Реакции с водород. Водород - характеристики, физични и химични свойства

Водородният атом има електронната формула на външното (и единственото) електронно ниво 1 седин . От една страна, поради наличието на един електрон във външното електронно ниво, водородният атом е подобен на атомите на алкални метали. Въпреки това, подобно на халогените, му липсва само един електрон, за да запълни външното електронно ниво, тъй като на първото електронно ниво могат да бъдат разположени не повече от 2 електрона. Оказва се, че водородът може да бъде поставен едновременно както в първата, така и в предпоследната (седма) група на периодичната таблица, което понякога се прави в различни версии на периодичната система:

От гледна точка на свойствата на водорода като просто вещество, той все пак има повече общо с халогените. Водородът, както и халогените, е неметал и образува двуатомни молекули (H 2) подобно на тях.

При нормални условия водородът е газообразно, неактивно вещество. Ниската активност на водорода се обяснява с високата якост на връзката между водородните атоми в молекулата, която изисква или силно нагряване, или използване на катализатори, или и двете едновременно, за да се разруши.

Взаимодействие на водорода с прости вещества

с метали

От металите водородът реагира само с алкали и алкалоземи! Алкалните метали са металите от основната подгрупа I-та група(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а за алкалоземни метали от основната подгрупа на II група, с изключение на берилий и магнезий (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействие с активни метали се проявява водородът окислителни свойства, т.е. намалява степента на окисление. В този случай се образуват хидриди на алкални и алкалоземни метали, които имат йонна структура. Реакцията протича при нагряване:

Трябва да се отбележи, че взаимодействието с активни метали е единственият случай, когато молекулният водород H2 е окислител.

с неметали

От неметалите водородът реагира само с въглерод, азот, кислород, сяра, селен и халогени!

Въглеродът трябва да се разбира като графит или аморфен въглерод, тъй като диамантът е изключително инертна алотропна модификация на въглерода.

Когато взаимодейства с неметали, водородът може да изпълнява само функцията на редуциращ агент, тоест може само да увеличи степента на окисление:

Взаимодействие на водорода със сложни вещества

с метални оксиди

Водородът не реагира с метални оксиди, които са в групата на активността на метали до алуминий (включително), но е в състояние да редуцира много метални оксиди вдясно от алуминия при нагряване:

с неметални оксиди

От неметалните оксиди водородът реагира при нагряване с азотни оксиди, халогени и въглерод. От всички взаимодействия на водорода с неметални оксиди трябва да се отбележи особено неговата реакция с въглероден оксид CO.

Сместа от CO и H 2 дори има собствено име - „синтетичен газ“, тъй като в зависимост от условията от нея могат да се получат такива търсени промишлени продукти като метанол, формалдехид и дори синтетични въглеводороди:

с киселини

Водородът не реагира с неорганични киселини!

От органичните киселини водородът реагира само с ненаситени киселини, както и с киселини, съдържащи функционални групи, които могат да бъдат редуцирани от водород, по-специално алдехидни, кето или нитро групи.

със соли

При водни разтвори на соли не се осъществява тяхното взаимодействие с водород. Въпреки това, когато водородът преминава върху твърди соли на някои метали със средна и ниска активност, е възможно тяхното частично или пълно редуциране, например:

Химични свойства на халогените

Халогените са химичните елементи от група VIIA (F, Cl, Br, I, At), както и простите вещества, които образуват. По-нататък, освен ако не е посочено друго, халогените ще се разбират като прости вещества.

Всички халогени имат молекулярна структура, което причинява ниски температуритопене и кипене на тези вещества. Халогенните молекули са двуатомни, т.е. тяхната формула може да бъде написана общ изгледкато Хал 2.

Трябва да се отбележи такова специфично физическо свойство на йода като способността му да сублимацияили с други думи, сублимация. сублимация, те наричат явлението, при което вещество в твърдо състояние не се топи при нагряване, а, заобикаляйки течната фаза, незабавно преминава в газообразно състояние.

