Водень, його особливі властивості та реакції. Водень елемент

ВОДОРОД
Н (Лат. Hydrogenium),
найлегший газоподібний хімічний елемент - член підгрупи IA періодичної системи елементів, іноді його відносять до VIIA підгрупи. У земній атмосферіводень у незв'язаному стані існує лише частки хвилини, його кількість становить 1-2 частини на 1500000 частин повітря. Він виділяється зазвичай коїться з іншими газами при виверженнях вулканів, з нафтових свердловин й у місцях розкладання великих кількостей органічних речовин. Водень з'єднується з вуглецем та (або) киснем в органічній речовині типу вуглеводів, вуглеводнів, жирів та тварин білків. У гідросфері водень входить до складу води - найбільш поширеної сполуки Землі. У породах, ґрунтах, ґрунтах та інших частинах земної кори водень з'єднується з киснем, утворюючи воду та гідроксид-іон OH-. Водень становить 16% всіх атомів земної кори, але за масою лише близько 1%, оскільки він у 16 разів легший за кисень. Маса Сонця та зірок на 70% складається з водневої плазми: у космосі це найпоширеніший елемент. Концентрація водню в атмосфері Землі зростає з висотою завдяки його низькій щільності та здатності підніматися на великі висоти. Виявлені на Землі метеорити містять 6-10 атомів водню на 100 атомів кремнію.
Історична довідка.Ще німецький лікар та природознавець Парацельс у 16 ст. встановив горючість водню. У 1700 р. Н.Лемері виявив, що газ, що виділяється при дії сірчаної кислоти на залізо, вибухає на повітрі. Водень як елемент ідентифікував Г.Кавендіш у 1766 р. і назвав його "горючим повітрям", а в 1781 р. він довів, що вода - це продукт його взаємодії з киснем. Латинське hydrogenium, яке походить від грецького поєднання "що народжує воду", було присвоєно цьому елементу А. Лавуазьє.
Загальна характеристика водню.Водень - це перший елемент у періодичній системі елементів; його атом складається з одного протона і одного електрона, що обертається навколо нього.
(Див. також ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ).
Один із 5000 атомів водню відрізняється наявністю в ядрі одного нейтрону, що збільшує масу ядра з 1 до 2. Цей ізотоп водню називають дейтерієм 21H або 21D. Інший, більш рідкісний ізотоп водню містить два нейтрони в ядрі і називається тритієм 31H або 31T. Тритій радіоактивний і розпадається з виділенням гелію та електронів. Ядра різних ізотопів водню відрізняються спинами протонів. Водень може бути отриманий а) дією активного металу на воду, б) дією кислот на певні метали, в) дією основ на кремній та деякі амфотерні метали, г) дією перегрітої парина вугілля та метан, а також на залізо; д) електролітичним розкладанням води та термічним розкладанням вуглеводнів. Хімічна активність водню визначається його здатністю віддавати електрон іншому атому або узагальнювати його майже порівну з іншим елементами при утворенні хімічного зв'язку або приєднувати електрон іншого елемента хімічному з'єднанні, Називається гідридом. Водень, що виробляється промисловістю, у величезних кількостях витрачають на синтез аміаку, азотної кислоти, гідридів металів. Харчова промисловістьзастосовує водень для гідрування рідких рослинних олійу тверді жири (наприклад, маргарин). При гідруванні насичені органічні олії, що містять подвійні зв'язки між вуглецевими атомами, перетворюються на насичені, що мають одинарні вуглець-вуглецеві зв'язки. Високочистий (99,9998%) рідкий водень використовується в космічних ракетах як високоефективне паливо.
Фізичні властивості.Для зрідження та затвердіння водню потрібні дуже низькі температури та високий тиск (див. таблицю властивостей). У нормальних умовахводень - безбарвний газ, без запаху та смаку, дуже легкий: 1 л водню при 0° C та атмосферному тиску має масу 0,08987 г (пор. щільність повітря та гелію 1,2929 та 0,1785 г/л відповідно; тому повітряний куля, наповнена гелієм і має таку ж підйомну силу, як і повітряна куля з воднем, повинна мати на 8% більший об'єм). У таблиці наведено деякі фізичні та термодинамічні властивості водню. ВЛАСТИВОСТІ ЗВИЧАЙНОГО ВОДОРОДУ
(При 273,16 К, або 0 ° С)
Атомний номер 1 Атомна маса 11Н 1,00797 Щільність, г/л

при нормальному тиску 0,08987 при 2,5*10 5 атм 0,66 при 2,7*10 18 атм 1,12*10 7

Ковалентний радіус, 0,74 Температура плавлення, °С -259,14 Температура кипіння, °С -252,5 Критична температура, °С -239,92 (33,24 K) Критичний тиск, атм 12,8 (12,80 K) Теплоємність, Дж/(мольЧK) 28,8 (H2) Розчинність

у воді, об'єм/100 об'ємів H2O (за стандартних умов) 2,148 в бензолі, мл/г (35,2° С, 150,2 атм) 11,77 в аміаку, мл/г (25° С) при 50 атм 4 ,47 при 1000 атм 79,25

