Химические свойства водорода

Химические свойства водорода. Значение водорода в природе

Химические свойства водорода

Самый распространенный элемент во вселенной – это водород. В веществе звезд он имеет вид ядер – протонов – и является материалом для термоядерных процессов. Почти половина массы Солнца также состоит из молекул H2.

его в земной коре достигает 0,15 % , а атомы присутствуют в составе нефти, природного газа, воды. Вместе с кислородом, азотом и углеродом он является органогенным элементом, входящим в состав всех живых организмов на Земле.

В нашей статье мы изучим физические и химические свойства водорода, определим основные области его применения в промышленности и значение в природе.

Положение в периодической системе химических элементов Менделеева

Первый элемент, открывающий периодическую систему – это водород. Его атомная масса составляет 1,0079. Имеет два стабильных (протий и дейтерий) и один радиоактивный изотоп (тритий). Физические свойства определяются местом неметалла в таблице химических элементов.

В обычных условиях водород (формула его – H2) представляет газ, который почти в 15 раз легче воздуха. Строение атома элемента уникально: он состоит только из ядра и одного электрона. Молекула вещества двухатомная, частицы в ней соединяются с помощью ковалентной неполярной связи. Ее энергоемкость достаточно велика – 431 кДж.

Это объясняет невысокую химическую активность соединения в обычных условиях. Электронная формула водорода такова: H:H.

Вещество имеет еще целый ряд свойств, аналогов которым нет среди других неметаллов. Рассмотрим некоторые из них.

Лучше всего проводят тепло металлы, но водород по теплопроводности приближается к ним.

Объяснение феномена заключается в очень большой скорости теплового движения легких молекул вещества, поэтому в водородной атмосфере нагретый предмет остывает в 6 раз быстрее, чем на воздухе.

Соединение может хорошо растворяться в металлах, например, почти 900 объемов водорода могут быть поглощены одним объемом палладия. Металлы могут вступать с H2 в химические реакции, в которых проявляются окислительные свойства водорода. В этом случае образуются гидриды:

2Na + H2 =2 NaH.

В этой реакции атомы элемента принимают электроны от частиц металла, превращаясь в анионы с единичным отрицательным зарядом. Простое вещество H2 в данном случае является окислителем, что для него обычно не характерно.

Водород как восстановитель

Объединяет металлы и водород не только высокая теплопроводность, но и способность их атомов в химических процессах отдавать собственные электроны, то есть окисляться. Например, основные оксиды вступают в реакции с водородом. Окислительно-восстановительная реакция заканчивается выделением чистого металла и образованием молекул воды:

CuO + H2 = Cu + H2O.

Взаимодействие вещества с кислородом при нагревании приводит также к получению молекул воды. Процесс является экзотермическим и сопровождается выделением большого количества тепловой энергии. Если газовая смесь H2 и O2 реагирует в соотношении 2:1, то ее называют гремучим газом, так как при поджигании она взрывается:

2H2 + O2 = 2H2O.

Вода является оксидом водорода и играет важнейшую роль в формировании гидросферы Земли, климата, погоды. Она обеспечивает круговорот элементов в природе, поддерживает все жизненные процессы организмов – обитателей нашей планеты.

Взаимодействие с неметаллами

Наиболее важные химические свойства водорода – это его реакции с неметаллическими элементами. При нормальных условиях молекулы водорода достаточно химически инертны, поэтому вещество может реагировать только с галогенами, например с фтором или хлором, являющимися наиболее активными среди всех неметаллов.

Так, смесь фтора и водорода взрывается в темноте или на холоде, а с хлором – при нагревании или на свету. Продуктами реакции будут галогеноводороды, водные растворы которых известны как фторидная и хлоридная кислоты.

С азотом вещество взаимодействует при температуре 450-500 градусов, давлении 30-100 мПа и в присутствии катализатора:

N₂ + 3H₂ ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH₃.

Рассмотренные химические свойства водорода имеют большое значение для промышленности. Например, можно получить ценный химический продукт – аммиак. Он является основным сырьем для получения нитратной кислоты и азотных удобрений: карбамида, нитрата аммония.

Органические вещества

Реакция соединения между углеродом и водородом приводит к получению простейшего углеводорода – метана:

C + 2H2 = CH4.

Вещество является важнейшей составной частью природного и попутного нефтяного газа. Они применяются в качестве ценного вида топлива и сырья для промышленности органического синтеза.

В химии соединений углерода элемент входит в состав огромного количества веществ: алканов, алкенов, углеводов, спиртов и т. д. Известно много реакций органических соединений с молекулами H2. Они носят общее название – гидрирование или гидрогенизация. Так, альдегиды можно восстановить водородом до спиртов, непредельные углеводороды – до алканов. Например, этилен превращается в этан:

C2H4 + H2 = C2H6.

Важное практическое значение имеют такие химические свойства водорода, как, например, гидрогенизация жидких масел: подсолнечного, кукурузного, рапсового.

Она приводит к получению твердого жира – саломаса, который используют в производстве глицерина, мыла, стеарина, твердых сортов маргарина.

