Reakcje z wodorem. Wodór - charakterystyka, właściwości fizyczne i chemiczne

Atom wodoru ma wzór elektroniczny zewnętrznego (i jedynego) poziomu elektronowego 1 s jeden . Z jednej strony, dzięki obecności jednego elektronu na zewnętrznym poziomie elektronowym, atom wodoru jest podobny do atomów metali alkalicznych. Jednak, podobnie jak halogenom, brakuje tylko jednego elektronu do wypełnienia zewnętrznego poziomu elektronicznego, ponieważ na pierwszym poziomie elektronicznym mogą znajdować się nie więcej niż 2 elektrony. Okazuje się, że wodór można umieścić jednocześnie zarówno w pierwszej, jak i przedostatniej (siódmej) grupie układu okresowego, co czasami odbywa się w różnych wersjach układu okresowego:

Z punktu widzenia właściwości wodoru jako prostej substancji ma on jednak więcej wspólnego z halogenami. Wodór, podobnie jak halogeny, jest niemetalem i podobnie do nich tworzy cząsteczki dwuatomowe (H2).

W normalnych warunkach wodór jest substancją gazową, nieaktywną. Niską aktywność wodoru tłumaczy się dużą siłą wiązania między atomami wodoru w cząsteczce, co wymaga albo mocnego ogrzewania, albo użycia katalizatorów, albo obu jednocześnie, aby je rozerwać.

Oddziaływanie wodoru z prostymi substancjami

z metalami

Spośród metali wodór reaguje tylko z alkaliami i ziemiami alkalicznymi! Metale alkaliczne to metale z głównej podgrupy I-ta grupa(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a dla ziem alkalicznych - metale głównej podgrupy II grupy, z wyjątkiem berylu i magnezu (Ca, Sr, Ba, Ra)

Podczas interakcji z aktywnymi metalami wodór wykazuje właściwości utleniające, tj. obniża jego stopień utlenienia. W tym przypadku powstają wodorki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, które mają strukturę jonową. Reakcja przebiega po podgrzaniu:

Należy zauważyć, że oddziaływanie z metalami aktywnymi jest jedynym przypadkiem, w którym wodór cząsteczkowy H2 jest czynnikiem utleniającym.

z niemetalami

Z niemetali wodór reaguje tylko z węglem, azotem, tlenem, siarką, selenem i halogenami!

Węgiel należy rozumieć jako grafit lub węgiel amorficzny, ponieważ diament jest niezwykle obojętną alotropową modyfikacją węgla.

Podczas interakcji z niemetalami wodór może pełnić jedynie funkcję środka redukującego, to znaczy może jedynie zwiększać swój stopień utlenienia:

Oddziaływanie wodoru z substancjami złożonymi

z tlenkami metali

Wodór nie reaguje z tlenkami metali, które są w szeregu metali do aluminium (włącznie), jednak po podgrzaniu jest w stanie zredukować wiele tlenków metali na prawo od aluminium:

z tlenkami niemetali

Spośród tlenków niemetali wodór po podgrzaniu reaguje z tlenkami azotu, halogenów i węgla. Spośród wszystkich oddziaływań wodoru z tlenkami niemetali na szczególną uwagę zasługuje jego reakcja z tlenkiem węgla CO.

Mieszanina CO i H 2 ma nawet swoją nazwę - „gaz syntezowy”, ponieważ w zależności od warunków można z niej otrzymać tak poszukiwane produkty przemysłowe, jak metanol, formaldehyd, a nawet syntetyczne węglowodory:

z kwasami

Wodór nie reaguje z kwasami nieorganicznymi!

Spośród kwasów organicznych wodór reaguje tylko z kwasami nienasyconymi, a także z kwasami zawierającymi grupy funkcyjne, które można redukować wodorem, w szczególności grupy aldehydowe, ketonowe lub nitrowe.

z solami

W przypadku wodnych roztworów soli nie zachodzi ich oddziaływanie z wodorem. Jednak po przepuszczeniu wodoru przez stałe sole niektórych metali o średniej i niskiej aktywności możliwa jest ich częściowa lub całkowita redukcja, np.:

Właściwości chemiczne halogenów

Halogeny to pierwiastki chemiczne z grupy VIIA (F, Cl, Br, I, At), a także proste substancje, które tworzą. W dalszej części, o ile nie zaznaczono inaczej, halogeny będą rozumiane jako proste substancje.

Wszystkie halogeny mają strukturę molekularną, co powoduje niskie temperatury topienie i gotowanie tych substancji. Cząsteczki halogenowe są dwuatomowe, tj. ich wzór można zapisać w ogólny widok jak Hal 2.

Należy zauważyć tak specyficzną fizyczną właściwość jodu, jak jego zdolność do: sublimacja czyli innymi słowy sublimacja. sublimacja, nazywają zjawisko, w którym substancja w stanie stałym nie topi się po podgrzaniu, ale omijając fazę ciekłą, natychmiast przechodzi w stan gazowy.