Ступені окиснення -1, +1
Будова атома.Звичайний водневий атом (протий) складається з двох фундаментальних частинок (протону та електрона) і має атомну масу 1. Через величезну швидкість руху електрона (2,25 км/с або 7*1015 об./с) та його дуалістичної корпускулярно- хвильової природи неможливо точно встановити координату (положення) електрона в будь-який момент часу, але є деякі області високої ймовірності знаходження електрона, і вони визначають розміри атома. Більшість хімічних та фізичних властивостейводню, що особливо відносяться до збудження (поглинання енергії), точно передбачаються математично (див. СПЕКТРОСКОПІЯ). Водень подібний до лужними металамиу тому, що всі ці елементи здатні віддавати електрон атому-акцептору для утворення хімічного зв'язку, який може змінюватися від частково іонного (перехід електрона) до ковалентного (загальна електронна пара). З сильним акцептором електронів водень утворює іон позитивний Н+, тобто. протон. На електронній орбіті атома водню можуть бути 2 електрони, тому водень здатний також приймати електрон, утворюючи негативний іон Н-, гідрид-іон, і це ріднить водень з галогенами, для яких характерно прийняття електрона з утворенням негативного галогенид-іона типу Cl-. Дуалізм водню знаходить свій відбиток у цьому, що у періодичної таблиці елементів його мають у IA підгрупі (лужні метали), котрий іноді - у VIIA підгрупі (галогени) (див. також ХІМІЯ).
Хімічні властивості. Хімічні властивості водню визначаються єдиним електроном. Кількість енергії, необхідне відриву цього електрона, більше, ніж може надати будь-який відомий хімічний окислювач. Тому хімічний зв'язок водню з іншими атомами ближчий до ковалентного, ніж до іонного. Чисто ковалентний зв'язок виникає під час утворення молекули водню: H + H H2
При утворенні одного моля (тобто 2 г) H2 виділяється 434 кДж. Навіть при 3000 K ступінь дисоціації водню дуже невелика і дорівнює 9,03%, при 5000 K досягає 94% і лише за 10000 K дисоціація стає повною. При утворенні двох молей (36 г) води з атомарного водню і кисню (4H + O2 -> 2H2O) виділяється більше 1250 кДж і температура досягає 3000-4000 ° C, тоді як при згорянні молекулярного водню (2H2 + O2 -> 2H2O) виділяється всього 285,8 кДж і температура полум'я досягає лише 2500 ° C. При кімнатній температурі водень менш реакційний. Для ініціювання більшості реакцій необхідно розірвати чи послабити міцну зв'язок H-H, Витративши багато енергії. Швидкість реакцій водню зростає з використанням каталізатора (метали платинової групи, оксиди перехідних або важких металів) та методів збудження молекули (світло, електричний розряд, електрична дуга, високі температури). У таких умовах водень реагує практично з будь-яким елементом, окрім шляхетних газів. Активні лужні та лужноземельні елементи (наприклад, літій та кальцій) реагують з воднем, будучи донорами електронів і утворюючи сполуки, які називаються сольовими гідридами (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
Взагалі гідридами називаються сполуки, що містять водень. Широке розмаїття властивостей таких сполук (залежно від атома, що з воднем) пояснюється можливостями водню виявляти заряд від -1 до практично +1. Це виразно проявляється у подібності LiH і CaH2 і солей типу NaCl і CaCl2. Вважається, що у гідридах водень заряджений негативно (Н-); такий іон є відновником у кислому водному середовищі: 2H-H2 + 2e- + 2,25B. Іон H- здатний відновлювати протон води H+ до газоподібного водню: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Сполуки водню з бором - бороводні (борогідриди) - являють собою незвичайний клас речовин, званих боранами. Найпростішим представником їх є BH3, що існує лише у стійкій формі діборану B2H6. З'єднання з великою кількістю атомів бору отримують різними способами. Відомі, наприклад, тетраборан B4H10, пентаборан стабільний B5H9 і нестабільний пентаборан B5H11, гексаборан B6H10, декаборан B10H14. Диборан може бути отриманий з H2 і BCl3 через проміжне з'єднання B2H5Cl, яке при 0° C диспропорціонує до B2H6, а також взаємодією LiH або літійалюмінійгідриду LiAlH4 c BCl3. У літійалюмінійгідриді (комплексному з'єднанні - сольовому гідриді) чотири атоми водню утворюють ковалентні зв'язки з Al, але є іонний зв'язок Li+ з []-. Іншим прикладом водневмісного іона є борогідрид-іон BH4-. Нижче наведено приблизну класифікацію гідридів за їх властивостями відповідно до положення елементів у періодичній системі елементів. Гідриди перехідних металів називаються металевими чи проміжними і часто не утворюють стехіометричних сполук, тобто. відношення атомів водню до металу не виражається цілим числом, наприклад, гідрид ванадію VH0,6 і гідридторію ThH3,1. Метали платинової групи (Ru, Rh, Pd, Os, Ir та Pt) активно поглинають водень і служать ефективними каталізаторами реакцій гідрування (наприклад, гідрогенізації рідких олій з утворенням жирів, конверсії азоту в аміак, синтезу метанолу CH3OH з CO). Гідриди Be, Mg, Al та підгруп Cu, Zn, Ga – полярні, термічно нестабільні.

Неметали утворюють леткі гідриди загальної формули MHx (х - ціле число) із відносно низькою температурою кипіння та високим тиском парів. Ці гідриди суттєво відрізняються від сольових гідридів, у яких водень має негативніший заряд. У летких гідридів (наприклад, вуглеводнів) переважає ковалентний зв'язок між неметалами та воднем. У міру посилення неметалічного характеру утворюються сполуки з частково іонним зв'язком, наприклад, H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+. Окремі приклади утворення різних гідридів наведені нижче (у дужках вказано теплоту утворення гідриду):

Ізомерія та ізотопи водню. Атоми ізотопів водню несхожі. Звичайний водень, протий, завжди є протон, навколо якого обертається один електрон, що знаходиться від протона на великій відстані (щодо розмірів протона). Обидві частинки мають спином, тому атоми водню можуть відрізнятися або спином електрона, або спином протона, або тим, і іншим. Водневі атоми, що відрізняються спином протона чи електрона, називаються ізомерами. Комбінація двох атомів із паралельними спинами призводить до утворення молекули "ортоводороду", а з протилежними спинами протонів - до молекули "параводню". Хімічно обидві молекули ідентичні. Ортоводень має дуже слабкий магнітний момент. При кімнатній або підвищеній температурі обидва ізомери, ортоводород і параводень, зазвичай знаходяться в рівновазі у співвідношенні 3:1. При охолодженні до 20 K (-253° C) вміст параводню зростає до 99%, оскільки він більш стабільний. При зрідженні методами промислового очищення ортоформа перетворюється на параформу із теплоти, що спричиняє втрат водню від випаровування. Швидкість конверсії ортоформи параформу зростає в присутності каталізатора, наприклад деревного вугілля, оксиду нікелю, оксиду хрому, нанесеного на глинозем. Протий – незвичайний елемент, тому що в ядрі його немає нейтронів. Якщо в ядрі з'являється нейтрон, такий водень називається дейтерій 21D. Елементи з однаковою кількістю протонів та електронів та різною кількістю нейтронів називаються ізотопами. Природний водень містить невелику частку HD та D2. Аналогічно, природна вода містить у малій концентрації (менше 0,1%) DOH та D2O. Тяжка вода D2O, що має масу більше, ніж у H2O, відрізняється за фізичними та хімічними властивостями, наприклад, щільність звичайної води 0,9982 г/мл (20° С), а важкої - 1,105 г/мл, температура плавлення звичайної води 0, 0°С, а важкої - 3,82°С, температура кипіння - відповідно 100°С і 101,42°С. Реакції за участю D2O протікають з меншою швидкістю (наприклад, електроліз природної води, що містить домішка D2O, з добавкою лугу NaOH ). Швидкість електролітичного розкладання оксиду протию H2O більше, ніж D2O (з урахуванням постійного зростання частки D2O, що піддається електролізу). Завдяки близькості властивостей протию та дейтерію можна замінювати протий на дейтерій. Такі сполуки відносяться до так званих міток. Змішуючи сполуки дейтерію із звичайною водневмісною речовиною, можна вивчати шляхи, природу та механізм багатьох реакцій. Таким методом користуються вивчення біологічних і біохімічних реакцій, наприклад процесів травлення. Третій ізотоп водню, тритій (31T), присутній у природі у кількостях. На відміну від стабільного дейтерію тритій радіоактивний та має період напіврозпаду 12,26 років. Тритій розпадається до гелію (32He) із виділенням b-частки (електрона). Тритій та тритиди металів використовують для отримання ядерної енергії; наприклад, у водневій бомбі відбувається наступна реакція термоядерного синтезу: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 МеВ
Одержання водню.Найчастіше подальше застосування водню визначається характером виробництва. У деяких випадках, наприклад, при синтезі аміаку, невеликі кількості азоту у вихідному водні, звичайно, не є шкідливою домішкою. Домішка оксиду вуглецю(II) також не буде на заваді, якщо водень використовують як відновник. 1. Найбільше виробництво водню засноване на каталітичній конверсії вуглеводнів з водяною парою за схемою CnH2n+2+nH2O(r)nCO+(2n+1)H2 та CnH2n+2+2nH2O(r)nCO2+(3n+1)H2. Температура процесу залежить від складу каталізатора. Відомо, що температуру реакції з пропаном можна знизити до 370° З, використовуючи як каталізатор боксит. До 95% виробленого при цьому CO витрачається при подальшій реакції з парами води: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Метод водяного газу дає значну частину загального виробництва водню. Сутність методу полягає в реакції водяної пари з коксом з утворенням суміші CO і H2. Реакція ендотермічна (DH° = 121,8 кДж/моль) і її проводять при 1000° С. Нагрітий кокс обробляють парою; очищена газова суміш, що виділяється, містить деяку кількість водню, великий відсоток CO і невелику домішок CO2. Для підвищення виходу H2 монооксид CO видаляють подальшої парової обробки при 370° C, при цьому виходить більше CO2. Вуглекислий газ досить легко видалити, пропускаючи газову суміш через скрубер, зрошуваний водою протитечією. 3. Електроліз. У електролітичному процесі водень є практично побічним продуктом виробництва основних продуктів - хлору та лугу (NaOH). Електроліз проводять у слаболужному водному середовищі при 80° C і напрузі близько 2В, використовуючи залізний катод та нікелевий анод:

4. Залізо-паровий метод, яким пар при 500-1000° C пропускають над залізом: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 кДж. Отриманий цим методом водень зазвичай використовують для гідрогенізації жирів та олій. Склад оксиду заліза залежить від температури процесу; при nC+(n+1)H2
6. Наступним за обсягом виробництва є метанол-паровий метод: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Реакція ендотермічна та її проводять при ВОДОРОД260° C у звичайних сталевих реакторах при тиску до 20 атм. 7. Каталітичне розкладання аміаку: 2NH3 -> Реакція оборотна.За невеликих потреб у водні цей процес неекономічний. Існують також різноманітні способи одержання водню, які, хоч і не мають великого промислового значення, в деяких випадках можуть виявитися економічно найбільш вигідними. Дуже чистий водень виходить за гідролізу очищених гідридів лужних металів; при цьому з малої кількості гідриду утворюється багато водню: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Цей метод зручний при безпосередньому застосуванні одержуваного водню.) При взаємодії кислот з активними металами також виділяється водень, проте він зазвичай забруднений парами кислоти або іншим газоподібним продуктом, наприклад фосфіном PH3, сірководнем H2S, арсином AsH3. Найбільш активні метали, реагуючи з водою, витісняють водень і утворюють лужний розчин: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Поширений лабораторний метод отримання H2 в апараті Кіппа за реакцією цинку із соляною або сірчаною кислотою:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Гідриди лужноземельних металів(наприклад, CaH2), комплексні сольові гідриди (наприклад, LiAlH4 або NaBH4) та деякі бороводні (наприклад, B2H6) при реакції з водою або в процесі термічної дисоціації виділяють водень. Буре вугілля та пара при високій температурі також взаємодіють з виділенням водню.
Очищення водню.Ступінь необхідної чистоти водню визначається його сферою застосування. Домішку вуглекислого газу видаляють виморожуванням або зрідженням (наприклад, пропускаючи газоподібну суміш через рідкий азот). Цю домішку можна повністю видалити барботуванням через воду. CO може бути видалений каталітичним перетворенням на CH4 або CO2 або зрідженням при обробці рідким азотом. Домішка кисню, що утворюється у процесі електролізу, видаляється як води після іскрового розряду.
Застосування водню.Водень застосовується головним чином у хімічної промисловостідля виробництва хлороводню, аміаку, метанолу та інших органічних сполук. Він використовується при гідрогенізації олій, а також вугілля та нафти (для перетворення низькосортних видів палив у високоякісні). У металургії за допомогою водню відновлюють деякі кольорові метали з оксидів. Водень використовують для охолодження потужних електрогенераторів. Ізотопи водню знаходять застосування в атомній енергетиці. Воднево-кисневе полум'я застосовується для різання та зварювання металів.
ЛІТЕРАТУРА
Некрасов Б.В. Основи загальної хімії. М., 1973 Рідкий водень. М., 1980 Водень у металах. М., 1981

Енциклопедія Кольєра. - Відкрите суспільство. 2000 .

Синоніми:

Дивитись що таке "ВОДОРОД" в інших словниках:

Таблиця нуклідів Загальні відомостіНазва, символ Водень 4, 4H Нейтронів 3 Протонів 1 Властивості нукліду Атомна маса 4,027810(110) … Вікіпедія

Таблиця нуклідів Загальні відомості Назва, символ Водень 5, 5H Нейтронів 4 Протонів 1 Властивості нукліду Атомна маса 5,035310(110) … Вікіпедія

Таблиця нуклідів Загальні відомості Назва, символ Водень 6, 6H Нейтронів 5 Протонів 1 Властивості нукліду Атомна маса 6,044940(280) … Вікіпедія

Таблиця нуклідів Загальні відомості Назва, символ Водень 7, 7H Нейтронів 6 Протонів 1 Властивості нукліду Атомна маса 7,052750(1080) … Вікіпедія

Поширеність у природі. Ст широко поширений у природі, його вміст у земній корі (літосфера і гідросфера) становить за масою 1%, а за кількістю атомів 16%. Ст входить до складу найпоширенішої речовини на Землі - води (11,19% Ст по масі), до складу сполук, що складають вугілля, нафту, природні гази, глини, а також організми тварин і рослин (т. е. до складу білків, нуклеїнових кислот, жирів, вуглеводів та ін.). У вільному стані Ст зустрічається вкрай рідко, у невеликих кількостях він міститься у вулканічних та інших природних газах. Незначні кількості вільного Ст (0,0001% за кількістю атомів) присутні в атмосфері. У навколоземному просторі Ст у вигляді потоку протонів утворює внутрішній ("протонний") радіаційний пояс Землі. У космосі Ст є найпоширенішим елементом. У вигляді плазми він становить близько половини маси Сонця та більшості зірок, основну частину газів міжзоряного середовища та газових туманностей. Ст присутня в атмосфері ряду планет і в кометах у вигляді вільного H2, метану CH4, аміаку NH3, води H2O, радикалів типу CH, NH, OH, SiH, PH і т.д. У вигляді потоку протонів Ст входить до складу корпускулярного випромінювання Сонця і космічних променів.