Для улучшения внешнего вида и вкусовых качеств пищевого продукта в него добавляют молоко, животные жиры, сахар, витамины.

В нашей статье мы изучили свойства водорода и выяснили его роль в природе и жизни человека.

Источник: http://fb.ru/article/374764/himicheskie-svoystva-vodoroda-znachenie-vodoroda-v-prirode

Водород

Химические свойства водорода

Водород – самый распространенный элемент Вселенной.

1H 1s1

Изотопы:

11Н – протий – 99.985 %

12Н – дейтерий (Д) – 0.015 %,

13Н – тритий (Т) – радиоакт.

Аr 1,008

ЭО 2,1

На Земле атомы Н находятся в составе молекул Н2O, углеводородов СХНУ и других органических веществ.

Из каждых 100 атомов, распространенных на Земле, 16 – атомы водорода. В ПСЭ водород занимает уникальное положение – его располагают в двух главных подгруппах (I и VII групп).

По электронной конфигурации он формально относится к семейству s-элементов и имеет сходство со щел. Me:

– степень окисления +1 (в большинстве соединений);

– восстановительные свойства (Н° -1e- → Н+).

В соединениях с металлами (гидридах МеНх) водород имеет степень окисления -1 и проявляет свойства солеобразующего аниона Н1 (подобно галогенам). Кроме того, в свободном состоянии водород представляет собой газ, состоящий из двухатомных молекул Н2, что коренным образом отличает его от щел. Me и сближает с Hal2.

Физические свойства молекулярного

При об. Т Н2 – очень легкий бесцв. газ, без запаха, плохо растворимый в воде. Хорошо растворяется в твердых и расплавленных металлах, особенно Pt, Pd, Ni.

Способы получения

Промышленное производство

Основными видами сырья для промышленного производства Н2 являются газообразные, жидкие и твердые горючие ископаемые, а также вода.

а) Конверсия метана с водяным паром:

CH4 + H2O = СО + ЗН2

б) Газификация твердого топлива:

C + H2O = СО + Н2

(уголь) «водяной газ»

в) Электролитическое разложение воды в присутствии щелочей:

2Н2O = 2Н2 + O2

Лабораторные способы получения

а) Взаимодействие активных металлов с разбавленными растворами HCl или H2SO4, например:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

б) Взаимодействие щел. и щел.-зем. металлов с водой, например:

Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2

в) Взаимодействие Al, Zn, Si с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6Н2O = 2Na [Al(OH)4] + ЗН2

Si + 2NaOH + Н2O = Na2SiO3 + 2Н2

г) Электролиз разбавленных растворов хлоридов щел. металлов, например:

2NaCl + 2Н2O = Н2 + Cl2 + 2NaOH

д) Действие воды на гидриды металлов:

СаН2 + 2Н2O = 2H2 + Са(ОН)2

Химические свойства

Взаимодействие с кислородом

Исключительно высокая прочность связи в молекуле водорода обусловливает высокие энергии активации химических реакций с его участием, поэтому при обычных условиях молекулярный водород малоактивен.

Для инициирования реакций требуется значительное нагревание или другие способы активации, например, катализ.

При этих условиях водород реагирует, в большинстве случаев проявляя восстановительные свойства:

Н2 – 2e- = 2Н+

2Н2 + O2 = 2Н2O

При об. Т скорость реакции близка к нулю, но если поджечь водород, то он взаимодействует с кислородом воздуха в режиме горения.
Водород – горючий газ; смесь двух объемов Н2 с 1 объемом O2 – «гремучий газ».

Реакции с другими неметаллами (кроме Р, Si). Образуются гидриды НеМе – летучие водородные соединения.

Взаимодействие:

а) с фтором (при об. Т) Н2 + F2 = 2HF

б) с хлором (при УФ-облучении, при освещении) Н2 + Cl2 = 2HCl

в) с серой (при t > 600°С, реакция обратима) Н2 + S = H2S

г) с азотом и углеродом водород реагирует в жестких условиях; реакции сильно обратимы, для их смещения вправо необходимо высокое давление.

ЗН2+ N2 = 2NH3

Восстановление некоторых Me и НеМе из их оксидов

Н2 + CuO = Сu + Н2O

2Н2 + SO2 = S + 2Н2O

3Н2 + WO3 = W + 3Н2O

Восстановление альдегидов и нитро- соединений

Гидрирование органических непредельных соединений

Водород – окислитель

Н2 + 2e- → 2Н

При взаимодействии Н2 с расплавленными металлами под давлением образуются гидриды металлов, например:

Н2 + 2Na = 2Na+H-

Н2 + Ca = Ca+2H-2

Характеристика гидридов металлов МеНх

Гидриды щел. и щел.-зем. Me – кристаллические ионные соединения, в расплавленном состоянии проводят электрический ток. Обладают высокой химической активностью, сильные восстановители. Взаимодействуют бурно с 02 воздуха, разлагают воду, восстанавливают металлы из оксидов, реагируют даже с азотом.
Примеры реакций:

CaH2 + O2 = CaO + H2O

NaH + H2O = NaOH + H2↑

3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2↑

При электролизе расплавов гидридов МеНх водород выделяется на аноде!

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/vodorod.html

4. Химические свойства водорода

Химические свойства водорода

В соединениях кислородпроявляет степень окисления –2, изредка+1 и +2.

a.Похимической активности кислород уступаеттолько фтору. С большинство простыхвеществ он реагирует непосредственно,за исключением галогенов, благородныхгазов, платины и золота. Большинствопростых и сложных веществ сгорают вкислороде ярким пламенем:

2Mg + O2MgO + Q + hv,

4P + 5O22P2O5+ hv,

аммиак горит в кислородезеленоватым пламенем:

4NH3+ 3O22N2+ 6H2O.

При горении щелочныхметаллов образуются смеси оксидов ипероксидов, при горении остальныхметаллов и неметаллов образуются оксиды,как правило, высших степеней окисления,при сгорании в недостатке кислорода –оксиды низших степеней окисления.Некоторые металлы, как то – хром, алюминийи другие образуют на поверхности пленкуоксида, препятствующую дальнейшемуокислению.

b.Поддействием кислорода растворы гидроксидовнекоторых переходных металлов переходятв нерастворимые соединения, выпадаютв осадок:

O2+ 4Fe(OH)2(суспензия)4FeO(OH) + 2H2O,

O2+ 4Cr(OH)2+ 2H2O4Cr(OH)3.

Кислород ускоряетвзаимодействие с металлами кислот:

O2+ H2SO4+ Pb PbSO4+H2O2.

Под действием кислородарастворы некоторых веществ в кислотахи щелочах образуют комплексы:

O2+ 4H2O+ 2TiCl3+ 2HCl H2O2+ 2H2[TiCl4(OH)2],

O2+ 2Co(NO3)2+ 10(NH3H2O)[Co2(NH3)10(-O22—)(NO3)4]+ 10 H2O.

c.Припропускании через кислород электрическихразрядов молекулярный кислород переходитв более активный атомарный:

O22O.

Атомарный кислородспособен соединятся в аллотропнуюмодификацию кислорода озон:

3O22O3.

5. Получение кислорода

a.Термическоеразложение кислородосодержащих солей:

2KClO3(150C, MnO2)2KCl + 3O2­,

KClO4(500C)KCl + 2O2­,

2KNO3(t­)2KNO2+ O2­,

2KMnO4(200C)MnO2+ K2MnO4+ O2­,

4KMnO4(2000C)4MnO4+ 2K2O+ 3O2­.

b.Разложениеоксидов:

2Ag2O(t­)4Ag + O2­,

2H2O2(MnO2или hv)2H2O+ O2­,

2BaO2(500C) 2BaO + O2­(метод Брина),

2H2O(NaOH, электролиз) 2H2­+ O2­.

c.Изсжиженного воздуха.

6. Применение кислорода

Газообразный кислородприменяют в металлургии для интенсификациидоменных и сталеплавильных процессов,при выплавке цветных металлов в шахтныхпечах, бессемеровании штейнов.

Какокислитель во многих химическихпроцессах, для сварки и резки металлов,жизнеобеспечения на подводных судах икосмических станциях, для дыхания набольших высотах и при подводном плавании.

В медецине кислород применяется дляприготовления кислородных, водных ивоздушных ванн, а также для вдыханиябольными.

Жидкий кислород –окислитель для ракетного топлива,хладагент, его смеси с угольным порошком,древесной мукой или другими горючимивеществами называются оксиликвитамии обладают большой взрывной силой.

7. Озон (o3)

В 1840 году немецкий химикКристиан Фридрих Шенбейн (1799-1868) открылозон.

Озон образуется ватмосфере при электрических разрядах.Озоновый слой в стратосфере толщинойв несколько сантиметров поглощаетультрафиолетовое излучение.

Вхимическом строении молекулы озонацентральный атом кислорода подвергаетсяsp2-гибридизации,а его 2pz-орбитальс такими же орбиталями крайних атомовобразует p-p-связивдоль всей молекулы. Длинна связи междуатомами кислорода – 0,12717 нм, меньшедлинны одинарной – 0,149 нм, но большедлинны двойной – 0,121 нм связи. Угол междуатомами кислорода равен 116,780.

Озон представляет собойгаз светло-синего цвета, с характернымрезким запахом, растворимый в воде.

Жидкий озонимеет темно-фиолетовый цвет, а твердыйсине-черный. Интенсивность цвета жидкогоозона настолько велика, что даже черезочень тонкий слой жидкости не виднонити горящей электрической лампочки.Интенсивность цвета связана с большейполяризуемостью молекул по сравнениюс кислородом.

Жидкий озон, запаянный втрубку можно хранить вплоть до критическойтемпературы –120С. Озон при концентрации в воздухе более9% взрывоопасен, еще опаснее твердый ижидкий озон. Хранение жидкого озонапроизводят в растворе в четыреххлористогоуглерода или фреонов при низкихтемпературах..

Озон применяют длядезинфекции воды и в медицине, дляотбеливания тканей и очистки некоторыхсоединений, для идентификации соединений.

Источник: https://StudFiles.net/preview/1032566/page:6/

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

    ×
    Рекомендуем посмотреть