Химия 5-элементов. 
Химия

Изучив материал, изложенный в главе 18, обучающийся должен:

знать

• • особенности химических свойств водорода;
• • свойства катиона Н⁺ и важнейших соединений водорода;
• • природу водородных связей в воде и фтороводороде;

уметь

• • описать кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства бинарных соединений водорода с неметаллами и металлами;
• • написать и объяснить уравнения реакций водорода, натрия, кальция с кислородом, галогенами, металлами;

владеть

• • представлениями об особенностях химических свойств s-металлов на примерах натрия и кальция, изменении свойств s-металлов при движении по группам периодической системы;
• • представлениями о способах получения и применения водорода и s-металлов.

Водород

Атом водорода — простейший из всех возможных — ядро и один электрон, и поэтому водород является первым элементом периодической системы и первым s-элементом. Кроме водорода к s-элементам относятся элементы 1-й и 2-й групп периодической системы. У этих элементов все валентные электроны находятся только на^{s-атомных} орбиталях.

На Is-АО могут находиться всего два электрона, и водород с равным основанием можно отнести как к 1-й группе (один электрон на валентной АО), так и к 7-й (одного электрона не хватает для полного заполнения электронной оболочки).

Водород — наиболее распространенный элемент во Вселенной, так как его атомы сосредоточены в межзвездном пространстве. На Земле содержание водорода составляет около 1% общей массы земной коры.

Существует три изотопа водорода, и только у этого элемента они имеют собственные наименования: JH — протий (99,98%), *Н — дейтерий и !^Н — тритий.

Простое вещество состоит из молекул Н₂, прочность связи в которой велика и составляет 436 кДж/моль. При обычных условиях водород — бесцветный газ, не имеющий запаха, по свойствам приближающийся к идеальному газу. Межмолекулярные взаимодействия в водороде слабы, и поэтому он имеет очень низкие температуры плавления (-259°С) и кипения (-253°С).

В промышленности основное количество водорода получают из природного газа по каталитической реакции, протекающей на никелевом катализаторе:

Диоксид углерода отделяют, поглощая его водой.

Кроме того, водород образуется как побочный продукт при электролитическом получении хлора и гидроксида натрия. В лабораторных условиях водород получают восстановлением иона Н* в растворах кислот (НС1 или H₂S0₄) цинком.

или электролизом воды в присутствии щелочей.

Химическое поведение водорода определяется тем, что в его атоме имеется только одна валентная атомная орбиталь и только один валентный электрон. В своих соединениях водород находится в одном из трех состояний: гидратированного катиона Н⁺ в растворах, аниона Н в кристаллах ионных гидридов или, чаще всего, ковалентно-связанного атома, причем, в соответствии со своей электроотрицательностью, водород может быть в степени окисления как +1, так и -1.

С неметаллами, имеющими большие значения электроотрицательное™, водород образует соединения с полярными связями — оксид Н₂0, фторид HF, сульфид H₂S и т. д. В них водород находится в степени окисления +1. Эти, как правило, газообразные соединения обладают кислотными свойствами и при растворении в воде диссоциируют на ионы Н⁺ и соответствующие анионы.

С более электроположительными элементами, в частности с элементами 1-й и 2-й групп, водород образует соединения, в которых он находится в виде аниона Н: NaH, СаН₂. Это твердые солеобразные вещества, при нагревании легко разлагающиеся на металл и водород.

Строго говоря, в соответствии с принятой номенклатурой бинарных соединений, именно они образуют класс гидридов, однако часто гидридами называют все бинарные соединения водорода. Гидридный анион Н и гидриды металлов обладают сильными восстановительными свойствами. В частности, при контакте гидридов с водой идет реакция.

Со многими металлами водород образует нестехиометрические соединения переменного состава или твердые растворы. Например, один объем металлического палладия растворяет при обычных условиях до 900 объемов водорода.

Реакционная способность молекулярного водорода существенно зависит от температуры. Энергия связи в молекуле Н₂ (436 кДж/моль) достаточно велика, и при стандартных условиях активационные барьеры реакций с участием молекулярного водорода не преодолеваются (см. параграф 11.2). Это позволяет при комнатной температуре (и в темноте) существовать смесям водорода, например, с кислородом или хлором. Но уже при 200—400°С водород проявляет высокую химическую активность. В атмосфере водорода горит хлор:

а смесь этих газов при нагревании или освещении реагирует со взрывом. С большим выделением энергии реагирует водород с металлами 1-й и 2-й групп. Например:

В большинстве реакций водород выступает в роли восстановителя:

Особенно легко реакции с водородом как восстановителем идут в момент его образования в водных растворах. Например, если в стакан, в котором протекает реакция

добавить раствор КМп0₄ или К₂Сг₂0₇, то происходит быстрое восстановление Mn (VII) или Cr (VI), тогда как с газообразным водородом, пропускаемым в раствор из баллона, эти же реакции восстановления идут очень медленно (см. параграф 11.6).

С большинством неметаллов водород образует обычные двухцентровые ковалентные связи, но с элементами второго периода, атомные орбитали которых близки по размерам и, но энергии к Is-АО водорода, он может образовывать и трехцентровые связи. Схема МО для таких связей представлена на рис. 18.1.

Электроотрицательность фтора так велика, что водород почти полностью теряет электрон, и систему можно строить из иона Н⁺ и двух ионов F .

Водородные связи очень сильно повышают температуры плавления и кипения воды Как очевидно из схемы, в образовании связи участвуют 15-АО водорода и две 2р-АО другого элемента. В получающейся системе одна МО является связывающей, одна — несвязывающей и одна — разрыхляющей. Следовательно, устойчивыми будут молекулы, в которых на этих МО находится от двух до четырех электронов.

Практически более важен второй случай четырехэлектронной трехцентровой связи, который реализуется, если водород связан с наиболее электроотрицательными элементами — F, О, N. Такие связи называются водород;

Puc. 18.1. Образование трехцентровой связи в ионе HF₂:

а — перекрывание орбиталей; б — энергетическая схема МО ными связями. Ими связаны молекулы Н₂0 в твердой и жидкой воде. Водородные связи существуют в частицах (F—Н—F)^-, в полимерах фосфорных кислот, в димерах карбоновых кислот (см. параграф 33.4). За счет водородных связей «сшиваются» молекулы белка (см. параграф 34.2).

В методе ВС образование водородной связи объясняется следующим образом. Полярность связи Н—F (или Н—О, Н—N) настолько велика, что ls-AO водорода оказывается достаточно свободна для образования связи F: —? ПН—F по донорно-акцепторному механизму.

Образованием водородных связей объясняются аномально высокие температуры плавления и кипения фтороводорода, воды, аммиака (рис. 18.2).

Рис. 18.2. Температуры плавления и кипения соединений элементов 16-й группы с водородом.