Химические свойства водорода общая характеристика, окислительно-восстановительные реакции с элементами, взаимодействие с соединениями, получение и применение

Водород: химия водорода и его соединений

Водород

Положение в периодической системе химических элементов

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)

кислые соли (NaHCO3 и др.)

основания NaOH, Cu(OH)2

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H2 → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H2 → Zn + H2O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H2 → Cu + H2O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом кремния:

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

  • как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
  • кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
  • как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
  • водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
  • получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Способы получения

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

2Na + H2 → 2NaH

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

NaH + H2O → NaOH + H2

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H2

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O2 = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl2 = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

CH4 — метан NH3 — аммиак H2O — вода HF –фтороводород
SiH4 — силан PH3 — фосфин H2S — сероводород HCl –хлороводород
AsH3 — арсин H2Se — селеноводород HBr –бромоводород
H2Te — теллуроводород HI –иодоводород
Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Читайте также:
Периодическая таблица Менделеева как пользоваться и читать, история создания, свойства и список химических элементов, структура и обозначения
Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O

2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Читайте также:
Серная кислота - формула, свойства, способы получения и применения

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H2S + Br2 → 2HBr + S↓

H2S + Cl2 → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Физические свойства

Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.

Химические свойства

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

  • с магнием реагирует при кипячении:
  • алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:
  • металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:
  • металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н2O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Водород

Водород (лат. hydrogenium = греч. ὕδωρ — вода + γεννάω — рождаю) – самый легкий химический элемент, при обычных условиях – газ без цвета, запаха и вкуса. В соединении с кислородом образует воду.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, входит в состав всего живого и небесных тел (73% массы Солнца).

Степени окисления

Проявляет степени окисления: -1, 0, +1.

Получение

В промышленности водород получают различными методами:

    Конверсия с водяным паром при t = 1000 °C

Методом газификации угля, торфа, сланца

Электролизом водных растворов щелочей

Каталитическим окислением кислородом (неполное окисление)

Лабораторные методы традиционно отличаются от промышленных своей простотой. В лаборатории водород получают:

    Вытеснением водорода из кислот

Взаимодействием активных металлов с водой

Реакцией цинка или алюминия с раствором щелочи

Химические свойства

В реакциях водород проявляет себя как восстановитель и окислитель. Как восстановитель реагирует с элементами, электроотрицательность которых выше, чем у водорода:

Как восстановитель реагирует с кислородом, галогенами, азотом, серой, оксидами металлов. При комнатной температуре из перечисленных реакция идет только со фтором.

H2 + F2 → HF (со взрывом в темноте)

H2 + Cl2 → (t) HCl (со взрывом только на свету)

Na + H2 → NaH (гидрид натрия)

Химические свойства:

    Реакция с металлами
Читайте также:
Кремний - валентность, формула, степень окисления, характеристика

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из воды.

Реакции с основными и кислотными оксидами

Реагирует с основными оксидами – с образованием оснований (реакция идет, если основание растворимо), и с кислотными оксидами – с образованием соответствующих кислот. Не забывайте сохранять степени окисления!

Отмечу здесь реакцию двойного гидролиза, которая заключается в гидролизе одной соли по катиону (CrBr3), а другой – по аниону (Na2CO3).

Реакция с гидридами активных металлов

Реакции с C, CO, CH4

Cl2 + H2O → HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты – без нагревания)

Cl2 + H2O → HCl + HClO3 (соляная и хлорноватая кислоты – при нагревании)

Кристаллогидраты

Кристаллогидраты – кристаллические соединения, содержащие молекулы воды как самостоятельные структурные единицы. Вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллической. Примеры: CaSO4*2H2O, Na2SO4*10H2O.

При нагревании кристаллогидраты теряют воду. Одним из наиболее известных кристаллогидратов является медный купорос: CuSO4*5H2O. Медный купорос имеет характерный голубой цвет, а безводный сульфат меди – белый.

В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата калия.

Пероксид водорода

Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.

В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:

Также перекись проявляет окислительные свойства:

Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки, предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Химические свойства водорода – взаимодействие с элементами и соединениями

Физические характеристики

Водород имеет 3 изотопа. Изотопы — вещества с одинаковым порядковым номером и зарядом, при этом различающиеся по атомарной массе и числом нейтронов. Они имеют собственные названия: протий, дейтерий и тритий, по числу нейтронов в составе. Самым распространённым является протий, именно его подразумевают под названием водород в химии.

При нормальных условиях это газ без цвета, запаха и вкуса. Плохо растворяется в органических растворителях и воде, но отлично — в этаноле и некоторых металлах, к примеру, в платине, железе и никеле. Температуры кипения и плавления максимальны (252,87 и -259,14°C соответственно). В смеси с воздухом и такими окислителями, как фтор, хлор и кислород является крайне взрывоопасным.

Взаимодействие с другими элементами

В нормальных условиях слабо реагирует с другими веществами, но при нагреве и в присутствии катализаторов начинает взаимодействовать со всеми простыми элементами главных подгрупп в списке, кроме бора, фосфора, кремния, алюминия и благородных газов.

В роли окислителя водород выступает при взаимодействии с щелочными и щёлочноземельными металлами, образуя соединения, называемые гидридами. В этих реакциях водород имеет степень окисления -1.

Помимо этого, он присутствует в реакциях гидрирования с такими классами органических соединений, как алкены, арены, альдегиды, циклоалканы. Для проведения необходимы нагрев, повышенное давление и присутствие катализаторов. Зачастую в его роли выступают платина и никель.

Реакции с неметаллами

Взаимодействует с элементами 17 группы (VII группы главной подгруппы), наиболее известными, как галогены, и с большинством других неметаллов. Иногда для реакции нужны катализаторы или изменение температуры:

  1. H₂+F₂=2HF. Реакция протекает со взрывом, выделяя большое количество энергии.
  2. H₂+Cl₂=2HCL. При комнатной температуре без освещения хлор плохо взаимодействует с водородом, но при нагреве или солнечном свете или Уф — облучении происходит цепная реакция.
  3. H₂+S=H2S.
  4. 3H₂+N₂=2NH3. Реакция этой формулы обратима, для её проведения необходимо давление 10−1000 атмосфер и температура от 500 °C с применением катализатора в виде пористого железа с примесями.

Большинство реакций протекает с выделением энергии, поскольку нужно разорвать молекулярную связь.

Формулы окисления

Водород вступает в реакцию с оксидами неметаллов и слабоактивных металлов, восстанавливая только те из них, что находятся правее цинка в ряду активности.

  1. CuO+H₂=Cu+H₂O.
  2. H₂+CO₂=CO+h₂O, реакция обратима.
  3. 2H₂+CO=CH₃OH. Указанная реакция также обратима, для неё необходимы давление в 250−300 атм, нагрев до 300 °C и присутствие оксидов цинка в качестве катализатора.
Читайте также:
Алкены в химии - характеристика, свойства, примеры, классификация

Области применения

Водород применяется во многих промышленных сферах. Например, в химической промышленности 54% от мирового запаса расходуется на производстве аммиака, с помощью которого получают некоторые пластмассы, удобрения, взрывчатку.

При переработке продуктов нефти водород — неотъемлемая составляющая гидрокрекинга и очистки, приводящих к улучшению характеристик получаемых продуктов. Для этих целей расходуется практически 40% всего мирового запаса.

Помимо этого, особое участие принимает в роли топлива для ракет, зачастую выступая там в смеси с кислородом, а изотопы встречаются в атомной промышленности.

Способы получения

Механизм производства водорода зависит от технологии. В лаборатории это продукт реакции металлов с кислотами, водных растворов щелочей с алюминием и гидролиза гидридов.

Помимо этого, существует способ электролиза воды без примесей (химически чистой), при этом, помимо водорода, получается и кислород. Этот метод обусловлен тем, что при отсутствии более расположенных к электролизу элементов, которые находятся в составе обычной воды, водород и кислород будут диссоциироваться и восходить по катоду и аноду соответственно.

В промышленности же получают электролизом водного раствора щелочей, солей. Но более востребованы способы конверсии метана с водяным паром или взаимодействие пара с раскалённым коксом. Обе эти реакции требуют нагрева до 1000 °C, а выброс CO₂ в атмосферу при подобном способе получения достигает порядка 800 млн тонн в год.

Химические свойства водорода общая характеристика, окислительно-восстановительные реакции с элементами, взаимодействие с соединениями, получение и применение

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.

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

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

Рассмотрим более подробно некоторые реакции:

1). При взаимодействии (в/д) с кислородом образуется вода:

При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С – со взрывом (смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 называется гремучим газом).

2). При взаимодействии (в/д) с галогенами образуется галогеноводороды, например:

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). При взаимодействии (в/д) с азотом образуется аммиак:

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях.