Електронна структуравъншен енергийно нивоатом на всеки халоген има формата ns 2 np 5, където n е номерът на периода на периодичната таблица, в който се намира халогенът. Както можете да видите, липсва само един електрон от осемелектронната външна обвивка на халогенните атоми. От това е логично да се предположи преобладаващо окислителните свойства на свободните халогени, което се потвърждава и на практика. Както знаете, електроотрицателността на неметалите намалява при движение надолу по подгрупата и следователно активността на халогените намалява в серията:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие на халогените с прости вещества

Всички халогени са силно реактивни и реагират с повечето прости вещества. Трябва обаче да се отбележи, че поради изключително високата си реактивност флуорът може да реагира дори с онези прости вещества, с които други халогени не могат да реагират. Такива прости вещества включват кислород, въглерод (диамант), азот, платина, злато и някои благородни газове (ксенон и криптон). Тези. всъщност, флуорът не реагира само с някои благородни газове.

Останалите халогени, т.е. хлор, бром и йод също са активни вещества, но по-малко активни от флуора. Те реагират с почти всички прости вещества с изключение на кислород, азот, въглерод под формата на диамант, платина, злато и благородни газове.

Взаимодействие на халогени с неметали

водород

Всички халогени реагират с водород, за да се образуват халогеноводородис общата формула HHal. В същото време реакцията на флуора с водорода започва спонтанно дори на тъмно и протича с експлозия в съответствие с уравнението:

Реакцията на хлор с водород може да бъде инициирана чрез интензивно ултравиолетово облъчванеили отопление. Също така течове с експлозия:

Бромът и йодът реагират с водород само при нагряване и в същото време реакцията с йод е обратима:

фосфор

Взаимодействието на флуора с фосфора води до окисляване на фосфора до най-висока степен на окисление (+5). В този случай се получава образуването на фосфорен пентафлуорид:

Когато хлорът и бромът взаимодействат с фосфора, е възможно да се получат фосфорни халогениди както в степен на окисление + 3, така и в степен на окисление + 5, което зависи от пропорциите на реагентите:

В случай на бял фосфор в атмосфера на флуор, хлор или течен бром, реакцията започва спонтанно.

Взаимодействието на фосфора с йода може да доведе до образуването само на фосфорен трийодид поради значително по-ниска окислителна способност в сравнение с други халогени:

сиво

Флуорът окислява сярата до най-високата степен на окисление +6, образувайки серен хексафлуорид:

Хлорът и бромът реагират със сярата, образувайки съединения, съдържащи сяра в окислителни състояния, които са изключително необичайни за нея +1 и +2. Тези взаимодействия са много специфични и за полагане на изпитав химията способността да се записват уравненията на тези взаимодействия не е необходима. Следователно следните три уравнения са дадени по-скоро за ориентиране:

Взаимодействие на халогени с метали

Както бе споменато по-горе, флуорът е в състояние да реагира с всички метали, дори с такива неактивни като платина и злато:

Останалите халогени реагират с всички метали с изключение на платината и златото:

Реакции на халогени със сложни вещества

Реакции на заместване с халогени

По-активни халогени, т.е. чиито химични елементи са разположени по-високо в периодичната таблица, са в състояние да изместят по-малко активните халогени от образуваните от тях халогеноводородни киселини и метални халогениди:

По подобен начин бромът и йодът изместват сярата от разтворите на сулфиди и/или сероводород:

Хлорът е по-силен окислител и окислява сероводорода във водния му разтвор не до сяра, а до сярна киселина:

Взаимодействие на халогени с вода

Водата гори във флуор със син пламък в съответствие с уравнението на реакцията:

Бромът и хлорът реагират с вода по различен начин от флуора. Ако флуорът действа като окислител, тогава хлорът и бромът са непропорционални във вода, образувайки смес от киселини. В този случай реакциите са обратими:

Взаимодействието на йод с вода протича до толкова незначителна степен, че може да се пренебрегне и да се счита, че реакцията изобщо не протича.

Взаимодействие на халогени с алкални разтвори

Флуорът, когато взаимодейства с воден разтвор на алкали, отново действа като окислител:

Способността да се напише това уравнение не е необходима за успешно преминаване на изпита. Достатъчно е да се знае фактът за възможността за подобно взаимодействие и окислителната роля на флуора в тази реакция.