Struktura elektroniczna zewnętrzny poziom energii atom dowolnego halogenu ma postać ns 2 np 5, gdzie n jest numerem okresu układu okresowego, w którym znajduje się halogen. Jak widać, w ośmioelektronowej zewnętrznej powłoce atomów halogenu brakuje tylko jednego elektronu. Z tego logiczne jest założenie, że wolne halogeny mają głównie właściwości utleniające, co jest również potwierdzone w praktyce. Jak wiadomo, elektroujemność niemetali zmniejsza się wraz ze spadkiem podgrupy, a zatem aktywność halogenów zmniejsza się w serii:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Oddziaływanie halogenów z prostymi substancjami

Wszystkie halogeny są wysoce reaktywne i reagują z najprostszymi substancjami. Należy jednak zauważyć, że fluor, ze względu na swoją niezwykle wysoką reaktywność, może reagować nawet z tymi prostymi substancjami, z którymi inne halogeny nie mogą reagować. Do takich prostych substancji należą tlen, węgiel (diament), azot, platyna, złoto i niektóre gazy szlachetne (ksenon i krypton). Tych. faktycznie, fluor nie reaguje tylko z niektórymi gazami szlachetnymi.

Pozostałe halogeny, tj. chlor, brom i jod są również substancjami czynnymi, ale mniej aktywnymi niż fluor. Reagują z prawie wszystkimi prostymi substancjami z wyjątkiem tlenu, azotu, węgla w postaci diamentu, platyny, złota i gazów szlachetnych.

Oddziaływanie halogenów z niemetalami

wodór

Wszystkie halogeny reagują z wodorem, tworząc halogenki wodoru o ogólnym wzorze HHal. Jednocześnie reakcja fluoru z wodorem rozpoczyna się samoistnie nawet w ciemności i przebiega z wybuchem zgodnie z równaniem:

Reakcja chloru z wodorem może być inicjowana przez intensywną promieniowanie ultrafioletowe lub ogrzewanie. Przecieka również z wybuchem:

Brom i jod reagują z wodorem dopiero po podgrzaniu, a jednocześnie reakcja z jodem jest odwracalna:

fosfor

Oddziaływanie fluoru z fosforem prowadzi do utlenienia fosforu do najwyższego stopnia utlenienia (+5). W takim przypadku następuje tworzenie pięciofluorku fosforu:

W przypadku interakcji chloru i bromu z fosforem możliwe jest otrzymanie halogenków fosforu zarówno na stopniu utlenienia +3, jak i na stopniu utlenienia +5, co zależy od proporcji reagentów:

W przypadku fosforu białego w atmosferze fluoru, chloru lub ciekłego bromu reakcja rozpoczyna się samoistnie.

Oddziaływanie fosforu z jodem może prowadzić do powstania tylko trójjodku fosforu ze względu na znacznie niższą zdolność utleniania niż inne halogeny:

szary

Fluor utlenia siarkę do najwyższego stopnia utlenienia +6, tworząc sześciofluorek siarki:

Chlor i brom reagują z siarką, tworząc związki zawierające siarkę na niezwykle nietypowych dla niej stopniach utlenienia +1 i +2. Te interakcje są bardzo specyficzne i dla zdanie egzaminu w chemii umiejętność zapisywania równań tych oddziaływań nie jest konieczna. W związku z tym jako wskazówkę podano trzy równania:

Oddziaływanie halogenów z metalami

Jak wspomniano powyżej, fluor może reagować ze wszystkimi metalami, nawet tak nieaktywnymi jak platyna i złoto:

Pozostałe halogeny reagują ze wszystkimi metalami z wyjątkiem platyny i złota:

Reakcje halogenów z substancjami złożonymi

Reakcje podstawienia z halogenami

Bardziej aktywne halogeny, tj. pierwiastki chemiczne, które znajdują się wyżej w układzie okresowym, są w stanie wyprzeć mniej aktywne halogeny z tworzonych przez nie kwasów halogenowodorowych i halogenków metali:

Podobnie brom i jod wypierają siarkę z roztworów siarczków i/lub siarkowodoru:

Chlor jest silniejszym środkiem utleniającym i utlenia siarkowodór w swoim roztworze wodnym nie do siarki, ale do kwasu siarkowego:

Oddziaływanie halogenów z wodą

Woda pali się we fluorze niebieskim płomieniem zgodnie z równaniem reakcji:

Brom i chlor inaczej reagują z wodą niż fluor. Jeśli fluor działał jako środek utleniający, to chlor i brom w wodzie ulegają dysproporcjonowaniu, tworząc mieszaninę kwasów. W tym przypadku reakcje są odwracalne:

Oddziaływanie jodu z wodą przebiega w tak nieznacznym stopniu, że można je pominąć i uznać, że reakcja wcale nie zachodzi.

Oddziaływanie halogenów z roztworami alkalicznymi

Fluor w interakcji z wodnym roztworem zasady ponownie działa jako środek utleniający:

Umiejętność zapisania tego równania nie jest wymagana do zdania egzaminu. Wystarczy wiedzieć o możliwości takiego oddziaływania i utleniającej roli fluoru w tej reakcji.

