Электроотрицательность водорода (Н)

Теория:

Электроотрицательность водорода (Н) по шкале Полинга составляет ≈ 2,20 (в разных источниках: 2,1–2,2).

Это значение ставит водород в промежуточное положение между активными металлами и типичными неметаллами.

Что означает ЭО ≈ 2,20?

Водород не является «сильным тягачом» электронов (как O или F) и не выступает «слабым донором» (как Na или Cs).

Его позиция в шкале ЭО — нейтральная, что придаёт ему гибкость в образовании связей.

Водород ведёт себя как «химический хамелеон»: его степень окисления зависит от партнёра по связи.

Особенности положения водорода в Периодической системе

Расположен в I группе, но не является металлом.

Имеет один валентный электрон (1s¹), но способен:

1. отдавать его (образуя H⁺);
2. принимать (образуя H^—).

Его ЭО (2,20) близка к значениям:

1. углерода (C ≈ 2,55);
2. фосфора (P ≈ 2,19);
3. бора (B ≈ 2,04).

Влияние на химические связи

В соединениях с металлами (гидриды)

Если ЭО партнёра < 2,20 (например, Na ≈ 0,93, Ca ≈ 1,00), водород:

1. притягивает электронную плотность;
2. приобретает степень окисления −1;
3. образует ионную связь (NaH, CaH₂).

В соединениях с неметаллами

Если ЭО партнёра > 2,20 (O ≈ 3,44, N ≈ 3,04, Cl ≈ 3,16), водород:

1. отдаёт электронную плотность;
2. приобретает степень окисления +1;
3. образует ковалентную полярную связь (H₂O, NH₃, HCl).

Особые случаи

Водородные связи: благодаря умеренной ЭО и малому радиусу атома водород участвует в образовании водородных связей (например, между молекулами H₂O или в ДНК).

Это критически важно для биохимических процессов.

Протон (H⁺): в водных растворах водород существует как ион H⁺, что объясняет кислотные свойства соединений типа HCl.

Электроотрицательность водорода и степень окисления

Ключевой принцип:

Если ЭО партнёра > 2,20 → H имеет СО = +1;

Если ЭО партнёра < 2,20 → H имеет СО = −1.

Примеры:

СО = +1: H₂O (O: 3,44), HCl (Cl: 3,16), NH₃ (N: 3,04);

СО = −1: NaH (Na: 0,93), CaH₂ (Ca: 1,00).

Исключения: в H₂ степень окисления H = 0 (неполярная связь, ΔЭО = 0);

В некоторых комплексах (например, борогидридах) водород может иметь промежуточные значения СО.

Электроотрицательность водорода и валентность

Валентность водорода всегда равна I (единице), что обусловлено его электронной структурой:

1. Один валентный электрон (1s¹) — может образовать только одну ковалентную связь.
2. Отсутствие вакантных орбиталей на первом уровне — невозможно возбуждение и увеличение числа неспаренных электронов.
3. Малый радиус атома — ограничивает возможность множественных связей.

Проявления валентности I:

H₂: одна ковалентная связь H–H;

H₂O: два атома H образуют по одной связи с O;

NH₃: три атома H связаны с N (каждый — одной связью);

NaH: ионная связь (H^—), но формально валентность остаётся I.

Связь ЭО с химическим поведением

Умеренная ЭО (2,20) делает водород «универсальным посредником»:

С металлами (ЭО < 2,20): H принимает электрон → H^— (гидриды);

С неметаллами (ЭО > 2,20): H отдаёт электрон → H⁺ (кислоты, вода).

Валентность I ограничивает число связей, но не препятствует образованию:

1. ковалентных (H₂, CH₄);
2. ионных (NaH);
3. водородных (между молекулами H₂O).

Вывод

Электроотрицательность водорода (≈ 2,20) служит условной «границей»:

если ЭО партнёра < 2,20 → водород ведёт себя как окислитель (СО = −1);

если ЭО партнёра > 2,20 → водород — восстановитель (СО = +1).

Валентность водорода всегда I, независимо от степени окисления.

Уникальное сочетание ЭО и электронной структуры делает водород ключевым элементом в химии, участвующим в реакциях разного типа (кислотно‑основных, окислительно‑восстановительных, образовании водородных связей).

Проверка знаний: электроотрицательность водорода:

Часто задаваемые вопросы: