - 99,985 мол. %,
2) 2Н (Д) - дейтерий, содержание в земной коре - 0,015 мол. %,
3) 3Н (Т) - тритий радиоактивен, период полураспада Т Ѕ = 12,26 года:
3T = 3He + в-.
Полагают, что эта реакция является главным источником изотопа гелия 3He. Содержание трития 4•10-15 мол. %.
Физические свойства
Простое вещество водород существует в виде двухатомных молекул Н2. Связь в молекуле ковалентная неполярная, сигма (у), образованная по обменному механизму:
Н• + •Н = Н-Н.
Метод молекулярных орбиталей предполагает, что два электрона в молекуле водорода находятся на связывающей у1s молекулярной орбитали (рисунок 23):
Рисунок 23 - Строение молекулы водорода по методу МО
При обычных условиях молекулярный водород - бесцветный газ, не имеющий вкуса и запаха. Это самый легкий газ, примерно в 14,5 раза легче воздуха. Твердый водород имеет молекулярную кристаллическую решетку, плавится при низкой температуре Тпл = -259 єС, кипит водород при температуре -253 єС. Чтобы получить жидкий и твердый водород, перед сжатием его нужно очень сильно охладить.
Как и другие вещества с неполярными связями, водород мало растворим в воде (при н.у. 2,15 объемов водорода растворяется в 100 объемах воды). Хорошо растворяется в некоторых металлах (палладий, платина, никель).
Шкала степеней окисления водорода
Химические свойства
Связь в молекуле водорода достаточно прочна, поэтому водород при обычных условиях мало реакционноспособен. Но его химическая активность повышается при нагревании, повышении давления, введения катализатора. В химических реакциях проявляет окислительно-восстановительную амфотерность.
1. Окисляет щелочные и щелочноземельные металлы с образованием гидридов металлов:
2Na + H2 = 2NaH,
Ca + H2 = CaH2,
2Li + H2 = 2LiH.
2. Восстанавливает неметаллы с большей ОЭО:
O2 + 2H2 = 2H2O.
3. Не взаимодействует с неметаллами с меньшей ОЭО (B, Si, As, P). Соответствующие водородные соединения этих неметаллов получают косвенным путем.
4. Восстанавливает многие металлы из их оксидов и галогенидов:
CuO + H2 = Cu + H2O,
CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl.
5. Восстанавливает угарный газ (смесь водорода и угарного газа называется синтез газ) с образованием органических веществ:
2Н2 + СО = СН3ОН.
6. Восстанавливает атомы углерода в непредельных органических соединениях (реакции присоединения водорода - гидрирование):
CH2=CH2 + H2 = CH3-CH3.
Получение
В лаборатории
1. Взаимодействие металлов с Е0>0 (Mg, Zn, Al, Fe) с растворами кислот (HCl, H2SO4):
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2.
2. Взаимодействие металлов, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, с расплавами и растворами щелочей:
Zn + 2NaOH(тв) = Na2ZnO2 + H2,
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2.
3. При взаимодействии активных металлов с водой:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2.
4. При взаимодействии гидридов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
NaH + H2O = NaOH + H2,
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2.
5. Электролиз воды, водных растворов галогенидов щелочных металлов, серной кислоты и других электролитов:
электролиз
2H2O = 2H2 + O2,
электролиз
2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH.
В промышленности
1. Конверсия метана с водяным паром:
CH4 + H2O CO + 3H2.
2. Конверсия угарного газа с водяным паром:
CO + H2O CO2 + H2.
1. Неполное окисление метана:
2CH4 + O2 = 2CO +4H2.
2. Восстановление водяного пара раскалённым углем:
C + H2O = CO + H2.
5. Восстановление водяного пара металлами (Fe, Zn):
3Fe +4H2O = Fe3O4 + 4H2
6. Электролиз воды, растворов NaCl, KCl:
электролиз
2H2O = 2H2 + O2.
Применение
Применение водорода достаточно разнообразно.
1. В химической промышленности водород используется для получения аммиака, хлороводорода, метанола и других органических веществ.
2. В пищевой промышленности водород используют для получения твердых жиров путем гидрогенизации растительных масел.
3. В металлургии водород используется для восстановления некоторых цветных металлов из их оксидов. Высокую температуру горения водорода в атмосфере кислорода используют в «водородной горелке» (температура водородного пламени достигает 2600 єС при резке и сварке металлов.
4. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива.
5. Водород - перспективное экологически чистое топливо для двигателей внутреннего сгорания.
Соединения водорода в степени окисления (-1)
Взависимости от преобладания того или иного типа связи выделяют три типа гидридов:
1) ионные;
2) ионно-ковалентные;
3) ковалентные.
Ионные гидриды представляют собой белые кристаллические вещества с ионной кристаллической решеткой. Энергия ионной кристаллической решетки велика, поэтому ионные гидриды имеют высокие температуры плавления.
К ионным гидридам относятся гидриды щелочных и щелочноземельных металлов: KH, NaH, LiH, CaH2, BaH2. В расплаве они обладают высокой электропроводностью, при электролизе расплавов гидридов водород выделяется на аноде.
В химическом отношении проявляют основные свойства:
KH + HOH = KOH + H2,
KH + AlH3 = K[AlH4],
KH + BH3 =K[BH4].
Ионно-ковалентные гидриды соединения (AlH3, BeH2, ZnH2) проявляют амфотерные свойства:
AlH3 + BH3 = Al[BH4],
тетрагидридоборат алюминия
KH + AlH3 = K[AlH4].
тетрагидридоалюминат калия
Ковалентные гидриды - это соединения водорода с менее электроотрицательными неметаллами: SiH4, BH3. Они являются кислотными:
SiH4 + 3H2О = H2SiO3 + 4H2,
SiH4 + 2КН = К2[SiH6],
SiH4 + ZnН2 = Zn[SiH6].
Особое место занимают гидриды d- и f-элементов. Они имеют нестехиометрический состав: VH, NbH, TaH, TiH2, HfH2, ScH2, UH3, PaH3. Это соединения с металлической связью. Электрон атома водорода встраивается в электронную оболочку атома металла, тем самым повышает электропроводность металла. Металлические гидриды представляют собой темные порошки или хрупкие массы. Их используют как восстановители для получения металлов в виде порошков. Гидриды металлов также используют в реакциях гидрирования, синтеза многих соединений d- и f-элементов.
Соединение водорода в степени окисления (+1)
Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных ковалентных соединениях с неметаллами, имеющими большую электроотрицательность. Они разнообразны по структуре и свойствам. Например, HHal, H2O, H2S, H2Se, H2Te, NH3. Свойства этих соединений сильно зависят от природы элемента, с которым непосредственно связан водород. Положительная поляризация атома водорода так же проявляется в кислотах, основаниях, основных и кислых солях.
Одним из уникальных соединений водорода в степени окисления (+1) является вода. «Мир чарующий и фантастический», - такими словами лауреат Нобелевской премии Альберт Сент-Дьердьи характеризует ощущения исследователя, изучающего структуру воды.
Строение молекулы воды и физические свойства
Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Оказывается, что едва ли не все многообразие свойств воды и необычность их проявления определяется, в конечном счете, физической природой этих атомов, способом их объединения в молекулу и группировкой образовавшихся молекул.
В отдельно рассматриваемой молекуле воды атомы водорода и кислорода, точнее их ядра, расположены так, что образуют равнобедренный треугольник. В вершине его - сравнительно крупное кислородное ядро, в углах, прилегающих к основанию, находятся по одному ядру водорода.
В соответствии с электронным строением атомов водорода и кислорода молекула воды располагает пятью электронными парами. Они образуют электронное облако. Облако неоднородно и в нем можно различить отдельные сгущения и разрежения электронной плотности. У кислородного ядра создается избыток электронной плотности. Внутренняя электронная пара кислорода равномерно обрамляет ядро. Четыре внешних электрона группируются в две электронные пары, тяготеющие к ядру, но частично не скомпенсированные. Каждый из оставшихся двух электронов кислорода образует пару с одним электроном водорода. Эти пары также тяготеют к кислородному ядру. Поэтому водородные ядра (протоны) оказываются несколько оголенными, здесь наблюдается недостаток электронной плотности.
Таким образом, в молекуле воды различают четыре полюса зарядов: два отрицательных (избыток электронной плотности в области кислородного ядра) и два положительных (недостаток электронной плотности у двух водородных ядер). Для большей наглядности можно представить, что полюса занимают вершины деформированного тетраэдра, в центре которого находится ядро кислорода (рисунок 24):
Рисунок 24 - Строение молекулы воды
Почти шарообразная молекула воды имеет заметно выраженную полярность, так как электрические заряды в ней расположены ассимметрично. Каждая молекула воды является миниатюрным диполем с высоким дипольным моментом 1,87 Дебая. Под воздействием диполей воды в 80 раз ослабевают межатомные или межмолекулярные силы на поверхности погруженного в нее вещества. Иначе говоря, вода имеет высокую диэлектрическую проницаемость, самую высокую из всех известных соединений. Во многом благодаря этому, вода проявляет себя как универсальный растворитель. В ней той или иной мере растворяются и твердые вещества, и жидкости, и газы.
Между молекулами воды образуются межмолекулярные водородные связи (рисунок 25):