Обновлено: 18.05.2024

ГИДРИДЫ

ГИДРИДЫ, соединения водорода с металлами или менее электроотрицательными, чем водород, неметаллами. Иногда к гидридам относят соед. всех хим. элементов с водородом. Различают простые, или бинарные, гидриды, комплексные (см., напр., Алюмогидриды, Борогидриды металлов)и гидриды интерметаллич. соединений. Для большинства переходных металлов известны также комплексные соед., содержащие атом Н наряду с др. лигандами в координац. сфере металла-комплексообразователя.

Простые гидриды. Известны для всех элементов, кроме благородных газов, платиновых металлов (исключение -Pd), Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl. В зависимости от природы связи элемента (Э) с водородом подразделяются на ковалентные, ионные (солеобразные) и металлоподобные (металлические), однако эта классификация условна, т. к. между разл. типами простых гидридов резких границ нет.

К ковалентным относят гидриды неметаллов, Al, Be, Sn, Sb. Гидриды SiH₄, GeH₄, SnH₄, PH₃, AsH₃, SbH₃, H₂S, H₂Se, H₂Te (см. табл. 1) и низшие бороводороды-газы. Ковалентные гидриды обладают высокой реакц. способностью. Эффективный положит. заряд атома Э в молекуле возрастает в пределах одной группы периодич. системы с увеличением его порядкового номера. Элементы Si и Ge образуют высшие гидриды общей ф-лы Э_nН_{2n + 2} (п 2 и Н₂. Все эти гидриды раств. в неполярных или малополярных орг. р-рителях. Ковалентные гидриды-сильные восстановители. Легко вступают в обменные р-ции, напр. с галогенидами металлов. При 100-300 °С (H₂S ок. 400 °С) разлагаются практически необратимо до Э и Н₂.

Гидриды подгруппы фосфора получают р-цией ЭС1₃ с Li[AlH₄] в эфире при 25 °С; SiH₄ и GeH₄-взаимод. Мg₂Э с водой или с В₂Н₆ в жидком NH₃; H₂S, H₂Se и Н₂Те-кислотным гидролизом сульфидов, селенидов или теллуридов металлов (H₂S-также взаимод. Н, и S). Все упомянутые гидриды, особенно AsH₃ и РН₃, высокотоксичны. Гидриды Ge, Si, As используют для получения полупроводниковых материалов. См. также Мышьяка гидрид, Сероводород, Силаны, Фосфины.

К ионным относят гидриды щелочных и щел.-зем. металлов (кроме Mg). Эти соед.-структурные аналоги соответствующих галогенидов. Представляют собой кристаллы, к-рые в расплавл. состоянии проводят электрич. ток, причем Н₂ выделяется на аноде. Не раств. в орг. р-рителях, хорошо раств. в расплавах галогенидов щелочных металлов. Обладают высокой хим. активностью, бурно реагируют с О₂ и влагой воздуха. Взаимод. с водой (напр., МН + Н₂О -> МОН + Н₂) сопровождается выделением тепла. В эфире, диглиме, ТГФ легко (особенно LiH и NaH) реагируют с галогенидами или гидридами В и А1, образуя соотв. борогидриды М[ВН₄]_n и алюмогидриды М[А1Н₄]_n. При 700-800°С восстанавливают оксиды до металлов. С СО₂ дают соли муравьиной к-ты. Взаимод. с N₂, напр. 3СаН₂ + + N₂->Ca₃N₂ + ЗН₂.

Получают ионные гидриды обычно взаимод. Н₂ с расплавом соответствующего металла под давлением. Их используют в кач-ве сильных восстановителей (напр., для получения металлов из их оксидов или галогенидов, удаления окалины с пов-стей изделий из стали и тугоплавких металлов). Многие гидриды-источники Н₂, перспективное ракетное топливо. Дейтериды и тритиегидриды - возможное горючее для ядерных реакторов. См. также Лития гидрид.

Гидрид Mg по св-вам и природе хим. связи занимает промежут. положение между ковалентными и ионными гидридами; кристаллы с решеткой типа ТiO₂; при высоких давлениях ( ~ 7 МПа) претерпевает полиморфные превращения. С водой и водными р-рами к-т и щелочей MgH₂ взаимод. с выделением Н₂, однако менее энергично, чем гидриды щелочных и др. щел.-зем. металлов. М. б. получен взаимод. Mg с Н₂ при 200-250 °С и давлении 10 МПа (скорость р-ции мала) либо обменной р-цией MgHal₂ с МН или М [А1Н₄], где М—Li, Na, в среде орг. р-рителя. Легко образуется при гидрировании сплавов Mg, содержащих небольшие добавки РЗЭ и переходных металлов, при 150-180°С и 1-5 МПа, причем р-ция обратима. В связи с этим такие сплавы-перспективные хим. аккумуляторы Н₂ для нужд малой энергетики, металлургии и хим. технологии.

