Підготовка до ЗНО з хімії

Електронна структура.

Гідроген – перший елемент періодичної системи. Заряд ядра +1, будова електронної оболонки 1s¹, відносна атомна маса 1,008. Відносна електронегативність 2. Два атоми Гідрогену утворюють молекулу водню Н₂ з коротким (0,07 нм) і міцним (436 кДж/моль) зв’язком.

Будова електронного рівня атома Гідрогену:

Подібно до галогенів, Гідроген може приєднувати один електрон з утворенням завершеної електронної конфігурації найближчого благородного газу – Гелію – 1s² і виявляти окисні властивості в реакціях з лужними та лужно-земельними металами

2Na + H₂ = 2NaH,

утворюючи солеподібні гідриди.

Разом з тим, подібно до лужних металів, атом Гідрогену може віддавати один електрон, виявляючи відновні властивості у реакціях з більш електронегативними елементами:

H₂ + F₂ = 2HF.

У зв’язку з цим однозначно розмістити Гідроген у Періодичній системі важко, але високі температури плавлення та кипіння, будова молекули, хімічні властивості наближають його до галогенів, тому часто його розміщують у VIIА підгрупі.

Назву Гідроген (гр. Hydro genium – воду утворює) вперше запропонував А. Лавуазьє у 1783 р.

Поширення в природі.

Гідроген – найпоширеніший елемент космосу. Його масова частка у земній корі становить 0,15% (атомна – 80%). Понад 95% відомих речовин містять водень – вода, нафта, вугілля, природні гази, мінерали, органічні сполуки, усі рослинні і тваринні організми. Водень – важливий компонент атмосфери Сонця, планет, міжпланетного простору, туманностей.

Природний Гідроген складається із суміші ізотопів  – протію і  – дейтерію у відношенні 6700 : 1. Штучно одержаний ізотоп  – тритій. Іноді ізотопи дейтерію та тритію записують відповідно D та Т.

Фізичні властивості.

У вільному стані молекулярний водень Н₂ – безбарвний газ без смаку і запаху, у 14,4 раз легший за повітря, погано розчинний у воді, добре поглинається деякими металами (1 об’єм паладію Pd поглинає до 900 об’ємів Н₂), що використовується для транспортування водню. Температура плавлення –259 ⁰С, температура кипіння –263 ⁰С.

Рідкий водень вперше добув Дж. Дьюар (Шотландія) у 1898 р.

Одержання в лабораторії.

1. Водень вперше добув Г. Кавендіш у 1766 р. дією хлоридної кислоти на неблагородні метали:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂.

1. Розчиненням алюмінію або цинку в лугах:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂,

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂.

1. Дією води на лужні та лужно-земельні метали або на їх гідриди:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂,              CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂.

Одержання в промисловості.

1. Відновленням пари води над розпеченим коксом (газифікація вугілля):

С + 2Н₂О = СО + Н₂.

1. Конверсією карбон (ІІ) оксиду СО або метану СН₄ з парою води:

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂,                      СН₄ + Н₂О = СО₂ + 3Н₂.

Утворену суміш СО₂ та Н₂ називають водяним газом.

1. Електролізом водних розчинів галогенідів лужних металів:

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + Cl₂ +H₂.

1. Найчистіший водень утворюється на катоді при електролізі води, підкисленої сульфатною кислотою для збільшення електропровідності:

2Н₂О = 2Н₂ + О₂.

Хімічні властивості.

Хімічний зв’язок у молекулі Н₂ – ковалентний неполярний, внаслідок чого водень хімічно малоактивний, більшість реакцій за його участю відбуваються при нагріванні.

Найчастіше водень виявляє відновні властивості.

1. Взаємодія з неметалами. Майже з усіма неметалами водень утворює леткі сполуки типу ЕН_х, де Е – атом неметалу. За нормальних умов водень безпосередньо реагує лише з F₂ і О₂:

H₂ + F₂ = 2HF,                        2H₂ + O₂ = 2H₂O.

Суміш водню та кисню у співвідношенні 2:1 при підпалюванні вибухає і називається “гримучий газ”.

З іншими неметалами водень реагує лише при підвищеній температурі:

H₂ + S = H₂S,                 3H₂ + N₂ = 2NH₃,                    2H₂ + C = CH₄.

Реакції водню з киснем та хлором відбуваються за вільно-радикальним ланцюговим механізмом:

1. Ініціювання ланцюга – Cl₂  2Cl·.
2. Ріст ланцюга – Cl· + Н₂ → HCl + H·,

Н· + Сl₂ → HCl + Cl·.

1. Обрив ланцюга – Н· + Cl· → HCl,

Н· + H· → H₂,

Cl· + Cl· → Cl₂.

Стадія 2 (ріст ланцюга) відбувається, поки у реакторі є водень та хлор. Обрив ланцюга (стадія 3) відбувається при закінченні одного з реагентів.

В усіх сполуках водню з немеатлами реалізується ковалентний полярний тип хімічного зв’язку, між молекулами деяких з них (рідкі HF, H₂O, NH₃) виникають водневі зв’язки.

1. Взаємодія з оксидами металів. При високій температурі водень відновлює оксиди багатьох металів:

Fe₂O₃ +3H₂ = Fe + 3H₂O,        CuO +H₂ = Cu + H₂O.

На цій властивості базується застосування водню як відновника при добуванні деяких металів. У такі реакції набагато легше вступає атомарний водень, що утворюється в момент виділення.

1. Взаємодія з органічними речовинами. Водень вступає у реакції приєднання за кратними зв’язками або відновлює органічні речовини. Детально ці реакції розглянуті у розд. Органічна хімія.
2. Взаємодія з металами. Водень реагує з лужними та лужноземельними металами з утворенням солеподібних гідридів складу МеН_х, де Ме – лужний або лужноземельний метал:

Са + Н₂ = СаН₂.

У гідридах ступінь окиснення Гідрогену –1, тобто Н₂ є окисником. Гідриди металів легко розкладаються водою та кислотами:

NaH + H₂O = NaOH + H₂,      BaH₂ + 2H₂O = Ba(OH)₂ + 2H₂.

Застосування водню.

Водень у значних кількостях використовують у хімічній промисловості для одержання амоніаку, хлороводню, метанолу тощо. Гідрогенізацією рідких жирів у харчовій промисловості одержують маргарин (див. Органічна хімія).

Широко досліджуються можливості використання водню у двигунах внутрішнього згоряння. Як джерело водню у них використовують прості (NaH, CaH₂) та комплексні (Li[AlH₄], Li[BH₄]) гідриди. У зв’язку з тим, що при окисненні водню утворюється лише вода Н₂О, атмосфера залишається чистою і тому водень є екологічно чистим паливом.

Реакцію горіння водню в кисні, яка створює температуру 2800 ⁰С використовують при автогенному різанні металів.