›

Водород не вступает в реакцию с. Физические свойства водорода

Строение и физические свойства водорода Водород - двухатомный газ Н2. Он не имеет ни цвета, ни запаха. Это самый легкий газ. Благодаря этому свойству он использовался в аэростатах, дирижаблях и тому подобных устройствах, однако широкому применению водорода в этих целях мешает его взрывоопасность в смеси с воздухом.

Молекулы водорода неполярные и очень маленькие, поэтому взаимодействие между ними мало. В связи с этим он имеет очень низкие температуры плавления (-259оС) и кипения (-253оС). Водород практически нерастворим в воде.

Водород имеет 3 изотопа: обычный 1Н, дейтерий 2H или D, и радиоактивный тритий 3Н или Т. Тяжелые изотопы водорода уникальны тем, что тяжелее обычного водорода в 2 или даже в 3 раза! Именно поэтому замена обычного водорода на дейтерий или тритий заметно сказывается на свойствах вещества (так, температуры кипения обычного водорода Н2 и дейтерия D2 различаются на 3,2 градуса). Взаимодействие водорода с простыми веществами Водород - неметалл среднейэлектроотрицательности. Поэтому ему присущи и окислительные, и восстановительные свойства.

Окислительные свойства водорода проявляются в реакциях с типичными металлами - элементами главных подгрупп I-II группы таблицы Менделеева. Самые активные металлы (щелочные и щелочноземельные) при нагревании с водородом дают гидриды – твердые солеобразные вещества, содержащие в кристаллической решетке гидрид-ион Н-. 2Na + Н2 = 2NaН ; Са + Н2 = СаН2 Восстановительные свойства водорода проявляются в реакциях с более типичными неметаллами, чем водород: 1) Взаимодействие с галогенами H2 + F2 = 2HF

Аналогично протекает взаимодействие с аналогами фтора - хлором, бромом, иодом. По мере уменьшения активности галогена интенсивность протекания реакции уменьшается. Реакция с фтором происходит при обычных условиях со взрывом, для реакции с хлором требуется освещение или нагревание, а реакция с иодом протекает лишь при сильном нагревании и обратимо. 2) Взаимодействие с кислородом 2Н2 + О2 = 2Н2О Реакция протекает с большим выделением тепла, иногда со взрывом. 3) Взаимодействие с серой Н2 + S = H2S Сера - гораздо менее активный неметалл, чем кислород, и взаимодействие с водородом протекает спокойно.Ь 4) Взаимодействие с азотом 3Н2 + N2↔ 2NH3 Реакция обратима, протекает в заметной степени только в присутствии катализатора, при нагревании и под давлением. Продукт называется аммиак. 5) Взаимодействие с углеродом С + 2Н2↔ СН4 Реакция протекает в электрической дуге или при очень высоких температурах. В качестве побочных продуктов образуются и другие углеводороды. 3. Взаимодействие водорода со сложными веществами Водород проявляет восстановительные свойства и в реакциях со сложными веществами: 1) Восстановление оксидов металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений правее алюминия, а также оксиды неметаллов: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O; CuO + H2 Cu + H2OВодород применяют как восстановитель для извлечения металлов из оксидных руд. Реакции идут при нагревании.2) Присоединение к органическим непредельным веществам; С2Н4 + Н2(t;p)→ С2Н6 Реакции протекают в присутствии катализатора и под давлением. Других реакций водорода мы пока касаться не будем. 4. Получение водорода В промышленности водород получают переработкой углеводородного сырья - природного и попутного газа, кокса и т.п. Лабораторные методы получения водорода:


1) Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, с кислотами. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов левее магния, с холодной водой. При этом также образуется щелочь.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Металл, находящийся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее марганца, способен вытеснять водород из воды при определенных условиях (магний - из горячей воды, алюминий - при условии снятия оксидной пленки с поверхности).

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

Металл, находящийся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее кобальта, способен вытеснять водород из водяного пара. При этом также образуется оксид.

3Fe + 4H2Oпар Fe3O4 + 4H23) Взаимодействие металлов, гидроксиды которых амфотерны, с растворами щелочей.

