16. Водород

Водород (Н) – 1-й элемент периодической системы Менделеева – I и VII группа, главная подгруппа, 1 период. На внешнем s1-подуровне имеется 1 валентный электрон и 1 s2-подуровень свободный, отчего Н обладает двойной природой: в одних случаях он отдает электрон (восстановительные свойства), в других – принимает (окислительные свойства). Аr – 1,008; электронная конфигурация – 1s1. Н входит в состав всех органических соединений, содержится в некоторых природных газах, составляет 1/2 массы Солнца.

Физические свойства: Н2 – бесцветный газ, без запаха, самый легкий из всех газов.

Химические свойства: связь в молекуле Н2 – ковалентная неполярная. Энергия ионизации водорода высока, поэтому водород не образует ионных соединений. В обычных условиях молекула водорода очень устойчива – очень высокая энергия диссоциации и связи.

Соединения водорода с другими элементами носят ковалентный характер. В соединениях Н всегда одновалентен, степень окисления с неметаллами +1, металлами -1. При высокой температуре водород взаимодействует с щелочными и щелочно-земельными металлами, образуя гидриды:

Связь в гидридах частично ионная. С галогенами Н реагирует по-разному: с F на холоде со взрывом:

С Cl при нагревании или на свету реакция идет со взрывом по цепному механизму, разлагая атомы на радикалы:

Реакция с Вr происходит при нагревании, с I при сильном нагревании и не полностью, т. к. идет обратная реакция. H восстанавливает многие металлы из их оксидов:

С многими неметаллами H образует газообразные соединения: СН4, SiH4 – силан, Н2S – сероводород и др. Синтезом Н с N получают аммиак:

Особо активен атомарный H. Он реагирует с кислородом без поджигания: 2Н? + О2 = Н2О2. Без нагревания восстанавливает многие неметаллы. С галогенами реагирует быстро, даже в темноте.

Получение: в лаборатории в аппарате Кипа воздействием на него НСl или Н2SО4 с Zn:

Или электролизом воды с добавлением NаОН.

В промышленности Н получают:

а) конверсией воды:

б) конверсией СН4:

в) кислородной конверсией:

г) нагреванием СН4: