Хімія підготовка до ЗНО та ДПА
Комплексне видання

ЧАСТИНА І

ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

ХІМІЯ ЕЛЕМЕНТІВ

ГІДРОГЕН. ВОДЕНЬ. ВОДА

Гідроген

Характеристика хімічного елемента

Гідроген — 1-й елемент Періодичної системи (заряд ядра 1), хімічний знак — Н, відносна атомна маса 1,008 (округлено 1). Валентність Гідрогену у сполуках дорівнює одиниці, найпоширеніший ступінь окиснення +1. Молекула водню Н₂, молекулярна маса 2,016 (округлено 2). Молярна маса 2 г/моль.

Поширеність Гідрогену

Якщо Оксиген є найпоширенішим елементом у земній корі, то Гідроген — найпоширеніший елемент у Всесвіті. Гідроген становить близько 70% маси Сонця і зірок. Оскільки Гідроген — найлегший з усіх елементів, то така значна маса вимагає величезної кількості атомів цього елемента. З кожних 100 атомів, що трапляються у Всесвіті, 90 — атоми Гідрогену.

Імовірно, колись Гідроген входив і в атмосферу Землі. Але через свою легкість він здатний покидати атмосферу, тому частка Гідрогену в повітрі надзвичайно мала. У зв’язаному вигляді Гідроген становить 0,76% маси Землі. Найважливішою сполукою Гідрогену, що трапляється у природі, є вода.

Фізичні властивості

Водень — газ, типовий неметал. Утворює міцні ковалентні двохатомні молекули Н₂.

Неважко підрахувати густину водню: 1 моль за звичайних умов займає22,4л, а молярна маса водню дорівнює2г. Отже, густина в перерахунку на 1л складе 22 г/22,4 л = 0,09 г/л. Густина повітря помітно вища — 1,305 г/л, тому наповнені воднем предмети зазнають виштовхуючої сили атмосфери.

Водень стає рідким за дуже низьких температур (-253 °С), а твердий водень добути ще важче (температура плавлення твердого водню -259 °С).

Ізотопи Гідрогену

Атом Гідрогену — найпростіший з усіх атомів. Його ядро складається з єдиного протона. Цей (найпоширеніший) ізотоп Гідрогену називають також протієм, щоб відрізнити від дейтерію — іншого ізотопу Гідрогену, у ядрі якого міститься 1 протон і 1 нейтрон. Дейтерій перебуває у природі в дуже невеликій кількості. Проте його навчилися виділяти для потреб ядерної енергетики. Дейтерій — один з небагатьох ізотопів у хімії, який має свій власний символ D. Найвідомішою хімічною сполукою, до якої входить дейтерій, є «важка вода» D₂О.

У ядерних реакціях утворюється ще один ізотоп Гідрогену — тритій, у ядрі якого 1 протон і 2 нейтрони. Тритій (хімічний символ Т). радіоактивний і в природі не трапляється.

Таким чином, найбільш відомі три ізотопи Гідрогену:₁¹Н (або просто Н),₁² H (або D),₁³ Н (або Т). Останнім часом також добуті важчі ізотопи Гідрогену з масою від 4 до 8.

Електронна будова і положення Гідрогену в Періодичній системі

Оскільки в ядрі будь-якого ізотопу Гідрогену завжди тільки один протон, то електронна оболонка включає тільки один електрон, що займає нижній електронний рівень 1s. Таким чином, будь-який ізотоп Гідрогену має тільки одну — і до того ж валентну — оболонку 1s¹.

Електронний рівень 1s вміщає не більше 2-х електронів, і атому Гідрогену досить приєднати або втратити один електрон, щоб досягти стійкої електронної конфігурації:

Н - 1ē → Н⁺ — позитивний іон Гідрогену (в електронній оболонці відсутні електрони)

Н + 1ē → H^- — негативний іон Гідрогену (1s²)

Перше рівняння свідчить про споріднений зв’язок Гідрогену з елементами І групи — лужними металами, які охоче віддають єдиний зовнішній електрон і утворюють позитивні іони Li⁺ , Na⁺ , К⁺ тощо. Друге рівняння свідчить про близькість Гідрогену до елементів VII групи, яким не вистачає одного електрона для завершення зовнішньої оболонки і які легко приймають чужий електрон з утворенням іонів F^- , Сl^- , Вr^- тощо.

Типовими неметалічними властивостями цей елемент більше подібний до елементів VII групи (Флуор, Хлор, Бром тощо). Але Гідроген не є р-елементом і більш охоче віддає електрон, ніж приймає. Тому його перебування в групі s -елементів — активних відновників — також має сенс. У зв’язку з цим Гідроген часто поміщають у І групу Періодичної таблиці, а в VII групі повторюють його символ у дужках. Але є й такі видання Періодичної таблиці, де його основним місцем є саме VII група. І те й інше — правильно.

Методи добування

У земних умовах Гідроген трапляється переважно у зв’язаному стані, у вигляді сполук із ступенем окиснення +1.

Коли Гідроген уже перебуває у ступені окиснення +1, він може відбирати електрон у багатьох елементів — особливо металів, які схильні віддавати електрони. Тому способи добування водню часто ґрунтуються на реакції якого-небудь металу з однією із сполук Гідрогену, наприклад:

Реакцію між цинком і водним розчином хлоридної кислоти найчастіше використовують для добування водню в лабораторії.

Замість цинку в реакції з НСl можна використовувати інші метали (хоча й не будь-які) — наприклад залізо, олово, магній.

А реакція між залізом і водяною парою при нагріванні має історичне значення — колись її використовували для наповнення воднем повітряних куль.

Рушійною силою подібних реакцій добування водню є не тільки прагнення металів віддати електрон атому Гідрогену у ступені окиснення +1, але й отримати велику кількість енергії у разі скріплення нейтральних атомів Гідрогену, що утворюються при цьому, в молекулу Н₂. Тому в реакції такого типу вступають навіть неметали:

Ця реакція лежить в основі промислового способу добування водню. Водяну пару пропускають над розжареним до білого коксом (вугіллям, яке нагрівається без доступу повітря). У результаті утворюється суміш карбон оксиду з воднем, яку називають «водяним газом».

Водень може утворитись і внаслідок сильного нагрівання метану:

Тому в промисловості велику кількість водню добувають саме з метану, додаючи до нього за високої температури перегріту водяну пару:

1) СН₄ + Н₂O = СО + 3Н₂;

2) СО + Н₂O = СO₂ + Н₂.

У сумі цей процес можна записати рівнянням:

СН₄ + 2Н₂O = 4 Н₂ + СO₂.

Суміш газів охолоджують і промивають водою під тиском. При цьому СO₂ розчиняється, а малорозчинний у воді водень йде на промислові потреби.

Найчистіший водень у промисловості добувають електролізом води:

Цей спосіб вимагає великих витрат енергії, тому поширений менше, ніж високотемпературна реакція коксу або метану з водою. Існують і інші способи добування водню.

Хімічні властивості Гідрогену

Гідроген — один з рекордсменів за числом різноманіття сполук. Найбільша їхня кількість припадає на сполуки з Карбоном, які вивчає органічна хімія.

Але й неорганічні сполуки Гідрогену дуже різноманітні.

В таблиці наведено приклади сполук Гідрогену з типовими s - і р-елементами, Вказаний ступінь окиснення Гідрогену у всіх сполуках.

Другий період

Сполуки металів з Гідрогеном (вони називаються гідридами металів) є твердими речовинами. Гідриди металів можна добувати безпосередньо з металу та водню:

Са + Н₂ → СаН₂ (кальцій гідрид, t_пл = 1000 °С)

Гідриди бурхливо реагують з водою з утворенням газуватого водню:

СаН₂ + 2Н₂O → Са(ОН)₂ + 2Н₂.

Це ще один зручний спосіб добування газуватого водню. Джерелом атомів Гідрогену є як гідрид металу, так і вода. Тому для добування1 м³ водню необхідно всього0,94 кг кальцій гідриду, тоді як для добування тієї ж кількості газу дією металів на кислоти потрібно2,5 кг заліза або2,9 кг цинку.

Сполуки Гідрогену з неметалами переважно є газами. Виняток становить вода та фтороводень. Така різка відмінність води від інших летких сполук Гідрогену пояснюється існуванням між молекулами води особливого виду хімічного зв’язку — водневого.

З усіх сполук Гідрогену однією з найважливіших є амоніак, який добувають реакцією водню з азотом за високої температури, тиску й у присутності каталізатора:

Це один з небагатьох хімічних процесів, що дозволяють зв’язувати досить інертний атмосферний азот. Надалі з активнішого в хімічному відношенні амоніаку добувають безліч нітратних сполук — нітратну кислоту, барвники, вибухові речовини, нітратні добрива.

Відновні властивості Гідрогену використовують для добування чистих металів з їхніх оксидів. Наприклад, під час нагрівання купрум(ІІ) оксиду СuО у струмені водню утворюється вода і порошок міді:

СuО + Н₂ → Сu + Н₂O.

Для деяких дуже тугоплавких металів відновлення їхніх оксидів воднем виявляється зручним і економічним способом добування. Наприклад, метал вольфрам, з якого роблять нитки лампочок розжарювання, добувають за допомогою реакції:

WO₃ + 3Н₂ → W + 3Н₂O.

Метал виходить у вигляді порошку, який потім можна пресувати в готові вироби. Після спікання такі вироби не вимагають подальшої обробки. Цей спосіб добування металів і деталей з них називається порошковою металургією.

Застосування водню

Водень є надзвичайно теплотворним хімічним паливом. Крім того, внаслідок спалювання водню утворюється тільки вода, тоді як інші палива забруднюють атмосферу оксидами Карбону, Нітрогену та незгорілими залишками палива.

Водень використовується як пальне у сучасній ракетній техніці. Ракетоносії здатні виводити на орбіту понад 100 тонн різних вантажів завдяки воднево-кисневим двигунам. У їхніх баках міститься рідкий кисень і рідкий водень.

Суміші водню з киснем називаються гримучим газом і вибухають від найменшої іскри. Тому робота з воднем як паливом вимагає таких заходів обережності, які б виключали можливість вибуху. Сучасна техніка дозволяє досягти високого рівня безпеки, але історія знає трагедії, пов’язані з вибухами водню.

У першій половині століття в різних країнах було побудовано велику кількість літальних апаратів, легших за повітря — дирижаблів.

Дирижаблі — це керовані аеростати зі сигароподібною оболонкою, наповненою воднем. Великий об’єм водню в оболонці забезпечував високу вантажопідйомність цих повітряних кораблів. Найбільші пасажирські дирижаблі 30-х років XX століття могли перевозити до 100 осіб на дуже великі відстані. На цих літальних апаратах були комфортабельні каюти, ресторани, душові, палуби для прогулянок тощо. Такі дирижаблі здійснювали регулярні рейси з Європи до Америки.

Проте велика кількість енергії, що виділяється в реакції водню з киснем, криє в собі величезну небезпеку. 6 травня 1937 року найбільший у світі пасажирський дирижабль «Гінденбург», що прилетів з Німеччини до Нью-Джерсі (США), вибухнув і впав на землю від іскри, що проскочила між причальною щоглою і корпусом дирижабля. Багато в чому саме через цю катастрофу будівництво пасажирських дирижаблів незабаром припинилося.

У наш час водень не застосовують для наповнення аеростатів та інших літальних апаратів, легших за повітря. Для цих цілей використовують більш дорогий, та проте безпечний газ гелій.