Строение и свойства атомов водорода кратко

Обновлено: 30.06.2024

Водород – атом, стоящий в самом начале периодической таблицы Д.И. Менделеева. Его электронная конфигурация 1S 1 .

Атом водорода имеет простое строение: состоит из ядра (протон), и 1-го электрона, который находится на 1S - орбитали. Такое строение обуславливает специфические свойства водорода: у него всего лишь 1 валентный электрон, поэтому для устойчивой оболочки ему не хватает 1-го электрона. Это обуславливает его особое положение в периодической системе Д.И. Менделеева: он как щелочные металлы имеет 1 электрон на внешнем уровне, и как галогены – бинарный газ, имеющий 1 неспаренный электрон:

Сходство с щелочными металлами весьма условное. Если сравнить энергию ионизации (энергию полного отрыва электрона) водорода с энергией ионизации лития или натрия, то видно, что водород не принадлежит группе щелочных металлов.

Элемент

Энергия ионизации, кДж/моль

Данные таблицы показывают, что для удаления 1-го электрона от щелочных металлов необходимо небольшое количество энергии, вследствие чего образуется устойчивая конфигурация инертного газа, чего нельзя сказать о водороде. Именно водород из-за своего маленького радиуса оказывается поляризующее действие, поэтому все соединения водорода, даже с более активными металлами, являются ковалентно-полярными связями.

Если рассмотреть сродство к электрону (энергия отрыва электрона), что свойственно для всех галогенов, то можно заметить, что и на галогены водород не похож:

Элемент

Сродство к электрону, кДж/моль

Атом водорода может, хотя с большим трудом, присоединять электрон, приобретая устойчивую оболочку гелия и образуя ион:

Но как и галогены водород имеет низкую температуру кипения и плавления и по физическим свойствам представляет собой двухатомный газ. В таком виде водород находится в гидридах (соединение с металлами).

Изотопы водорода.

У водорода 3 изотопные формы: протий ( 1 ₁Н), дейтерий ( 2 ₁Н), тритий ( 3 ₁Н). В природе существует 99,985% изотопа 1 ₁Н, остальное – дейтерий. Тритий встречается в виде радиоактивных следов. Они различаются по физическим свойствам:

Для каждого соединения водорода существует его дейтериевый аналог. Основной – D₂O – тяжелая вода, использующаяся в качестве замедлителя реакций.

Оксид дейтерия получают электролизом воды. На катоде выделяется водород, а та вода, которая остается, обогащается оксидом дейтерия.

Распространение водорода в природе.

Водород имеет молекулярное строение. Его молекула H 2 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной неполярной связью.

При комнатной температуре водород представляет собой бесцветный газ без запаха и вкуса. Это самое лёгкое вещество на Земле. Его плотность равна примерно \(0,9\) г/дм³. Водород в \(14,5\) раз легче воздуха.

В воде водород растворяется плохо (примерно \(2\) объёма на \(100\) объёмов воды), но может поглощаться некоторыми металлами. Например, \(1\) объём палладия может растворить до \(900\) объёмов водорода.

Молекулы водорода благодаря своей малой массе и размерам могут проникать сквозь стенки сосуда, в котором он содержится. Заполненный водородом шарик через некоторое время сдувается. При температуре \(300\)–\(600\) °С водород способен диффундировать сквозь стенки стеклянного или металлического сосуда.

При комнатной температуре химическая активность водорода низкая. Она значительно повышается при нагревании.

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

вода H₂O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)

кислые соли (NaHCO₃ и др.)

основания NaOH, Cu(OH)₂

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H₂ → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H₂ → Zn + H₂O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H₂ → Cu + H₂O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеН_х. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Способы получения

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

2Na + H₂ → 2NaH

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H₂

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O₂ = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl₂ = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Физические свойства

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

Химические свойства

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

с магнием реагирует при кипячении:

алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:

металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:

металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н₂O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO₂):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Ключевые слова конспекта: характеристика элемента водород, физические свойства водорода, получение водорода.

Водород — первый, самый легкий элемент Периодической системы элементов. Массовая доля водорода в земной коре менее 1%.

Степень окисления водорода +1 — в составе воды, кислот, оснований, кислых солей. Степень окисления -1 встречается редко, в гидридах щелочных и щелочноземельных металлов: NaH, СаН₂.

Изотопы водорода различаются массовыми числами: протий 1 Н, дейтерий 2 Н (D), тритий 3 Н (Т).

