Соединения водорода

Если учесть органические вещества, то следует признать, что водород - элемент, образующий наибольшее число соединений. Важнейшими неорганическими соединениями водорода являются гидриды и бинарные соединения водорода в степени окисления +1. Последние также часто называют гидридами, что не совсем корректно, ибо гидриды - это бинарные соединения водорода в степени окисления -1. "Классические гидриды" могут образовывать только те элементы, электроотрицательность у которых значительно меньше, чем у водорода. Это щелочные и щелочноземельные металлы, а также магний и бериллий. Они образуют типичные солеподобные гидриды, при электролизе расплавов которых водород выделяется на аноде:

2H^- - 2e^-  H₂⁰

При взаимодействии гидридов данного типа с водой также выделяется водород:

NaH^-1 + H₂⁺¹O = NaOH + H₂⁰

Элементы, электроотрицательность которых незначительно отличается от водорода, образуют ковалентные гидриды (B₂H₆, SiH₄). Известно небольшое число комплексных гидридов, например, Li[AlH₄], Na[BH₄], которые широко применяются в органическом синтезе в качестве восстановителей.

Из бинарных соединений водорода в степени окисления +1 в данном разделе будет рассмотрен оксид водорода (вода) и его пероксид (перекись водорода).

Химически чистая вода представляет собой бесцветную жидкость без вкуса и запаха. Молекула воды - Н₂О - имеет угловое строение. Образование молекулы воды происходит с участием sp³-гибридных орбиталей атома кислорода, две из которых заняты неподеленными электронными парами и поэтому вклада в геометрию молекулы не вносят. Перекрывание одноэлектронных облаков двух гибридных орбиталей кислорода и 1s-орбиталей двух атомов водорода приводит к образованию уголковой молекулы. Отталкивающие действие двух неподеленных пар электронов уменьшает валентный угол HOH до 104,5 (см. стр. 19).

В кристаллическом состоянии молекула воды, окруженная четырьмя соседями, образует с ними очень прочные водородные связи, вследствие чего вода обладает аномально высокой температурой кристаллизации (0 ) и кипения (100 С). Согласно клатратной теории в жидкой воде существуют микроскопические фрагменты кристаллической структуры льда - клатраты, находящиеся в равновесии с жидкой фазой.

За счет образования прочных водородных связей, а также координационных соединений, вода является хорошим растворителем для многих типов органических и неорганических соединений, частицы которых существуют в растворах в виде аддуктов с молекулами воды - гидратов. При выделении из водных растворов многие вещества кристаллизуются в виде гидратов, образуя кристаллогидраты. Можно выделить три типа кристаллогидратов, отличающихся характером связывания воды:

1. Клатраты - имеющие кристаллическую структуру льда, полости которой заняты частицами вещества. Такое строение имеют кристаллогидраты солей щелочных металлов, содержащие большое количество воды, например, Na₂SO₄10H₂O, а также кристаллогидраты, образуемые галогенами и инертными газами - Cl₂8H₂O, или Ar 6H₂O.

2. Аквакомплексы, содержащие воду, координированную катионом металла, чаще всего переходного, например, CoCl₂6H₂O, точнее [Co(OH₂)₆]Cl₂.

3. Кристаллогидраты, содержащие воду, связанную с частицами вещества водородными связями. Часто этот тип связывания воды реализуется в кристаллогидратах органических веществ.

С химической точки зрения вода довольно реакционноспособное соединение, вступающее во взаимодействие с различными простыми и сложными веществами, в том числе с органическими соединениями.

Кроме оксида водорода хорошо изучен его аналог - оксид дейтерия - D₂O, более известный под названием "тяжелая вода". Тяжелая вода широко применяется в атомной энергетике как замедлитель нейтронов. Реакции с участием тяжелой воды идут медленней, а температура ее кипения (101,4 С) несколько выше по сравнению с H₂O, поэтому при проведении электролиза или дистилляции большого количества воды тяжелая вода накапливается в остатке.

Пероксид водорода (перекись) - Н₂О₂ - бесцветная сиропообразная жидкость (d = 1,45 г/см³), неустойчивая в чистом виде, но устойчивая в водных растворах до 30% концентрации. Распад пероксида водорода катализируется соединениями тяжелых металлов, например, MnO₂.

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂

Получают пероксид водорода электролизом водных растворов серной кислоты или гидросульфата аммония. При этом на аноде образуется пероксосерная кислота, гидролиз которой приводит к образованию пероксида водорода:

2HSO₄^- - 2e^-  H₂S₂O₈

H₂S₂O₈ + 2H₂O = 2H₂SO₄ + H₂O₂

Вследствие промежуточной степени окисления кислорода (-1), пероксид водорода, в зависимости от условий проведения реакции, может быть как окислителем, так и восстановителем. В кислой среде H₂O₂ довольно сильный окислитель:

H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^-  2H₂O; E⁰ = 1,78 В

В то же время пероксид водорода окисляется более сильными окислителями, например, перманганатом калия:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

Водные растворы пероксида водорода (в основном 3%) применяются для отбелки тканей и меха, дезинфекции, консервации, протравливания семян. Важную роль пероксид водорода играет в процессах самоочищения природных водоемов, в которых он содержится в ничтожной концентрации (порядка 310^-5 моль/л), но тем не менее, эффективно окисляет биологические загрязнения.