Ізотопи, атом та молекула. Звичайний Ст складається з суміші 2 стійких ізотопів: легкого Ст, або протию (1H), і важкого Ст, або дейтерію (2H, або D). У природних сполуках Ст на 1 атом 2H припадає в середньому 6800 атомів 1H. Штучно отриманий радіоактивний ізотоп - надважкий Ст або тритій (3H, або Т), з м'яким β-випромінюванням і періодом напіврозпаду T1/2 = 12,262 року. У природі тритій утворюється, наприклад, атмосферного азоту під дією нейтронів космічних променів; в атмосфері його мізерно мало (4-10-15% від загальної кількостіатомів Ст). Отриманий украй нестійкий ізотоп 4H. Масові числа ізотопів 1H, 2H, 3H і 4H, відповідно 1,2, 3 і 4, вказують на те, що ядро атома протию містить тільки 1 протон, дейтерію - 1 протон і 1 нейтрон, тритію - 1 протон і 2 нейтрону, 4H - 1 протон та 3 нейтрони. Велика відмінність мас ізотопів Ст обумовлює більш помітну відмінність їх фізичних і хімічних властивостей, ніж у випадку ізотопів інших елементів.

Атом Ст має найбільш просту будову серед атомів всіх інших елементів: він складається з ядра та одного електрона. Енергія зв'язку електрона з ядром (потенціал іонізації) становить 13595 ев. Нейтральний атом Ст може приєднувати і другий електрон, утворюючи негативний іон Н-; при цьому енергія зв'язку другого електрона з нейтральним атомом (спорідненість до електрона) становить 0,78 ев. Квантова механіка дозволяє розрахувати всі можливі енергетичні рівні атома Ст, отже, дати повну інтерпретацію його атомного спектра. Атом Ст використовується як модельний в квантовомеханічних розрахунках енергетичних рівнів інших, складніших атомів. Молекула В. H2 складається з двох атомів, з'єднаних ковалентним хімічним зв'язком. Енергія дисоціації (тобто розпаду на атоми) становить 4,776 ев (1 ев = 1,60210-10-19 дж). Межатомна відстань при рівноважному положенні ядер дорівнює 0,7414-Å. При високих температурах молекулярний Ст диссоціює на атоми (ступінь дисоціації при 2000°C 0,0013, при 5000°C 0,95). Атомарний Ст утворюється також у різних хімічних реакціях(Наприклад, дією Zn на соляну кислоту). Однак існування Ст в атомарному стані триває лише короткий час, атоми рекомбінують у молекули H2.

Фізичні та хімічні властивості. В. - найлегша з усіх відомих речовин (у 14,4 рази легша за повітря), щільність 0,0899 г/л при 0°C і 1 атм. Ст кипить (скраплюється) і плавиться (твердне) відповідно при -252,6°C і -259,1°C (тільки гелій має нижчі температури плавлення і кипіння). Критична температура Ст дуже низька (-240°C), тому його зрідження пов'язане з великими труднощами; критичний тиск 12,8 кгс/см2 (12,8 атм), критична густина 0,0312 г/см3. З усіх газів Ст має найбільшу теплопровідність, що дорівнює при 0°C і 1 атм 0,174 вт/(м-К), тобто 4,16-0-4 кал/(с-см-°C). Питома теплоємність Ст при 0°C і 1 атм Ср 14,208-103 дж/(кг-К), тобто 3,394 кал/(г-°C). Ст мало розчинний у воді (0,0182 мл/г при 20°C і 1 атм), але добре - у багатьох металах (Ni, Pt, Pd та ін), особливо в паладії (850 об'ємів на 1 об'єм Pd) . З розчинністю Ст в металах пов'язана його здатність дифундувати через них; дифузія через вуглецевий сплав (наприклад, сталь) іноді супроводжується руйнуванням сплаву внаслідок взаємодії Ст з вуглецем (так звана декарбонізація). Рідкий Ст дуже легкий (щільність при -253°C 0,0708 г/см3) і текуч (в'язкість при - 253°C 13,8 спуаз).

У більшості сполук Ст виявляє валентність (точніше, ступінь окислення) +1, подібно до натрію та інших лужних металів; зазвичай і розглядається як аналог цих металів, очолює 1 гр. системи Менделєєва. Однак у гідридах металів іон Ст заряджений негативно (ступінь окислення -1), тобто гідрид Na+H- побудований подібно до хлориду Na+Cl-. Цей та деякі інші факти (близькість фізичних властивостей Ст і галогенів, здатність галогенів замінювати Ст в органічних сполуках) дають підставу відносити Ст також і до VII групи періодичної системи (докладніше див. Періодична система елементів). За звичайних умов молекулярний Ст порівняно мало активний, безпосередньо з'єднуючись лише з найбільш активними з неметалів (з фтором, а на світлі і з хлором). Однак при нагріванні він вступає в реакції з багатьма елементами. Атомарний Ст має підвищену хімічну активність у порівнянні з молекулярним. З киснем Ст утворює воду: H2 + 1/2O2 = H2O з виділенням 285,937-103 дж/моль, тобто 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°C і 1 атм). При нормальних температурах реакція протікає вкрай повільно, вище 550 ° C - з вибухом. Межі вибухонебезпечності воднево-кисневої суміші становлять (за об'ємом) від 4 до 94% H2, а воднево-повітряної суміші - від 4 до 74% H2 (суміш 2 об'ємів H2 та 1 об'єму О2 називається гримучим газом). Ст використовується для відновлення багатьох металів, так як забирає кисень у їх оксидів:

CuO + Н2 = Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O і т.д.
З галогенами Ст утворює галогеноводороди, наприклад:
H2 + Cl2 = 2HCl.

При цьому з фтором Ст вибухає (навіть у темряві і при -252°C), з хлором і бромом реагує лише при освітленні або нагріванні, а з йодом тільки при нагріванні. З азотом Ст взаємодіє з утворенням аміаку: 3H2 + N2 = 2NH3 лише на каталізаторі і при підвищених температурах і тисках. При нагріванні Ст енергійно реагує з сіркою: H2 + S = H2S (сірководень), значно важче з селеном і телуром. З чистим вуглецем Ст може реагувати без каталізатора тільки при високих температурах: 2H2 + С (аморфний) = CH4 (метан). Ст безпосередньо реагує з деякими металами (лужними, лужноземельними та ін), утворюючи гідриди: H2 + 2Li = 2LiH. Важливе практичне значення мають реакції Ст з окисом вуглецю, при яких утворюються в залежності від температури, тиску та каталізатора різні органічні сполуки, наприклад HCHO, CH3OH та ін. (Див. Вуглецю окис). Ненасичені вуглеводні реагують з Ст, переходячи в насичені, наприклад: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (див. Гідрогенізація).

Розглянемо, що є водень. Хімічні властивості та отримання цього неметалу вивчають у курсі неорганічної хімії у школі. Саме цей елемент очолює періодичну систему Менделєєва, а тому заслуговує на детальний опис.

Коротка інформація про відкриття елемента

Перш ніж розглядати фізичні та хімічні властивості водню, з'ясуємо, як було знайдено цей важливий елемент.