4). При взаимодействии (в/д) с серой образуется сероводород:

значительно труднее с селеном и теллуром.

5). При в/д с чистым углеродом водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов , при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород – проявляет свойства восстановителя: используется для восстановления многих металлов , так как отнимает кислород у их оксидов:

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”.

Читайте также:
Аллотропные модификации - формы, причины видоизменения

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.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1
Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами: Br2, Mg, Al2O3, оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI). Назовите продукты реакции, укажите типы реакций.

Задание №3.
Вычислите массу воды, которую можно получить при сжигании 4 г водорода?

Химические свойства водорода и примеры уравнений реакции

Химия — один из самых интересных предметов в школе, специализированное изучение которого начинают с 8 класса. Эта наука основывается на рассмотрении характеристик элементов, объединенных в периодической системе Д. И. Менделеева. Изучение химических свойств водорода является ключевой темой в химии, так как вещество является одним из самых распространенных в мире.

  1. Элемент с характеристикой «самый»
  2. Атомное строение
  3. Распространение в природе
  4. Получение газообразного H2
  5. Химические свойства
  6. Реакции восстановления
  7. Окисление металлов

Элемент с характеристикой «самый»

Если обратиться к периодической системе Д. И. Менделеева, можно заметить, что элемент, который имеет первый порядковый номер в ней, называется водородом. Как известно, положение в этой таблице способно полностью предсказать особенности химического поведения. Касательно водорода следует отметить его важную особенность — он не является типичным металлом или неметаллом. Этот элемент обладает промежуточным значением электроотрицательности, которое позволяет ему проявлять в реакциях с другими веществами как окислительные, так и восстановительные свойства.

Атомное строение

Водород — самый легкий самый маленький по размерам элемент. Он состоит из минимального набора протонов и электронов.

Всего одной положительно заряженной частицы (протон) и одной отрицательной (электрон) достаточно для формирования этого атома. Его атомная единица массы (а.е.м.) равна 1. Вокруг ядра-протона вращается всего один-единственный электрон, занимающий энергетический уровень 1s. Научное название этого элемента протий, хотя оно редко используется.

Простое атомное строение позволило Шредингеру в первой половине XX века точно решить уравнение квантовой механики для водорода, что обусловило сильный толчок для развития квантово-механических представлений о строении вещества.

Протий не является единственным водородом, хотя 99,98% всех его атомов относятся именно к этому изотопу. Существуют список некоторых других:

  1. Дейтерий H2. Он составляет 0,0184% всех водородных атомов и состоит из ядра, содержащего один протон и один нейтрон. Масса дейтерия приблизительно в 2 раза больше, чем протия, поэтому вода, образованная на его основе, называется тяжелой. Дейтерий —стабильный изотоп, который не претерпевает никаких радиоактивных распадов.
  2. Тритий H3. Это еще один водород, ядро которого содержит протон и 2 нейтрона. Он не является стабильным. В течение 12,33 лет ровно половина ядер трития испытывает бета-распад, который сопровождается излучением электронов и образованием катионов гелия.
  3. H4 и H7 — синтетически полученные сверхнестабильные изотопы водорода, содержащие больше 2 нейтронов в своих ядрах.

Распространение в природе

Водород — это самый распространенный элемент во Вселенной. По общим оценкам ученых, 75% всей массы вещества и 90% всех атомов образованы именно им. За пределами Земли в космических просторах он существует в следующих формах:

  1. В виде плазмы. Смесь протонов и несвязанных с ними электронов является типичным веществом, образующим звезды. Ядерные реакции между протонами приводят к образованию гелия и сопровождаются выделением огромного количества энергии в виде электромагнитного излучения в широком спектре длин волн. Эта плазма является практически идеальным проводником электричества.
  2. В атомарной форме. Атомы протия H1 являются очень активными с химической точки зрения. Тем не менее их можно встретить в чистом виде в холодном межзвездном пространстве.
  3. В молекулярной форме. Два атома H1 легко образуют молекулу H2. Эта реакция является энергетически выгодной. Образующийся при этом газ не имеет запаха и цвета. Является очень легким и взрывоопасным в присутствии кислорода. Молекул H2 в газообразной и жидкой форме присутствует в большом количестве на различных планетах. В Солнечной системе к ним относятся газовые гиганты Юпитер и Сатурн.
  4. В виде соединений. Например, с кислородом получается вода, с углеродом образуется целый ряд алканов, алкенов и алкинов. С элементами и их группами, обладающими большой электроотрицательностью, водород образует кислоты.