W przeciwieństwie do fluoru, pozostałe halogeny są nieproporcjonalne w roztworach alkalicznych, to znaczy jednocześnie zwiększają i zmniejszają swój stopień utlenienia. Jednocześnie w przypadku chloru i bromu w zależności od temperatury możliwy jest przepływ w dwóch różnych kierunkach. W szczególności na mrozie reakcje przebiegają w następujący sposób:

a po podgrzaniu:

Jod reaguje z alkaliami wyłącznie zgodnie z drugą opcją, tj. z powstawaniem jodanu, ponieważ hypojodyt jest niestabilny nie tylko po podgrzaniu, ale także w zwykłych temperaturach, a nawet na mrozie.

Wodór to prosta substancja H 2 (diwodór, diprotium, lekki wodór).

Krótki charakterystyka wodoru:

Niemetalowe.
Bezbarwny gaz, który trudno skroplić.
Słabo rozpuszczalny w wodzie.
Lepiej rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych.
Chemisorbowany przez metale: żelazo, nikiel, platynę, pallad.
Silny środek redukujący.
Oddziałuje (w wysokich temperaturach) z niemetalami, metalami, tlenkami metali.
Największą zdolność redukcyjną ma atomowy wodór H 0 otrzymany przez rozkład termiczny H 2 .
Izotopy wodoru:
- 1 H - prot
- 2 H - deuter (D)
- 3 H - tryt (T)
Względny masa cząsteczkowa = 2,016
Gęstość względna stałego wodoru (t=-260°C) = 0,08667
Gęstość względna ciekłego wodoru (t=-253°C) = 0,07108
Nadciśnienie (n.o.) = 0,08988 g/l
temperatura topnienia = -259,19°C
temperatura wrzenia = -252,87°C
Objętościowy współczynnik rozpuszczalności wodoru:
- (t=0°C) = 2,15;
- (t=20°C) = 1,82;
- (t=60°C) = 1,60;

1. Rozkład termiczny wodoru(t=2000-3500°C):
H 2 2 H 0

2. Oddziaływanie wodoru z niemetale:

H 2 + F 2 = 2HF (t=-250..+20°C)
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl (po spaleniu lub wystawieniu na działanie światła w temperaturze pokojowej):
- Cl 2 \u003d 2 Cl 0
- Cl 0 + H 2 \u003d HCl + H 0
- H 0 + Cl 2 \u003d HCl + Cl 0
H 2 +Br 2 \u003d 2HBr (t \u003d 350-500 ° C, katalizator platynowy)
H 2 + I 2 \u003d 2HI (t \u003d 350-500 ° C, katalizator platynowy)
H2 + O2 \u003d 2H2O:
- H2 + O2 \u003d 2OH 0
- OH 0 + H 2 \u003d H 2 O + H 0
- H 0 + O 2 \u003d 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 \u003d 500 ° C, katalizator żelazowy)
2H 2 + C (koks) \u003d CH 4 (t \u003d 600 ° C, katalizator platynowy)
H2+2C (koks) = C2H2 (t=1500..2000°C)
H 2 + 2C (koks) + N 2 \u003d 2HCN (t ponad 1800 ° C)

3. Oddziaływanie wodoru z złożone substancje:

4H 2 + (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 3Fe + 4H 2 O (t więcej niż 570 ° C)
H 2 + Ag 2 SO 4 \u003d 2Ag + H 2 SO 4 (t ponad 200 ° C)
4H 2 + 2Na 2 SO 4 \u003d Na 2 S + 4H 2 O (t \u003d 550-600 ° C, katalizator Fe 2 O 3)
3H 2 + 2BCl 3 \u003d 2B + 6HCl (t \u003d 800-1200 ° C)
H 2 + 2EuCl 3 \u003d 2EuCl 2 + 2HCl (t \u003d 270 ° C)
4H2 +CO2 \u003d CH4 + 2H2O (t \u003d 200 ° C, katalizator CuO2)
H 2 + CaC 2 \u003d Ca + C 2 H 2 (t powyżej 2200 ° C)
H 2 + BaH 2 \u003d Ba (H 2) 2 (t do 0 ° C, roztwór)

4. Udział wodoru w reakcje redoks:

2H 0 (Zn, rozcieńczony HCl) + KNO 3 \u003d KNO 2 + H 2 O
8H 0 (Al, stęż. KOH) + KNO 3 = NH 3 + KOH + 2H 2 O
2H 0 (Zn, rozcieńczony HCl) + EuCl 3 \u003d 2EuCl 2 + 2HCl
2H 0 (Al) + NaOH (stęż.) + Ag 2 S \u003d 2Ag ↓ + H 2 O + NaHS
2H 0 (Zn, wym. H 2 SO 4) + C 2 N 2 \u003d 2HCN

Związki wodoru

D 2 - dideuter:

