Гидрид кальция — Википедия

Гидрид кальция
Общие
Систематическое наименование	Гидрид кальция
Традиционные названия	Гидрид кальция; водородистый кальций
Хим. формула	${\displaystyle {\ce {CaH2}}}$
Рац. формула	${\displaystyle {\ce {CaH2}}}$
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	42,094 г/моль
Плотность	1,70 г/см³
Классификация
Рег. номер CAS	7789-78-8
PubChem	105052 и 3033859
Рег. номер EINECS	232-189-2
SMILES	[H-].[H-].[Ca+2]
InChI	InChI=1S/Ca.2H/q+2;2*-1 UUGAXJGDKREHIO-UHFFFAOYSA-N
ChemSpider	94784
Безопасность
ЛД50	200—450 мг/кг
Токсичность	ирритант
NFPA 704	3 3 2 W
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Гидри́д ка́льция — бинарное неорганическое соединение кальция и водорода с химической формулой ${\displaystyle {\ce {CaH2}}}$. Относится к классу солеобразных гидридов.

Применяется для получения газообразного водорода, для твердофазного термического восстановления тугоплавких металлов из их оксидов, в качестве осушающего агента, как аналитический реагент для количественного определения влагосодержания органических жидкостей и кристаллизационной воды в кристаллических веществах.

Твёрдое бесцветное кристаллическое вещество. Примесями обычно окрашен в серый цвет. Кристаллизуется в орторомбической сингонии oP12 — кристаллической структуре типа ${\displaystyle {\ce {PbCl}}}$ — минерала котунита^[1].

Не растворяется в растворителях, с которыми не взаимодействует.

Плавится с разложением при 816 °С. В атмосфере водорода, особенно при повышенном давлении, его пиролиз существенно снижается.

Является сильным восстановителем.

Взаимодействует с водой, образуя водород и гидроксид кальция:

${\displaystyle {\ce {CaH2 + 2 H2O -> Ca(OH)2 + 2 H2 + 228}}}$ кДж.

Взаимодействие с кислотами с образованием водорода и соответствующей кальциевой соли, например:

${\displaystyle {\ce {CaH_2 + 2 HCl -> CaCl2 + 2H2}}}$.

Окисляется кислородом при температуре свыше 300—400 °С:

${\displaystyle {\ce {CaH2 + O2 -> CaO + H2O}}}$.

Восстанавливает оксиды многих металлов до металла, например:

${\displaystyle {\ce {2 CaH2 + TiO2 -> 2 CaO + 2H2 + Ti}}}$.

Пропусканием водорода над нагретой до температуры около 400 °C стружкой кальция:

${\displaystyle {\ce {Ca + H2 -> CaH2}}}$.

Применяется как удобный твердый источник водорода. 1 кг ${\displaystyle {\ce {CaH2}}}$ при взаимодействии с водой образует 1064 л ${\displaystyle {\ce {H2}}}$ (приведённого к нормальным условиям). Поэтому, несмотря на дороговизну метода, часто используется для наполнения воздушных шаров, оболочек метеорологических зондов и небольших аэростатов водородом. С этой же целью применяется в лабораториях для получения чистого водорода.

Несмотря на то, что его осушающие свойства уступают таким распространённым осушителям как силикагель или пентаоксид фосфора, часто применяется в качестве осушителя органических жидкостей, топлив и смазочных масел.

В лабораторной практике используется для количественного определения содержания воды в топливах и других веществах с помощью волюмометрического анализа, влажность определяется по объёму выделившегося водорода.

Также применяется для восстановления тугоплавких металлов из их оксидов.

В годы Второй мировой войны применялся на подводных лодках для создания ложных мишеней и маскировки подводных лодок от ультразвуковых гидролокаторов противника — так как всплывающие пузырьки водорода хорошо отражают и рассеивают ультразвуковые волны сонаров^[2].

Вещество токсично. ПДК 180 мг/дм³. При взаимодействии с водой и кислотами выделяет водород, который может образовать взрывоопасные смеси с воздухом. Также при этой реакции образуется едкая щёлочь — гидроксид кальция.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.