К металлоподобным относят гидриды переходных металлов и РЗЭ. Формально такие соед. могут рассматриваться как фазы внедрения водорода в металл. Их образованию всегда предшествует адсорбция Н₂ на пов-сти металла.

Адсорбированная молекула диссоциирует на атомы Н, в результате диффузии к-рых в кристаллич. решетку происходит образование т.н. 2 в , как правило, стехиометрич. состава (МН₃ для металлов III гр., МН₂ для IV гр. и ванадия). Взаимод. Н₂ с указанными металлами (кроме Pd) всегда сопровождается перестройкой кристаллич. решетки. Для описания природы хим. связи водорода с металлич. матрицей используют представление о типе связи, промежуточном между ионной и металлической; электроны водорода в большей или меньшей степени участвуют в формировании зоны проводимости гидридов. По-видимому, вклад ионной составляющей связи М + —Н - Наиб. велик для EuH₂, YbH₂ и тригидридов лантаноидов и минимален для PdH_0,6, а также для гидридов Mn, Fe, Co, Ni, существующих при высоких давлениях Н₂ и содержащих менее одного атома Н на атом металла.

Металлоподобные гидриды (см. табл. 2)-светло- и темно-серые кристаллы с металлич. блеском, устойчивые на воздухе при комнатной т-ре. С О₂, водой и водяным паром реагируют медленно. М.б. получены взаимод. металла с Н₂ при обычной т-ре или при нагр.; напр., TiH₂ и LaH₃ синтезируют при 150-200 °С. Получение гидридов стехиометрич. состава в большинстве случаев сопряжено со значит. трудностями из-за высокой чувствительности гидрироваиия к наличию примесей в металле и особенно О₂ и водяных паров в Н₂. Металлоподобные гидриды ограниченно применяют в кач-ве источников Н₂ высокой чистоты (используемых, напр., в топливных элементах) и для поглощения Н₂ из газовых смесей. Гидриды Pd-катализаторы гидрирования, изомеризации, орто- и парапревращения Н₂.

Табл. 2.-СВОЙСТВА МЕТАЛЛОПОДОБНЫХ ГИДРИДОВ

Гидриды интерметаллических соединений. Содержат обычно атомы РЗЭ, Mg, Ca, Ti, Al, Fe, Co, Ni, Си. Легко образуются при взаимод. интерметаллидов даже с техн. Н₂ (содержащим до 1-2% примесей О₂ и водяного пара) при 25-200°С и давлениях Н₂ 0,1-1 МПа; скорость поглощения Н₂ очень велика. Р-ции характеризуются малыми тепловыми эффектами (20-30 кДж на 1 моль Н₂, для индивидуальных металлов-100-120 кДж) и не приводят к значит. изменениям в структуре исходной металлич. матрицы; в большинстве случаев происходит лишь увеличение ее объема на 10-30%. Для гидридов этого типа характерна высокая подвижность водорода и большая хим. активность (о св-вах см. также табл. 3).

Данная р-ция характерна для соед., образованных РЗЭ и Mg, а также РЗЭ и Fe, Ni или Со. Так, гидрид РЗЭ, образующийся при гидрогенолизе интерметаллида, содержащего Mg, катализирует как гидрирование Mg, так и дегидрирование MgH₂ при 150-180°С: МН₂ + nMg + (n + 0,5) Н_{2 МН3 + nMgH2}

Благодаря высокому содержанию Н₂, возможности значит. смещения равновесия в ту или др. сторону посредством небольших изменений т-ры и давления Н₂, способности поглощать Н₂ при низких т-рах и устойчивости к действию О₂ и влаги воздуха, гидриды интерметаллич. соединений м.б. использованы как хим. аккумуляторы слабосвязанного водорода. Перспективно их применение как источников топлива для автономных энергосистем, напр. автомобильного транспорта (см. Водородная энергетика), а также для получения высокодисперсных металлич. порошков и катализаторов гетерог. гидрирования.

Табл. 3.-СВОЙСТВА ГИДРИДОВ ИНТЕРМЕТАЛЛИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

===
Исп. литература для статьи «ГИДРИДЫ» : Гидриды металлов, пер. с англ., М., 1973; Девятых ГГ., Зорин А. Д., Летучие неорганические гидриды особой чистоты, М., 1974; Антонова А. М., Морозова Р. А., Препаративная химия гидридов. К., 1976; Водород в металлах, пер. с англ., т. 2, М., 1981. К.Н. Семененко.

Водород: химия водорода и его соединений

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

вода H₂O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)

кислые соли (NaHCO₃ и др.)

основания NaOH, Cu(OH)₂

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H₂ → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H₂ → Zn + H₂O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H₂ → Cu + H₂O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

• как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
• кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
• как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
• водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
• получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеН_х. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H₂

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O₂ = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl₂ = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

• с магнием реагирует при кипячении:

• алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:

• металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:

• металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н₂O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO₂):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Что такое металлогидрид?

Гидриды металлов — это металлы, которые были связаны с водородом с образованием нового соединения. Любое водородное соединение, которое связано с другим металлическим элементом, можно эффективно назвать гидридом металла. Обычно связь ковалентна по природе, но некоторые гидриды образуются из ионных связей. Водород имеет степень окисления -1. Металл поглощает газ, который образует гидрид.

Примеры гидридов металлов

Наиболее распространенные примеры гидридов металлов включают алюминий, бор, борогидрид лития и различные соли. Например, гидриды алюминия включают алюмогидрид натрия. Есть несколько типов гидридов. Сюда входят гидриды алюминия, бериллия, кадмия, цезия, кальция, меди, железа, лития, магния, никеля, палладия, плутония, калия, рубидия, натрия, таллия, титана, урана и цинка.

Существует также много более сложных гидридов металлов, подходящих для различных целей. Эти сложные гидриды металлов часто растворимы в эфирных растворителях.

Классы гидридов металлов

Существует четыре класса гидридов металлов. Наиболее распространены гидриды, образующиеся с водородом, получившие название бинарных гидридов металлов. Всего два соединения — водород и металл. Эти гидриды обычно нерастворимы и являются проводящими.

Другие типы гидридов металлов менее распространены или известны, включая тройные гидриды металлов, координационные комплексы и кластерные гидриды.

Состав гидрида

Гидриды металлов образуются посредством одного из четырех синтезов. Первый — это перенос гидрида, то есть реакции метатезиса. Затем идут реакции отщепления, которые включают отщепление бета-гидрида и альфа-гидрида.

Третье — окислительные добавки, которые обычно представляют собой переход дигидрогена. к центру низковалентного металла. Четвертый — это гетеролитическое расщепление дигидрогена, это происходит, когда гидриды образуются, когда комплексы металлов обрабатываются водородом в присутствии основания.

Существует множество разновидностей комплексов, в том числе гайридов на основе магния, известных своей способностью к накоплению и термостабильностью. Испытания таких соединений под высоким давлением открыли новые возможности использования гидридов. Высокое давление предотвращает термическое разложение.

С точки зрения мостиковых гидридов, гидриды металлов с концевыми гидридами являются нормальными, большинство из которых являются олигомерными. Классический термогидрид включает связывание металла и водорода. Между тем, мостиковый лиганд — это классический мостиковый лиганд, который использует водород для связывания двух металлов. Кроме того, существует неклассическое связывание дигидрогеновыми комплексами. Это происходит, когда двухводородный связывается с металлом.

Количество водорода должно соответствовать степени окисления металла. Например, гидрид кальция обозначается CaH2, а олово — SnH4..

Использование гидридов металлов

Гидриды металлов часто используются в топливных элементах, где в качестве топлива используется водород. Гидриды никеля часто встречаются в батареях различных типов, особенно в батареях NiMH. Никель-металлогидридные батареи основаны на гидридах интерметаллических соединений редкоземельных элементов, таких как лантан или неодим, связанных с кобальтом или марганцем. Гидриды лития и боргидрид натрия служат в качестве восстановителей в химии. Большинство гидридов ведут себя как восстановители в химических реакциях.

Помимо топливных элементов, гидриды металлов используются для хранения водорода и компрессоров. Гидриды металлов также используются для аккумулирования тепла, тепловых насосов и разделения изотопов. Области применения включают датчики, активаторы, очистку, тепловые насосы, аккумулирование тепла и охлаждение.

Гидриды

Гидр и ды, соединения водорода с другими элементами. В зависимости от характера связи водорода различают три типа гидридов: ионные, металлические и ковалентные.

К ионным (солеобразным) гидридам относятся гидриды щелочных и щёлочноземельных металлов. Это белые кристаллические вещества, устойчивые в обычных условиях и лишь при нагревании разлагающиеся без плавления на металл и водород (кроме LiH, плавящегося при 680°С). Водой энергично разлагаются с выделением водорода. Получаются при взаимодействии металлов с водородом при 200—600°С. LiH и NaH применяются в органическом синтезе как восстановители и конденсирующие агенты. CaH₂ — для высушивания и определения воды в органических растворителях, при получении порошков металлов из окислов, а также водорода. Раствором NaH в расплавленной щёлочи снимают окалину с металлических изделий. Ионное строение имеют и двойные гидриды — борогидриды МеВН₄ и алюмогидриды MeA1H₄ (см. Алюминия гидрид), широко используемые в органическом синтезе в качестве эффективных восстановителей.

Гидриды переходных металлов принадлежат к типу металлических, т.к. по характеру химических связи они сходны с металлами. Эти гидриды в большинстве случаев являются соединениями переменного состава, и приводимые ниже формулы дают лишь предельное содержание в них водорода. Многие металлы способны поглощать значительное количество водорода с образованием твёрдых растворов, сохраняющих кристаллическую структуру данного металла. Напротив, истинные гидриды имеют структуру иную, чем исходный металл. Для металлов III группы периодической системы (подгруппа Sc и лантаноиды) характерно образование двух типов гидридов — MeH₂ и MeH₃. Металлы IV группы (подгруппа Ti) образуют гидриды MeH₂, а металлы V группы (подгруппа ванадия) — MeH. Гидриды металлов этих групп — хрупкие твёрдые вещества серого или чёрного цвета, получаются при действии водорода на мелкораздробленные металлы при повышенных температурах. Металлы VI, VII и VIII групп (кроме палладия) при поглощении водорода не дают определённых химических соединений.

Гидриды переходных металлов служат катализаторами различных химических реакций. Способность металлов образовывать гидриды используется в высоковакуумной технике для связывания водорода. В результате образования гидридов, например при действии паров воды на раскалённый металл и при электролитическом выделении металлов, ухудшается качество металлов (появляется т. н. водородная хрупкость).

Гидриды переходных металлов I и II групп периодической системы, а также гидриды III группы (подгруппа A1) не образуются при взаимодействии металла с водородом. Они получаются, например, при восстановлении соединений этих металлов алюмогидридом лития LiAlH в эфирном растворе. Все они при нагревании легко разлагаются на металл и водород.

Ковалентные гидриды образуются неметаллами IV, V, VI и VII групп периодической системы, а также бором. Кроме простейших соединений этого типа (метана CH₄, силана SiH₄ и т.п.), являющихся газами, известны гидриды с большим числом атомов элемента, соединённых друг с другом в виде цепей, например силаны Si_nH_2n+2. Простейший гидрид бора ВН₃ не существует, бороводороды имеют сложное строение. Гидриды элементов первых периодов очень стабильны, гидриды тяжёлых элементов крайне неустойчивы. Многие гидриды (B₂H₆, SiH₄, PH₃) легко воспламеняются на воздухе. B₂H₆ и SiH₄ разлагаются водой с выделением водорода. Гидриды элементов V, VI и VII групп водой не разлагаются. Известны многочисленные производные ковалентных гидридов, в которых часть атомов водорода замещена на атомы галогена или металла, а также на алкильные и др. группы. Ковалентные гидриды получают непосредственным взаимодействием элементов, разложением металлических соединений водой или кислотами, восстановлением галогенидов и др. соединений гидридами, борогидридами и алюмогидридами щелочных металлов. Термическое разложение гидридов служит одним из методов получения особо чистых элементов (например, кремния, германия).

Лит.: Херд Д., Введение в химию гидридов, пер. с англ., М., 1955; Жигач А. Ф., Стасиневич Д. С., Химия гидридов, Л., 1969; Михеева В. И., Гидриды переходных металлов, М., 1960; Маккей К., Водородные соединения металлов, пер. с англ., М., 1968; Галактионова Н. А., Водород в металлах, 2 изд., М., 1967.

Читайте также:

  
• Железо металл цветной или черный металл
  
• Металл горящий в воде
  
• Конструкции металлической двухмаршевой лестницы
  
• Жалюзийные решетки для вентиляции металлические регулируемые
  
• Металлический или пластмассовый колпачок на палец для шитья