За разлика от флуора, останалите халогени са непропорционални в алкални разтвори, тоест те едновременно повишават и намаляват степента на окисление. В същото време, в случай на хлор и бром, в зависимост от температурата, е възможен поток в две различни посоки. По-специално, в студа, реакциите протичат, както следва:

и при нагряване:

Йодът реагира с алкали изключително според втория вариант, т.е. с образуването на йодат, т.к хипойодитът е нестабилен не само при нагряване, но и при обикновени температури и дори на студ.

Водородът е просто вещество H 2 (диводород, дипротий, лек водород).

Кратко характеристика на водорода:

Неметални.
Безцветен газ, който трудно се втечнява.
Слабо разтворим във вода.
По-добре разтворим в органични разтворители.
Хемосорбиран от метали: желязо, никел, платина, паладий.
Силен редуктор.
Взаимодейства (при високи температури) с неметали, метали, метални оксиди.
Атомният водород H 0, получен чрез термично разлагане на H 2, има най-висока редукционна способност.
Водородни изотопи:
- 1 H - протий
- 2 H - деутерий (D)
- 3 H - тритий (T)
Относителна молекулна маса = 2,016
Относителна плътност на твърд водород (t=-260°C) = 0,08667
Относителна плътност на течния водород (t=-253°C) = 0,07108
Свръхналягане (n.o.) = 0,08988 g/l
точка на топене = -259,19°С
точка на кипене = -252.87°C
Обемен коефициент на разтворимост на водорода:
- (t=0°С) = 2,15;
- (t=20°С) = 1,82;
- (t=60°С) = 1,60;

1. Термично разлагане на водорода(t=2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Взаимодействие на водорода с неметали:

H 2 +F 2 = 2HF (t=-250..+20°C)
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl (при изгаряне или излагане на светлина при стайна температура):
- Cl 2 \u003d 2Cl 0
- Cl 0 + H 2 \u003d HCl + H 0
- H 0 + Cl 2 \u003d HCl + Cl 0
H 2 +Br 2 = 2HBr (t = 350-500 ° C, платинен катализатор)
H 2 + I 2 \u003d 2HI (t = 350-500 ° C, платинен катализатор)
H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O:
- H 2 + O 2 = 2OH 0
- OH 0 + H 2 \u003d H 2 O + H 0
- H 0 + O 2 = OH 0 + O 0
- O 0 + H 2 \u003d OH 0 + H 0
H2+S = H2S (t=150..200°C)
3H 2 +N 2 \u003d 2NH 3 (t = 500 ° C, железен катализатор)
2H 2 + C (кокс) \u003d CH 4 (t = 600 ° C, платинен катализатор)
H2+2C (кокс) = C2H2 (t=1500..2000°C)
H 2 + 2C (кокс) + N 2 \u003d 2HCN (t над 1800 ° C)

3. Взаимодействие на водорода с сложни вещества:

4H 2 + (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 3Fe + 4H 2 O (t повече от 570 ° C)
H 2 + Ag 2 SO 4 \u003d 2Ag + H 2 SO 4 (t над 200 ° C)
4H 2 + 2Na 2 SO 4 \u003d Na 2 S + 4H 2 O (t = 550-600 ° C, Fe 2 O 3 катализатор)
3H 2 + 2BCl 3 \u003d 2B + 6HCl (t = 800-1200 ° C)
H 2 + 2EuCl 3 \u003d 2EuCl 2 + 2HCl (t = 270 ° C)
4H 2 +CO 2 = CH 4 + 2H 2 O (t = 200 ° C, CuO 2 катализатор)
H 2 + CaC 2 \u003d Ca + C 2 H 2 (t над 2200 ° C)
H 2 + BaH 2 \u003d Ba (H 2) 2 (t до 0 ° C, разтвор)

4. Участие на водорода в редокс реакции:

2H 0 (Zn, dil. HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
8H0 (Al, конц. KOH) + KNO3 = NH3 +KOH + 2H2O
2H 0 (Zn, dil. HCl) + EuCl 3 = 2EuCl 2 + 2HCl
2H 0 (Al) + NaOH (конц.) + Ag 2 S \u003d 2Ag ↓ + H 2 O + NaHS
2H 0 (Zn, дим. H 2 SO 4) + C 2 N 2 \u003d 2HCN