Ciężki wodór.
Bezbarwny gaz, który trudno skroplić.
Dideuter jest zawarty w naturalnym wodorze 0,012-0,016% (masowo).
W mieszaninie gazowej diduterium i protium dochodzi do wymiany izotopów w wysokich temperaturach.
Słabo rozpuszczalny w zwykłej i ciężkiej wodzie.
W przypadku zwykłej wody wymiana izotopów jest znikoma.
Właściwości chemiczne są podobne do lekkiego wodoru, ale dideuter jest mniej reaktywny.
Względna masa cząsteczkowa = 4,028
Gęstość względna ciekłego dideuteru (t=-253°C) = 0,17
temperatura topnienia = -254,5 ° C
temperatura wrzenia = -249,49°C

T 2 - dwutryt:

Superciężki wodór.
Bezbarwny gaz radioaktywny.
Okres półtrwania wynosi 12,34 lat.
W naturze dwutryt powstaje w wyniku bombardowania jąder 14 N przez neutrony pochodzące z promieniowania kosmicznego, śladowe ilości dwutrytu znaleziono w wodach naturalnych.
Ditryt jest wytwarzany w reaktorze jądrowym przez bombardowanie litu powolnymi neutronami.
Względna masa cząsteczkowa = 6,032
temperatura topnienia = -252,52°C
temperatura wrzenia = -248.12°C

HD - deuterowodór:

bezbarwny gaz.
Nie rozpuszcza się w wodzie.
Właściwości chemiczne są podobne do H 2 .
Względna masa cząsteczkowa = 3,022
Gęstość względna stałego deuterowodoru (t=-257°C) = 0,146
Nadciśnienie (n.o.) = 0,135 g/l
temperatura topnienia = -256,5 ° C
temperatura wrzenia = -251,02 °C

Tlenki wodoru

H 2 O - woda:

Bezbarwna ciecz.
Według składu izotopowego tlenu woda składa się z H 2 16 O z zanieczyszczeniami H 2 18 O i H 2 17 O
Zgodnie ze składem izotopowym wodoru, woda składa się z 1 H 2 O z domieszką HDO.
Ciekła woda ulega protolizie (H 3 O + i OH -):
- H 3 O + (kation oksoniowy) jest najsilniejszym kwasem w roztworze wodnym;
- OH - (jon wodorotlenkowy) jest najsilniejszą zasadą w roztworze wodnym;
- Woda jest najsłabszym sprzężonym protolitem.
W przypadku wielu substancji woda tworzy krystaliczne hydraty.
Woda jest substancją chemicznie aktywną.
Woda jest uniwersalnym ciekłym rozpuszczalnikiem związków nieorganicznych.
Względna masa cząsteczkowa wody = 18,02
Gęstość względna wody stałej (lód) (t=0°C) = 0,917
Gęstość względna ciekłej wody:
- (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
gęstość (n.o.) = 0,8652 g/l
temperatura topnienia = 0°C
temperatura wrzenia = 100°C
Produkt jonowy wody (25°C) = 1.008 10 -14

1. Termiczny rozkład wody:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (powyżej 1000°C)

D 2 O - tlenek deuteru:

Ciężka woda.
Bezbarwna higroskopijna ciecz.
Lepkość jest wyższa niż wody.
Mieszalny ze zwykłą wodą w nieograniczonych ilościach.
Wymiana izotopowa wytwarza wodę półciężką HDO.
Siła rozpuszczania jest mniejsza niż w przypadku zwykłej wody.
Właściwości chemiczne tlenku deuteru są podobne do właściwości wody, ale wszystkie reakcje przebiegają wolniej.
Ciężka woda występuje w wodzie naturalnej (stosunek masy do zwykłej wody 1:5500).
Tlenek deuteru otrzymuje się przez wielokrotną elektrolizę wody naturalnej, w której ciężka woda gromadzi się w pozostałości elektrolitu.
Względna masa cząsteczkowa ciężkiej wody = 20,03
Gęstość względna ciekłej ciężkiej wody (t=11,6°C) = 1,1071
Gęstość względna ciekłej ciężkiej wody (t=25°C) = 1,1042
temperatura topnienia = 3,813°C
temperatura wrzenia = 101,43°C

T 2 O - tlenek trytu:

Super ciężka woda.
Bezbarwna ciecz.
Lepkość jest wyższa, a zdolność rozpuszczania mniejsza niż w przypadku zwykłej i ciężkiej wody.
Miesza się ze zwykłą i ciężką wodą w nieograniczonych ilościach.
Wymiana izotopowa ze zwykłą i ciężką wodą prowadzi do powstania HTO, DTO.
Właściwości chemiczne wody superciężkiej są podobne do właściwości wody, ale wszystkie reakcje przebiegają jeszcze wolniej niż w wodzie ciężkiej.
Ślady tlenku trytu znajdują się w naturalnej wodzie i atmosferze.
Superciężką wodę otrzymuje się przez przepuszczenie trytu przez gorący tlenek miedzi CuO.
Względna masa cząsteczkowa wody superciężkiej = 22,03
temperatura topnienia = 4,5°C

