Водород: строение атома, свойства, получение и применение

Двойственное положение водорода в периодической системе, изотопы, лабораторные и промышленные способы получения, химические свойства и применение

Строение атома и положение водорода в периодической системе

Водород — самый лёгкий и самый распространённый во Вселенной химический элемент, его атом состоит из одного протона в ядре и одного электрона на 1s-орбитали (электронная конфигурация 1s¹). Именно из-за такого простого строения атома водород занимает в периодической системе особое, двойственное положение: его помещают одновременно в IA группу (вместе со щелочными металлами) — по наличию одного электрона на внешнем уровне и способности его отдавать, — и в VIIA группу (вместе с галогенами) — по способности принимать один электрон, достраивая оболочку до конфигурации гелия, и по характеру образуемых соединений (летучее водородное соединение, а не металл).

В соединениях водород чаще всего проявляет степень окисления +1 (в соединениях с более электроотрицательными элементами — кислородом, галогенами, азотом, серой), но в соединениях с активными металлами — гидридах — проявляет необычную для него степень окисления −1, выступая в роли более электроотрицательного партнёра.

Изотопы водорода

Водород имеет три изотопа, различающиеся числом нейтронов в ядре, причём различия в массе изотопов настолько велики (относительно массы самого элемента), что каждому изотопу даже присвоено собственное название и символ: протий ¹H (без нейтронов, преобладающий изотоп, более 99,98 % природного водорода), дейтерий ²H или D (один нейтрон, входит в состав «тяжёлой воды» D₂O), тритий ³H или T (два нейтрона, радиоактивен). Дейтерий и тритий играют важную роль в ядерной энергетике (термоядерный синтез, замедлители нейтронов).

Физические свойства

Водород — бесцветный газ без запаха и вкуса, самый лёгкий из всех известных газов (в 14,5 раза легче воздуха), плохо растворим в воде. Молекула водорода двухатомна (H₂), связь между атомами ковалентная неполярная, очень прочная, что обусловливает химическую инертность водорода при обычных условиях и необходимость нагревания, катализатора или искры для протекания многих его реакций. Водород сжижается только при очень низкой температуре (−253 °C), что делает его удобным, но технически сложным в хранении топливом.

Получение водорода в лаборатории

Основной лабораторный способ получения водорода — взаимодействие металлов, стоящих в ряду активности до водорода, с разбавленными кислотами-неокислителями (соляной или разбавленной серной) в аппарате Киппа или пробирке:

$Z n + 2 H C l \to {Z n C l}_{2} + H_{2} ↑$

Также водород можно получить действием активных металлов на воду (натрий, кальций) или щелочей на амфотерные металлы (алюминий, цинк):

$2 N a + {2 H}_{2} O \to 2 N a O H + H_{2} ↑$

$2 A l + 2 N a O H + {6 H}_{2} O \to 2 N a [A l {(O H)}_{4}] + {3 H}_{2} ↑$

Собирают водород методом вытеснения воды (он в ней плохо растворим) либо методом вытеснения воздуха, держа пробирку вверх дном, — так как водород значительно легче воздуха.

Получение водорода в промышленности

В промышленности водород получают в основном тремя способами. Во-первых, конверсией природного газа (метана) с водяным паром при высокой температуре и в присутствии катализатора — самый распространённый промышленный способ:

${C H}_{4} + {2 H}_{2} O \to (t, к а т .) {C O}_{2} + {4 H}_{2}$

Во-вторых, электролизом водных растворов электролитов (например, раствора NaCl или разбавленной H₂SO₄), при котором на катоде выделяется водород: 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻. В-третьих, как побочный продукт нефтепереработки и коксования угля. Электролизный способ даёт наиболее чистый водород, но требует больших затрат электроэнергии.

Химические свойства водорода

При обычных условиях водород малоактивен из-за высокой энергии связи H–H, но при нагревании, освещении или в присутствии катализатора вступает в разнообразные реакции, в которых проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

Водород как восстановитель — реагирует с неметаллами, более электроотрицательными, чем он сам (кислород, галогены, сера, азот), повышая степень окисления до +1:

${2 H}_{2} + O_{2} \to {2 H}_{2} O$

$H_{2} + {C l}_{2} \to 2 H C l$

$N_{2} + {3 H}_{2} ⇌ {2 N H}_{3}$

Реакция горения водорода в кислороде (2H₂ + O₂ → 2H₂O) сопровождается взрывом при поджигании смеси («гремучий газ») и выделением большого количества теплоты, что делает водород перспективным экологически чистым топливом (единственный продукт сгорания — вода).