Водородни съединения

D 2 - дидеутерий:

Тежък водород.
Безцветен газ, който трудно се втечнява.
Дидеутерий се съдържа в естествен водород 0,012-0,016% (масови).
В газова смес от дидутерий и протий се извършва изотопен обмен при високи температури.
Слабо разтворим в обикновена и тежка вода.
При обикновена вода изотопният обмен е незначителен.
Химичните свойства са подобни на лекия водород, но дидеутерият е по-малко реактивен.
Относително молекулно тегло = 4,028
Относителна плътност на течен дидеутерий (t=-253°C) = 0,17
точка на топене = -254,5°С
точка на кипене = -249,49°C

T 2 - дитритий:

Свръхтежък водород.
Безцветен радиоактивен газ.
Времето на полуразпад е 12,34 години.
В природата дитритият се образува в резултат на бомбардирането на 14 N ядра от неутрони от космическа радиация; следи от дитритий са открити в естествени води.
Дитритият се произвежда в ядрен реактор чрез бомбардиране на литий с бавни неутрони.
Относително молекулно тегло = 6,032
точка на топене = -252,52°С
точка на кипене = -248,12°C

HD - деутериоводород:

безцветен газ.
Не се разтваря във вода.
Химичните свойства са подобни на H 2 .
Относително молекулно тегло = 3,022
Относителна плътност на твърд деутериоводород (t=-257°C) = 0,146
Свръхналягане (n.o.) = 0,135 g/l
точка на топене = -256,5°С
точка на кипене = -251.02°C

Водородни оксиди

H 2 O - вода:

Безцветна течност.
Според изотопния състав на кислорода водата се състои от H 2 16 O с примеси H 2 18 O и H 2 17 O
Според изотопния състав на водорода водата се състои от 1 H 2 O с примес на HDO.
Течната вода претърпява протолиза (H 3 O + и OH -):
- H 3 O + (оксониев катион) е най-силната киселина във воден разтвор;
- OH - (хидроксиден йон) е най-силната база във воден разтвор;
- Водата е най-слабият конюгиран протолит.
С много вещества водата образува кристални хидрати.
Водата е химически активно вещество.
Водата е универсален течен разтворител на неорганични съединения.
Относително молекулно тегло на водата = 18,02
Относителна плътност на твърда вода (лед) (t=0°C) = 0,917
Относителна плътност на течната вода:
- (t=0°С) = 0.999841
- (t=20°С) = 0,998203
- (t=25°С) = 0.997044
- (t=50°С) = 0.97180
- (t=100°С) = 0.95835
плътност (н.о.) = 0,8652 g/l
точка на топене = 0°C
точка на кипене = 100°C
Йонно произведение на водата (25°C) = 1,008 10 -14

1. Термично разлагане на водата:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (над 1000°C)

D 2 O - деутериев оксид:

Тежка вода.
Безцветна хигроскопична течност.
Вискозитетът е по-висок от този на водата.
Смесва се с обикновена вода в неограничени количества.
Изотопният обмен произвежда полу-тежка вода HDO.
Разтварящата способност е по-ниска от тази на обикновената вода.
Химичните свойства на деутериевия оксид са подобни на тези на водата, но всички реакции са по-бавни.
Тежка вода присъства в естествената вода (масово съотношение към обикновената вода 1:5500).
Деутериевият оксид се получава чрез многократна електролиза на естествена вода, при която в остатъка на електролита се натрупва тежка вода.
Относително молекулно тегло на тежката вода = 20,03
Относителна плътност на течната тежка вода (t=11,6°C) = 1,1071
Относителна плътност на течната тежка вода (t=25°C) = 1,1042
точка на топене = 3,813°С
точка на кипене = 101.43°C

T 2 O - тритиев оксид:

Супер тежка вода.
Безцветна течност.
Вискозитетът е по-висок, а разтварящата способност е по-ниска от тази на обикновената и тежката вода.
Смесва се с обикновена и тежка вода в неограничени количества.
Изотопният обмен с обикновена и тежка вода води до образуването на HTO, DTO.
Химичните свойства на свръхтежката вода са подобни на тези на водата, но всички реакции протичат дори по-бавно, отколкото в тежката вода.
Следи от тритиев оксид се намират в естествената вода и атмосферата.
Свръхтежка вода се получава чрез преминаване на тритий върху горещ меден оксид CuO.
Относително молекулно тегло на свръхтежка вода = 22,03
температура на топене = 4,5°С

Обозначение - H (Водород);
Латинско име - Hydrogenium;
Период - I;
Група - 1 (Ia);
Атомна маса - 1,00794;
Атомно число - 1;
Радиус на атом = 53 pm;
Ковалентен радиус = 32 pm;
Разпределението на електроните - 1s 1;
точка на топене = -259,14°С;
точка на кипене = -252,87°С;
Електроотрицателност (според Полинг / според Алпред и Рочов) \u003d 2,02 / -;
Степен на окисление: +1; 0; -един;
Плътност (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm 3;
Моларен обем = 14,1 cm 3 / mol.

Бинарни съединения на водород с кислород:

Водородът („раждащ вода“) е открит от английския учен Г. Кавендиш през 1766г. Това е най-простият елемент в природата - водороден атом има ядро и един електрон, вероятно поради тази причина водородът е най-разпространеният елемент във Вселената (повече от половината от масата на повечето звезди).

За водорода можем да кажем, че „шпулата е малка, но скъпа“. Въпреки своята "простота", водородът дава енергия на всички живи същества на Земята - има непрекъснат термоядрена реакцияпо време на който един хелиев атом се образува от четири водородни атома, този процеспридружено от освобождаване на колосално количество енергия (за повече подробности вижте Ядрения синтез).

В земната кора масовата част на водорода е само 0,15%. Междувременно по-голямата част (95%) от всички химикали, известни на Земята, съдържат един или повече водородни атома.

В съединения с неметали (HCl, H 2 O, CH 4 ...), водородът отдава единствения си електрон на по-електроотрицателни елементи, показвайки степен на окисление +1 (по-често), образувайки само ковалентни връзки(виж Ковалентна връзка).

В съединения с метали (NaH, CaH 2 ...), водородът, напротив, поема на единствената си s-орбитала още един електрон, като по този начин се опитва да завърши своя електронен слой, показвайки степен на окисление от -1 (по-рядко) , образувайки по-често йонна връзка (виж Йонна връзка), тъй като разликата в електроотрицателността на водороден атом и метален атом може да бъде доста голяма.

H2

В газообразно състояние водородът е под формата на двуатомни молекули, образуващи неполярна ковалентна връзка.

Водородните молекули имат:

голяма мобилност;
голяма сила;
ниска поляризуемост;
малък размер и тегло.

Свойства на водородния газ:

най-лекият газ в природата, безцветен и без мирис;
слабо разтворим във вода и органични разтворители;
разтваря се в малки количества в течни и твърди метали (особено в платина и паладий);
трудно се втечнява (поради ниската си поляризуемост);
има най-висока топлопроводимост от всички известни газове;
при нагряване реагира с много неметали, показвайки свойствата на редуциращ агент;
при стайна температура реагира с флуор (възниква експлозия): H 2 + F 2 = 2HF;
реагира с метали, за да образува хидриди, показващи окислителни свойства: H 2 + Ca = CaH 2;

В съединенията водородът проявява своите редукционни свойства много по-силно от окислителните. Водородът е най-силният редуктор след въглищата, алуминия и калция. Редуциращите свойства на водорода се използват широко в промишлеността за получаване на метали и неметали (прости вещества) от оксиди и галиди.

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O

Реакции на водород с прости вещества

Водородът приема електрон, играейки ролята редуциращ агент, в реакции:

С кислород(при запалване или в присъствието на катализатор) в съотношение 2:1 (водород:кислород) се образува експлозивен детониращ газ: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
С сиво(при нагряване до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
С хлор(при запалване или облъчване с UV лъчи): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
С флуор: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
С азот(когато се нагрява в присъствието на катализатори или когато високо налягане): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водородът дарява електрон, който играе ролята окислител, в реакции с алкалнаи алкална земяметали за образуване на метални хидриди - солеподобни йонни съединения, съдържащи хидридни йони H - са нестабилни кристални вещества с бял цвят.