Oznaczenie - H (wodór);
Nazwa łacińska - Hydrogenium;
Okres - I;
Grupa - 1 (Ia);
Masa atomowa - 1.00794;
Liczba atomowa - 1;
promień atomu = 53 pm;
Promień kowalencyjny = 32 pm;
Rozkład elektronów - 1s 1;
temperatura topnienia = -259,14°C;
temperatura wrzenia = -252,87°C;
Elektroujemność (według Paulinga / według Alpreda i Rochova) \u003d 2,02 / -;
Stan utlenienia: +1; 0; -jeden;
Gęstość (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm3;
Objętość molowa = 14,1 cm 3 / mol.

Związki binarne wodoru z tlenem:

Wodór („rodzący wodę”) został odkryty przez angielskiego naukowca G. Cavendisha w 1766 roku. To najprostszy pierwiastek w przyrodzie – atom wodoru ma jądro i jeden elektron, prawdopodobnie z tego powodu wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we wszechświecie (ponad połowę masy większości gwiazd).

O wodorze możemy powiedzieć, że „szpula jest mała, ale droga”. Pomimo swojej „prostoty”, wodór daje energię wszystkim żywym istotom na Ziemi – istnieje ciągła reakcja termojądrowa podczas którego jeden atom helu powstaje z czterech atomów wodoru, ten proces towarzyszy wyzwolenie kolosalnej ilości energii (więcej szczegółów w rozdziale Fuzja jądrowa).

W skorupie ziemskiej ułamek masowy wodoru wynosi tylko 0,15%. Tymczasem zdecydowana większość (95%) wszystkich znanych na Ziemi chemikaliów zawiera jeden lub więcej atomów wodoru.

W związkach z niemetalami (HCl, H 2 O, CH 4 ...) wodór oddaje swój jedyny elektron na pierwiastki bardziej elektroujemne, wykazując stopień utlenienia +1 (częściej), tworząc jedynie wiązania kowalencyjne(patrz wiązanie kowalencyjne).

W związkach z metalami (NaH, CaH 2 ...), wodór, przeciwnie, przyjmuje swój jedyny s-orbitalny jeden elektron więcej, próbując w ten sposób uzupełnić swoją warstwę elektronową, wykazując stopień utlenienia -1 (rzadziej) , tworząc częściej wiązanie jonowe (patrz wiązanie jonowe), ponieważ różnica w elektroujemności atomu wodoru i atomu metalu może być dość duża.

H2

W stanie gazowym wodór występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych, tworząc niepolarne wiązanie kowalencyjne.

Cząsteczki wodoru mają:

świetna mobilność;
Wielka siła;
niska polaryzowalność;
mały rozmiar i waga.

Właściwości wodoru gazowego:

najlżejszy gaz w naturze, bezbarwny i bezwonny;
słabo rozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalnikach organicznych;
rozpuszcza się w niewielkich ilościach w ciekłych i stałych metalach (zwłaszcza w platynie i palladu);
trudne do upłynnienia (ze względu na niską polaryzowalność);
ma najwyższą przewodność cieplną ze wszystkich znanych gazów;
po podgrzaniu reaguje z wieloma niemetalami, wykazując właściwości reduktora;
w temperaturze pokojowej reaguje z fluorem (następuje wybuch): H 2 + F 2 = 2HF;
reaguje z metalami tworząc wodorki wykazujące właściwości utleniające: H 2 + Ca = CaH 2;

W związkach wodór wykazuje znacznie silniejsze właściwości redukujące niż utleniające. Wodór jest najsilniejszym reduktorem po węglu, glinie i wapniu. Właściwości redukujące wodoru są szeroko stosowane w przemyśle do otrzymywania metali i niemetali (prostych substancji) z tlenków i galidów.

Fe2O3 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O

Reakcje wodoru z prostymi substancjami

Wodór przyjmuje elektron, odgrywając rolę Środek redukujący, w reakcjach:

z tlen(po zapaleniu lub w obecności katalizatora) w stosunku 2:1 (wodór:tlen) powstaje wybuchowy gaz detonujący: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 + O + 572 kJ
z szary(po podgrzaniu do 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
z chlor(po zapaleniu lub napromieniowaniu promieniami UV): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
z fluor: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
z azot(po podgrzaniu w obecności katalizatorów lub gdy wysokie ciśnienie): 3H 2 0 +N 2 2NH 3 +1

Wodór oddaje elektron, odgrywając tę rolę Środek utleniający, w reakcjach z alkaliczny oraz ziemia alkaliczna metale tworzące wodorki metali - sole jonowe związki zawierające jony wodorkowe H - są niestabilnymi substancjami krystalicznymi o białej barwie.

Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1

Rzadko zdarza się, aby wodór wykazywał stopień utlenienia -1. Reagując z wodą, wodorki rozkładają się, redukując wodę do wodoru. Reakcja wodorku wapnia z wodą przebiega następująco:

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

Reakcje wodoru z substancjami złożonymi

w wysokiej temperaturze wodór redukuje wiele tlenków metali: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
alkohol metylowy powstaje w wyniku reakcji wodoru z tlenkiem węgla (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
w reakcjach uwodornienia wodór reaguje z wieloma substancjami organicznymi.

Bardziej szczegółowo równania reakcji chemicznych wodoru i jego związków omówiono na stronie "Wodór i jego związki - równania reakcji chemicznych z udziałem wodoru".

Zastosowanie wodoru

w energetyce jądrowej stosuje się izotopy wodoru - deuter i tryt;
w przemyśle chemicznym wodór jest wykorzystywany do syntezy wielu substancji organicznych, amoniaku i chlorowodoru;
w przemyśle spożywczym wodór jest wykorzystywany do produkcji tłuszczów stałych poprzez uwodornienie olejów roślinnych;
do spawania i cięcia metali stosuje się wysoką temperaturę spalania wodoru w tlenie (2600 ° C);
w produkcji niektórych metali wodór jest używany jako środek redukujący (patrz wyżej);
ponieważ wodór jest gazem lekkim, jest używany w lotnictwie jako wypełniacz balonów, balonów, sterowców;
Jako paliwo stosuje się wodór zmieszany z CO.

W ostatnie czasy naukowcy dużo uwagi poświęcają poszukiwaniu alternatywnych źródeł energii odnawialnej. Jednym z obiecujących obszarów jest energia „wodorowa”, w której wodór jest wykorzystywany jako paliwo, którego produktem spalania jest zwykła woda.

Metody wytwarzania wodoru

Przemysłowe metody produkcji wodoru:

konwersja metanu (katalityczna redukcja pary wodnej) parą wodną w wysokiej temperaturze (800°C) na katalizatorze niklowym: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
konwersja tlenku węgla parą wodną (t=500°C) na katalizatorze Fe 2 O 3 : CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
rozkład termiczny metanu: CH 4 \u003d C + 2H 2;
gazyfikacja paliwa stałe(t=1000°C): C + H20 = CO + H2;
elektroliza wody (bardzo kosztowna metoda, w której uzyskuje się bardzo czysty wodór): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratoryjne metody wytwarzania wodoru:

działanie na metale (zwykle cynk) za pomocą kwasu chlorowodorowego lub rozcieńczonego kwasu siarkowego: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2;
oddziaływanie pary wodnej z gorącymi wiórami żelaznymi: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.

Przyjrzyjmy się, czym jest wodór. Właściwości chemiczne i wytwarzanie tego niemetalu są badane na zajęciach z chemii nieorganicznej w szkole. To właśnie ten element prowadzi układ okresowy Mendelejewa i dlatego zasługuje na szczegółowy opis.

Krótka informacja o otwieraniu elementu

Zanim spojrzysz na fizyczne i Właściwości chemiczne wodór, dowiedzmy się, jak znaleziono ten ważny pierwiastek.

Chemicy, którzy pracowali w XVI i XVII wieku, wielokrotnie wspominali w swoich pismach o palnym gazie, który uwalnia się, gdy kwasy są wystawione na działanie aktywnych metali. W drugiej połowie XVIII wieku G. Cavendish zdołał zebrać i przeanalizować ten gaz, nadając mu nazwę „gaz palny”.

Właściwości fizyczne i chemiczne wodoru w tym czasie nie były badane. Dopiero pod koniec XVIII wieku A. Lavoisier zdołał ustalić drogą analizy, że gaz ten można uzyskać poprzez analizę wody. Nieco później zaczął dzwonić nowy element hydrogene, co w tłumaczeniu oznacza „rodzić wodę”. Wodór zawdzięcza swoją współczesną rosyjską nazwę M.F. Sołowjowowi.

Będąc na łonie natury

Właściwości chemiczne wodoru można analizować tylko na podstawie jego obfitości w przyrodzie. Pierwiastek ten występuje w hydro- i litosferze, a także wchodzi w skład minerałów: gazu ziemnego i towarzyszącego, torfu, ropy naftowej, węgla, łupków bitumicznych. Trudno wyobrazić sobie dorosłego, który nie wiedziałby, że wodór to część integralna woda.

Ponadto ten niemetal występuje w organizmach zwierzęcych w postaci kwasów nukleinowych, białek, węglowodanów i tłuszczów. Na naszej planecie pierwiastek ten dość rzadko występuje w postaci wolnej, być może tylko w gazie ziemnym i wulkanicznym.

W postaci plazmy wodór stanowi około połowy masy gwiazd i Słońca, a także jest częścią gazu międzygwiazdowego. Na przykład w postaci wolnej, a także w postaci metanu, amoniaku, ten niemetal występuje w kometach, a nawet na niektórych planetach.

