氫化物

氫化物
識別
CAS號	12184-88-2（H−; ）
性質
化學式	H−;
摩爾質量	1.008 g·mol⁻¹
	若非註明，所有數據均出自標準狀態（25 ℃，100 kPa）下。

氫化物是一類氫的化合物。嚴格意義上講，氫化物只包含氫同金屬相互結合的化合物，但由於概念的擴大，有時它也包含水、氨和碳氫化合物等物質。

分類[編輯]

氫化物基本上可按以下標準分類：

離子型氫化物（類鹽氫化物）: 一類具有高熔點和較高穩定性的化合物，一般由較活潑的金屬與氫形成，如鹼金屬及部分鹼土金屬和鑭系金屬氫化物。
共價型氫化物: 由非金屬（不含稀有氣體）或類金屬與氫形成，熔點較低，命名上通常叫「某化氫」而非「氫化某」。
過渡金屬氫化物: 為過渡金屬的氫化物，種類很多，其中有些是確定的整比化合物。過渡金屬合金的氫化物是近年來氫化物的研究方向。
邊界氫化物: 性質介於共價型與過渡金屬之間，報導較少。
配位氫化物（複合氫化物）: 包括氫化鋁鋰、硼氫化鈉等，在工業生產及有機合成中具有重要應用。

氫負離子[編輯]

氫負離子 H⁻，由兩個電子及一個質子組成，是已知除電子鹽外最小的陰離子。氫負離子不能在水溶液中存在，是已知的最強鹼之一，這可通過以下生成反應看出：

½H₂(g) → H(g); ΔH = 218kJ/mol

H(g) + e⁻ → H⁻(g); ΔH = -67kJ/mol

½H₂(g) + e⁻ → H⁻(g); ΔH = +151kJ/mol

½Br₂(g) + e⁻ → Br⁻; ΔH = -214kJ/mol

H⁻ + H⁺ → H₂; ΔH = -1676kJ/mol

負氫是非常強的還原劑：

H₂ + 2e⁻ ⇌ 2H⁻; E^o = −2.25 V

已知自由氫負離子的有效半徑為208pm。這個數據與其他數據比較時，特別是與He原子的93pm，H原子的50pm，Cl⁻的結晶半徑181pm，H的共價半徑30pm，及類鹽氫化物中H⁻的半徑（134-154pm）相比是有趣的。這個反常大的半徑可以用H⁻的核電荷較小，電子彼此排斥和對核引力的屏蔽效應來解釋。^[1]

離子型氫化物[編輯]

**離子型氫化物**
KH	CaH₂
H
LiH	Be
NaH	Mg
RbH	SrH₂
CsH	BaH₂
FrH(?)	RaH₂

由於H⁻離子的生成熱為正值，因此只有電正性大的元素才能與氫形成離子型氫化物。這類化合物在熔融電解時陽極產生氫氣，可證明其離子性。

這類化合物中H⁻的結晶半徑介於F⁻和Cl⁻之間，因此某種氫化物的晶格能與相應的氟化物及氯化物相近。但是氫化物的生成熱相對於鹵化物卻非常低，例如鹼金屬鹵化物的生成熱大約為420kJ/mol，而氫化鈉的生成熱只有56.6kJ/mol，氫化鋰也不過91.0kJ/mol。^[1]

製備[編輯]

所有的離子型氫化物都可通過金屬直接與氫氣化合製備，反應溫度為300-700°C。為了避免反應在金屬表面生成的氫化物阻止進一步的反應，常用金屬在礦物油中的分散質，或者加入表面活性劑。但加入表面活性劑的同時也降低了純度。^[2]

2Na + H₂ → 2NaH

EuH₂	YbH₂

性質[編輯]

離子型氫化物都是無色或白色晶體，常因含有金屬雜質而發灰，金屬過量則呈藍紫色。這類化合物的反應性從鋰到銫、從鈣到鋇依次增大，遇氧化劑（包括水）會強烈反應，操作時必須注意。它們對空氣和水是不穩定的，有些甚至會發生自燃。曾經有人將一份K₃AlH₆樣品放在手套箱中放置了一段時間，後來用藥匙觸碰了一下樣品，立即發生了爆炸。^[2] 一般認為這類爆炸的發生與氫化物表面略受氧化後生成的超氧化物有關。觸碰超氧化物時其與氫化物相接觸，發生劇烈反應便引發了爆炸，KH、RbH、CsH也有發生類似爆炸的危險。

