Wodór w temperaturze pokojowej oraz pod ciśnieniem atmosferycznym jest bezbarwnym i bezwonnym gazem. Jego elektroujemnośćelektroujemnośćelektroujemność wg. Skali Paulinga posiada wartość $\mathrm{2,1}$-$\mathrm{2,2}$, która znajduje się mniej więcej w połowie, pomiędzy najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem – fluorem ($\mathrm{3,98}$) – a najmniej elektroujemnym fransem ($\mathrm{0,7}$).

RenkXtCdSGG6O

Ilustracja przedstawiająca porównanie elektroujemności wodoru do elektroujemności pierwiastków grup głównych, co obrazują prostopadłościenne słupki o różnej wysokości proporcjonalnej do elektroujemności poszczególnych atomów. W pierwszej grupie najwyższy słupek stanowi ten reprezentujący elektroujemność atomu wodoru, jest on około trzy razy wyższy od pozostałych słupków dla atomów grupy pierwszej. Elektroujemność maleje w dół grupy od litu $\text{Li}$, poprzez sód $\text{Na}$, potas $\text{K}$, po rubid $\text{Rb}$, elektroujemność wymienionych metali nie różni się od siebie znacząco, jednak jest najmniejsza dla rubidu. W drugiej grupie różnice są nieco większe niż w pierwszej, podobnie większa jest wysokość słupków, która maleje w dół grupy od największej elektroujemności dla berylu $\text{Be}$, przez magnez $\text{Mg}$, wapń $\text{Ca}$ po stront $\text{Sr}$ o najmniejszej elektroujemności spośród wymienionych pierwiastków grupy drugiej. Od grupy trzynastej po piętnastą ponownie elektroujemność rośnie w okresie i maleje w dół poszczególnych grup. I tak w grupie trzynastej najwyższą wartość osiąga dla boru $\text{B}$, nieco mniejszą dla glinu $\text{Al}$, następnie dla galu $\text{Ga}$ i najmniejszą spośród wymienionych pierwiastków grupy trzynastej dla indu $\text{In}$. W grupie czternastej elektroujemność jest największa dla atomu węgla $\text{C}$, dalej maleje w dół grupy poprzez krzem $\text{Si}$, german $\text{Ge}$, po cynę $\text{Sn}$. Elektroujemność wodoru jest nieco mniejsza od elektroujemności azotu i większa od boru. W grupie piętnastej największą elektroujemnością odznacza się azot $\text{N}$, w dół grupy coraz mniejsza elektroujemność jest przypisana dla fosforu $\text{P}$, arsenu $\text{As}$ i antymonu $\text{Sb}$. W grupie szesnastej największą elektroujemność ma tlen $\text{O}$, mniejszą siarka $\text{S}$, dalej selen $\text{Se}$ i tellur $\text{Te}$. W grupie siedemnastej największą , niemal dwukrotnie większą od wodoru elektroujemność posiada fluor $\text{F}$. Elektroujemność maleje w dół grupy poprzez chlor $\text{Cl}$, brom $\text{Br}$, po jod $\text{I}$ o najmniejszej elektroujemności spośród wymienionych pierwiastków grupy siedemnastej.

Wodór w stanie wolnym występuje na zerowym stopniu utlenienia, podobnie jak niemetale w stanie wolnym, z którymi wchodzi w reakcję. Reakcja pomiędzy wodorem a niemetalem jest reakcją typu redoks (utleniania‑redukcji), w której dochodzi do wymiany elektronów.

W wyniku reakcji wodoru z pierwiastkiem o wyższej elektroujemności, atom wodoru jest utleniany do $+\text{I}$ stopnia utlenienia. Wchodząc z kolei w reakcję z pierwiastkiem o niższej elektroujemności, jest redukowany do $-\text{I}$ stopnia utlenienia. Rozpatrzmy to na przykładach.

Reakcje wodoru z fluorowcami

Wodór reaguje również z fluorowcamifluorowcefluorowcami, w wyniku czego powstają odpowiednie fluorowodory. Reaktywność pierwiastków $17.$ grupy układu okresowego względem wodoru maleje w dół grupy (wraz z malejącą elektroujemnością).

Wysoka elektroujemność fluoru powoduje, że reakcja pomiędzy fluorem a wodorem zachodzi dość gwałtownie. Wraz z malejącą elektroujemnością kolejnych fluorowców, reakcje zachodzą coraz oporniej. Aby zainicjować reakcję z chlorem, wymagane jest światło – reakcja fotochemiczna. Reakcje z bromem i jodem zachodzą powoli z niskimi wydajnościami. Schematycznie równanie reakcji wodoru z fluorowcami można zapisać:

gdzie $\text{X}$ jest atomem fluorowca.

• Proces utleniania:

  $$\stackrel{0}{{\text{H}}_2}\to 2 \stackrel{+\text{I}}{\text{H}}+2 {\text{e}}^{-}$$

• Proces redukcji:

  $$\stackrel{0}{{\text{X}}_2}+2 {\text{e}}^{-}\to 2 \stackrel{-\text{I}}{\text{X}}$$

• Sumaryczne równanie reakcji:

  $${\text{H}}_2+{\text{X}}_2\to 2 \text{HX}$$

• Utleniacz: fluorowiec.

• Reduktor: wodór.

Reakcje wodoru z azotem

Wodór reaguje również z azotem. Jednak pomimo jego wysokiej wartości elektroujemności ($\mathrm{3,0}$), reakcja nie zachodzi samorzutnie. Jest to związane z dużą mocą wiązania w cząsteczce azotu. Energia, niezbędna do rozerwania jednego mola cząsteczek azotu na pojedyncze atomy, wynosi $941 \text{kJ}$ (tzw. energia wiązania). Z kolei aby rozerwać jeden mol wiązań w cząsteczkach wodoru, wystarczy dostarczyć $435 \text{kJ}$ energii.

Dlatego reakcja ta zachodzi pod wysokim ciśnieniem (ok. $35 \text{MPa}$) i w podwyższonej temperaturze (ok. $800 \text{K}$) oraz z użyciem odpowiedniego katalizatora (np. katalizator żelazowy). Ten sposób otrzymywania amoniaku stanowi podstawę metody Habera‑Boschametoda Habera‑Boschametody Habera‑Boscha.

• Równanie tej reakcji można zapisać:

• Proces utleniania:

• Proces redukcji:

• Sumaryczne równanie reakcji:

• Utleniacz: azot.

• Reduktor: wodór.

Ciekawostka

RJU9OPMKYSwI6

Fotografia czarno‑biała przedstawiająca Fritza Habera - młodego mężczyznę ubranego w garnitur i białą koszulę. Mężczyzna ma krótkie włosy, lekko falujące, zaczesane do tyłu oraz okulary z łańcuszkiem na nosie.

Niemiecki chemik Fritz Haber opracował wydajną metodę syntezy amoniaku. Dzięki zastosowaniu odpowiednich warunków ciśnienia i temperatury, podwyższył wydajność tej reakcji do $30\%$. Amoniak był wykorzystywany do syntezy nawozów, ratując przy tym Europę przed głodem po $\text{I}$ wojnie światowej. Został za to nagrodzony nagrodą Nobla w dziedzinie chemii w $1918$ roku. Opracowana przez niego metoda jest wykorzystywana do dziś.

Ze względu na niższą elektroujemność od większości pozostałych metali, wodór ulega w reakcjach z nimi utlenieniu do $+\text{I}$ stopnia utlenienia.

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy Chemii nieorganicznej, t. 1‑2, Warszawa 2010.

Encyklopedia PWN

Trzebiatowski W., Chemia nieorganiczna, Warszawa 1978, wyd. 8.

Jolly W. L., Hydrogen, California, online:  https://www.britannica.com/science/hydrogen/Production-and-applications-of-hydrogen, dostęp: 06.10.2021.