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

Необичайно е водородът да проявява степен на окисление от -1. Реагирайки с вода, хидридите се разлагат, намалявайки водата до водород. Реакцията на калциев хидрид с вода е както следва:

CaH 2 -1 + 2H 2 +1 0 \u003d 2H 2 0 + Ca (OH) 2

Реакции на водорода със сложни вещества

при висока температура водородът намалява много метални оксиди: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
метилов алкохол се получава в резултат на реакцията на водород с въглероден оксид (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
в реакциите на хидрогениране водородът реагира с много органични вещества.

По-подробно уравненията на химичните реакции на водорода и неговите съединения са разгледани на страница "Водород и неговите съединения - уравнения на химични реакции с участието на водород".

Приложение на водород

в ядрената енергетика се използват водородни изотопи - деутерий и тритий;
в химическата промишленост водородът се използва за синтеза на много органични вещества, амоняк и хлороводород;
в хранително-вкусовата промишленост водородът се използва при производството на твърди мазнини чрез хидрогениране на растителни масла;
за заваряване и рязане на метали се използва висока температура на горене на водород в кислород (2600 ° C);
при производството на някои метали водородът се използва като редуциращ агент (виж по-горе);
тъй като водородът е лек газ, той се използва в аеронавтиката като пълнител за балони, балони, дирижабли;
Като гориво се използва водород, смесен с CO.

AT последните временаучените обръщат много внимание на търсенето на алтернативни източници на възобновяема енергия. Една от обещаващите области е "водородната" енергия, в която като гориво се използва водород, чийто продукт на горене е обикновена вода.

Методи за получаване на водород

Индустриални методи за производство на водород:

преобразуване на метан (каталитична редукция на водна пара) с водна пара при висока температура (800°C) върху никелов катализатор: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
конверсия на въглероден оксид с пара (t=500°C) върху Fe 2 O 3 катализатор: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
термично разлагане на метан: CH 4 \u003d C + 2H 2;
газификация твърди горива(t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
електролиза на вода (много скъп метод, при който се получава много чист водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Лабораторни методи за производство на водород:

действие върху метали (обикновено цинк) със солна или разредена сярна киселина: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2;
взаимодействието на водна пара с горещи железни стърготини: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.

Нека да разгледаме какво е водород. Химичните свойства и производството на този неметал се изучават в курса по неорганична химия в училище. Именно този елемент води периодична системаМенделеев и затова заслужава подробно описание.

Кратка информация за отваряне на елемент

Преди да разгледате физически и Химични свойстваводород, нека да разберем как е открит този важен елемент.

Химиците, които са работили през шестнадесети и седемнадесети век, многократно споменават в своите писания горимия газ, който се отделя, когато киселините са изложени на активни метали. През втората половина на осемнадесети век Г. Кавендиш успява да събере и анализира този газ, давайки му името "запалим газ".

Физичните и химичните свойства на водорода по това време не са изследвани. Едва в края на осемнадесети век А. Лавоазие успява да установи чрез анализ, че този газ може да бъде получен чрез анализ на вода. Малко по-късно той започна да се обажда нов елементводород, което в превод означава „раждане на вода“. Водородът дължи съвременното си руско име на М. Ф. Соловьов.

Да бъдеш сред природата

Химичните свойства на водорода могат да бъдат анализирани само въз основа на неговото изобилие в природата. Този елемент присъства в хидро- и литосферата, а също така е част от минералите: природен и свързан газ, торф, нефт, въглища, нефтени шисти. Трудно е да си представим възрастен, който не би знаел, че водородът е интегрална частвода.

В допълнение, този неметал се намира в животинските организми под формата на нуклеинови киселини, протеини, въглехидрати и мазнини. На нашата планета този елемент се среща в свободна форма доста рядко, може би само в природен и вулканичен газ.

Под формата на плазма водородът съставлява около половината от масата на звездите и Слънцето, а също така е част от междузвездния газ. Например, в свободна форма, както и под формата на метан, амоняк, този неметал присъства в комети и дори някои планети.