Хіміки, які працювали у шістнадцятому та сімнадцятому століттях, неодноразово згадували у своїх працях про пальний газ, який виділяється при впливі на кислоти активними металами. У другій половині вісімнадцятого століття Г. Кавендішу вдалося зібрати та проаналізувати цей газ, давши йому назву «горючий газ».

Фізичні та хімічні властивості водню на той час не були вивчені. Тільки наприкінці 18 століття А. Лавуазьє вдалося шляхом аналізу встановити, що одержати цей газ можна шляхом аналізу води. Трохи пізніше він став називати новий елемент hydrogene, що в перекладі означає «що породжує воду». Своєю сучасною російською назвою водень завдячує М. Ф. Соловйову.

Знаходження у природі

Хімічні властивості водню можна аналізувати лише з його поширеності у природі. Даний елемент присутній у гідро- та літосфері, а також входить до складу корисних копалин: природного та попутного газу, торфу, нафти, вугілля, горючих сланців. Важко собі уявити дорослу людину, яка б не знала про те, що водень є складовоюводи.

Крім того, цей неметал знаходиться в організмах тварин у вигляді нуклеїнових кислот, білків, вуглеводів, жирів. На нашій планеті цей елемент зустрічається у вільному вигляді досить рідко, мабуть, лише у природному та вулканічному газі.

У вигляді плазми водень становить приблизно половину маси зірок та Сонця, крім того, входить до складу міжзоряного газу. Наприклад, у вільному вигляді, а також у формі метану, аміаку цей неметал є у складі комет і навіть деяких планет.

Фізичні властивості

Перш ніж розглядати хімічні властивості водню, зазначимо, що за нормальних умов він є газоподібною речовиною легшою за повітря, що має кілька ізотопних форм. Він майже нерозчинний у воді, має високу теплопровідність. Протий, що має масове число 1, вважається найлегшою його формою. Тритій, який має радіоактивні властивості, утворюється в природі з атмосферного азоту при впливі на нього нейронів УФ-променів.

Особливості будови молекули

Щоб розглянути хімічні властивості водню, реакції, характерні йому, зупинимося і особливостях його будови. У цій двоатомній молекулі ковалентний неполярний хімічний зв'язок. Утворення атомарного водню можливе за умови взаємодії активних металів на розчини кислот. Але в такому вигляді цей неметал здатний існувати лише незначний часовий проміжок, практично відразу він рекомбінується в молекулярний вигляд.

Хімічні властивості

Розглянемо хімічні властивості водню. Здебільшого сполук, які утворює даний хімічний елемент, він виявляє ступінь окислення +1, що робить його схожим з активними (лужними) металами. Основні хімічні властивості водню, що характеризують його як метал:

взаємодія з киснем із утворенням води;
реакція з галогенами, що супроводжується утворенням галогеноводороду;
одержання сірководню при з'єднанні із сіркою.

Нижче наведено рівняння реакцій, що характеризують хімічні властивості водню. Звертаємо увагу на те, що як неметал (зі ступенем окислення -1) він виступає тільки в реакції з активними металами, утворюючи з ними відповідні гідриди.

Водень за нормальної температури неактивно вступає у взаємодію Космосу з іншими речовинами, тому більшість реакцій здійснюється лише після попереднього нагрівання.

Зупинимося докладніше на деяких хімічних взаємодіях елемента, який очолює періодичну систему хімічних елементівМенделєєва.

Реакція утворення води супроводжується виділенням 285,937 кДж енергії. При підвищеній температурі (більше 550 градусів за Цельсієм) цей процес супроводжується сильним вибухом.

Серед тих хімічних властивостей газоподібного водню, які знайшли суттєве застосування у промисловості, інтерес представляє його взаємодію Космосу з оксидами металів. Саме шляхом каталітичного гідрування в сучасній промисловості здійснюють переробку оксидів металів, наприклад, виділяють із залізної окалини (змішаного оксиду заліза) чистий метал. Цей спосіб дозволяє вести ефективну переробку металобрухту.

Синтез аміаку, який передбачає взаємодію водню з азотом повітря, також затребуваний у сучасній хімічній промисловості. Серед умов протікання цієї хімічної взаємодії відзначимо тиск та температуру.

Висновок

Саме водень є малоактивним хімічною речовиноюза звичайних умов. У разі підвищення температури його активність істотно зростає. Ця речовина потрібна в органічному синтезі. Наприклад, шляхом гідрування можна відновити кетони до вторинних спиртів, а альдегіди перетворити на первинні спирти. Крім того, шляхом гідрування можна перетворити ненасичені вуглеводні класу етилену та ацетилену на граничні сполуки ряду метану. Водень по праву вважають простою речовиною, затребуваною в сучасному хімічному виробництві.

Водень(лат. Hydrogenium), H, хімічний елемент, перший за порядковим номером у періодичній системі Менделєєва; атомна маса 1,0079. За звичайних умов Водень - газ; не має кольору, запаху та смаку.

Поширення Гідрогену в природі. Водень широко поширений у природі, його вміст у земній корі (літосфера та гідросфера) становить за масою 1%, а за кількістю атомів 16%. Водень входить до складу найпоширенішої речовини на Землі - води (11,19% Водню по масі), до складу сполук, що складають вугілля, нафту, природні гази, глини, а також організми тварин і рослин (тобто до складу білків, нуклеїнових кислот) , жирів, вуглеводів та інших). У вільному стані Водень зустрічається дуже рідко, у невеликих кількостях він міститься у вулканічних та інших природних газах. Незначні кількості вільного Гідрогену (0,0001% за кількістю атомів) присутні в атмосфері. У навколоземному просторі Водень у вигляді потоку протонів утворює внутрішній (протонний) радіаційний пояс Землі. У космосі Водень є найпоширенішим елементом. У вигляді плазми він становить близько половини маси Сонця та більшості зірок, основну частину газів міжзоряного середовища та газових туманностей. Водень присутній в атмосфері ряду планет і в кометах у вигляді вільного Н 2 метану СН 4 аміаку NH 3 води Н 2 Про радикалів типу CH, NH, OH, SiH, PH і т. д. У вигляді потоку протонів Водень входить до складу корпускулярного випромінювання Сонця та космічних променів.

Ізотопи, атом та молекула Гідрогену. Звичайний Гідроген складається з суміші 2 стійких ізотопів: легкого Гідрогену, або протию (1 H), і важкого Гідрогену, або дейтерію (2 Н, або D). У природних сполуках Гідрогену на 1 атом 2 Н припадає в середньому 6800 атомів 1 Н. Радіоактивний ізотоп з масовим числом 3 називають надважким Гідрогеном, або тритієм (3 Н, або Т), з м'яким β-випромінюванням і періодом напіврозпаду T ½ = 12,262 року . У природі тритій утворюється, наприклад, атмосферного азоту під дією нейтронів космічних променів; в атмосфері його мізерно мало (4 10 -15 % від загальної кількості атомів Гідрогену). Отриманий вкрай нестійкий ізотоп 4 Н. Масові числа ізотопів 1 Н, 2 Н, 3 Н і 4 Н, відповідно 1, 2, 3 і 4, вказують на те, що ядро атома протию містить тільки один протон, дейтерію - один протон і один нейтрон, тритію - один протон і 2 нейтрони, 4 Н - один протон і 3 нейтрони. Велика відмінність мас ізотопів Гідрогену обумовлює більш помітне відмінність їх фізичних і хімічних властивостей, ніж у разі ізотопів інших елементів.

Атом Водню має найпростішу будову серед атомів всіх інших елементів: він складається з ядра та одного електрона. Енергія зв'язку електрона з ядром (потенціал іонізації) становить 13595 ев. Нейтральний атом Гідроген може приєднувати і другий електрон, утворюючи негативний іон Н - при цьому енергія зв'язку другого електрона з нейтральним атомом (спорідненість до електрона) становить 0,78 ев. Квантова механіка дозволяє розрахувати всі можливі енергетичні рівні атома Водень, отже, дати повну інтерпретацію його атомного спектра. Атом Водню використовується як модельний у квантовомеханічних розрахунках енергетичних рівнів інших, складніших атомів.

Молекула Гідроген Н 2 складається з двох атомів, з'єднаних ковалентним хімічним зв'язком. Енергія дисоціації (тобто розпаду на атоми) становить 4,776 ев. Межатомна відстань при рівноважному положенні ядер дорівнює 0,7414Å. При високих температурах молекулярний Водень дисоціює на атоми (ступінь дисоціації при 2000 0,0013, при 5000 0,95). Атомарний Водень утворюється у різних хімічних реакціях (наприклад, дією Zn на соляну кислоту). Однак існування Гідрогену в атомарному стані триває лише короткий час, атоми рекомбінують у молекули Н 2 .

Фізичні властивості Гідрогену. Водень - найлегша з усіх відомих речовин (у 14,4 рази легша за повітря), щільність 0,0899 г/л при 0°С і 1 атм. Водень кипить (скраплюється) і плавиться (твердне) відповідно при -252,8°С і -259,1°С (тільки гелій має нижчі температури плавлення та кипіння). Критична температура Гідрогену дуже низька (-240 ° С), тому його зрідження пов'язане з великими труднощами; критичний тиск 12,8 кгс/см2 (12,8 атм), критична щільність 0,0312 г/см3. З усіх газів Водень має найбільшу теплопровідність, що дорівнює при 0°С і 1 атм 0,174 вт/(м·К), тобто 4,16·10 -4 кал/(с·см·°С). Питома теплоємністьВодню при 0°С і 1 атм p 14,208 кДж/(кг·К), тобто 3,394 кал/(г·°С). Водень мало розчинний у воді (0,0182 мл/г при 20°З 1 атм), але добре - у багатьох металах (Ni, Pt, Pa та інших), особливо в паладії (850 об'ємів на 1 об'єм Pd). З розчинністю Гідрогену в металах пов'язана його здатність дифундувати через них; дифузія через вуглецевий сплав (наприклад, сталь) іноді супроводжується руйнуванням сплаву внаслідок взаємодії Гідрогену з вуглецем (так звана декарбонізація). Рідкий Водень дуже легкий (щільність при -253°С 0,0708 г/см 3 ) і текучий (в'язкість при -253°С 13,8 спуаз).

Хімічні властивості Гідрогену. У більшості сполук Водень виявляє валентність (точніше, ступінь окислення) +1, подібно до натрію та інших лужних металів; зазвичай і розглядається як аналог цих металів, очолює I групу системи Менделєєва. Однак у гідридах металів іон Гідрогену заряджений негативно (ступінь окислення -1), тобто гідрид Na + H - побудований подібно до хлориду Na + Cl - . Цей та деякі інші факти (близькість фізичних властивостей Гідрогену та галогенів, здатність галогенів заміщати Гідроген в органічних сполуках) дають підставу відносити Гідроген також і до VII групи періодичної системи. За звичайних умов молекулярний Водень порівняно мало активний, безпосередньо з'єднуючись лише з найактивнішими з неметалів (з фтором, але в світла і з хлором). Однак при нагріванні він вступає в реакції з багатьма елементами. Атомарний Водень має підвищену хімічну активність у порівнянні з молекулярним. З киснем Водень утворює воду:

Н 2 + 1/2 О 2 = Н 2 О

з виділенням 285,937 кДж/моль, тобто 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°З 1 атм). При нормальних температурах реакція протікає вкрай повільно, вище 550 ° С - з вибухом. Межі вибухонебезпечності воднево-кисневої суміші складають (за об'ємом) від 4 до 94% Н 2 , а воднево-повітряної суміші - від 4 до 74% Н 2 (суміш 2 обсягів Н 2 і 1 обсягу 2 називається гримучим газом). Водень використовується для відновлення багатьох металів, тому що віднімає кисень у їх оксидів:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, і т.д.

З галогенами Водень утворює галогеноводи, наприклад:

Н 2 + Cl 2 = 2НСl.

При цьому з фтором Водень вибухає (навіть у темряві при -252°С), з хлором і бромом реагує лише при освітленні або нагріванні, а з йодом тільки при нагріванні. З азотом Водень взаємодіє з утворенням аміаку:

ДТ 2 + N 2 = 2NН 3

лише на каталізаторі і при підвищених температурах і тисках. При нагріванні Водень енергійно реагує із сіркою:

Н 2 + S = H 2 S (сірководень),

значно важче з селеном та телуром. З чистим вуглецем Водень може реагувати без каталізатора тільки при високих температурах:

2Н 2 + З (аморфний) = СН 4 (метан).

Водень безпосередньо реагує з деякими металами (лужними, лужноземельними та іншими), утворюючи гідриди:

Н 2 + 2Li = 2LiH.

Важливе практичне значення мають реакції Гідрогену з оксидом вуглецю (II), при яких утворюються в залежності від температури, тиску і каталізатора різні органічні сполуки, наприклад НСНО, СН 3 ВІН та інші. Ненасичені вуглеводні реагують з Воднем, переходячи в насичені, наприклад:

З n Н 2n + Н 2 = З n Н 2n +2.

Роль Водень та його сполук у хімії винятково велика. Водень зумовлює кислотні властивості протонних кислот. Водень схильний утворювати з деякими елементами так званий водневий зв'язок, що надає визначальний вплив на властивості багатьох органічних та неорганічних сполук.

Отримання Гідрогену. Основні види сировини для промислового одержання Гідрогену - гази природні горючі, коксовий газ та гази нафтопереробки. Водень отримують також із води електролізом (у місцях із дешевою електроенергією). Найважливішими способами виробництва Водню з природного газує каталітична взаємодія вуглеводнів, головним чином метану, з водяною парою (конверсія):

СН 4 + H 2 О = СО + ЗН 2

та неповне окислення вуглеводнів киснем:

СН 4 + 1/2 Про 2 = СО + 2Н 2

Оксид вуглецю (II), що утворюється, також піддається конверсії:

СО + Н2О = СО2 + Н2.

