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.

3. Неполное окисление метана:

2CH₄ + O₂ = 2CO +4H₂.

4. 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 ºС 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):

Рисунок 25 – Водородные связи между молекулами воды