Металлы, гидроксиды которых амфотерны, вытесняют водород из растворов щелочей. Вам необходимо знать 2 таких металла - алюминий и цинк:

2Al + 2NaOH +6H2O = 2Na + + 3H2

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

При этом образуются комплексные соли - гидроксоалюминаты и гидроксоцинкаты.

Все методы, перечисленные до сих пор, основаны на одном и том же процессе - окислении металла атомом водорода в степени окисления +1:

М0 + nН+ = Мn+ + n/2 H2

4) Взаимодействие гидридов активных металлов с водой:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2

Этот процесс основан на взаимодействии водорода в степени окисления -1 с водородом в степени окисления +1:

5) Электролиз водных растворов щелочей, кислот, некоторых солей:

2Н2О 2Н2 + О2

5. Водородные соединения В этой таблице слева легкой тенью выделены клетки элементов, образующих с водородом ионные соединения - гидриды. Эти вещества имеют в своем составе гидрид-ион Н-. Они представляют собой твердые бесцветные солеобразные вещества и реагируют с водой с выделением водорода.

Элементы главных подгрупп IV-VII групп образуют с водородом соединения молекулярного строения. Иногда их также называют гидридами, но это некорректно. В их составе нет гидрид-иона, они состоят из молекул. Как правило, простейшие водородные соединения этих элементов - бесцветные газы. Исключения - вода, являющаяся жидкостью, и фтороводород, который при комнатной температуре газообразен, но при нормальных условиях - жидкость.

Темными клетками отмечены элементы, образующие с водородом соединения, проявляющие кислотные свойства.

Темными клетками с крестом обозначены элементы, образующие с водородом соединения, проявляющие основные свойства.

=================================================================================

29). общая характеристика свойств элементов главной подгруппы 7гр. Хлор. Свойства лора. Соляная кислота. В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (ас­тат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д.И.Менделеева. На внешнем энергетичес­ком уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств.

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значениястепеней окисления объясняются электронным строением, которое у атомов фтора можно представитьсхемой

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р подуровень.У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1.

Электронное строение атома хлора выражается схемойУ атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но посколь­ку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.

У фтора нет свободных орбиталей,а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрениисвойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF - фтороводородная (плавиковая), НСl - хлороводородная (соляная),НВr - бромводородная, НI - йодоводородная.

Хлор (лат.Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2) желто-зеленый газ с резким раздражающим запахом. Природный Хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35Сl (75,77%) и 37Cl (24,23%).

Химические свойства Хлора. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5. В соответствии с этим Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99Å, ионный радиус Cl- 1.82Å, сродство атома Хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

Химически Хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Хлором только при нагревании Фосфор воспламеняется в атмосфере Хлора, образуя РCl3, а при дальнейшем хлорировании - РСl5; сера с Хлором при нагревании дает S2Cl2, SCl2 и другие SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Хлором. Смесь Хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция). С кислородом Хлор образует оксиды: Cl2О, СlO2, Cl2О6, Сl2О7, Cl2О8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl2 + Н2О = НClО + НCl. При хлорировании водных растворов щелочей нахолоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl2= NaClO + NaCl + Н2О, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухого гидрооксида кальция получают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с Хлором образуется треххлористый азот. При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород, либо присоединяется по кратным связям, образуя различные хлорсодержащие органических соединения. Хлор образует с других галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Хлора: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4. Соля́ная кислота́ (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, хлористый водород) - HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая из-за примесей Fe, Cl2 и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38% по массе. Соли соляной кислоты называются хлоридами.

Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:

Взаимодействие с аммиаком с образованием густого белого дыма, состоящего из мельчайших кристалликов хлорида аммония:

Качественной реакцией на соляную кислоту и её соли является её взаимодействие с нитратом серебра, при котором образуетсятворожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в азотной кислоте:

===============================================================================

Водород - простое вещество H 2 (диводород, дипротий, легкий водород).

Краткая характеристика водорода :

  • Неметалл.
  • Бесцветный газ, трудно поддающийся сжижению.
  • Плохо растворяется в воде.
  • Лучше растворяется в органических растворителях.
  • Хемосорбируется металлами: железом, никелем, платиной, палладием.
  • Сильный восстановитель.
  • Взаимодействует (при высоких температурах) с неметаллами, металлами, оксидами металлов.
  • Наибольшей восстановительной способностью обладает атомный водород H 0 , получаемый при термическом разложении H 2 .
  • Изотопы водорода:
    • 1 H - протий
    • 2 H - дейтерий (D)
    • 3 H - тритий (Т)
  • Относительная молекулярная масса = 2,016
  • Относительная плотность твердого водорода (t=-260°C) = 0,08667
  • Относительная плотность жидкого водорода (t=-253°C) = 0,07108
  • Избыточное давление (н.у.) = 0,08988 г/л
  • t плавления = -259,19°C
  • t кипения = -252,87°C
  • Объемный коэффициент растворимости водорода:
    • (t=0°C) = 2,15;
    • (t=20°C) = 1,82;
    • (t=60°C) = 1,60;

1. Термическое разложение водорода (t=2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Взаимодействие водорода с неметаллами :

  • H 2 +F 2 = 2HF (t=-250..+20°C)
  • H 2 +Cl 2 = 2HCl (при сжигании или на свету при комнатной температуре):
    • Cl 2 = 2Cl 0
    • Cl 0 +H 2 = HCl+H 0
    • H 0 +Cl 2 = HCl+Cl 0
  • H 2 +Br 2 = 2HBr (t=350-500°C, катализатор платина)
  • H 2 +I 2 = 2HI (t=350-500°C, катализатор платина)
  • H 2 +O 2 = 2H 2 O:
    • H 2 +O 2 = 2OH 0
    • OH 0 +H 2 = H 2 O+H 0
    • H 0 +O 2 = OH 0 +O 0
    • O 0 +H 2 = OH 0 +H 0
  • H 2 +S = H 2 S (t=150..200°C)
  • 3H 2 +N 2 = 2NH 3 (t=500°C, катализатор железо)
  • 2H 2 +C(кокс) = CH 4 (t=600°C, катализатор платина)
  • H 2 +2C(кокс) = C 2 H 2 (t=1500..2000°C)
  • H 2 +2C(кокс)+N 2 = 2HCN (t более 1800°C)

3. Взаимодействие водорода со сложными веществами :

  • 4H 2 +(Fe II Fe 2 III)O 4 = 3Fe+4H 2 O (t более 570°C)
  • H 2 +Ag 2 SO 4 = 2Ag+H 2 SO 4 (t более 200°C)
  • 4H 2 +2Na 2 SO 4 = Na 2 S+4H 2 O (t = 550-600°C, катализатор Fe 2 O 3)
  • 3H 2 +2BCl 3 = 2B+6HCl (t = 800-1200°C)
  • H 2 +2EuCl 3 = 2EuCl 2 +2HCl (t = 270°C)
  • 4H 2 +CO 2 = CH 4 +2H 2 O (t = 200°C, катализатор CuO 2)
  • H 2 +CaC 2 = Ca+C 2 H 2 (t более 2200°C)
  • H 2 +BaH 2 = Ba(H 2) 2 (t до 0°C, раствор)

4. Участие водорода в окислительно-восстановительных реакциях :

  • 2H 0 (Zn, разб. HCl)+KNO 3 = KNO 2 +H 2 O
  • 8H 0 (Al, конц. KOH)+KNO 3 = NH 3 +KOH+2H 2 O
  • 2H 0 (Zn, разб. HCl)+EuCl 3 = 2EuCl 2 +2HCl
  • 2H 0 (Al)+NaOH(конц.)+Ag 2 S = 2Ag↓+H 2 O+NaHS
  • 2H 0 (Zn, разб. H 2 SO 4)+C 2 N 2 = 2HCN

Водородные соединения

D 2 - дидейтерий :

  • Тяжелый водород.
  • Бесцветный газ, трудно поддаваемый сжижению.
  • Дидейтерия содержится в природной водороде 0,012-0,016% (по массе).
  • В газовой смеси дидейтерия и протия изотопный обмен протекает при высоких температурах.
  • Плохорастворим в обычной и тяжелой воде.
  • С обычной водой изотопный обмен незначителен.
  • Химические свойства аналогичны легкому водороду, но дидейтерий обладает меньшей реакционной способностью.
  • Относительная молекулярная масса = 4,028
  • Относительная плотность жидкого дидейтерия (t=-253°C) = 0,17
  • t плавления = -254,5°C
  • t кипения = -249,49°C

T 2 - дитритий :

  • Сверхтяжелый водород.
  • Бесцветный радиоактивный газ.
  • Период полураспада 12,34 года.
  • В природе дитритий образуется в результате бомбардировки нейтронами космического излучения ядер 14 N, следы дитрития обнаружены в природных водах.
  • Получают дитритий в ядерном реакторе бомбардировкой лития медленными нейтронами.
  • Относительная молекулярная масса = 6,032
  • t плавления = -252,52°C
  • t кипения = -248,12°C

HD - дейтериоводород :

  • Бесцветный газ.
  • Не растворяется в воде.
  • Химические свойства аналогичны H 2 .
  • Относительная молекулярная масса = 3,022
  • Относительная плотность твердого дейтериоводорода (t=-257°C) = 0,146
  • Избыточное давление (н.у.) = 0,135 г/л
  • t плавления = -256,5°C
  • t кипения = -251,02°C

Оксиды водорода

H 2 O - вода :

  • Бесцветная жидкость.
  • По изотопному составу кислорода вода состоит из H 2 16 O с примесями H 2 18 O и H 2 17 O
  • По изотопному составу водорода вода состоит из 1 H 2 O с примесью HDO.
  • Жидкая вода подвергается протолизу (H 3 O + и OH -):
    • H 3 O + (катион оксония) является самой сильной кислотой в водном растворе;
    • OH - (гидроксид-ион) является самым сильным основанием в водном растворе;
    • Вода - самый слабый сопряженный протолит.
  • Со многими веществами вода образует кристаллогидраты.
  • Вода является химически активным веществом.
  • Вода является универсальным жидким растворителем неорганических соединений.
  • Относительная молекулярная масса воды = 18,02
  • Относительная плотность твердой воды (льда) (t=0°C) = 0,917
  • Относительная плотность жидкой воды:
    • (t=0°C) = 0,999841
    • (t=20°C) = 0,998203
    • (t=25°C) = 0,997044
    • (t=50°C) = 0,97180
    • (t=100°C) = 0,95835
  • плотность (н.у.) = 0,8652 г/л
  • t плавления = 0°C
  • t кипения = 100°C
  • Ионное произведение воды (25°C) = 1,008·10 -14

1. Термическое разложение воды:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (выше 1000°C)

D 2 O - оксид дейтерия :

  • Тяжелая вода.
  • Бесцветная гигроскопичная жидкость.
  • Вязкость выше, чем у воды.
  • Смешивается с обычной водой в неограниченных количествах.
  • При изотопном обмене образуется полутяжелая вода HDO.
  • Растворяющая способность ниже, чем у обычной воды.
  • Химические свойства оксида дейтерия аналогичны химическим свойствам воды, но все реакции протекают медленнее.
  • Тяжелая вода присутствует в природной воде (массовое отношение к обычной воде 1:5500).
  • Оксид дейтерия получают многократным электролизом природной воды, при котором тяжелая вода накапливается в остатке электролита.
  • Относительная молекулярная масса тяжелой воды = 20,03
  • Относительная плотность жидкой тяжелой воды (t=11,6°C) = 1,1071
  • Относительная плотность жидкой тяжелой воды (t=25°C) = 1,1042
  • t плавления = 3,813°C
  • t кипения = 101,43°C

T 2 O - оксид трития :

  • Сверхтяжелая вода.
  • Бесцветная жидкость.
  • Вязкость выше, а растворяющая способность ниже, чем у обычной и тяжелой воды.
  • Смешивается с обычной и тяжелой водой в неограниченных количествах.
  • Изотопный обмен с обычной и тяжелой водой приводит к образованию HTO, DTO.
  • Химические свойства сверхтяжелой воды аналогичны химическим свойствам воды, но все реакции протекают еще медленнее, чем в тяжелой воде.
  • Следы оксида трития находят в природной воде и атмосфере.
  • Получают сверхтяжелую воду пропусканием трития над раскаленным оксидом меди CuO.
  • Относительная молекулярная масса сверхтяжелой воды = 22,03
  • t плавления = 4,5°C

Химические свойства водорода

При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами.

Водород вступает в реакции с простыми и сложными веществами:

- Взаимодействие водорода с металлами приводит к образованию сложных веществ - гидридов, в химических формулах которых атом металла всегда стоит на первом месте:


При высокой температуре Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (Li Н, Na Н, КН, СаН 2 и др.):

Н 2 + 2Li = 2LiH

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

- При взаимодействии водорода с неметаллами образуются летучие водородные соединения. В химической формуле летучего водородного соединения, атом водорода может стоять как на первом так и на втором месте, в зависимости от местонахождения в ПСХЭ (см. табличку в слайде):

1). С кислородом Водород образует воду:

Видео "Горение водорода"

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q

При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом ) .

Видео "Взрыв гремучего газа"

Видео "Приготовление и взрыв гремучей смеси"

2). С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н 2 + Cl 2 = 2НСl

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

3). С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях.

4). При нагревании Водород энергично реагирует с серой :

Н 2 + S = H 2 S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром.

5). С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан)


- Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов , при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород - проявляет свойства восстановителя:


Водород используется для восстановления многих металлов , так как отнимает кислород у их оксидов:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, и т. д.

Применение водорода

Видео "Применение водорода"

В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной надписью "Водород".

Водород используется для превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов (германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.).

Практическое применение водорода многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в пищевой - для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде, используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое потребление водорода превышает 1 млн. т.

ТРЕНАЖЕРЫ

№2. Водород

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1
Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами: F 2 , Ca, Al 2 O 3 , оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI). Назовите продукты реакции, укажите типы реакций.

Задание №2
Осуществите превращения по схеме:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Задание №3.
Вычислите массу воды, которую можно получить при сжигании 8 г водорода?

Гидроген Н - химический элемент, один из самых распространённых в нашей Вселенной. Масса водорода как элемента в составе веществ составляет 75 % от общего содержания атомов другого типа. Он входит в наиважнейшее и жизненно необходимое соединение на планете - воду. Отличительной особенностью водорода также является то, что он первый элемент в периодический системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Открытие и исследование

Первые упоминания о водороде в трудах Парацельса датируются шестнадцатым веком. Но его выделение из газовой смеси воздуха и исследование горючих свойств были произведены уже в семнадцатом веке учёным Лемери. Досконально изучил гидроген английский химик, физик и естествоиспытатель который опытным путём доказал, что масса водорода наименьшая в сравнении с другими газами. В последующих этапах развития науки многие учёные работали с ним, в частности Лавуазье, назвавший его «рождающим воду».

Характеристика по положению в ПСХЭ

Элемент, открывающий периодическую таблицу Д. И. Менделеева, - это водород. Физические и химические свойства атома проявляют некую двойственность, так как гидроген одновременно относят к первой группе, главной подгруппе, если он ведёт себя как металл и отдаёт единственный электрон в процессе химической реакции, и к седьмой - в случае полного заполнения валентной оболочки, то есть приёме отрицательной частицы, что характеризует его как подобный галогенам.

Особенности электронного строения элемента

Свойства сложных веществ, в состав которых он входит, и самого простого вещества Н 2 в первую очередь определяются электронной конфигурацией гидрогена. Частица имеет один электрон с Z= (-1), который вращается по своей орбите вокруг ядра, содержащего один протон с единичной массой и положительным зарядом (+1). Его электронная конфигурация записывается как 1s 1 , что означает наличие одной отрицательной частицы на самой первой и единственной для гидрогена s-орбитали.

При отрыве или отдаче электрона, а атом этого элемента имеет такое свойство, что роднит его с металлами, получается катион. По сути ион водорода - это положительная элементарная частица. Поэтому лишенный электрона гидроген называют попросту протоном.

Физические свойства

Если описывать водорода кратко, то это бесцветный, малорастворимый газ с относительной атомной массой равной 2, в 14,5 раза легче, чем воздух, с температурой сжижения, составляющей -252,8 градуса Цельсия.

На опыте можно легко убедиться в том, что Н 2 самый легкий. Для этого достаточно наполнить три шара различными веществами - водородом, углекислым газом, обычным воздухом - и одновременно выпустить их из руки. Быстрее всех достигнет земли тот, который наполнен СО 2 , после него опустится надутый воздушной смесью, а содержащий Н 2 вовсе поднимется к потолку.