Водород как окислитель — реагирует с активными металлами (щелочными и щёлочноземельными) при нагревании, образуя ионные гидриды, в которых водород проявляет необычную степень окисления −1:

$2 N a + H_{2} \to 2 N a H$

$C a + H_{2} \to {C a H}_{2}$

Гидриды активных металлов — сильные восстановители, бурно реагируют с водой с выделением водорода: NaH + H₂O → NaOH + H₂↑ (в этой реакции водород гидрида, имеющий степень окисления −1, окисляется, а водород воды, имеющий степень окисления +1, восстанавливается — оба атома водорода в молекуле H₂ продукта происходят из разных степеней окисления, что является классическим примером реакции конпропорционирования).

Водород как восстановитель оксидов металлов

Важное практическое свойство водорода — способность при нагревании восстанавливать металлы из их оксидов, что используется в металлургии для получения некоторых металлов в чистом виде:

$C u O + H_{2} \to (t) C u + H_{2} O$

${F e}_{3} O_{4} + {4 H}_{2} \to (t) 3 F e + {4 H}_{2} O$

Эти реакции наглядно показывают восстановительную силу водорода: он отнимает кислород у менее активных металлов, сам окисляясь до воды.

Применение водорода

Водород широко применяется: в производстве аммиака (синтез Габера — основа производства азотных удобрений), в гидрогенизации жиров (превращение жидких растительных масел в твёрдые жиры присоединением водорода по кратным связям), в металлургии как восстановитель, в качестве ракетного топлива (в паре с жидким кислородом), в перспективной водородной энергетике (топливные элементы, в которых химическая энергия реакции H₂ с O₂ напрямую превращается в электрическую).

Пример 1: расчёт объёма водорода при получении из металла

Условие. Вычислите объём водорода (н.у.), который выделится при взаимодействии алюминия массой 5,4 г с избытком раствора гидроксида натрия.

Решение. Находим количество вещества алюминия: n(Al) = m/M = 5,4/27 = 0,2 моль. Уравнение реакции:

$2 A l + 2 N a O H + {6 H}_{2} O \to 2 N a [A l {(O H)}_{4}] + {3 H}_{2} ↑$

По уравнению на 2 моль Al приходится 3 моль H₂, значит n(H₂) = 1,5·n(Al) = 1,5·0,2 = 0,3 моль. Объём водорода: V(H₂) = n·Vₘ = 0,3·22,4 = 6,72 л.

Ответ: 6,72 л водорода.

Пример 2: определение степени окисления водорода

Условие. Укажите степень окисления водорода в следующих соединениях: H₂O, NaH, HCl, CaH₂, NH₃. Объясните, почему в одних случаях она равна +1, а в других −1.

Решение. В H₂O, HCl и NH₃ водород связан с более электроотрицательными элементами (O, Cl, N), поэтому отдаёт свой единственный электрон партнёру и имеет степень окисления +1. В NaH и CaH₂ водород связан с активными металлами, электроотрицательность которых ниже, чем у водорода, поэтому в этих гидридах именно водород оттягивает на себя электронную пару и имеет степень окисления −1.

Ответ: H₂O, HCl, NH₃ — водород +1; NaH, CaH₂ — водород −1.

Типичные ошибки

Частая ошибка — считать, что степень окисления водорода всегда равна +1; на самом деле в гидридах активных металлов она равна −1, что нужно определять по сравнению электроотрицательностей элементов, а не по шаблону. Также иногда путают, что водород в периодической системе может быть записан как в IA, так и в VIIA группе — это не ошибка, а особенность двойственного положения элемента, отражающая его электронное строение. Ещё одна ошибка — забывать, что реакция водорода с кислородом (и многие другие реакции водорода) начинается только при поджигании или нагревании, хотя термодинамически выгодна и при комнатной температуре — водород кинетически инертен из-за прочной связи H–H.

Краткий словарь терминов

Двойственное положение водорода — расположение водорода одновременно в IA и VIIA группах периодической системы из-за особенностей строения его атома.

Протий, дейтерий, тритий — три изотопа водорода, различающиеся числом нейтронов в ядре (0, 1 и 2 соответственно).

Гидриды — соединения водорода с активными металлами, в которых водород проявляет степень окисления −1.

Гремучий газ — взрывоопасная смесь водорода с кислородом (или воздухом) в определённом соотношении.

Конверсия метана — промышленный способ получения водорода взаимодействием метана с водяным паром при нагревании с катализатором.

Заключение

Водород — простейший по строению атома элемент, занимающий особое двойственное положение в периодической системе и проявляющий выраженную окислительно-восстановительную двойственность: он выступает восстановителем в реакциях с неметаллами и окислителем в реакциях с активными металлами. Его получают как в лаборатории (действием кислот и щелочей на металлы), так и в промышленности (конверсией метана, электролизом), а перспективы водородной энергетики делают эту тему особенно актуальной. В следующей теме мы переходим к изучению галогенов — соседей водорода по VIIA группе.