Физически свойства

Преди да разгледаме химичните свойства на водорода, отбелязваме, че при нормални условия той е газообразно вещество, по-леко от въздуха, имащо няколко изотопни форми. Той е почти неразтворим във вода и има висока топлопроводимост. Протиумът, който има масово число 1, се счита за най-леката му форма. Тритий, който има радиоактивни свойства, се образува в природата от атмосферния азот, когато е изложен на неврони на UV лъчи.

Характеристики на структурата на молекулата

За да разгледаме химичните свойства на водорода, характерните за него реакции, нека се спрем на особеностите на неговата структура. Тази двуатомна молекула има ковалентна неполярна химична връзка. Образуването на атомен водород е възможно, когато активните метали взаимодействат с киселинни разтвори. Но в тази форма този неметал може да съществува само за незначителен период от време, почти веднага се рекомбинира в молекулярна форма.

Химични свойства

Помислете за химичните свойства на водорода. В повечето съединения, които този химичен елемент образува, той проявява степен на окисление +1, което го прави подобен на активните (алкални) метали. Основните химични свойства на водорода, характеризиращи го като метал:

взаимодействие с кислород за образуване на вода;
реакция с халогени, придружена от образуване на халогеноводород;
производство на сероводород, когато се комбинира със сяра.

По-долу е уравнението на реакцията, което характеризира химичните свойства на водорода. Обръщаме внимание на факта, че като неметал (със степен на окисление -1), той действа само в реакцията с активните метали, образувайки с тях съответните хидриди.

Водородът при обикновена температура не взаимодейства активно с други вещества, така че повечето от реакциите се извършват само след предварително загряване.

Нека се спрем по-подробно на някои химични взаимодействия на елемента, който оглавява периодичната таблица химични елементиМенделеев.

Реакцията на образуване на вода е придружена от освобождаване на 285,937 kJ енергия. При повишени температури (повече от 550 градуса по Целзий) този процес е придружен от силен взрив.

Сред онези химични свойства на газообразния водород, които са намерили значително приложение в промишлеността, интерес представлява взаимодействието му с метални оксиди. Именно чрез каталитично хидрогениране в съвременната промишленост се обработват метални оксиди, например чистият метал се изолира от железния нагар (смесен железен оксид). Този метод позволява ефективна обработка на метален скрап.

Синтезът на амоняк, който включва взаимодействието на водорода с атмосферния азот, също е търсен в съвременната химическа промишленост. Сред условията за възникване на това химическо взаимодействие отбелязваме налягането и температурата.

Заключение

Водородът е неактивно химическо вещество при нормални условия. С повишаване на температурата активността му се увеличава значително. Това вещество е търсено в органичния синтез. Например, чрез хидрогениране, кетоните могат да бъдат редуцирани до вторични алкохоли, а алдехидите могат да се превърнат в първични алкохоли. В допълнение, чрез хидрогениране, ненаситените въглеводороди от класовете етилен и ацетилен могат да бъдат превърнати в наситени съединения от метанова серия. Водородът с право се счита за просто вещество, търсено в съвременното химическо производство.

Най-разпространеният елемент във Вселената е водородът. Що се отнася до звездите, той има формата на ядра - протони - и е материалът за термоядрени процеси. Почти половината от масата на Слънцето също се състои от H 2 молекули. Съдържанието му в земната кора достига 0,15%, а атомите присъстват в състава на нефт, природен газ и вода. Заедно с кислорода, азота и въглерода, той е органогенен елемент, който е част от всички живи организми на Земята. В нашата статия ще проучим физичните и химичните свойства на водорода, ще определим основните области на неговото приложение в промишлеността и значението му в природата.

Позиция в периодичната система на химичните елементи на Менделеев

Първият елемент, който отваря периодичната таблица, е водородът. Неговата атомна маса е 1,0079. Има два стабилни (протий и деутерий) и един радиоактивен изотоп (тритий). Физически свойствасе определят от мястото на неметала в таблицата на химичните елементи. При нормални условия водородът (формулата му е H 2) е газ, който е почти 15 пъти по-лек от въздуха. Структурата на атома на елемента е уникална: тя се състои само от ядро и един електрон. Молекулата на веществото е двуатомна, частиците в нея са свързани с помощта на ковалентна неполярна връзка. Енергийната му интензивност е доста висока - 431 kJ. Това обяснява ниската химическа активност на съединението при нормални условия. Електронната формула на водорода е: H:H.