Маленькая масса и размер частиц водорода обосновывают его способность проникать через различные вещества. На примере того же шара в этом легко убедиться, через пару дней он сам сдуется, так как газ просто пройдёт через резину. Также водород может накапливаться в структуре некоторых металлов (палладий или платина), а при повышении температуры испаряться из неё.

Свойство малорастворимости водорода используют в лабораторной практике для его выделения способом вытеснения водорода (таблица, изображенная ниже, содержит основные параметры) определяют сферы его применения и методы получения.

Параметр атома или молекулы простого вещества Значение
Атомная масса (молярная масса) 1,008 г/моль
Электронная конфигурация 1s 1
Кристаллическая решётка Гексагональная
Теплопроводность (300 K) 0,1815 Вт/(м·К)
Плотность при н. у. 0,08987 г/л
Температура кипения -252,76 °C
Удельная теплота сгорания 120,9·10 6 Дж/кг
Температура плавления -259,2 °C
Растворимость в воде 18,8 мл/л

Изотопный состав

Как и многие другие представители периодической системы химических элементов, гидроген имеет несколько природных изотопов, то есть атомов с одинаковым числом протонов в ядре, но различным числом нейтронов - частиц с нулевым зарядом и единичной массой. Примеры атомов, обладающих подобным свойством - кислород, углерод, хлор, бром и прочие, в том числе радиоактивные.

Физические свойства водорода 1 Н, самого распространённого из представителей данной группы, значительно отличаются от таких же характеристик его собратьев. В частности, разнятся особенности веществ, в состав которых они входят. Так, существует обычная и дейтерированная вода, содержащая в своём составе вместо атома водорода с одним-единственным протоном дейтерий 2 Н - его изотоп с двумя элементарными частицами: положительной и незаряженной. Этот изотоп в два раза тяжелее обычного гидрогена, что и объясняет кардинальное различие в свойствах соединений, которые они составляют. В природе дейтерий встречается в 3200 раз реже, чем водород. Третий представитель - тритий 3 Н, в ядре он имеет два нейтрона и один протон.

Способы получения и выделения

Лабораторные и промышленные методы весьма отличаются. Так, в малых количествах газ получают в основном с помощью реакций, в которых участвуют минеральные вещества, а крупномасштабные производства в большей степени используют органический синтез.

В лаборатории применяют следующие химические взаимодействия:


В промышленных интересах газ получают такими методами, как:

  1. Термическое разложение метана в присутствии катализатора до составляющих его простых веществ (350 градусов достигает значение такого показателя, как температура) - водорода Н 2 и углерода С.
  2. Пропускание парообразной воды через кокс при 1000 градусов Цельсия с образованием углекислого газа СО 2 и Н 2 (самый распространённый метод).
  3. Конверсия газообразного метана на никелевом катализаторе при температуре, достигающей 800 градусов.
  4. Водород является побочным продуктом при электролизе водных растворов хлоридов калия или натрия.

Химические взаимодействия: общие положения

Физические свойства водорода во многом объясняют его поведение в процессах реагирования с тем или иным соединением. Валентность гидрогена равняется 1, так как он в таблице Менделеева расположен в первой группе, а степень окисления проявляет различную. Во всех соединениях, кроме гидридов, водород в с.о.= (1+), в молекулах типа ХН, ХН 2 , ХН 3 - (1-).

Молекула газа водорода, образованная посредством создания обобщенной электронной пары, состоит из двух атомов и довольно устойчива энергетически, именно поэтому при нормальных условиях несколько инертна и в реакции вступает при изменении нормальных условий. В зависимости от степени окисления водорода в составе прочих веществ, он может выступать как в качестве окислителя, так и восстановителя.

Вещества, с которыми реагирует и которые образует водород

Элементные взаимодействия с образованием сложных веществ (часто при повышенных температурах):

  1. Щелочной и щелочноземельный металл + водород = гидрид.
  2. Галоген + Н 2 = галогеноводород.
  3. Сера + водород = сероводород.
  4. Кислород + Н 2 = вода.
  5. Углерод + водород = метан.
  6. Азот + Н 2 = аммиак.

Взаимодействие со сложными веществами:

  1. Получение синтез-газа из монооксида углерода и водорода.
  2. Восстановление металлов из их оксидов с помощью Н 2 .
  3. Насыщение водородом непредельных алифатических углеводородов.

Водородная связь

Физические свойства водорода таковы, что позволяют ему, находясь в соединении с электроотрицательным элементом, образовывать особый тип связи с таким же атомом из соседних молекул, имеющих неподелённые электронные пары (например, кислородом, азотом и фтором). Ярчайший пример, на котором лучше рассмотреть подобное явление, - это вода. Она, можно сказать, прошита водородными связями, которые слабее ковалентных или ионных, но за счёт того, что их много, оказывают значительное влияние на свойства вещества. По сути, водородная связь - это электростатическое взаимодействие, которое связывает молекулы воды в димеры и полимеры, обосновывая её высокую температуру кипения.

Гидроген в составе минеральных соединений

В состав всех входит протон - катион такого атома, как водород. Вещество, кислотный остаток которого имеет степень окисления больше (-1), называется многоосновным соединением. В нём присутствует несколько атомов водорода, что делает диссоциацию в водных растворах многоступенчатой. Каждый последующий протон отрывается от остатка кислоты всё труднее. По количественному содержанию водородов в среде определяется его кислотность.

Применение в деятельности человека

Баллоны с веществом, так же как и емкости с другими сжиженными газами, например кислородом, имеют специфический внешний вид. Они выкрашены в темновато-зелёный цвет с ярко-красной надписью «Водород». Газ закачивают в баллон под давлением порядка 150 атмосфер. Физические свойства водорода, в частности легкость газообразного агрегатного состояния, используют для наполнения им в смеси с гелием аэростатов, шаров-зондов и т.д.

Водород, физические и химические свойства которого люди научились использовать много лет назад, на сегодняшний момент задействован во многих отраслях промышленности. Основная его масса идёт на производство аммиака. Также водород участвует в (гафния, германия, галлия, кремния, молибдена, вольфрама, циркония и прочих) из окислов, выступая в реакции в качестве восстановителя, синильной и соляной кислот, а также искусственного жидкого топлива. Пищевая промышленность использует его для превращения растительных масел в твёрдые жиры.

Определили химические свойства и применение водорода в различных процессах гидрогенизации и гидрирования жиров, углей, углеводородов, масел и мазута. С помощью него производят драгоценные камни, лампы накаливания, проводят ковку и сварку металлических изделий под воздействием кислородно-водородного пламени.

  • Обозначение - H (Hydrogen);
  • Латинское название - Hydrogenium;
  • Период - I;
  • Группа - 1 (Ia);
  • Атомная масса - 1,00794;
  • Атомный номер - 1;
  • Радиус атома = 53 пм;
  • Ковалентный радиус = 32 пм;
  • Распределение электронов - 1s 1 ;
  • t плавления = -259,14°C;
  • t кипения = -252,87°C;
  • Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,02/-;
  • Степень окисления: +1; 0; -1;
  • Плотность (н. у.) = 0,0000899 г/см 3 ;
  • Молярный объем = 14,1 см 3 /моль.

Бинарные соединения водорода с кислородом:

Водород ("рождающий воду") был открыт английским ученым Г. Кавендишем в 1766 году. Это самый простой элемент в природе - атом водорода имеет ядро и один электрон, наверное, по этой причине водород является самым распространенным элементом во Вселенной (составляет более половины массы большинства звезд).

Про водород можно сказать, что "мал золотник, да дорог". Несмотря на свою "простоту", водород дает энергию всем живым существам на Земле - на Солнце идет непрерывная термоядерная реакция в ходе которой из четырех атомов водорода образуется один атом гелия, данный процесс сопровождается выделением колоссального количества энергии (подробнее см. Ядерный синтез).

В земной коре массовая доля водорода составляет всего 0,15%. Между тем, подавляющее число (95%) всех известных на Земле химических веществ содержат один или несколько атомов водорода.

В соединениях с неметаллами (HCl, H 2 O, CH 4 ...) водород отдает свой единственный электрон более электроотрицательным элементам, проявляя степень окисления +1 (чаще), образуя только ковалентные связи (см. Ковалентная связь).

В соединениях с металлами (NaH, CaH 2 ...) водород, наоборот, принимает на свою единственную s-орбиталь еще один электрон, пытаясь, таким образом, завершить свой электронный слой, проявляя степень окисления -1 (реже), образуя чаще ионную связь (см. Ионная связь), т. к., разность в электроотрицательности атома водорода и атома металла может быть достаточно большой.

H 2

В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, образуя неполярную ковалентную связь.

Молекулы водорода обладают:

  • большой подвижностью;
  • большой прочностью;
  • малой поляризуемостью;
  • малыми размерами и массой.

Свойства газа водорода:

  • самый легкий в природе газ, без цвета и запаха;
  • плохо растворяется в воде и органических растворителях;
  • в незначительных кол-вах растворяется в жидких и твердых металлах (особенно в платине и палладии);
  • трудно поддается сжижению (по причине своей малой поляризуемости);
  • обладает самой высокой теплопроводностью из всех известных газов;
  • при нагревании реагирует со многими неметаллами, проявляя свойства восстановителя;
  • при комнатной температуре реагирует со фтором (происходит взрыв): H 2 + F 2 = 2HF;
  • с металлами реагирует с образованием гидридов, проявляя окислительные свойства: H 2 + Ca = CaH 2 ;

В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Восстановительные свойства водорода широко используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов и галлидов.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Реакции водорода с простыми веществами

Водород принимает электрон, играя роль восстановителя , в реакциях:

  • с кислородом (при поджигании или в присутствии катализатора), в соотношении 2:1 (водород:кислород) образуется взрывоопасный гремучий газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 кДж
  • с серой (при нагревании до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
  • с хлором (при поджигании или облучении УФ-лучами): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
  • с фтором : H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
  • с азотом (при нагревании в присутствии катализаторов или при высоком давлении): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водород отдает электрон, играя роль окислителя , в реакциях с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием гидридов металлов - солеобразные ионные соединения, содержащие гидрид-ионы H - - это нестойкие кристаллические в-ва белого цвета.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Для водорода нехарактерно проявлять степень окисления -1. Реагируя с водой, гидриды разлагаются, восстанавливая воду до водорода. Реакция гидрида кальция с водой имеет следующий вид:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

Реакции водорода со сложными веществами

  • при высокой температуре водород восстанавливает многие оксиды металлов: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
  • метиловый спирт получают в результате реакции водорода с оксидом углерода (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
  • в реакциях гидрогенизации водород реагирует с многими органическими веществами.

Более подробно уравнения химических реакций водорода и его соединений рассмотрены на странице "Водород и его соединения - уравнения химических реакций с участием водорода ".

Применение водорода

  • в атомной энергетике используются изотопы водорода - дейтерий и тритий;
  • в химической промышленности водород используют для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода;
  • в пищевой промышленности водород применяют в производстве твердых жиров посредство гидрогенизации растительных масел;
  • для сварки и резки металлов используют высокую температуру горения водорода в кислороде (2600°C);
  • при получении некоторых металлов водород используют в качестве восстановителя (см. выше);
  • поскольку водород является легким газом, его используют в воздухоплавании в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов, дирижаблей;
  • как топливо водород используют в смеси с СО.

В последнее время ученые уделяют достаточно много внимания поиску альтернативных источников возобновляемой энергии. Одним из перспективных направлений является "водородная" энергетика, в которой в качестве топлива используется водород, продуктом сгорания которого является обыкновенная вода.

Способы получения водорода

Промышленные способы получения водорода:

  • конверсией метана (каталитическим восстановлением водяного пара) парами воды при высокой температуре (800°C) на никелевом катализаторе: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
  • конверсией оксида углерода с водяным паром (t=500°C) на катализаторе Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
  • термическим разложением метана: CH 4 = C + 2H 2 ;
  • газификацией твердых топлив (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
  • электролизом воды (очень дорогой способ при котором получается очень чистый водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2 .

Лабораторные способы получения водорода:

  • действием на металлы (чаще цинк) соляной или разбавленной серной кислотой: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ;
  • взаимодействием паров воды с раскаленными железными стружками: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2 .