應用[編輯]

氫化鋰和氫化鈉分別用於複合氫化物LiAlH₄、NaBH₄及類似化合物的製取。
氫化鈉是有機合成中用途很廣泛的鹼及還原劑。
氫化鈉溶在熔融氫氧化鈉中可作為鋼鐵的脫鏽劑。
氫化鈣被用作生氫劑、乾燥劑及工業上還原製備某些單質。

共價氫化物[編輯]

**共價氫化物**
					He(HeH⁺)
B_xH_y^舉例	C_xH_y^舉例	NH₃^其他	H₂O^其他	HF	Ne(NeH⁺)
AlH₃	SiH₄^其他	PH₃^其他	H₂S^其他	HCl	Ar(ArH⁺)
GaH₃^其他	GeH₄^其他	AsH₃	H₂Se	HBr	Kr
InH₃	SnH₄	SbH₃	H₂Te	HI	Xe
TlH₃	PbH₄	BiH₃	PoH₂	HAt	Rn

共價氫化物是非金屬（稀有氣體除外）、類金屬及一些電正性不大的金屬元素與氫形成的化合物。單核的共價氫化物都可寫成 MH_8-x（x為M的價電子數）的形式，有些元素還可形成雙核及多核的氫化物，如N₂H₄、B₂H₆、C₂H₆、H₂O₂等，其中以碳形成的氫化物最多。

製備[編輯]

單質與氫化合，如：

2H₂ + O₂ → 2H₂O

用氫氣還原相應的化合物，如馬氏試砷法（參見銻化氫#歷史）。
用水或酸處理相應的金屬（通常為鎂）化合物，如：

BeH₂
MgH₂

Mg₂Si + 4HCl → 2MgCl₂ + SiH₄

電解，如323-333K電解含有糊精和葡萄糖的SnSO₄ 硫酸溶液可製得錫烷。^[1]
用LiAlH₄在乙醚中還原相應的鹵化物，這種方法可製備Si、Ge、Sn^[3] 的氫化物。
NaH與MgBr₂進行複分解反應或熱分解Be或Mg的烴基物可製備其氫化物。
100%硫酸與氫化鋁鋰反應可得AlH₃：

2LiAlH₄ + H₂SO₄ −THF→ 2AlH₃ + 2H₂ + Li₂SO₄

共價氫化物中的氫可被一些有機基團替代，生成相應的衍生物，例如DIBAL（二異丁基氫化鋁）中含有氫橋連接的鋁原子，被用於有機合成。

過渡金屬氫化物[編輯]

**過渡金屬氫化物**
LaH₃	CeH₃
UH₃	Th₄H₁₅
TiH₂	ZrH₂
CuH	LaNi₅H₆

許多過渡金屬或合金與氫加熱時能形成過渡金屬氫化物。絕大多數過渡金屬氫化物為整比化合物（鈀除外）。過去曾認為它們是氫在金屬中的固溶體，或氫間充在晶格空隙中形成的化合物，但現在已弄清楚它們都有很明確的物相，結構完全不同於母體金屬的結構。^[2] 很多過渡金屬氫化物很活潑，與水劇烈反應，甚至在空氣可以自燃。

應用[編輯]

鈾與氫氣化合成為氫化鈾的可逆反應可用於製備超純氫氣。
氫化鈦在電真空工業中用作吸氣劑，也用作高純氫的供源。
氫化鋯用於製造煙火及核反應堆中的減速劑。
過渡金屬合金是現在儲氫材料中很重要的研究方向，如鑭鎳合金LaNi₅。

參考資料[編輯]

^ ^1.0 ^1.1 ^1.2 F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo, and Manfred Bochmann, Advanced Inorganic Chemistry, 6th ed.. Wiley-Interscience. ISBN 0-471-19957-5.
^ ^2.0 ^2.1 ^2.2 張青蓮等。《無機化學叢書》第一卷。北京：科學出版社。
^ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements, 2nd Ed., Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.

外部連結[編輯]

IUPAC 氫化物的命名（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

[Cotton-1] 1.0 ^1.1 ^1.2 F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo, and Manfred Bochmann, Advanced Inorganic Chemistry, 6th ed.. Wiley-Interscience. ISBN 0-471-19957-5.

[张青莲-2] 2.0 ^2.1 ^2.2 張青蓮等。《無機化學叢書》第一卷。北京：科學出版社。

[3] Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements, 2nd Ed., Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.

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