ВОДОРОД - УНИКАЛЬНЫЙ ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Общая характеристика

Начнем изучение элементов с водорода, имеющего по сравнению с другими элементами самое простое строение атома. Его электронная конфигурация в основном состоянии Is1. Из столь простой электронной структуры атома водорода, однако, вовсе не следует, что у водорода простые физические и химические свойства. Свойства водорода совершенно отличаются от свойств всех других элементов.

Строение атома и положение в Периодической системе. Атом водорода имеет самое простое строение: ядро состоит из одного протона и один электрон находится на ls-орбитали (см. § 2.2). Такое строение обусловливает уникальные свойства водорода. Во- первых, электронная оболочка атома водорода имеет лишь одну электронную орбиталь (Is), на ней же находится его единственный валентный электрон. Поэтому этот электрон не экранирован от положительно заряженного ядра внутренними электронами. Во- вторых, внешней оболочке водорода достаточно приобрести или потерять лишь один электрон, чтобы достичь устойчивой электронной конфигурации. Наконец, поскольку атом водорода состоит всего из одного электрона и одного протона, он имеет очень малые размеры. В самом деле, среди всех элементов ковалентный радиус водородаЭ минимальный (0,03 нм). Эти особенности объясняют многие отличительные свойства водорода и его особое положение в Периодической системе.

Какое место должен занимать водород в Периодической системе? Вопрос кажется странным, конечно же, водород должен занимать первое место. Но в какую группу его поместить? Здесь единого мнения нет. В одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных [1]

металлов, в других — в подгруппу галогенов. Некоторые составители Периодической таблицы ставят его и в I, и в VII группу. Чтобы понять, почему это возможно, сравним его свойства со свойствами щелочных металлов и галогенов.

Атом водорода имеет электронную конфигурацию Is1, т. е. у него один валентный электрон, как у щелочных металлов, и так же, как эти элементы, он способен превращаться в положительно заряженный ион, отдавая электрон:

Однако сходство реакций водорода, протекающих по схеме (10.1), с аналогичными превращениями щелочных металлов весьма формальное. Сопоставление его энергии ионизации с энергией ионизации лития и натрия (табл. 10.1) показывает, что водород очень сильно отличается от остальных элементов I группы Периодической системы — щелочных металлов.

Таблица 10.1

Энергии ионизации водорода, лития и натрия

Элемент

Энергия ионизации, кДж/моль

Водород

1310

Литий

520

Натрий

500

Если удаление одного электрона от атома щелочного металла происходит достаточно легко и приводит к образованию устойчивой конфигурации инертного газа, потеря электрона атомом водорода требует больших затрат энергии (см. табл. 10.1); при этом он полностью лишается электронов, образуя протон Н", размеры которого[2] меньше размеров катионов любых других элементов. Из-за своего малого размера протон оказывает очень сильное поляризующее действие, и во всех соединениях водорода, даже с самыми активными неметаллами, образуется полярная ковалентная связь (например, Н20, HF, HN03).

Таблица 10.2

Сродство к электрону водорода, фтора и хлора

Элемент

Сродство к электрону, кДж/моль

Водород

-72

Фтор

-332,6

Хлор

-364

Атомы водорода способны не только отдавать, но и присоединять электрон (хотя и с трудом), приобретая при этом электронную конфигурацию инертного газа гелия и образуя гидрид-ион Н“.

В виде ионов Н“ водород входит в состав, например, гидридов (соединений водорода с металлами). Способность водорода вступать в реакцию по схеме (10.2) аналогична способности галогенов присоединять электроны, приобретая при этом конфигурацию инертных газов (см. § 11.1). По этому свойству его, казалось бы, можно поместить первым в VII группу Периодической системы перед галогенами, тем более по многим своим физическим свойствам водород близок к галогенам. Так, подобно фтору и хлору, водород при обычных условиях — двухатомный газ, а не металл. Как и у галогенов (см. табл. 11.1), у водорода низкая температура кипения (-252,8 °С) и плавления (-259,2 °С).

Однако водород не p-элемент, и сопоставление его сродства к электрону со сродством к электрону фтора и хлора (табл. 10.2) показывает, что ему не место в VII группе Периодической системы. Отметим также, что, хотя водород, подобно галогенам, образует двухатомные молекулы, в молекуле водорода связь между атомами намного прочнее, чем в молекулах фтора или хлора. В этом можно убедиться путем сопоставления энергии связи в молекуле водорода Н2 (436 кДж/моль) и молекулах свободных галогенов На12 (см. табл. 11.1).

Таким образом, несмотря на некоторые похожие свойства водорода и галогенов и водорода и щелочных металлов, отнесение водорода только к группе щелочных металлов или только к группе галогенов не позволяет правильно описывать все его свойства, используя аналогию со свойствами других элементов соответствующей группы.

Все отмеченные факты убеждают, что правильнее всего рассматривать водород как особый (уникальный) химический элемент, не имеющий полных аналогов.

Изотопы. Существуют три изотопа водорода: протий }Н, дейтерий

2 3

jH (D) и тритий ХН (Т) (см. § 2.4). В природном водороде содержится 99,985% протия и 0,015% дейтерия. Тритий — неустойчивый радиоактивный изотоп, встречается лишь в следовых количествах. Он испускает (1-частицы и имеет период полураспада 12,26 года (см. табл. 2.2).

Все изотопы водорода проявляют практически одинаковые химические свойства, однако их физические свойства различны (см. таблицу 10.3).

Таблица 10.3

Физические свойства водорода Н2 и дейтерия 02

Физические свойства

н2

Относительная молекулярная масса

2,016

4,028

Температура плавления, °С

-259,2

-254,5

Температура кипения, °С

-252,6

-249,4

Для любого водородного соединения существует дейтериевый аналог. Самое важное соединение дейтерия — оксид дейтерия D20, так называемая тяжелая вода. Тяжелая вода D20 используется в ядерных реакторах в качестве замедлителя нейтронов.

Оксид дейтерия получают электролизом воды. По мере того как на катоде происходит выделение Н2, вода обогащается оксидом дейтерия. Этим методом из 100 л воды удается получить 7,5 мл 60% -го раствора D20 в Н20.

Распространенность в природе. Водород входит в состав соединений, с которых начинается изучение химии в школе, — вода Н20, метан СН4, серная кислота H2S04, аммиак NH3, этанол С2Н5ОН, уксусная кислота СН3СООН. Во Вселенной водород — самый распространенный элемент: он составляет до 90% массы Солнца и многих звезд; гигантские планеты Солнечной системы Юпитер и Сатурн состоят в основном из водорода. На Земле водород — девятый элемент по распространенности. На него приходится 0,8% массы Земли. Число соединений, в составе которых есть водород, столь же велико, как для углерода. Самое важное природное соединение водородавода. Водород входит в состав нефти, природного газа, а также во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается очень редко (присутствует в вулканических газах). Однако водород постоянно улетучивается из земной атмосферы в космическое пространство.

  • [1] Ковалентный радиус равен половине межъядерного расстояния (длины связи)между двумя одинаковыми атомами, связанными друг с другом ковалентной связью (см. рис. 3.2).
  • [2] Эффективный радиус протона очень мал (-10 6 нм).
 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ ОРИГИНАЛ   След >