Тема 1 ГІДРОГЕН

1.1 Загальна характеристика

Гідроген (hydrogenium – той, що народжує воду) 1Н 1s1 має унікальні властивості, які дозволяють розміщувати його в І А і VII A підгрупах періодичної системи елементів. Електронна конфігурація гідрогену 1s1  подібна до електронної конфігурації валентних електронів атомів лужних металів. Як лужні метали, він має відновні властивості, характеризується ступенем окиснення +1. Проте Гідроген не можна вважати електронним аналогом лужних металів через відсутність в нього внутрішнього електронного шару. Гідроген – типовий неметал. Як і галогенам, атому гідрогену для завершення зовнішнього шару не вистачає одного електрона. Крім того, з елементами підгрупи VІІ А його пов’язує газоподібний стан, двоатомність (Н2 і Сl2), ковалентність зв’язку в молекулі, неелектропровідність у газоподібному, рідкому і твердому стані, а також подібність гідридів з галоґенідами. Таким чином, гідроген займає особливе положення в періодичній системі. Недаремно в її першому варіанті Д.І. Менделєєв розмістив гідроген в окрему графу.

1.2 Знаходження у природі

Гідроген – найбільш розповсюджений елемент у Всесвіті. Він входить до складу зірок та міжгалактичного газу. В природі гідроген зустрічається у вільному та зв'язаному стані. Вільного водню в земній атмосфері дуже мало (0,00005 об.%). Проте більша частина гідрогену, що знаходиться на Землі, зустрічається у складі води (головна сполука гідрогену), органічних сполук, кислих солей. На Землі гідрогену біля 1%.

Гідроген має три ізотопи. В природі найбільш розповсюджений найлегший з них є  (протій); 0,0156% припадає на "важкий гідроген"  – дейтерій, та лише в дуже незначних кількостях зустрічається  – тритій – радіоактивний ізотоп (останній одержано штучно, а тільки потім виявлено в природі).

1.3 Фізичні властивості

Водень Н2 – безбарвний газ, не має запаху, малорозчинний у воді, найбільш легкий серед усіх газів, має дуже низькі температури кипіння (-2530С) та плавлення (-2590С). 

1.4 Хімічні властивості

Відповідно до електронної конфігурації атома Н 1s1, гідроген може віддавати і приєднувати електрон, тобто поводиться як лужні метали і галогени:

2H2 + O2 → 2H2O

     відновник

H2 + 2Na → 2NaH (натрію гідрид)

    окисник

У більшості реакцій водень проявляє відновні властивості. 

Енергія зв'язку в молекулі водню достатньо велика, тому за кімнатної температури молекулярний водень реагує тільки з активними металами та F2 , при нагріванні – з О2, І2, S, С. Наприклад: 

С + 2 H2 → СH4↑ .

S + H2 → H2S ↑.

2 H2 +О2 →2 Н2О

Під дією УФ - світла водень реагує з Cl2 та Br2. Реакції з киснем та галогенами відбуваються за радикальним механізмом.

H2 +Cl2 → 2 HCl

При нагріванні водень взаємодіє з оксидами металів, переважно d-елементів:

Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

CuO + H2 → Cu + H2O 

Ще більш активним відновником є атомарний гідроген (утворюється з молекулярного при  електричному розряді в умовах низького тиску). Він має велику хімічну активність і за звичайних умов сполучається з О2, N2, As, P, S, наприклад: 

As(k) + 3H(г) → AsH3 (г)

Водень розчиняється у металах, особливо у Pd, Ni, Рt. При цьому відбувається розклад молекул Н2 на атоми та йонізація останніх. У результаті утворюються тверді фази з металевою провідністю, які містять Н+. Ця особливість водню використовується для виготовлення каталізаторів (нікель Ренея і т.п.).

1.5 Методи добування

В промисловості водень добувають з природного газу (метану) під час нагрівання до 1000 оС в присутності каталізатора: 

СН4 + Н2O → СО + 3Н2 

2СН4 + О2 → 2СО + 4Н2 (киснева конверсія метану), після чого проводять конверсію СО:

CO + H2O → CO2 + H2.

Невелику кількість водню отримують пропусканням водяної пари над коксом при температурі біля 1000 °C:

H2O + C ⇄ H2 + CO

Водень високої чистоти одержують електролізом води (з додаванням солі активного металу, щоб на аноді не утворювався кисень).

У лабораторних умовах водень отримують:

1. При дії на кислоти за реакцією:

Zn + H2SO4 (p) (2HCl) = ZnSO4 (ZnCl2) + H2↑

2. При дії лугу на алюміній, цинк:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Zn + 2KOH + 2H2O → K2[Zn(OH)4] + H2↑

3. При взаємодії води з лужними та лужноземельними металами:

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑

4. Гідролізом гідридів активних металів:

NaH + H2O → NaOH + H2↑

1.6 Сполуки Гідрогену

Сполуки Гідрогену можна розділити на три великі групи: а) солеподібні гідриди активних металів: LiН, СаН2 та ін. (кристалічні речовини, подібні до галогенідів, сильні відновники, реагують з водою); б) ковалентні водневі сполуки р-елементів: В2Н6 , NН3, Н2O, HF та ін. (молекулярні, зазвичай газоподібні сполуки); в) металоподібні фази, утворені d- i f- елементами, які часто відносять до бертолідів типу ТіН1-2 .

Відомі і комплексні гідриди: Li[AlH4], Li[BH4], Na[BH4].

У межах кожної підгрупи елементів зверху вниз міцність водневих сполук слабшає, а в межах кожного періоду міцність їх зростає, як і кислотність.

Найпоширенішою речовиною з унікальними властивостями на Землі є вода Н2O. Це прозора речовина без кольору і запаху. Твердне при 0оС, кипить при 100оС, під час затвердіння об'єм її збільшується. Молекула води дуже полярна, має несиметричне розміщення, що зумовлює утворення водневих зв'язків. Вода взаємодіє з лужними та лужноземельними металами та їх оксидами, гідридами:

2Na + 2 Н2О → Н2↑+ 2 NaОН,

ВaО + Н2О → Вa(ОН)2;

КН + Н2О → Н2↑+ КОН,

Взаємодіє з неметалами та їх оксидами:

С + Н2О  Н2+ СО,

SO3 + Н2О → Н2SO4

1.7 Застосування

Водень широко використовується у промисловості (рисунок1.1).

Рідкий водень використовують як ракетне паливо. Застосування водню має великі перспективи як універсальне екологічно чисте джерело енергії у паливних елементах. Автомобілі з установками на водневих паливних елементах виробляють та випробують Ford Motor Company, Honda, Hyundai, Nissan, Toyota, Volkswagen тощо. Водневе паливо використовують в авіації, для морського транспорту. Проте у водневої енергетики багато проблем, пов'язаних переважно з транспортуванням та збереженням водню.

Рисунок 1.1 – Схема використання водню в промисловості

1.8 Біологічна роль та токсикологія

Біологічне значення гідрогену визначається тим, що він є складовою частиною води та всіх найважливіших груп органічних сполук, в тому числі білків, нуклеїнових кислот, ліпідів, вуглеводів. Приблизно 10 % маси живих організмів припадає на гідроген. Здатність гідрогену утворювати водневий зв'язок має вирішальне значення в підтримці просторової структури білків, у будові та функціях нуклеїнових кислот (тобто в збереженні і реалізації генетичної інформації). Йон Н+ бере участь у найважливіших реакціях в організмі – у біологічному окисненні, що забезпечує живі клітини енергією, в фотосинтезі у рослин, у реакціях азотфіксації, в підтримці кислотно-лужного балансу та гомеостазу, в процесах мембранного транспорту. 

Н2 утворює вибухонебезпечну суміш з повітрям. При потраплянні рідкого водню на шкіру виникає обмороження.

Контрольні питання

1. Поясніть, чому в атмосфері Землі дуже мало водню?

2. У чому властивості водню подібні до властивостей лужних металів, і в чому вони відрізняються?

3. У чому схожість між воднем та галогенами, і в чому відмінність?

4. Проілюструйте за допомогою реакцій промислові способи добування водню. Вкажіть умови перебігу процесів.

5. Напишіть рівняння реакцій між:

а) цинком та розбавленою сульфатною кислотою;

б) кальцієм та водою;

в) магнієм та розбавленою хлоридною кислотою;

г) цинком та розчином гідроксиду калію з утворенням комплексної сполуки.

6. Напишіть рівняння реакцій водню з:

а) оксидом молібдену;

б) киснем;

в) хлором;

г) азотом;

д) сіркою;

ж) натрієм; 

з) оксидом вольфраму.

Які з цих реакцій мають промислове значення? Вкажіть умови проведення реакцій.

7. Поясніть двоїстий окисно-відновний характер властивостей водню. Наведіть приклади.

8. Як відрізняються за будовою та властивостями  гідриди NaН та NН3? 

9. Підкислений розчин перманганату калію, що встановлений в промивалці на виході з апарату Кіппа, знебарвлюється. Чим це можна пояснити?

10. Наведіть приклади унікальних властивостей води та поясніть їх.