Водень, що видобувається з природного газу, найдешевший.

З коксового газу та газів нафтопереробки Водень виділяють шляхом видалення інших компонентів газової суміші, що скраплюються легше, ніж Водень, при глибокому охолодженні. Електроліз води ведуть постійним струмом, пропускаючи його через розчин КОН або NaOH (кислоти не використовуються, щоб уникнути корозії сталевої апаратури). У лабораторіях Водень отримують електролізом води, а також реакції між цинком і соляною кислотою. Проте найчастіше використовують готовий заводський Водень у балонах.

Застосування Гідрогену. У промисловому масштабі Водень стали одержувати наприкінці 18 століття наповнення повітряних куль. В даний час Водень широко застосовують у хімічній промисловості, головним чином для виробництва аміаку. Великим споживачем Гідрогену є також виробництво метилового та інших спиртів, синтетичного бензину та інших продуктів, одержуваних синтезом Гідрогену та оксиду вуглецю (II). Водень застосовують для гідрогенізації твердого та важкого рідкого палив, жирів та інших, для синтезу HCl, для гідроочищення нафтопродуктів, у зварюванні та різанні металів киснево-водневим полум'ям (температура до 2800°С) та в атомно-водневому зварюванні (до 4000°С) . Дуже важливе застосування в атомній енергетиці знайшли ізотопи Гідрогену - дейтерій і тритій.

Феноли

Будова
Гідроксильна група в молекулах органічних сполук може бути пов'язана з ароматичним ядром безпосередньо, а може бути відокремлена від нього одним або декількома атомами вуглецю. Можна очікувати, що в залежності від цієї властивості речовин істотно відрізнятимуться один від одного через взаємний вплив груп атомів (згадайте одне з положень теорії Бутлерова). Органічні сполуки, що містять ароматичний радикал феніл С 6 Н 5 -, безпосередньо пов'язаний з гідроксильною групою, виявляють особливі властивості, відмінні від властивостей спиртів. Такі сполуки називають фенолами.

Феноли - органічні речовинимолекули яких містять радикал феніл, пов'язаний з однією або декількома гідроксигрупами.
Так само як і спирти, феноли класифікують за атомністю, тобто за кількістю гідроксильних груп. Одноатомні феноли містять у молекулі одну гідроксильну групу:

Існують і інші багатоатомні феноли, Що містять три і більше гідроксильні групи в бензольному кільці.
Познайомимося докладніше із будовою та властивостями найпростішого представника цього класу – фенолом С6Н50Н. Назва цієї речовини лягла в основу назви всього класу - феноли.

Фізичні властивості
Тверда безбарвна кристалічна речовина, tºпл = 43 °С, tº кіп = °С, з різким характерним запахом. Отруйний. Фенол за кімнатної температури незначно розчиняється у воді. Водний розчин фенолу називають карболової кислоти. При попаданні на шкіру він спричиняє опіки, тому з фенолом необхідно поводитися обережно.
Будова молекули фенолу
У молекулі фенолу гідроксил безпосередньо пов'язаний із атомом вуглецю бензольного ароматичного ядра.
Згадаймо будову груп атомів, що утворюють молекулу фенолу.
Ароматичне кільце складається з шести атомів вуглецю, що утворюють правильний шестикутник, внаслідок sр 2 -гібридизації електронних орбіталей шести атомів вуглецю. Ці атоми пов'язані ?-зв'язками. Ст-зв'язків р-електрони кожного атома вуглецю, що не беруть участі в освіті, перекриваються по різні сторони площини Þ-зв'язків, утворюють дві частини єдиного шестиелектронного п-Хмари, що охоплює все бензольне кільце (ароматичне ядро) У молекулі бензолу С6Н6 ароматичне ядро абсолютно симетричне, єдине електронне п-хмара рівномірно охоплює кільце атомів вуглецю під та над площиною молекули (рис. 24). Ковалентний зв'язокміж атомами кисню і водню гідроксильного радикала сильно полярна, загальна електронна хмара зв'язку О-Н зміщена у бік атома кисню, у якому виникає частковий негативний заряд, але в атомі водню - частковий позитивний заряд. Крім того, атом кисню в гідроксильній групі має дві неподілені, що належать лише йому електронні пари.

У молекулі фенолу гідроксильний радикал взаємодіє з ароматичним ядром, при цьому неподілені електронні пари атома кисню взаємодіють з єдиною хмарою бензольного кільця, утворюючи єдину електронну систему. Таку взаємодію неподілених електронних пар та хмар тг-зв'язків називають сполученням. Внаслідок сполучення неподіленої електронної пари атома кисню гідроксигрупи з електронною системою бензольного кільця зменшується електронна щільність на атомі кисню. Це зниження компенсується рахунок більшої поляризації зв'язку О-Н, що, своєю чергою, призводить до збільшення позитивного заряду на атомі водню. Отже, водень гідроксильної групи молекулі фенолу має «кислотний» характер.
Логічно припустити, що поєднання електронів бензольного кільця та гідроксильної групи позначається не тільки на її властивостях, а й на реакційній здатності бензольного кільця.
Справді, як пам'ятаєте, поєднання неподілених пар атома кисню з л-хмарою бензольного кільця призводить до перерозподілу електронної щільності у ньому. Вона знижується в атома вуглецю, пов'язаного з ОН-групою (позначається вплив електронних пар атома кисню) і підвищується у сусідніх з ним атомів вуглецю (тобто положення 2 і 6, або орто-положення). Очевидно, що підвищення електронної щільності цих атомів вуглецю бензольного кільця призводить до локалізації (зосередження) негативного заряду на них. Під впливом цього заряду відбувається подальший перерозподіл електронної щільності в ароматичному ядрі - зміщення її від 3-го і 5-го атомів (.мета-положення) до 4-го (орто-положення). Ці процеси можна виразити схемою:

Таким чином, наявність гідроксильного радикалу в молекулі фенолу призводить до зміни л-хмари бензольного кільця, збільшення електронної щільності у 2, 4 і 6-го атомів вуглецю (орто-, дар-положення) і зменшення електронної щільності у 3-го і 5- го атомів вуглецю (мета-положення).
Локалізація електронної щільності в орто-і пара-положеннях робить їх найбільш ймовірними для атак електрофільних частинок при взаємодії з іншими речовинами.
Отже, вплив радикалів, що становлять молекулу фенолу, взаємно, і він визначає його характерні властивості.
Хімічні властивості фенолу
Кислотні властивості
Як було зазначено, атом водню гідроксильної групи фенолу має кислотним характером. Кислотні властивості у фенолу виражені сильніше, ніж у води та спиртів. На відміну від спиртів і води, фенол реагує не тільки з лужними металами, але і з лугами з утворенням фенолятів.
Однак кислотні властивості у фенолів виражені слабше, ніж у неорганічних та карбонових кислот. Так, наприклад, кислотні властивості фенолу приблизно в 3000 разів менші, ніж у вугільної кислоти. Тому, пропускаючи через водний розчин натрію феноляту вуглекислий газ, можна виділити вільний фенол:

