ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина II. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

Розділ 8. ВОДЕНЬ. ГАЛОГЕНИ

§ 8.2. Гідроген

Місце гідрогену в періодичній системі. Гідроген займає перше місце в періодичній системі (Z = 1). Він має найпростішу будову атома: ядро атома оточене електронною хмарою. Електронна конфігурація ls¹.

За одних умов гідроген виявляє металічні властивості (віддає електрон), за інших — неметалічні (приєднує електрон). Однак за властивостями він більше подібний до галогенів, ніж до лужних металів. Тому гідроген розміщують у VII групі періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва, а в І групі символ гідрогену беруть у дужки (див. § 2.9).

Поширення в природі. Гідроген широко розповсюджений у природі — міститься у воді, в усіх органічних сполуках, у вільному стані — в деяких природних газах. Вміст його у земній корі досягає 0,15 % її маси (із урахуванням гідросфери — 1 %). Гідроген становить половину маси Сонця.

У природі гідроген трапляється у вигляді двох ізотопів — протію (99,98 %) і дейтерію (0,02 %). Тому у звичайній воді містяться невеликі кількості важкої води.

Добування. В лабораторних умовах гідроген добувають такими способами.

1. Взаємодією металу (цинку) з розчинами хлоридної або сульфатної кислоти (реакція проводиться в апараті Кіппа):

Zn + 2Н⁺ = Zn²⁺ + Н2 ↑.

2. Електролізом води. Для збільшення електричної

провідності води до неї додають електроліт, наприклад NaOH, H₂SO₄або NaSO₄. На катоді утворюється 2 об’єми гідрогену, на аноді — 1 об’єм кисню. Схема електролізу розглянута раніше (див. § 7.7).

У промисловості гідроген добувають також кількома способами.

1. Електролізом водних розчинів КСl або NaCl як побічний продукт (див. § 13.3).

2. Конверсійним способом (конверсія — перетворення). Спочатку добувають водяний газ, пропускаючи водяну пару через розжарений кокс при 1 000°С:

С + Н₂О = СО + Н₂.

Потім оксид карбону(ІІ) окиснюють до оксиду карбону(ІV), пропускаючи суміш водяного газу з надлишком водяної пари над нагрітим до 400—450°С каталізатором Fе₂О₃:

СО + (Н₂) + Н₂О = СО₂ + Н₂ + (Н₂).

Оксид карбону(ІУ), що утворюється, поглинається водою. Цим способом добувають більше ніж 50 % промислового водню.

3. Конверсією метану з водяною парою:

СН₄+ 2Н₂О = СО₂ + 4Н₂.

Реакція відбувається за наявності нікелевого каталізатора при 1 300°С . Цей метод дає змогу використовувати природні гази і добувати найдешевший водень.

4. Нагріванням метану до 350°С за наявності залізного або нікелевого каталізатора:

СН₄ = С + 2Н₂.

5. Глибоким охолодженням (до — 196°С) коксового газу. Під час такого охолодження всі газуваті речовини, крім водню, конденсуються.

Фізичні властивості. Водень — газ без кольору, смаку і запаху. Це найлегший газ (у 1 л води при 20°С розчиняється 18 мл водню). При температурі —252,8°С і атмосферному тиску переходить у рідину. Рідкий водень безбарвний.

Крім гідрогену з масовим числом 1 існують ізотопи з масовими числами 2 і 3 — дейтерій D і тритій Т.

Хімічні властивості. У сполуках гідроген завжди одновалентний. Для нього характерний ступінь окиснення +1, але в гідридах металів (див. нижче) він дорівнює —1. Молекула гідрогену складається з двох атомів. Виникнення зв’язку між ними пояснюється утворенням усуспільненої пари електронів (або спільної електронної хмари):

Н : Н, або Н₂.

Завдяки цьому усуспільненню електронів молекула Н2 енергетично більш стійка, ніж його окремі атоми. Щоб розщепити в 1 моль гідрогену молекули на атоми, слід витратити енергію 436 кДж:

Н₂ = 2Н, ∆ Н° = 436 кДж/моль.

Цим пояснюється порівняно невелика активність молекулярного гідрогену за звичайної температури.

Із багатьма неметалами гідроген утворює газуваті сполуки типу RH₄, RH₃, RH₂, RH (див. періодичну систему).

Водень горить у кисні з виділенням великої кількості теплоти. Температура воднево-кисневого полум’я досягає 3 000°С. Суміш двох об’ємів гідрогену й одного об’єму кисню називається гримучим газом. При підпалюванні така суміш дає сильний вибух. Як під час горіння водню у кисні, так і під час вибуху гримучої суміші утворюється вода:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О.

Під час роботи з воднем необхідно бути дуже обережним: завчасно перевірити герметичність апаратури, а також чистоту водню перед його підпалюванням.

При високій температурі водень сполучається з лужними і лужноземельними металами, утворюючи білі кристалічні речовини — гідриди металів (LiH, NaH, КН, СаН₂та інші). У цих сполуках метал виявляє позитивний ступінь окиснення, гідроген — негативний.

Гідриди металів легко розкладаються водою з утворенням відповідного лугу і водню:

СаН₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂ ↑.

Підвищену реакційну здатність виявляє атомарний водень: при кімнатній температурі він відновлює оксиди металів, взаємодіє з киснем, сіркою і фосфором. Пальник, що працює

на атомарному водні, створює температуру понад 4 000°С. Висока температура зумовлена перебігом екзотермічної реакції:

Н + Н = Н₂, ∆Н° — —436 кДж/моль.

Під час нагрівання водень відновлює багато металів з їх оксидів. Наприклад:

У цій реакції гідроген віддає один електрон (молекула гідрогену — два електрони), він — відновник:

Н — е^- = Н⁺.

Однак атом гідрогену може приєднувати один електрон (молекула — два електрони):

Н + е^- = Н^-

Це відбувається, наприклад, під час утворення гідридів металів. У цьому випадку гідроген — окисник.

Застосування. Застосування водню базується на його фізичних і хімічних властивостях. Як легкий газ він використовується для наповнення аеростатів і дирижаблів (у суміші з гелієм).

Застосовують водень для одержання високих температур: киснево-водневим полум’ям ріжуть і зварюють метали. Його використовують для добування металів (молібдену, вольфраму тощо) з їх оксидів, у хімічній промисловості — для добування аміаку з азоту повітря і штучного рідкого палива з вугілля; у харчовій промисловості — для гідрогенізації жирів (див. § 17.14). Ізотопи гідрогену — дейтерій і тритій — широко застосовують в атомній енергетиці (термоядерне паливо).