Характерное химическое свойство кислот — выделение из них водорода в реакциях с некоторыми металлами. Атомы металлов замещают атомы водорода в молекулах кислот, в результате чего водород выделяется в виде газа.
В пробирку с хлороводородной кислотой опустим кусочек цинка.
На поверхности металла образуются, а затем выделяются из раствора пузырьки газа. Соберем этот газ в пробирку и поднесем ее к пламени спиртовки .

В текстах многих учебников вам уже неоднократно встречалось слово «кислота». Много раз, конечно, вы слышали это слово и в повседневной жизни. При приготовлении пищи используются уксусная и лимонная кислоты, в домашней аптечке есть борная кислота, в аккумуляторы автомашин заливают серную кислоту и т. д. Отметим, что и в быту, и в производственной деятельности людей используются в основном водные растворы кислот.
Познакомимся поближе с этими веществами.
Состав кислот В большинстве случаев в состав молекул кислот входят только атомы неметаллов. На рисунке 97 представлены шаровые модели молекул некоторых кислот и их формулы. Что общего у этих молекул? Ответ прост — в них входят атомы водорода.

Водород реагирует при повышенной температуре не только с простыми, но и со сложными веществами.
Рассмотрим в качестве примера его реакцию с оксидом меди(II) CuO .
Пропустим водород над нагретым порошком оксида меди(II) CuO. По мере протекания реакции цвет порошка изменяется с черного на коричнево-красный. Это цвет простого вещества меди Cu. В ходе реакции на холодных частях пробирки появляются капельки жидкости. Это еще один продукт реакции — вода H2O. Отметим, что в отличие от простого вещества меди вода — сложное вещество.
Уравнение реакции оксида меди(II) с водородом: CuO + H2 = t Cu + H2O.

При нагревании водород вступает в реакции соединения с простыми веществами — кислородом, хлором, азотом, серой.
Если поджечь на воздухе чистый водород, выходящий из газоотводной трубки, он горит ровным, еле заметным пламенем. Теперь поместим трубку с горящим водородом в банку с кислородом .
Горение водорода продолжается, при этом на стенках банки видны капли воды, образующейся в результате реакции:
2Н2 + О2 = t 2Н2О.
При горении водорода выделяется много теплоты. Температура кислородно-водородного пламени достигает больше 2000 °С.
Химическая реакция водорода с кислородом относится к реакциям соединения. В результате реакции образуется оксид водорода (вода).

Водород является самым распространенным химическим элементом во Вселенной. Он составляет более 70 % массы Солнца и большинства других звезд.
Водород как химический элемент и как простое вещество
Название водорода происходит от латинского слова Hydrohenium, что означает «водуродящий». Химический символ (знак) Н — это первая буква латинского названия. И действительно, атомы водорода входят в состав молекулы воды Н2О.
Атомы водорода образуют двухатомные молекулы простого вещества водорода, формула которого Н2. Рассмотрим, что имеют в виду, когда говорят о химическом элементе водороде.

Атомные радиусы, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность

Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.

Энергией ионизации ( Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0 K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион:

Периодический закон, формализованный в графической форме, имеет вид таблицы, называемой периодической системой элементов Д.И.Менделеева. Известно более 400 вариантов изображения периодической системы, но наибольшее распространение получили восьми-, восемьнадцати- и тридцатидвухклеточные таблицы, соответствующие емкости энергетических слоев из 8, 18 и 32 электронов.

Один из вариантов восьмиклеточной таблицы представлен на рисунке 2.7. Периодическое изменение свойств элементов теория строения атомов объясняет периодическим повторением строения внешнего энергетического уровня. В этом заключается физический смысл периодического закона.

Химические элементы в периодической системе объединяются в естественные совокупности в зависимости от строения электронных оболочек. Эти совокупности элементов в таблице изображаются горизонтальными и вертикальными рядами. Горизонтальные ряды называются периодами, вертикальные - группами и подгруппами.

Период представляет собой горизонтальный ряд элементов, в атомах которых происходит последовательное заполнение одинакового количества электронных уровней. Различная длина периодов связана с различиями в последовательности заполнения орбиталей. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего заполняемого уровня и показывает общее число энергетических уровней, занятых электронами в невозбужденном атоме (в нормальном состоянии). В этом заключается физический смысл номера периода.

Первый период состоит всего из двух элементов: H и He.
Второй и 3-й периоды содержат по 8 элементов. У элементов 2-го периода заполняется слой L (n = 2): сначала 2s-орбитали, а потом последовательно три 2p-орбитали. В атоме неона достигается максимально возможное число электронов на втором квантовом слое.

Таким образом, общее число элементов во втором периоде соответствует максимально возможному числу электронов 2n2 = 8.