Додавання до водного розчину феноляту натрію соляної або сірчаної кислоти також призводить до утворення фенолу.
Якісна реакція на фенол
Фенол реагує з хлоридом заліза (ІІІ) з утворенням інтенсивно забарвленого у фіолетовий колір комплексної сполуки.
Ця реакція дозволяє виявляти його навіть у дуже незначних кількостях. Інші феноли, що містять одну або кілька гідроксильних груп у бензольному кільці, також дають яскраве фарбування синьо-фіолетових відтінків у реакції з хлоридом заліза (ІІІ).
Реакції бензольного кільця
Наявність гідроксильного заступника значно полегшує перебіг реакцій електрофільного заміщення у бензольному кільці.
1. Бромування фенолу. На відміну від бензолу для бромування фенолу не потрібне додавання каталізатора (броміду заліза(ІІІ)).
Крім того, взаємодія з фенолом протікає селективно (виборчо): атоми брому направляються в орто-і пара-положення, заміщаючи атоми водню, що знаходяться там. Селективність заміщення пояснюється розглянутими особливостями електронної будови молекули фенолу. Так, при взаємодії фенолу із бромною водою утворюється білий осад 2,4,6-трибромфенолу.
Ця реакція, як і реакція з хлоридом заліза(ІІІ), служить якісного виявлення фенолу.

2. Нітрування фенолу також відбувається легше, ніж нітрування бензолу. Реакція з розведеною азотною кислотоюйде за кімнатної температури. В результаті утворюється суміш орто-і пара-ізомерів нітрофенолу:

3. Гідрування ароматичного ядра фенолу у присутності каталізатора відбувається легко.
4. Поліконденсація фенолу з альдегідами, зокрема, з формальдегідом, відбувається з утворенням продуктів реакції – фенолформальдегідних смол та твердих полімерів.
Взаємодія фенолу з формальдегідом можна описати схемою:

Ви, напевно, помітили, що в молекулі димера зберігаються «рухливі» атоми водню, а отже, можливе подальше продовження реакції за достатньої кількості реагентів.
Реакція поліконденсації, тобто реакція отримання полімеру, що протікає з виділенням побічного низькомолекулярного продукту (води), може продовжуватися і далі (до витрачання одного з реагентів) з утворенням величезних макромолекул. Процес можна описати сумарним рівнянням:

Утворення лінійних молекул відбувається за нормальної температури. Проведення цієї реакції при нагріванні призводить до того, що утворюється продукт має розгалужену будову, він твердий і нерозчинний у воді. В результаті нагрівання феноло-формальдегідної смоли лінійної будови з надлишком альдегіду виходять тверді пластичні маси унікальними властивостями. Полімери на основі феноло-формальдегідних смол застосовують для виготовлення лаків і фарб, пластмасових виробів, стійких до нагрівання, охолодження, дії води, лугів і кислот, вони мають високі діелектричні властивості. З полімерів на основі фенолформальдегідних смол виготовляють найбільш відповідальні та важливі деталіелектроприладів, корпуси силових агрегатів та деталі машин, полімерну основу друкарських плат для радіоприладів.

Клеї на основі феноло-формальдегідних смол здатні надійно з'єднувати деталі різної природи, зберігаючи найвищу міцність з'єднання в дуже широкому діапазоні температур. Такий клей використовується для кріплення металевого цоколя ламп освітлення до скляної колби. Тепер вам стало зрозуміло, чому фенол та продукти на його основі знаходять широке застосування (схема 8).

ВИЗНАЧЕННЯ

Водень- Перший елемент Періодичної таблиці. Позначення – H від латинського «hydrogenium». Розташований у першому періоді, ІА групі. Належить до неметалів. Заряд ядра дорівнює 1.

Водень є одним із найпоширеніших хімічних елементів - його частка становить близько 1% від маси всіх трьох оболонок земної кори (атмосфери, гідросфери та літосфери), що при перерахунку на атомні відсотки дає цифру 17,0.

Основна кількість цього елемента перебуває у зв'язаному стані. Так, вода містить близько 11 ваги. %, глина – близько 1,5% тощо. У вигляді сполук із вуглецем водень входить до складу нафти, горючих природних газів та всіх організмів.

Водень є газом без кольору і запаху (схема будови атома представлена на рис. 1). Його температури плавлення і кипіння лежать дуже низько (-259 o З -253 o З відповідно). При температурі (-240 o С) і під тиском водень здатний зріджуватися, а при швидкому випаровуванні отриманої рідини переходити у твердий стан (прозорі кристали). У воді він розчинний незначно – 2:100 за обсягом. Характерна для водню розчинність у деяких металах, наприклад, у залізі.

Рис. 1. Будова атома водню.

Атомна та молекулярна маса водню

ВИЗНАЧЕННЯ

Відносною атомною масоюелемента називають відношення маси атома даного елемента до 1/12 маси атома вуглецю.

Відносна атомна маса безрозмірна і позначається A r (індекс "r" - початкова літера англійського слова relative, що у перекладі означає «відносний»). Відносна атомна маса атомарного водню дорівнює 1,008 а.

Маси молекул, як і маси атомів виражаються в атомних одиницях маси.

ВИЗНАЧЕННЯ

Молекулярною масоюречовини називається маса молекули, що виражена в атомних одиницях маси. Відносною молекулярною масоюречовини називають відношення маси молекули даної речовини до 1/12 маси атома вуглецю, маса якого дорівнює 12 а.

Відомо, що молекула водню двоатомна - H2. Відносна молекулярна маса молекули водню дорівнюватиме:

M r (H2) = 1,008 × 2 = 2,016.

Ізотопи водню

Водень має три ізотопи: протий 1 H, дейтерій 2 Н або D і тритій 3 Н або Т. Їх масові числа дорівнюють 1, 2 і 3. Протий і дейтерій стабільні, тритій - радіоактивний (період напіврозпаду 12,5 років). У природних сполуках дейтерій та протий у середньому містяться щодо 1:6800 (за кількістю атомів). Тритій перебуває у природі у мізерно малих кількостях.

Ядро атома водню H містить один протон. Ядра дейтерію і тритію включають крім протона один і два нейтрони.

Іони водню

Атом водню може або віддавати свій єдиний електрон з утворенням позитивного іона (що є «голим» протоном), або приєднувати один електрон, переходячи в негативний іон, що має гелійну електронну конфігурацію.

Повний відрив електрона від атома водню потребує витрати дуже великої енергії іонізації:

Н + 315 ккал = Н + + е.

Внаслідок цього при взаємодії водню з металоїдами виникають не іонні, а лише полярні зв'язки.

Тенденція тієї чи іншої нейтрального атома до приєднання надлишкового електрона характеризується значенням його спорідненості електрону. У водню воно виражено досить слабо (проте це не говорить про неможливість існування такого іона водню):

Н + е = Н - + 19 ккал.