Веществото също има редица свойства, които нямат аналози сред другите неметали. Нека разгледаме някои от тях.

Разтворимост и топлопроводимост

Металите провеждат топлина най-добре, но водородът им се доближава по топлопроводимост. Обяснението на явлението се крие в много високата скорост на топлинното движение на леките молекули на материята, следователно в атмосфера на водород нагрят обект се охлажда 6 пъти по-бързо, отколкото във въздуха. Съединението може да се разтваря добре в метали, например почти 900 обема водород могат да се абсорбират от един обем паладий. Металите могат да влизат от H 2 в химична реакция, в който се проявяват окислителните свойства на водорода. В този случай се образуват хидриди:

2Na + H 2 \u003d 2 NaH.

При тази реакция атомите на елемент приемат електрони от метални частици, превръщайки се в аниони с единичен отрицателен заряд. Простото вещество H 2 в този случай е окислител, което обикновено не е типично за него.

Водородът като редуциращ агент

Металите и водородът са обединени не само от висока топлопроводимост, но и от способността на техните атоми в химичните процеси да отдават собствените си електрони, тоест да се окисляват. Например, основните оксиди реагират с водород. Редокс реакцията завършва с освобождаването на чист метал и образуването на водни молекули:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O.

Взаимодействието на вещество с кислород по време на нагряване също води до производството на водни молекули. Процесът е екзотермичен и е придружен от отделяне на голямо количество топлинна енергия. Ако газова смес от H 2 и O 2 реагира в съотношение 2: 1, тогава тя се нарича, защото експлодира при запалване:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O.

Водата е и играе важна роля във формирането на земната хидросфера, климата и времето. Той осигурява циркулацията на елементите в природата, подпомага всички жизнени процеси на организмите - жителите на нашата планета.

Взаимодействие с неметали

Най-важните химични свойства на водорода са неговите реакции с неметални елементи. При нормални условия те са доста химически инертни, така че веществото може да реагира само с халогени, например с флуор или хлор, които са най-активните сред всички неметали. И така, смес от флуор и водород експлодира на тъмно или на студено, а с хлор - при нагряване или на светлина. Продуктите на реакцията ще бъдат халогеноводороди, чиито водни разтвори са известни като флуорни и хлоридни киселини. C взаимодейства при температура 450-500 градуса, налягане 30-100 MPa и в присъствието на катализатор:

N2 + 3H2 ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH3.

Разглежданите химични свойства на водорода имат голямо значениеза индустрията. Например, можете да получите ценен химически продукт - амоняк. Той е основната суровина за производството на нитратна киселина и азотни торове: карбамид, амониев нитрат.

органична материя

Между въглерода и водорода води до производството на най-простия въглеводород - метан:

C + 2H 2 = CH 4.

Веществото е най-важният компонент на естественото вещество и се използва като ценен вид гориво и суровина за индустрията на органичния синтез.

В химията на въглеродните съединения един елемент е включен в огромен брой вещества: алкани, алкени, въглехидрати, алкохоли и др. Известни са много реакции на органични съединения с H2 молекули. Те са общо известни като хидрогениране или хидрогениране. Така алдехидите могат да бъдат редуцирани с водород до алкохоли, ненаситените въглеводороди - до алкани. Например, етиленът се превръща в етан:

C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.

От голямо практическо значение са такива химични свойства на водорода, като например хидрогенирането на течни масла: слънчоглед, царевица и рапица. Води до производството на твърда мазнина – свинска мас, която се използва при производството на глицерин, сапун, стеарин, твърди сортове маргарин. За подобрение външен види към него се добавят вкусови качества на хранителния продукт, мляко, животински мазнини, захар, витамини.

В нашата статия изследвахме свойствата на водорода и разбрахме ролята му в природата и човешкия живот.