У элементов третьего периода заполняется M-слой (n = 3),состоящий из 3s-, 3p- и 3d-орбиталей. Как и во втором периоде, у двух первых элементов ( Na и Mg ) заполняются s-орбитали, у шести последних (от Al до Ar) - p- орбитали, например:

У последнего элемента 3-го периода - аргона Ar (как и у Ne ) завершается заполнение s- и p-орбиталей. Его внешний слой (M-слой) представляет собой совокупность четырех двухэлектронных облаков (одного в форме шара, трех других в форме гантели). У атомов элементов 3-периода в двух первых квантовых слоях (K и L) повторяется электронная конфигурация атома неона (1s22s22p6). На рисунке 11 по максимумам распределения электронной плотности в атоме аргона можно различить K-, L- и M-слои.

Многоэлектронный атом представляет динамическую систему электронов движущихся в центральном поле ядра. Для ответа на вопрос, какие атомные орбитали и в какой последовательности будут заполняться электронами в его основном состоянии, следует руководствоваться следующими принципами.

Принцип минимума энергии: электрон в первую очередь занимает ту из орбиталей, энергия которой является наименьшей.

В соответствии принципом наименьшей энергии в атоме происходит распределение электронов по энергетическим уровням, а в рамках одного и того же уровня по подуровням.

Принцип (запрет) Паули: в атоме не может быть двух электронов, находящихся в одинаковых состояниях, т.е. имеющих одинаковые значения всех четырех квантовых чисел.

В соответствии с принципом Паули электроны, находящиеся на одних и тех же атомных орбиталях и, следовательно, имеющие одинаковые значения трёх квантовых чисел ( n, l и ml ), обязательно должны отличаться величинами спина (ms = ± ½ ). Правило запрета ограничивает число мест для электронов на данном энергетическом уровне, поскольку, на одной орбитали могут находиться только 2 электрона. В противном случае все электроны заняли бы орбиталь с наименьшей энергией. Так, для n = 1 (минимум энергии), l = 0, ml = 0 и электроны могут отличаться друг от друга только спиновым квантовым числом: ms = + ½, ms = - ½. Третьему электрону запрещено находиться на уровне с указанным. Аналогично легко показать, что при n = 2 максимальное число электронов второго уровня равно 8, при n = 3 восемнадцать (18).

С возрастанием n увеличивается среднее расстояние электрона от ядра, уменьшается сила притяжения, поэтому энергия орбитали повышается (связь электрона с ядром ослабевает). При данном значении n орбитали с различным l будут иметь различную энергию, причем с возрастанием l энергия орбиталей увеличивается. Например, энергетически 2s < 2p, а 3s

< 3p < 3d.

Число состояний с одинаковой энергией в многоэлектронном атоме уменьшается по сравнению с атомом водорода, поскольку вырождение по l снимается (остается по ml и ms).

Экранирование заряда ядра электронами. Электроны расположенные на внутренних атомных орбиталях, ослабляют электрическое поле ядра. Вследствие этого на внешние электроны действует как бы меньший, чем Z, положительный заряд ядра, называемый эффективным зарядом. Экранирование растет с увеличением числа электронных слоев, т.е. главного квантового числа n. Например, на внешний электрон атома лития (2s1) и натрия (3s1) действуют эффективные заряды, равные соответственно

1,3 и 2,2. В первом случае заряд ядра нейтрализован на 53 % , во втором - на 80 %. Экранирование приводит к ослаблению кулоновского притяжения, повышению энергии орбиталей.

Рассмотрим факторы, влияющие на энергию орбиталей многоэлектронного атома.

Заряд ядра. Чем больше заряд ядра ( Z ), тем больше сила притяжения электрона к ядру, поэтому энергия связи будет больше, а энергия орбитали - меньше (максимум электронной плотности при постоянстве других факторов будет располагаться ближе к ядру).

Если бы электроны в атомах не взаимодействовали между собой, то энергетические уровни в многоэлектронных атомах имели бы такое же расположение, как в атоме водорода (см. рис 2).

Электрон в многоэлектронном атоме испытывает притяжение к ядру и отталкивание со стороны других электронов. Точно учесть энергию отталкивания невозможно,поэтому уравнение Шредингера для (многоэлектронный атом) решено приближенно. В основе его лежит допущение, что отталкивание мало по сравнению с энергией притяжения электрона к ядру. Тогда каждый электрон в многоэлектронный атом будет как бы независим от других и его можно описать одноэлектронной волновой функцией - АО. В этом случае каждый электрон находится на определенной орбитали той же формы и симметрии, что и в атоме водорода, а его состояние однозначно определяется квантовыми числами n, l, ml, ms.

Существенное отличие многоэлектронный атом от атома водорода заключается прежде всего в энергетических характеристиках электронов.