Водород

Глава 12. ЭЛЕМЕНТЫ I ГРУППЫ

Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН–.

Соли

 

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные:

- в средних солях все атомы во­дорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла: хлорид натрия NaCl, сульфид железа (II) FeS, карбонат кальция СаСО₃, сульфат железа (III) Fe₂(SO)₃, перманганат калия КМnO₄, дихромат калия К₂Cr₂O₇.

По международной но­менклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозна­чается приставкой гидро-, а группа ОН – приставкой гидрокси-.

- в кислых солях атомы во­дорода соответствующей кислоты замещены только частично: NaHS – гидросульфид натрия, NaHSO₃ – гидросульфит натрия.

- в основных солях группы ОН^– соответствующего основания частично замещены на ки­слотные остатки: Мg(ОН)Сl – гидроксихлорид магния, Аl(ОН)₂Сl – дигидроксихлорид алюминия.

Существуют также некоторые другие типы солей, например: двойные соли – СаСО₃∙МgСО₃ (доломит), КСl∙МаСl (сильвинит), КАl(SO₄)₂ (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли – СаОСl₂ или Са(ОСl)Сl; ком­плексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоя­щий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами – K₃[Fe(СN)₆] (крас­ная кровяная соль или гексацианоферрат (III) калия), [Ag(NH₃)₂]Сl хлорид диамминсеребра (I); гидратные соли, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды – CuSO₄∙5H₂O (пентагидрат сульфата меди (II) или медный купорос), Na₂SO₄∙10Н₂O глауберова соль.

Способы получения. Соли тесно свя­заны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получе­ны при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов.

Химические свойства.Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

NH₄Cl → NH₃ + HCl NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

CaCO₃ → CaO + CO₂ 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а также проявлять окислительные и восстановительные свойства.

AgNO₃ + KBr → AgBr + KNO₃

CuCl₂ + ₂NaOH → Cu(OH)₂ + 2NaCl

Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

Растворимость важнейших солей в воде:

- все соли HNO₃ и СН₃СООН растворимы;

- большинство солей HCl растворимы (кроме AgCl, CuCl, PbCl₂, Hg₂Cl₂);

- большинство солей H₂SO₄ растворимы (кроме BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄; CaSO₄ малораствор-м);

- средние соли слабых и средних кислот (H₃PO₄, H₂SiO₃, HNO₂, H₂S, H₂CO₃ и др.) не растворимы, кроме солей NH₄⁺ и щелочных металлов (без Li);

- большинство кислых солей растворимы (кроме CaHPO₄; Ca(H₂PO₄)₂ малорастворим).

IA-группа (щелочные металлы): литий Li 2s¹, натрий Na 3s¹ и элементы подгруппы калия – калий К 4s¹, рубидий Rb 5s¹, цезий Cs 6s¹, франций Fr 7s¹. По сравнению с элементами других подгрупп у них наиболее низкие первые энергии ионизации, а размеры атомов и ионов наибольшие. Они проявляют степень окисления +1. Для некоторых из них получены соединения, в которых элементы проявляют степень окисления –1, что определяется сродством атомов к электрону. Водород Н по электронной формуле 1s¹ формально относится к s-элементам и является аналогом типичных элементов I группы.

IB-группа (подгруппа меди): медь Сu 3d¹⁰4s¹, серебро Ag 4d¹⁰5s¹, золото Au 5d¹⁰6s¹.

Водород – первый элемент и один из двух представителей I периода Периодической системы. Атом водорода состоит из двух частиц – протона и электрона, между которыми существуют лишь силы притяжения. Водород и металлы IА-группы проявляют степень окисления +1, являются восстановителями и имеют сходство оптических спектров. Однако в состоянии однозарядного катиона Н⁺ (протона) водород не имеет аналогов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до завершения внешнего электронного слоя. Подобно галогенам, водород проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию, и по составу молекул Э₂. Но молекулярная орбиталь (МО) Н₂ не имеет ничего общего с таковыми молекул галогенов, в то же время МО Н₂ имеет определенное сходство с МО двухатомных молекул щелочных металлов, существующих в парообразном состоянии.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. На Земле по распространенности занимает 9-е место; в свободном состоянии встречается редко, и основная часть его входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также сложных веществ живых организмов.

Природный водород представляет собой смесь стабильных изотопов протия ¹Н (99,985%) и дейтерия ²H (²D), радиоактивного трития ³Н (³Т).

Простые вещества. Возможны молекулы легкого водорода – Н₂ (дипротий), тяжелого водорода – D_{2 ­}(дидейтерий), Т₂ (дитритий), HD (протодейтерий), НТ (прототритий), DТ (дейтеротритий).

Н₂ (диводород, дипротий) – бесцветный трудносжижаемый газ, очень мало растворяется в воде, лучше – в органических растворителях, хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). В обычных условиях сравнительно мало активен и непосредственно взаимодей­ствует лишь со фтором; при повышенных температурах реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомарного водорода Н⁰, образующегося при термическом разложении молекулярного водорода или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса.

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами, оксидами металлов, галогенидами:

Н₂⁰ + Cl₂ = 2Н⁺¹Cl; 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О; СuО + Н₂ = Сu + Н₂О

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными ме­таллами:

2Nа + Н₂⁰ = 2NаН^–1

Получение и применение водорода. В промышленности водород получают главным образом из природ­ных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа. Производство водорода осно­вано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (II):

СН₄ + Н₂О = СО + 3Н₂ (кат. Ni, 800°С)

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂ (кат. Fe, 550°С)

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. Электролиз воды (электролитом обычно служит водный раствор щелочи) обеспечивает получение наиболее чистого водорода.

В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на растворы серной или хлороводородной кислоты:

Zn + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂↑

Водород используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлороводорода, для гидрогенизации твердого и жидкого топлива, жиров и т. д. В виде водяного газа (в смеси с СО) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), позволяющая сваривать и разрезать тугоплавкие металлы, кварц и пр. Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.

Соединения водорода (–I). Соединения водорода с менее электроотрицательными элементами, в которых он отрицательно поляризован относятся к гидридам, т.е. в основном его соединения с металлами.

В простых солеобразных гидридах существует анион Н^–. Наиболее полярная связь наблюдается в гидридах активных металлов – щелочных и щелочно-земельных (например, КН, СаН₂). В химическом отно­шении ионные гидриды ведут себя как оснóвные соединения.

LiН + Н₂О = LiОН + Н_2­­↑

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неметаллических элементов (например, гидриды состава SiH₄ и ВН₃). По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

SiH₄ + 3Н₂О = Н₂SiO₃ + 4Н₂↑

При гидролизе оснóвные гидриды образуют щелочь, а кислотные – кислоту.

Многие переходные металлы образуют гидриды с преимущественно металлическим характером связи нестехиометрического состава. Идеализированный состав металлических гидридов чаще всего отвечает формулам: М⁺¹Н (VН, NbН, ТаН), М⁺²Н₂ (TiН₂, ZrH₂) и М⁺³Н₃ (UН₃, РаН₃).

Соединения водорода (I). Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью. При обычных условиях – это газы (НCl, Н₂S, Н₃N), жид­кости (Н₂О, НF, НNO₃), твердые вещества (Н₃РO₄, Н₂SiO₃). Свойства этих соединений сильно зависят от природы электроотрицательного элемента.