Właściwości fizyczne

Przed rozważeniem właściwości chemicznych wodoru zauważamy, że w normalnych warunkach jest to substancja gazowa lżejsza od powietrza, mająca kilka form izotopowych. Jest prawie nierozpuszczalny w wodzie i ma wysoką przewodność cieplną. Protium, który ma liczbę masową 1, jest uważany za najlżejszą formę. Tryt, który ma właściwości radioaktywne, powstaje w naturze z azotu atmosferycznego pod wpływem promieni UV.

Cechy struktury cząsteczki

Aby rozważyć właściwości chemiczne wodoru, charakterystyczne dla niego reakcje, zastanówmy się nad cechami jego struktury. Ta dwuatomowa cząsteczka ma kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne. Tworzenie atomowego wodoru jest możliwe, gdy aktywne metale oddziałują z roztworami kwasów. Jednak w tej formie ów niemetal może istnieć tylko przez znikomy okres czasu, niemal natychmiast rekombinuje w formę molekularną.

Właściwości chemiczne

Rozważ właściwości chemiczne wodoru. W większości związków, które tworzy ten pierwiastek chemiczny, wykazuje stopień utlenienia +1, co upodabnia go do metali aktywnych (alkalicznych). Główne właściwości chemiczne wodoru, charakteryzujące go jako metal:

interakcja z tlenem w celu wytworzenia wody;
reakcja z halogenami, której towarzyszy tworzenie halogenowodoru;
produkcja siarkowodoru w połączeniu z siarką.

Poniżej znajduje się równanie reakcji, które charakteryzuje właściwości chemiczne wodoru. Zwracamy uwagę, że jako niemetal (o stopniu utlenienia -1) działa tylko w reakcji z metalami aktywnymi, tworząc z nimi odpowiednie wodorki.

Wodór w zwykłej temperaturze nie oddziałuje aktywnie z innymi substancjami, więc większość reakcji zachodzi dopiero po podgrzaniu.

Przyjrzyjmy się bardziej szczegółowo niektórym interakcjom chemicznym pierwiastka stojącego na czele układu okresowego pierwiastki chemiczne Mendelejew.

Reakcji tworzenia się wody towarzyszy uwolnienie 285,937 kJ energii. W podwyższonych temperaturach (ponad 550 stopni Celsjusza) procesowi temu towarzyszy silna eksplozja.

Wśród właściwości chemicznych wodoru gazowego, które znalazły istotne zastosowanie w przemyśle, interesujące jest jego oddziaływanie z tlenkami metali. W nowoczesnym przemyśle tlenki metali są przetwarzane przez katalityczne uwodornienie, na przykład czysty metal jest izolowany ze zgorzeliny żelaza (mieszany tlenek żelaza). Metoda ta pozwala na wydajną obróbkę złomu.

Synteza amoniaku, która obejmuje oddziaływanie wodoru z azotem atmosferycznym, jest również pożądana we współczesnym przemyśle chemicznym. Wśród warunków występowania tego oddziaływania chemicznego zwracamy uwagę na ciśnienie i temperaturę.

Wniosek

To wodór jest w normalnych warunkach nieaktywną substancją chemiczną. Wraz ze wzrostem temperatury jego aktywność znacznie wzrasta. Ta substancja jest poszukiwana w syntezie organicznej. Na przykład przez uwodornienie ketony można zredukować do drugorzędowych alkoholi, a aldehydy można przekształcić w pierwszorzędowe alkohole. Ponadto przez uwodornienie nienasycone węglowodory z klas etylenu i acetylenu można przekształcić w nasycone związki szeregu metanowego. Wodór jest słusznie uważany za prostą substancję pożądaną w nowoczesnej produkcji chemicznej.

Najobficiej występującym pierwiastkiem we wszechświecie jest wodór. W materii gwiazd ma postać jąder - protonów - i jest materiałem do procesów termojądrowych. Prawie połowa masy Słońca składa się również z cząsteczek H2. Jego zawartość w skorupie ziemskiej sięga 0,15%, a atomy występują w składzie ropy, gazu ziemnego i wody. Wraz z tlenem, azotem i węglem jest pierwiastkiem organogennym, który wchodzi w skład wszystkich żywych organizmów na Ziemi. W naszym artykule zbadamy właściwości fizyczne i chemiczne wodoru, określimy główne obszary jego zastosowania w przemyśle oraz jego znaczenie w przyrodzie.

Pozycja w układzie okresowym pierwiastków chemicznych Mendelejewa

Pierwszym elementem otwierającym układ okresowy pierwiastków jest wodór. Jego masa atomowa wynosi 1,0079. Posiada dwa izotopy stabilne (prot i deuter) i jeden izotop promieniotwórczy (tryt). Właściwości fizyczne są określone przez miejsce niemetalu w tabeli pierwiastków chemicznych. W normalnych warunkach wodór (jego wzór to H 2) jest gazem prawie 15 razy lżejszym od powietrza. Struktura atomu pierwiastka jest wyjątkowa: składa się tylko z jądra i jednego elektronu. Cząsteczka substancji jest dwuatomowa, zawarte w niej cząsteczki są połączone kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym. Jego energochłonność jest dość wysoka – 431 kJ. Wyjaśnia to niską aktywność chemiczną związku w normalnych warunkach. Formuła elektronowa wodoru to: H:H.

Substancja posiada również szereg właściwości, które nie mają odpowiedników wśród innych niemetali. Rozważmy niektóre z nich.

Rozpuszczalność i przewodność cieplna

Metale najlepiej przewodzą ciepło, ale wodór zbliża się do nich pod względem przewodności cieplnej. Wyjaśnienie tego zjawiska tkwi w bardzo dużej prędkości ruchu termicznego lekkich cząsteczek materii, dlatego w atmosferze wodoru ogrzany obiekt ochładza się 6 razy szybciej niż w powietrzu. Związek może dobrze rozpuszczać się w metalach, np. jedna objętość palladu może wchłonąć prawie 900 objętości wodoru. Metale mogą wchodzić z H 2 do reakcje chemiczne, w którym przejawiają się utleniające właściwości wodoru. W tym przypadku powstają wodorki:

2Na + H2 \u003d 2 NaH.

W tej reakcji atomy pierwiastka przyjmują elektrony z cząstek metalu, zamieniając się w aniony o jednostkowym ładunku ujemnym. Prosta substancja H2 w tym przypadku jest środkiem utleniającym, co zwykle nie jest dla niej typowe.

Wodór jako reduktor

Metale i wodór łączy nie tylko wysoka przewodność cieplna, ale także zdolność ich atomów w procesach chemicznych do oddawania własnych elektronów, czyli utleniania. Na przykład zasadowe tlenki reagują z wodorem. Reakcja redoks kończy się uwolnieniem czystego metalu i powstaniem cząsteczek wody:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O.

Oddziaływanie substancji z tlenem podczas ogrzewania prowadzi również do produkcji cząsteczek wody. Proces jest egzotermiczny i towarzyszy mu uwalnianie dużej ilości energii cieplnej. Jeśli mieszanina gazów H 2 i O 2 reaguje w stosunku 2: 1, nazywa się to, ponieważ wybucha po zapaleniu:

2H2 + O2 \u003d 2H2O.

Woda jest i odgrywa ważną rolę w tworzeniu ziemskiej hydrosfery, klimatu i pogody. Zapewnia obieg pierwiastków w przyrodzie, wspomaga wszystkie procesy życiowe organizmów - mieszkańców naszej planety.

Interakcja z niemetalami

Najważniejszymi właściwościami chemicznymi wodoru są jego reakcje z pierwiastkami niemetalicznymi. W normalnych warunkach są one dość obojętne chemicznie, więc substancja może reagować tylko z halogenami, na przykład z fluorem lub chlorem, które są najbardziej aktywne spośród wszystkich niemetali. Tak więc mieszanina fluoru i wodoru eksploduje w ciemności lub na zimno, a z chlorem - po podgrzaniu lub w świetle. Produktami reakcji będą halogenki wodoru, których roztwory wodne znane są jako kwasy fluorkowe i chlorkowe. C oddziałuje w temperaturze 450-500 stopni, pod ciśnieniem 30-100 MPa oraz w obecności katalizatora:

N₂ + 3H₂ ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH₃.

Rozważane właściwości chemiczne wodoru mają bardzo ważne dla przemysłu. Na przykład możesz uzyskać cenny produkt chemiczny - amoniak. Jest głównym surowcem do produkcji kwaśnych azotanów i nawozów azotowych: mocznika, saletry amonowej.

materia organiczna

Pomiędzy węglem a wodorem prowadzi do produkcji najprostszego węglowodoru - metanu:

C + 2H2 = CH4.

Substancja jest najważniejszym składnikiem substancji naturalnej i jest wykorzystywana jako cenny rodzaj paliwa i surowca dla przemysłu syntezy organicznej.

W chemii związków węgla pierwiastek zawarty jest w ogromnej liczbie substancji: alkany, alkeny, węglowodany, alkohole itp. Znanych jest wiele reakcji związków organicznych z cząsteczkami H2. Są one wspólnie znane jako uwodornienie lub uwodornienie. Tak więc aldehydy można redukować wodorem do alkoholi, nienasyconych węglowodorów - do alkanów. Na przykład etylen przekształca się w etan:

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

Duże znaczenie praktyczne mają takie właściwości chemiczne wodoru, jak np. uwodornianie olejów płynnych: słonecznikowego, kukurydzianego, rzepakowego. Prowadzi to do produkcji tłuszczu stałego – smalcu, który wykorzystywany jest do produkcji gliceryny, mydła, stearyny, twardej margaryny. Dla ulepszenia wygląd zewnętrzny dodaje się do niego walory smakowe produktu spożywczego, mleko, tłuszcze zwierzęce, cukier, witaminy.

W naszym artykule zbadaliśmy właściwości wodoru i poznaliśmy jego rolę w przyrodzie i życiu człowieka.