Практически весь водород в природе находится в виде соединений. Это — вода Н₂О, природный газ метан СН₄, углеводороды вида С_аН_b, например газ пропан С₃Н₈ и компонент нефти октан C₈H₁₈, соляная кислота НСl в нашем желудке. Водород в виде воды и органических соединений — важнейший элемент растительных и животных организмов, например в составе сахара С₁₂Н₂₂О₁₁.

Физические свойства водорода Н₂. Газ без цвета, вкуса и запаха, значительно легче воздуха, плотность 0,09 г/л — это самый легкий газ, температура сжижения -253°С, в воде практически нерастворим (в 100 г воды при н.у. растворяется 2,15 мл Н₂).

Получение водорода. В лаборатории водород получают при взаимодействии соляной кислоты НСl или разбавленной серной кислоты H₂SO₄(p-p) с цинком Zn:

2НСl + Zn = ZnCl₂ + Н₂↑,
H₂SO₄(p-p) + Zn = ZnSO₄ + H₂↑.

Другой способ — разложение воды электрическим током:

В промышленности взаимодействие метана (и родственных ему углеводородов) с кислородом в присутствии паров воды называют конверсией. Так, из метана СН₄ взаимодействием с кислородом в присутствии избытка паров воды получают водород:

2СН₄ + O₂ + 2Н₂O = 6Н₂ + 2СO₂.

Для отделения углекислого газа образовавшуюся смесь газов под давлением пропускают через холодную воду. Углекислый газ в воде растворяется, а водород нет.

Иногда конверсию метана проводят при недостатке водяного пара:

CH₄ + Н₂O = CO +3H₂.

Образующуюся смесь оксида углерода(II) с водородом <синтез-газ) используют в органическом синтезе.

Разложение воды электрическим током из-за дорогой стоимости электричества в больших масштабах невыгодно.

Также водород получают при взаимодействии водяного пара с раскаленным углем:

С + Н₂O = СО + Н₂.

Образующуюся смесь называют водяным газом.

В промышленности используют водород, выделяющийся в реакциях разложения при нагревании каменного угля или нефти без доступа воздуха.

Водород является одним из наиболее распространенных химических элементов – его доля составляет около 1% от массы всех трех оболочек земной коры (атмосферы, гидросферы и литосферы), что при пересчете на атомные проценты дает цифру 17,0.

Основное количество этого элемента находится в связанном состоянии. Так, вода содержит около 11 вес. %, глина – около 1,5% и т.д. В виде соединений с углеродом водород входит в состав нефти, горючих природных газов и всех организмов.

Водород представляет собой газ без цвета и запаха (схема строения атома представлена на рис. 1). Его температуры плавления и кипения лежат весьма низко (-259 o С и -253 o С соответственно). При температуре (-240 o С) и под давлением водород способен сжижаться, а при быстром испарении полученной жидкости переходить в твердое состояние (прозрачные кристаллы). В воде он растворим незначительно – 2:100 по объему. Характерна для водорода растворимость в некоторых металлах, например, в железе.

Рис. 1. Строение атома водорода.

Атомная и молекулярная масса водорода

Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома углерода.

Массы молекул, также как массы атомов выражаются в атомных единицах массы.

Молекулярной массой вещества называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы атома углерода, масса которого равна 12 а.е.м.

Известно, что молекула водорода двухатомна – H₂. Относительная молекулярная масса молекулы водорода будет равна:

Изотопы водорода

Водород имеет три изотопа: протий 1 H, дейтерий 2 Н или D и тритий 3 Н или Т. Их массовые числа равны 1, 2 и 3. Протий и дейтерий стабильны, тритий – радиоактивен (период полураспада 12,5 лет). В природных соединениях дейтерий и протий в среднем содержатся в отношении 1:6800 (по числу атомов). Тритий находится в природе в ничтожно малых количествах.

Ядро атома водорода 1 H содержит один протон. Ядра дейтерия и трития включают кроме протона один и два нейтрона.

Ионы водорода

Полный отрыв электрона от атома водорода требует затраты очень большой энергии ионизации:

Н + 315 ккал = Н + + е.

Вследствие этого при взаимодействии водорода с металлоидаими возникают не ионные, а лишь полярные связи.

Тенденция того или иного нейтрального атома к присоединению избыточного электрона характеризуется значением его сродства к электрону. У водорода оно выражено довольно слабо (однако это не говорит о невозможности существования такого иона водорода):

Н + е = Н — + 19 ккал.

Молекула и атом водорода

Молекула водорода состоит из двух атомов – Н₂. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу водорода:

Читайте также: