Химические свойства водорода

Химические свойства водорода

Химические свойства молекулярного водорода

Исключительная прочность молекул водорода (например, прочнее молекул фтора в 2,7 раза) обуславливает высокие энергии активации химических реакции с участием молекулярного водорода. При обычных условиях в газообразном водороде активных молекул немного и молекулярный водород малоактивен. Он способен непосредственно соединяться лишь с наиболее активными из неметаллов – с фтором и на свету с хлором. С фтором водород взрывается уже при температуре жидкого воздуха. Для инициирования реакций молекулярного водорода с другими веществами требуется нагрев или другие способы активации. При нагревании же молекулярный водород вступает в химическое взаимодействие со многими металлами, неметаллами и сложными веществами.

Реагент Условия реакции Продукт
S 600 °C H2S
F2, Cl2 свет HHal
Br2, J2 нагрев HHal
N2 Катализатор, 450-550 °C NH3
O2 700 °C H2O
C акт. уголь, 500-1000 °C CH4
Металлы нагрев Солеподобные (s-элементы, элементы IA группы, Ca, Sr, Ba);
Металлоподобные (d- и f-элементы);
Полимерные (Be, Mg, p-элементы IIIA группы) вещества.


Смеси водорода с хлором взрываются не только при нагревании, но и при освещении.

Водород горит несветящимся пламенем, образуя воду. При поджигании смеси двух объемов водорода с одним объемом кислорода соединение газов происходит почти мгновенно во всем объеме смеси и сопровождается сильным взрывом. Поэтому такую смесь называют гремучим газом. Смеси водорода с воздухом или кислородом взрываются при поджигании в интервале составов от 5 до 95% по объему. При горении водорода выделяется большое количество теплоты. Температура водородного пламени может достигать 2800 °C. Водородно-кислородным пламенем пользуются для сварки и резки металлов, для плавления тугоплавких металлов.

При низких температурах водород с кислородом практически не взаимодействуют. Если смешать оба газа и оставить смесь, то и через несколько лет в ней нельзя обнаружить даже признаков воды. Если же смесь водорода с кислородом поместить в запаянный сосуд и держать в нем при 300 °C, то уже через несколько дней образуется немного воды. При 500 °C, водород полностью соединиться с кислородом за несколько часов, а при 700 °C происходит взрыв смеси.

Благодаря высокой энергии (прочности) связей H-O и H-Cl при высокой температуре водород может отнимать кислород и хлор от многих соединений, в т.ч. от большинства оксидов и галогенидов металлов:

CuO(раскаленный) + H2 = Cu + H2O

VCl2 + H2 = V + 2HCl

На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения ряда простых веществ из оксидов и галогенидов.

Водород при нагревании восстанавливает металлы из их оксидов, галогенидов, нитратов, неметаллы – из их высших степеней окисления в низшие. По восстановительной активности водород уступает таким широко распространенным в технике восстановителям, как уголь, алюминий, кальций и др., щелочные металлы, гидриды, щелочно-земельные металлы.

На скорость реакций с участием молекулярного водорода сильно влияет присутствие катализаторов. Чаще всего это металлы, хорошо растворяющие водород: платина, палладий или никель. Например, струя водорода, направленная на воздухе на порошок платины, загорается без поджигания. В начале XIX века это предлагалось как способ добывания огня вместо тогда еще не изобретенных спичек («огниво Деберейнера»). Значение электроотрицательности водорода промежуточное между относительной электроотрицательностью металлов и неметаллов и равно 2,1. Поэтому для химии водорода характерны реакции с понижением степени окисления, в которых он функционирует как окислитель, и процессы с повышением окислительного числа, где он играет роль восстановителя. И окислительные и восстановительные функции может выполнять и атомарный и молекулярный водород. Однако способность быть окислителем у водорода выражена менее ярко, чем его восстановительные свойства. Это обусловлено сравнительно небольшим значением сродства к электрону для атома водорода. В качестве окислителя водород выступает в реакциях с очень небольшим числом самых сильных восстановителей: щелочные металлы, кальций, стронций, барий и еще несколько веществ. Поэтому с практической точки зрения водород при обычных условиях является восстановителем. См. также ион H+ или ониевые ионы.

Химические свойства атомарного водорода

Уже при комнатной температуре атомарный водород восстанавливает многие оксиды металлов, непосредственно соединяется с серой, азотом, фосфором, мышьяком, кислородом и др.

As(кристалл.) + 3H(г) = AsH3(г)     ΔG° = -541 кДж/моль

С кислородом образуется пероксид водорода:

2H + O2 = H2O2(ж)

Реакционная способность водорода сильно возрастает и в момент его выделения из соединений:

C6H5NO2 + 6H = C6H5NH2 + 2H2O

KClO3 + 6H = KCl + 6H2O