Соединения с неметаллами или ковалентные гидриды

Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью с неметаллами. Поскольку водород сам является неметаллом, эти соединения сравнительно малополярны. Даже соединения с галогенами, например HCl, представляют собой почти идеально ковалентную молекулу. Если допустить образование положительного иона H⁺ при взаимодействии с сильно электроотрицательными элементами (что маловероятно из-за большого потенциала ионизации), образующиеся соединения должны быть малополярными в результате исключительно высокого поляризующего действия H⁺. Поэтому ни в каких химически реальных условиях , т.е. ни в кристаллических веществах, ни в газах при обычных условиях (давление, температура), ни в растворах, ион H⁺ в свободном виде существовать не может.

Таким образом, соединения водорода со степенью окисления +1 – малополярные ковалентные вещества. Они летучи, т.к. между молекулами действуют слабые ван-дер-ваальсовы силы или водородная связь. Прочность межатомных связей и термическая устойчивость летучих водородных соединений зависят в первую очередь от относительной электроотрицательности и размера атома второго элемента, с которым связан водород. Свойства водородных соединений бора и p-элементов IVA – VIIA групп закономерно изменяется в периодах и группах, например:

	B₂H₆
t°_кип., °C	-92,5
Δ_f H°_{298 обр.}, кДж/моль	38
Отношение к воде	Реагирует с выделением водорода.

	CH₄	SiH₄	GeH₄	SnH₄	PbH₄
t°_кип., °C	-161	-111,9	-88,5	-5,2	–
Δ_f H°_{298 обр.}, кДж/моль	-77,8	35	–	–	–
Отношение к воде	Не реагирует, не электролит.	Реагирует с выделением водорода.	Не реагирует, не электролит.	Не реагирует, не электролит.	Не реагирует, не электролит.

	NH₃	PH₃	AsH₃	SbH₃	BiH₃
t°_кип., °C	-33,4	-87,42	-62,5	-18	22
Δ_f H°_{298 обр.}, кДж/моль	-46,2	5	66,4	145,1	–
Отношение к воде	Реагирует с образованием NH₃·nH₂O	Не реагирует, не электролит.	Не реагирует, не электролит.	Не реагирует, не электролит.	Не реагирует, не электролит.

	H₂O	H₂S	H₂Se	H₂Te	H₂Po
t°_кип., °C	100,00	-60,35	-41,4	-2 (разлагается при t°>0)	35,5
Δ_f H°_{298 обр.}, кДж/моль	-285,83	-20,4	29,7	99,7	–
Отношение к воде	Слабый амфотерный электролит.	Слабая кислота.	Слабая кислота.	Кислота средней силы.	–

	HF	HCl	HBr	HI	HAt
t°_кип., °C	19,52	-85,08	-66,8	-35,4	–
Δ_f H°_{298 обр.}, кДж/моль	-271	-92,2	-36,3	26,6	–
Отношение к воде	Кислота средней силы.	Сильная кислота.	Сильная кислота.	Сильная кислота.	–

Как видно из приведенных данных внутри группы с повышением атомного номера элемента (сверху вниз) температуры кипения водородных соединений, как правило, увеличиваются, прочность связей водород-элемент, а следовательно и термическая устойчивость уменьшаются, кислотные свойства водородных соединений элементов VIA и VIIA групп усиливаются.

В этом же направлении увеличивается атомный радиус второго элемента и уменьшается его относительная электроотрицательность. Оба фактора действуют в направлении уменьшения прочности связи водород-элемент. За небольшими исключениями внутри периода с возрастанием порядкового номера элемента прочность связи водород-элемент увеличивается из-за роста относительной электроотрицательности и уменьшения размера элемента. Если же взять два элемента с одинаковой относительной электроотрицательностью, то более тяжелый образует менее устойчивое водородное соединение. Так, например, устойчивость метана выше, чем сероводорода, хотя углерод и сера характеризуются одинаковой относительной элетроотрицательностью. В периодах с уменьшением числа атомов водорода в молекуле температура кипения и термическая устойчивость, как правило, возрастают, кислотные свойства усиливаются.

Аномально высокие значения температуры кипения, как и энтальпии испарения аммиака, воды и фтороводорода связаны с ассоциацией молекул за счет водородных связей. Интересно, что косвенные экспериментальные доказательства реальности водородных связей впервые были получены сравнительным анализом некоторых физических свойств летучих водородных соединений. Хорошо известен факт аномально высоких температур кипения H₂O, HF, NH₃ и отчасти HCl и H₂S, который обусловлен ассоциацией их молекул за счет водородных связей с образованием ди-, три- и полимеров в жидкой фазе. Вода, например, имела бы температуру кипения -80, а не +100 °C, если бы в жидкой фазе не было водородных связей между молекулами. Аномалия наблюдается при сравнении энтальпий испарения и температуры плавления (водородная связь в твердом состоянии) обсуждаемых водородных соединений.

Вследствие способности образовывать водородные связи и вступать в донорно-акцепторное взаимодействие жидкости H₂O, HF и NH₃ являются хорошими ионизирующими растворителями.