YaChudo

Аніон водню

Переглядів: 0. Оновлено 31.10.2026.

Аніон водню
Ідентифікатори
Номер CAS 12184-88-2 Редагувати інформацію у Вікіданих
ChEBI 29239 Редагувати інформацію у Вікіданих
SMILES [H-][1] Редагувати інформацію у Вікіданих
InChI InChI=1S/H/q-1 Редагувати інформацію у Вікіданих
Номер Ґмеліна 14911 Редагувати інформацію у Вікіданих
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Аніон водню, H−, — негативний іон водню, тобто атом водню, який захопив зайвий електрон. Аніон водню є важливим компонентом зоряних атмосфер, зокрема як сонячної атмосфери. У хімії цей іон називається гідридом. Іон має два електрони, зв'язані з ядром електромагнітною силою.

Енергія зв'язку H− дорівнює енергії приєднання додаткового електрона до атома водню, що називається спорідненістю до електрона водню. Її експериментально виміряно як 0,754195(19) еВ[2] або 0,02771616(70) гартрі. Повна енергія основного стану при цьому становить −14,359888 еВ.

Згідно з нерівністю Ліба, H2− не має зв'язаного стану, отже не існує[3].

Поширеність

Гідрид-іон водню є головним джерелом зв'язано-вільної непрозорості у видимому та ближньому інфрачервоному діапазонах в атмосферах зір, подібних до Сонця, і холодніших[4]. Його важливість уперше відзначили в 1930-х роках[5]. Іон поглинає фотони з енергіями в діапазоні 0.75–4.0 еВ[6][7], що включає всю видиму частину спектра, а також частину ультрафіолетового й ближнього інфрачервоного діапазонів. Більшість електронів у цих негативних іонах походить від іонізації металів із низькими першими потенціалами іонізації, зокрема лужних металів і лужноземельних металів. Процес вибивання електрона з аніона водню коректно називають фотовідривом (англ. photodetachment), а не фотоіонізацією, оскільки в результаті утворюється нейтральний атом (а не іон) і вільний електрон.

H− також трапляється в іоносфері Землі[6] і може утворюватися в прискорювачах частинок[8].

Його існування вперше теоретично довів Ганс Бете 1929 року[9], застосувавши варіаційний метод Гіллерааса, щоб показати, що H− є зв'язаною системою. Він оцінив енергію основного стану як −1,0506 Рі (−0,5253 гартрі), що нижче за енергію основного стану атома водню (−0,5 гартрі), а різниця −0,0253 гартрі саме відповідає наближеному значенню для енергії зв'язку аніона водню. Іон H− незвичний тим, що у вільному стані не має зв'язаних збуджених станів, що остаточно довели у 1977 році[10].

В аніоні H− водень має формальний ступінь окиснення −1.

Термін «гідрид» найчастіше застосовують до сполук водню з іншими елементами, у яких водень має формальний ступінь окиснення −1. У більшості таких сполук зв'язок між воднем і найближчим атомом є ковалентним. Прикладом гідриду є аніон борогідриду (BH−
4).

Див. також

Примітки

  1. ↑ Hydride
  2. ↑ Lykke, K. R.; Murray, K. K.; Lineberger, W. C. (1 червня 1991). Threshold photodetachment of H–. Physical Review A. 43 (11): 6104—6107. doi:10.1103/PhysRevA.43.6104.
  3. ↑ Lieb, Elliott H. (1 червня 1984). Bound on the maximum negative ionization of atoms and molecules. Physical Review A. 29 (6): 3018—3028. doi:10.1103/PhysRevA.29.3018.
  4. ↑ Mihalas, Dmitri (1978). Stellar Atmospheres. W. H. Freeman. с. 102.
  5. ↑ Wildt, Rupert (1939). Negative Ions of Hydrogen and the Opacity of Stellar Atmospheres. Astrophysical Journal. 90: 611. Bibcode:1939ApJ....90..611W. doi:10.1086/144125.
  6. ↑ а б Rau, A. R. P. (1996). The Negative Ion of Hydrogen (PDF). Journal of Astrophysics and Astronomy. 17 (3): 113—145. Bibcode:1996JApA...17..113R. doi:10.1007/BF02702300. S2CID 56355519.
  7. ↑ Srinivasan, G. (1999). Chapter 5. From White Dwarfs to Black Holes: The Legacy of S. Chandrasekhar. Chicago: University of Chicago Press.
  8. ↑ Bryant, H. C.; Dieterle, B. D.; Donahue, J.; Sharifian, H.; Tootoonchi, H.; Wolfe, D. M.; Gram, P. A. M.; Yates-Williams, M. A. (1977). Observation of Resonances near 11 eV in the Photodetachment Cross Section of the H− Ion. Physical Review Letters. 38 (5): 228. Bibcode:1977PhRvL..38..228B. doi:10.1103/PhysRevLett.38.228.
  9. ↑ Bethe, H. (1929). Berechnung der Elektronenaffinität des Wasserstoffs. Zeitschrift für Physik (нім.). 57 (11—12): 815—821. Bibcode:1929ZPhy...57..815B. doi:10.1007/BF01340659. S2CID 125100200.
  10. ↑ Hill, R. N. (1977). Proof that the H− Ion Has Only One Bound State. Physical Review Letters. 38 (12): 643. Bibcode:1977PhRvL..38..643H. doi:10.1103/PhysRevLett.38.643.

Джерело: стаття у Вікіпедії та історія редагувань (автори).