Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Раздел 8. ВОДОРОД. ГАЛОГЕНЫ

§ 8.2. Водород

Место водорода в периодической системе. Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома окружено электронным облаком. Электронная конфигурация ls¹.

При одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), за других - неметаллические (присоединяет электрон). Однако по свойствам он больше похож на галогенов, чем к щелочных металлов. Поэтому водород помещают в VII группе периодической системы элементов Д.И. Менделеева, а в группе И символ водорода берут в скобки (см. § 2.9).

Распространение в природе. Водород широко распространен в природе, содержится в воде, во всех органических соединениях, в свободном состоянии - в некоторых природных газах. Содержание его в земной коре достигает 0,15 % ее массы (с учетом гидросферы - 1 %). Водород составляет половину массы Солнца.

В природе водород встречается в виде двух изотопов - протия (99,98 %) и дейтерия (0,02 %). Поэтому в обычной воде содержатся небольшие количества тяжелой воды.

Добывания. В лабораторных условиях водород добывают следующими способами.

1. Взаимодействием металла (цинка) с растворами соляной или серной кислоты (реакция проводится в аппарате Кіппа):

Zn + 2Н⁺ = Zn²⁺ + Н2 ↑ .

2. Электролизом воды. Для увеличения электрической

проводимости воды в нее добавляют электролит, например NaOH, H₂SO₄ или NaSO₄. На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде - 1 объем кислорода. Схема электролиза рассмотрена ранее (см. § 7.7).

В промышленности водород добывают также несколькими способами.

1. Электролизом водных растворов КСl или NaCl как побочный продукт (см. § 13.3).

2. Конверсионным способом (конверсия - преобразования). Сначала добывают водяной газ, пропуская водяной пар через раскаленный кокс при 1 000°С:

С + Н₂О = СО + Н₂.

Затем оксид углерода(II) вещества к оксида карбона(ИV), пропуская смесь водяного газа с избытком водяного пара над нагретым до 400-450°С катализатором Fе₂О₃:

СО + (Н₂) + Н₂О = СО₂ + Н₂ + (Н₂).

Оксид карбона(IV), который образуется, поглощается водой. Этим способом добывают более 50 % промышленного водорода.

3. Конверсией метана с водяным паром:

СН₄ + 2Н₂О = СО₂ + 4Н₂.

Реакция происходит при наличии никелевого катализатора при 1 300°С . Этот метод дает возможность использовать природные газы и добывать дешевый водород.

4. Нагревом метана до 350°С при наличии железного или никелевого катализатора:

СН₄ = С + 2Н₂.

5. Глубоким охлаждением (до - 196°С) коксового газа. Во время такого охлаждения все газуваті вещества, кроме водорода, конденсируются.

Физические свойства. Водород - газ без цвета, вкуса и запаха. Это самый легкий газ (в 1 л воды при 20°С растворяется 18 мл водорода). При температуре -252,8°С и атмосферном давлении переходит в жидкость. Жидкий водород бесцветный.

Кроме водорода с массовым числом 1 существуют изотопы с массовыми числами 2 и 3 - дейтерий D и тритий Т.

Химические свойства. В соединениях водород всегда одновалентний. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов (см. ниже) он равен-1. Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобществленной пары электронов (или общей электронной облака):

Н : Н или Н₂.

Благодаря этому усуспільненню электронов молекула Н2 энергетически более устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы расщепить в 1 моль водорода молекулы на атомы, следует потратить энергию 436 кДж:

Н₂ = 2Н, ∆ Н° = 436 кДж/моль.

Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.

Со многими неметаллами водород образует газуваті соединения типа R₄, R₃, R₂, RH (см. периодическую систему).

Водород горит в кислороде с выделением большого количества теплоты. Температура водородно-кислородного пламени достигает 3 000°С. Смесь двух объемов водорода и одного объема кислорода называется гремучим газом. При поджигании такая смесь дает сильный взрыв. Как во время горения водорода в кислороде, так и во время взрыва гремучей смеси образуется вода:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О.

При работе с водородом необходимо быть очень осторожным: заблаговременно проверить герметичность аппаратуры, а также чистоту водорода перед его поджиганием.

При высокой температуре водород сочетается с щелочными и лужноземельними металлами, образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (LiH, NaH, КН, СаН₂ и другие). В этих соединениях металл оказывает положительное степень окисления, гидроген - отрицательный.

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаН₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑.

Повышенную реакционную способность обнаруживает атомарный водород: при комнатной температуре он восстанавливает оксиды металлов, взаимодействует с кислородом, серой и фосфором. Горелка, работающая

на атомарном водороде, создает температуру более 4 000°С. Высокая температура обусловлена протеканием экзотермической реакции:

Н + Н = Н₂, ∆Н° - -436 кДж/моль.

При нагревании водород восстанавливает много металлов из их оксидов. Например:

В этой реакции водород отдает один электрон (молекула водорода - два электрона), он - восстановитель:

Н - е^- = Н⁺.

Однако атом водорода может присоединять один электрон (молекула - два электрона):

Н + е^- = Н^-

Это происходит, например, во время образование гидридов металлов. В этом случае водород - окислитель.

Применение. Применение водорода базируется на его физических и химических свойствах. Как легкий газ он используется для наполнения аэростатов и дирижаблей (в смеси с гелием).

Применяют водород для получения высоких температур: кислородно-водородным пламенем режут и сваривают металлы. Его используют для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов, в химической промышленности - для извлечения аммиака из азота воздуха и искусственного жидкого топлива из угля; в пищевой промышленности - для гидрогенизации жиров (см. § 17.14). Изотопы водорода - дейтерий и тритий - широко применяют в атомной энергетике (термоядерном топливо).