На планете водород в молекулярном виде очень тяжело обнаружить. Он имеется в незначительных количествах. Зато в форме соединений находится практически везде.

Достаточно вспомнить следующие вещества, чтобы убедиться в его распространенности и важности для протекания различных процессов, которые связаны с жизнедеятельностью:

  • вода H2O;
  • органические вещества — соединения водорода с углеродом (белки, углеводы, жиры);
  • любые кислоты (HCl, HF, H2SO4, HNO3 и др.);
  • гидриды металлов, которые могут действовать, как упрочняющие фазы в сплавах, а также как фактор, обуславливающий их охрупчивание.
Читайте также:
Агрегатное состояние вещества условия изменения, чем определяется, виды, свойства и характеристика веществ в разных формах, примеры перехода из одного состояния в другое

Получение газообразного H2

Водород используется во многих химических реакциях главным образом для получения кислот. В последнее время его научились хранить в чистом виде и применять в качестве биологически чистого топлива, являющегося хорошей альтернативой бензину.

Получение водорода возможно благодаря использованию различных физико-химических методов. Наиболее распространенными являются:

  1. Водяной пар с раскаленными железными опилками. В этом случае происходит набор химических превращений, сопровождаемых усиливающимся окислением железа до различных оксидов. В качестве примера можно привести реакцию: 3*H2O + 2*Fe = Fe2O3 + 3*H2. Указанный простой метод получения водорода использовал французский химик Антуан Лавуазье в конце XVIII века.
  2. Взаимодействие алюминия с водными растворами щелочей. В этом случае происходит окисление металла и восстановление катионов водорода до их молекулярного состояния: 2*Al + 6*H2O + 2*OH- = 2*Al (OH)4- + 3*H2.
  3. Электролиз воды. Это один из простых и эффективных способов получения газообразного водорода. Он заключается в пропускании электрического тока низкого напряжения через толщу воды. В результате электролиза кислород выделяется на аноде, а водород на катоде. Последний обычно изготавливают из инертного материала (платина или графит). КПД этого метода получения H2 лежит в пределах 80−94%.
  4. С использованием углеводородов. Здесь существует 2 разных метода. Первый заключается в использовании метана и водяного пара, которые смешиваются друг с другом при высокой температуре (700−1100 C): CH4 + H2O = CO + 3*H2. Второй метод — пиролиз метана: CH4 = C + 2*H2.

Химические свойства

Элемент может взаимодействовать с большим количеством различных веществ благодаря своей двойственной природе. Чаще всего водород проявляет восстановительные свойства с неметаллами и окислительные с металлами.

Здесь необходимо пояснить. Если атом H присоединяет к себе лишний электрон, он восстанавливается, проявляя при этом свойства окислителя другого элемента, поэтому сама реакция будет окислительной. Наоборот, если атом H отдает электрон, сам он окисляется, восстанавливая при этом элемент, с которым вступает в химическую реакцию, поэтому она будет называться восстановительной.

Реакции восстановления

Самой известной из реакций восстановления с участием водорода является его горение в присутствии кислорода: 2*H2 + O2 = 2*H2O.

Эта реакция является экзотермической, сопровождается выделением большого количества теплоты. В настоящее время разрабатывают технологии, в которых ее можно будет использовать в качестве альтернативы традиционным видам топлива в двигателях внутреннего сгорания. Кислородное окисление водорода сопровождается возникновением неконтролируемого пламени, которое быстро устремляется вверх с образованием водяного пара. По этой причине в 1937 году взорвался наполненный газом дирижабль «Гинденбург».

Водород охотно вступает в реакцию с галогенами, например, с хлором и фтором он образует соответствующие сильные кислоты соляную и плавиковую:

  • H2 + Cl2 = 2*HCl;
  • H2 + F2 = 2*HF.

С азотом водород образует аммиак NH3, а с углеродом целый ряд алканов, который начинается с метана CH4 (природный газ). С серой получается сероводород H2S, известный своим неприятным запахом тухлых яиц.

Окисление металлов

Атомы металлов, которые находятся в I-й и II-й группах таблицы Д. И. Менделеева на внешних энергетических уровнях содержат по одному или двум электронам, которые слабо связаны с ядрами. У атома H тоже 1 электрон на внешнем уровне, но из-за близости к атомному ядру он связан с ним сильнее, чем в атомах металлов, поэтому реакции водород-металл сопровождаются восстановлением первого и окислением последнего.

Читайте также:
Аллотропные модификации - формы, причины видоизменения

Ярким примером взаимодействия катиона водорода с металлом является реакция: Zn + 2H+ = Zn2+ + H2.

Здесь катионы H+ могут существовать, например, в кислотах. В результате реакции происходит их восстановление до молекулярного газообразного водорода.

Поскольку атомы H и молекулы H2 имеют маленькие геометрические размеры, они способны легко проникать в кристаллические структуры любых металлов. При определенных условиях (высокие температуры, наличие катализаторов) происходит взаимодействие металла с водородом, приводящее к образованию гидридов: Fe + 2*H2 = FeH4.

Обычно гидриды являются достаточно прочными соединениями, которые внутри кристаллической структуры металла создают механическую напряженность, ухудшая при этом свойства материала (увеличивается его хрупкость).

Таким образом, H является чрезвычайно активным элементом. Окислительные и восстановительные свойства водорода проявляются в зависимости от величины электроотрицательности вещества, с которым он вступает в химическую реакцию.

Химические свойства водорода. Применение водорода
план-конспект урока по химии (8 класс) на тему

Урок химии в 8 классе по теме “Химические свойства водорода. Применение водорода” по учебнику Рудзитиса

Скачать:

Вложение Размер
urok_25.doc 140.5 КБ

Предварительный просмотр:

Урок 25 по теме: “Химические свойства водорода. Применение водорода”

Цель урока. Изучить химические свойства водорода. Сформировать представления о водороде как о восстановителе и экологически чистом топливе.

Основные понятия. Гремучий газ, восстановитель, восстановление, экологически чистое топливо.
Планируемые результаты обучения. Уметь составлять уравнения реакций водорода с кислородом и с оксидами металлов.

Демонстрация. Взрыв смеси водорода с воздухом.

Лабораторный опыт. Взаимодействие водорода с оксидом меди(II).

Демонстрации. Горение углерода, серы, фосфора, железа в кислороде.

Сравнительная характеристика водорода и кислорода

  1. Объяснение нового материала.

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 (LiН, NaН, КН, СаН 2 и др.):

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:

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 ) .

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.

Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами: F2, Ca, Al2O3, оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI). Назовите продукты реакции, укажите типы реакций.

Осуществите превращения по схеме:

H2O -> H2 -> H2S -> SO2

Вычислите массу воды, которую можно получить при сжигании 8 г водорода?

  1. Рефлексия. Сообщения учащихся

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.

Домашнее задание. § 20, 21, упр. 4—12, задачи 2, 3 (с. 60); повторить способы получения и собирания кислорода.

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

« Химические свойства и применение водорода и кислорода» ( с применением педтехнологии развития критического мышления).

Урок по теме « Химические свойства и применение водорода и кислорода»( с применением педтехнологии развития критического мышления). Цель: – Продолжить формирование знаний понятий « степень окисле.

Открытый урок “Химические свойства водорода.”

Изучение химических свойств водорода, научить детей на практике обнаруживать водород и рассмотреть области применения водорода.

моудльный урок “Химические свойства водорода и применение”

В данный урок был вовлечен каждый даже слабый ученик, т.к. урок развивал мыслительное воображение и позволял использовать жизненный опыт учащихся. Все работа оказалась пропущена через себя и учащиеся .

Конспект урока химии “Химические свойства водорода”

Цель: Познакомить учащихся с химическими свойствами и его применением, провести лабораторный опыт, показывающий восстановительные свойства водорода.

Презентация -урок по теме “Получение, химические свойства и применение водорода”

Краткое и наглядное представление материала по теме урока – Получение, химические свойства и применение водорода.

Тема: “Химические свойства водорода. Применение”

Тема: “Химические свойства водорода. Применение”Цель урока: изучить химические свойства водорода, научиться обнаруживать водород и рассмотреть области применения водорода.Задачи: Образ.

Конспект урока “Химические свойства водорода. Применение”

В данном конспекте предлагается материал по изучению химических свойств водорода ( н-р, реакции с металлами,неметаллами, область применения).Это поможет сформировать представление о водоро.

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами
с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами
с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.

Галоген
Физические свойства

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами
водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

HCl + HClO” width=”225″ height=”28″/>

HBr + HBrO” width=”225″ height=”28″/>

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

5NaI + NaIO3 + 3H2O” width=”341″ height=”62″/>

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: