Химическое соединение содержащее водород. Водород в природе (0,9% в Земной коре)

Водород – особый элемент, занимающий сразу две ячейки в периодической системе Менделеева. Он располагается в двух группах элементов, обладающих противоположными свойствами, и эта особенность делает его уникальным. Водород является простым веществом и составной частью многих сложных соединений, это органогенный и биогенный элемент. Стоит подробно ознакомиться с основными его особенностями и свойствами.

Водород в периодической системе Менделеева

Главные особенности водорода, указанные в :

• порядковый номер элемента – 1 (протонов и электронов столько же);
• атомная масса составляет 1,00795;
• водород имеет три изотопа, каждый из которых обладает особыми свойствами;
• благодаря содержанию только одного электрона, водород способен проявлять восстановительные и окислительные свойства, а после отдачи электрона водород имеет свободную орбиталь, принимающую участие в составлении химических связей по донорно-акцепторному механизму;
• водород – легкий элемент с небольшой плотностью;
• водород является сильным восстановителем, он открывает группу щелочных металлов в первой группе главной подгруппе;
• когда водород вступает в реакцию с металлами и другими сильными восстановителями, он принимает их электрон и становится окислителем. Такие соединения называются гидридами. По указанному признаку водород условно относится к группе галогенов (в таблице он приводится над фтором в скобках), с которыми он имеет сходство.

Водород как простое вещество

Водород - это газ, молекула которого состоит из двух . Это вещество было открыто в 1766 году британским ученым Генри Кавендишем. Он доказал, что водород является газом, который взрывается при взаимодействии с кислородом. После изучения водорода химики установили, что это вещество является самым легким из всех известных человеку.

Другой ученый, Лавуазье, присвоил элементу имя «гидрогениум», что в переводе с латыни означает «рождающий воду». В 1781 году Генри Кавендиш доказал, что вода является сочетанием кислорода и водорода. Другими словами, вода - это продукт реакции водорода с кислородом. Горючие свойства водорода были известны еще древним ученым: соответствующие записи оставил Парацельс, живший в XVI столетии.

Молекулярный водород - это образующееся естественным путем распространенное в природе газообразное соединение, которое состоит из двух атомов и при поднесении горящей лучинки. Молекула водорода может распадаться на атомы, превращающиеся в ядра гелия, так как они способны участвовать в ядерных реакциях. Такие процессы регулярно протекают в космосе и на Солнце.

Водород и его физические свойства

Водород имеет такие физические параметры:

• кипит при температуре -252,76 °C;
• плавится при температуре -259,14 °C; *в указанных температурный пределах водород - это не имеющая запаха бесцветная жидкость;
• в воде водород слабо растворяется;
• водород теоретически может перейти в металлическое состояние при обеспечении особых условий (низких температур и высокого давления);
• чистый водород - взрывоопасное и горючее вещество;
• водород способен диффундировать сквозь толщу металлов, поэтому хорошо в них растворяется;
• водород легче воздуха в 14,5 раз;
• при высоком давлении можно получить снегообразные кристаллы твердого водорода.

Химические свойства водорода

Лабораторные способы:

• взаимодействие разбавленных кислот с активными металлами и металлами средней активности;
• гидролиз гидридов металлов;
• реакция с водой щелочных и щелочноземельных металлов.

Соединения водорода:

Галогенводороды; летучие водородные соединения неметаллов; гидриды; гидроксиды; гидроксид водорода (вода); пероксид водорода; органические соединения (белки, жиры, углеводороды, витамины, липиды, эфирные масла, гормоны). Нажмите , чтобы увидеть безопасные эксперименты на изучение свойств белков, жиров и углеводов.

Чтобы собрать образующийся водород, нужно держать пробирку перевернутой вверх дном. Водород нельзя собрать, как углекислый газ, ведь он намного легче воздуха. Водород быстро улетучивается, а при смешении с воздухом (или при большом скоплении) взрывается. Поэтому необходимо переворачивать пробирку. Сразу после заполнения пробирка закрывается резиновой пробкой.

Чтобы проверить чистоту водорода, нужно поднести зажженную спичку к горлышку пробирки. Если произойдет глухой и тихий хлопок - газ чистый, а примеси воздуха минимальные. Если хлопок громкий и свистящий - газ в пробирке грязный, в нем присутствует большая доля посторонних компонентов.

Внимание! Не пытайтесь повторить эти опыты самостоятельно!

Водород (лат. Hydrogenium), H, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,0079. При обычных условиях Водород - газ; не имеет цвета, запаха и вкуса.

Распространение Водорода в природе. Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле - воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). В свободном состоянии Водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного Водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве Водород в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе Водород является самым распространенным элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звезд, основную часть газов межзвездной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного Н 2 , метана СН 4 , аммиака NH 3 , воды Н 2 О, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т. д. В виде потока протонов Водород входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула Водорода. Обыкновенный Водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: легкого Водорода, или протия (1 H), и тяжелого Водорода, или дейтерия (2 Н, или D). В природных соединениях Водорода на 1 атом 2 Н приходится в среднем 6800 атомов 1 Н. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым Водородом, или тритием (3 Н, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T ½ = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4·10 -15 % от общего числа атомов Водорода). Получен крайне неустойчивый изотоп 4 Н. Массовые числа изотопов 1 Н, 2 Н, 3 Н и 4 Н, соответственно 1, 2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только один протон, дейтерия - один протон и один нейтрон, трития - один протон и 2 нейтрона, 4 Н - один протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов Водорода обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом Водорода имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом Водород может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н - при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома Водород, а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра. Атом Водорода используется как модельный в квантовомеханических расчетах энергетических уровней других, более сложных атомов.

Молекула Водород Н 2 состоит из двух атомов, соединенных ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (то есть распада на атомы) составляет 4,776 эв. Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414Å. При высоких температурах молекулярный Водород диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарный Водород образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование Водорода в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы Н 2 .

Физические свойства Водорода. Водород - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°С и 1 атм. Водород кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,8°С и -259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура Водорода очень низка (-240°С), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см 2 (12,8 атм), критическая плотность 0,0312 г/см 3 . Из всех газов Водород обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°С и 1 атм 0,174 вт/(м·К), то есть 4,16·10 -4 кал/(с·см·°С). Удельная теплоемкость Водорода при 0°С и 1 атм С p 14,208 кДж/(кг·К), то есть 3,394 кал/(г·°С). Водород мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°С и 1 атм), но хорошо - во многих металлах (Ni, Pt, Pa и других), особенно в палладии (850 объемов на 1 объем Pd). С растворимостью Водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия Водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий Водород очень легок (плотность при -253°С 0,0708 г/см 3) и текуч (вязкость при -253°С 13,8 спуаз).

Химические свойства Водорода. В большинстве соединений Водород проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий I группу системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион Водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H - построен подобно хлориду Na + Cl - . Этот и некоторые других факты (близость физических свойств Водорода и галогенов, способность галогенов замещать Водород в органических соединениях) дают основание относить Водород также и к VII группе периодической системы. 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. Атомарный Водород обладает повышенной химические активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом Водород образует воду:

Н 2 + 1 / 2 О 2 = Н 2 О

с выделением 285,937 кДж/моль, то есть 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объему) от 4 до 94% Н 2 , а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% Н 2 (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом). Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O,

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

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 иодом только при нагревании. С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях. При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н 2 + S = H 2 S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан).

Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя гидриды:

Н 2 + 2Li = 2LiH.

Важное практическое значение имеют реакции Водорода с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие. Ненасыщенные углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например:

С n Н 2n + Н 2 = С n Н 2n+2 .

Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

Получение Водорода. Основные виды сырья для промышленного получения Водорода - газы природные горючие, коксовый газ и газы нефтепереработки. Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешевой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия):

СН 4 + H 2 О = СО + ЗН 2 ,

и неполное окисление углеводородов кислородом:

СН 4 + 1 / 2 О 2 = СО + 2Н 2

Образующийся оксид углерода (II) также подвергается конверсии:

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 .

Водород, добываемый из природного газа, самый дешевый.

Из коксового газа и газов нефтепереработки Водород выделяют путем удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем Водород, при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор КОН или NaOH (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях Водород получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской Водород в баллонах.

Применение Водорода. В промышленном масштабе Водород стали получать в конце 18 века для наполнения воздушных шаров. В настоящее время Водород широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака. Крупным потребителем Водорода является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина и других продуктов, получаемых синтезом из Водорода и оксида углерода (II). Водород применяют для гидрогенизации твердого и тяжелого жидкого топлив, жиров и других, для синтеза HCl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы Водорода - дейтерий и тритий.

Фенолы

Строение
Гидроксильная группа в молекулах органических соединений может быть связана с ароматическим ядром непосредственно, а может быть отделена от него одним или несколькими атомами углерода. Можно ожидать, что в зависимости от этого свойства веществ будут существенно отличаться друг от друга из-за взаимного влияния групп атомов (вспомните одно из положений теорииБутлерова). И действительно, органические соединения, содержащие ароматический радикал фенил С 6 Н 5 -, непосредственно связанный с гидроксильной группой, проявляют особые свойства, отличные от свойств спиртов. Такие соединения называют фенолами.

Фенолы - органические вещества, молекулы которых содержат радикал фенил, связанный с одной или несколькими гидроксигруппами.
Так же как и спирты, фенолы классифицируют по атомности, т. е. по количеству гидроксильных групп.Одноатомные фенолы содержат в молекуле одну гидроксильную группу:

Существуют и другие многоатомные фенолы , содержащие три и более гидроксиль-ные группы в бензольном кольце.
Познакомимся подробнее со строением и свойствами простейшего представителя этого класса - фенолом С6Н50Н. Название этого вещества и легло в основу названия всего класса - фенолы.

Физические свойства
Твердое бесцветное кристаллическое вещество, tºпл = 43 °С, tº кип = °С, с резким характерным запахом. Ядовит. Фенол при комнатной температуре незначительно растворяется в воде. Водный раствор фенола называют карболовой кислотой. При попадании на кожу он вызывает ожоги, поэтому с фенолом необходимо обращаться осторожно.
Строение молекулы фенола
В молекуле фенола гидроксил непосредственно связан с атомом углерода бензольного ароматического ядра.
Вспомним строение групп атомов, образующих молекулу фенола.
Ароматическое кольцо состоит из шести атомов углерода, образующих правильный шестиугольник, вследствие,sр 2 -гибридизации электронных орбиталей шести атомов углерода. Эти атомы связаны Þ-связями. Не участвующие в образовании ст-связей р-электроны каждого атома углерода, перекрывающиеся по разные стороны плоскости Þ-связей, образуют две части единого шестиэлектронного п -облака, охватывающего все бензольное кольцо (ароматическое ядро). В молекуле бензола С6Н6 ароматическое ядро абсолютно симметрично, единое электронное п -облако равномерно охватывает кольцо атомов углерода под и над плоскостью молекулы (рис. 24). Ковалентная связь между атомами кислорода и водорода гидроксиль-ного радикала сильно полярна, общее электронное облако связи О-Н смещено в сторону атома кислорода, на котором возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода - частичный положительный заряд. Кроме того, атом кислорода в гидроксильной группе имеет две неподеленные, принадлежащие только ему электронные пары.

В молекуле фенола гидроксильный радикал взаимодействует с ароматическим ядром, при этом неподеленные электронные пары атома кислорода взаимодействуют с единым тс-облаком бензольного кольца, образуя единую электронную систему. Такое взаимодействие неподеленных электронных пар и облаков тг-связей называют сопряжением. В результате сопряжения неподеленной электронной пары атома кислорода гидроксигруппы с электронной системой бензольного кольца уменьшается электронная плотность на атоме кислорода. Это снижение компенсируется за счет большей поляризации связи О-Н, что, в свою очередь, приводит к увеличению положительного заряда на атоме водорода. Следовательно, водород гидроксильной группы в молекуле фенола имеет «кислотный» характер.
Логично предположить, что сопряжение электронов бензольного кольца и гидроксильной группы сказывается не только на ее свойствах, но и на реакционной способности бензольного кольца.
В самом деле, как вы помните, сопряжение неподеленных пар атома кислорода с л-облаком бензольного кольца приводит к перераспределению электронной плотности в нем. Она понижается у атома углерода, связанного с ОН-группой (сказывается влияние электронных пар атома кислорода) и повышается у соседних с ним атомов углерода (т. е. положения 2 и 6, или орто-положения). Очевидно, что повышение электронной плотности у этих атомов углерода бензольного кольца приводит к локализации (сосредоточению) отрицательного заряда на них. Под влиянием этого заряда происходит дальнейшее перераспределение электронной плотности в ароматическом ядре - смещение ее от 3-го и 5-го атомов (.мета-положение) к 4-му (орто-положение). Эти процессы можно выразить схемой:

Таким образом, наличие гидроксильного радикала в молекуле фенола приводит к изменению л-облака бензольного кольца, увеличению электронной плотности у 2, 4 и 6-го атомов углерода (орто-, дара-положения) и уменьшению электронной плотности у 3-го и 5-го атомов углерода (мета-положения).
Локализация электронной плотности в орто- и пара-положениях делает их наиболее вероятными для атак электрофильных частиц при взаимодействии с другими веществами.
Следовательно, влияние радикалов, составляющих молекулу фенола, взаимно, и оно определяет его характерные свойства.
Химические свойства фенола
Кислотные свойства
Как уже было сказано, атом водорода гидроксильной группы фенола обладает кислотным характером. Кислотные свойства у фенола выражены сильнее, чем у воды и спиртов. В отличие от спиртов и воды фенол реагирует не только с щелочными металлами, но и с щелочами с образованием фенолятов.
Однако кислотные свойства у фенолов выражены слабее, чем у неорганических и карбоновых кислот. Так, например, кислотные свойства фенола примерно в 3000 раз меньше, чем у угольной кислоты. Поэтому, пропуская через водный раствор фенолята натрия углекислый газ, можно выделить свободный фенол:

Добавление к водному раствору фенолята натрия соляной или серной кислоты также приводит к образованию фенола.
Качественная реакция на фенол
Фенол реагирует с хлоридом железа(ІІІ) с образованием интенсивно окрашенного в фиолетовый цвет комплексного соединения.
Эта реакция позволяет обнаруживать его даже в очень незначительных количествах. Другие фенолы, содержащие одну или несколько гидроксильных групп в бензольном кольце, также дают яркое окрашивание сине-фиолетовых оттенков в реакции с хлоридом железа(ІІІ).
Реакции бензольного кольца
Наличие гидроксильного заместителя значительно облегчает протекание реакций электрофильного замещения в бензольном кольце.
1. Бромирование фенола. В отличие от бензола для бромирования фенола не требуется добавления катализатора (бромида железа(ІІІ)).
Кроме того, взаимодействие с фенолом протекает селективно (избирательно): атомы брома направляются в орто- и пара-положения, замещая находящиеся там атомы водорода. Селективность замещения объясняется рассмотренными выше особенностями электронного строения молекулы фенола. Так, при взаимодействии фенола с бромной водой образуется белый осадок 2,4,6-трибромфенола.
Эта реакция, так же как и реакция с хлоридом железа(ІІІ), служит для качественного обнаружения фенола.

2. Нитрование фенола также происходит легче, чем нитрование бензола. Реакция с разбавленной азотной кислотой идет при комнатной температуре. В результате образуется смесь орто- и пара-изомеров нитрофенола:

3. Гидрирование ароматического ядра фенола в присутствии катализатора происходит легко.
4. Поликонденсация фенола с альдегидами, в частности, с формальдегидом, происходит с образованием продуктов реакции - фенолформальдегидных смол и твердых полимеров.
Взаимодействие фенола с формальдегидом можно описать схемой:

Вы, наверное, заметили, что в молекуле димера сохраняются «подвижные» атомы водорода, а значит, возможно дальнейшее продолжение реакции при достаточном количестве реагентов.
Реакция поликонденсации, т. е. реакция получения полимера, протекающая с выделением побочного низкомолекулярного продукта (воды), может продолжаться и далее (до полного израсходования одного из реагентов) с образованием огромных макромолекул. Процесс можно описать суммарным уравнением:

Образование линейных молекул происходит при обычной температуре. Проведение же этой реакции при нагревании приводит к тому, что образующийся продукт имеет разветвленное строение, он твердый и нерастворимый в воде. В результате нагревания феноло-формальдегидной смолы линейного строения с избытком альдегида получаются твердые пластические массы с уникальными свойствами. Полимеры на основе феноло-формальдегидных смол применяют для изготовления лаков и красок, пластмассовых изделий, устойчивых к нагреванию, охлаждению, действию воды, щелочей и кислот, они обладают высокими диэлектрическими свойствами. Из полимеров на основе фенолформальдегидных смол изготавливают наиболее ответственные и важные детали электроприборов, корпуса силовых агрегатов и детали машин, полимерную основу печатных плат для радиоприборов.

Клеи на основе феноло-формальдегидных смол способны надежно соединять детали самой различной природы, сохраняя высочайшую прочность соединения в очень широком диапазоне температур. Такой клей применяется для крепления металлического цоколя ламп освещения к стеклянной колбе. Теперь вам стало понятно, почему фенол и продукты на его основе находят широкое применение (схема 8).

Водоро́д (калька с латинского: лат. Hydrogenium - hydro = «вода», gen = «порождающий»; hydrogenium - «порождающий воду»; обозначается символом H) - первый элемент периодической системы элементов . Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1 H - протон. Свойства ядра 1 H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1 H - протий (Н), 2 H - дейтерий (D) и 3 H - тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород - H 2 - лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, платине.

История

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Происхождение названия

Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ - вода и γεννάω - рождаю) - «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году - по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова.

Распространённость

Во Вселенной
Водород - самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 92 % всех атомов (8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов - менее 0,1 %). Таким образом, водород - основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы
Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % - это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму).
Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.

Получение

Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, то есть что может быть сырьём для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом - выделением из жидкого воздуха. Водород же практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током.
Основной промышленный способ получения водорода - реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре:
СН 4 + 2Н 2 O = CO 2 + 4Н 2 −165 кДж

Один из лабораторных способов получения водорода, который иногда применяется и в промышленности, - разложение воды электротоком. Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Водород – первый элемент Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Символ – Н.

Атомная масса – 1 а.е.м. Молекула водорода двухатомна – Н 2 .

Электронная конфигурация атома водорода – 1s 1 . Водород относится к семейству s-элементов. В своих соединениях проявляет степени окисления -1, 0, +1. Природный водород состоит из двух стабильных изотопов – протия 1 Н (99,98%) и дейтерия 2 Н (D) (0,015%) – и радиоактивного изотопа трития 3 Н (Т) (следовые количества, период полураспада – 12,5 лет).

Химические свойства водорода

При обычных условиях молекулярный водород проявляет сравнительно низкую реакционную способность, что объясняется высокой прочностью связей в молекуле. При нагревании вступает во взаимодействие практически со всеми простыми веществами, образованными элементами главных подгрупп (кроме благородных газов, B, Si, P, Al). В химических реакциях может выступать как в роли восстановителя (чаще), так и окислителя (реже).

Водород проявляет свойства восстановителя (Н 2 0 -2е → 2Н +) в следующих реакциях:

1. Реакции взаимодействия с простыми веществами – неметаллами. Водород реагирует с галогенами , причем, реакция взаимодействия со фтором при обычных условиях, в темноте, со взрывом, с хлором – при освещении (или УФ-облучении) по цепному механизму, с бромом и йодом только при нагревании; кислородом (смесь кислорода и водорода в объемном отношении 2:1 называют «гремучим газом»), серой , азотом и углеродом :

H 2 + Hal 2 = 2HHal;

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q (t);

H 2 + S = H 2 S (t = 150 – 300C);

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Реакции взаимодействия со сложными веществами. Водород реагирует с оксидами малоактивных металлов , причем он способен восстанавливать только металлы, стоящие в ряду активности правее цинка:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O (t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O (t);

WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O (t).

Водород реагирует с оксидами неметаллов :

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);

2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300C, p = 250 – 300 атм., kat = ZnO, Cr 2 O 3).

Водород вступает в реакции гидрирования с органическими соединениями класса циклоалканов, алкенов, аренов, альдегидов и кетонов и др. Все эти реакции проводят при нагревании, под давлением, в качестве катализаторов используют платину или никель:

CH 2 = CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3 ;

C 6 H 6 + 3H 2 ↔ C 6 H 12 ;

C 3 H 6 + H 2 ↔ C 3 H 8 ;

CH 3 CHO + H 2 ↔ CH 3 -CH 2 -OH;

CH 3 -CO-CH 3 + H 2 ↔ CH 3 -CH(OH)-CH 3 .

Водород в качестве окислителя (Н 2 +2е → 2Н —) выступает в реакциях взаимодействия со щелочными и щелочноземельными металлами. При этом образуются гидриды – кристаллические ионные соединения, в которых водород проявляет степень окисления -1.

2Na +H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Физические свойства водорода

Водород – легкий бесцветный газ, без запаха, плотность при н.у. – 0,09 г/л, в 14,5 раз легче воздуха, t кип = -252,8С, t пл = — 259,2С. Водород плохо растворим в воде и органически растворителях, хорошо растворим в некоторых металлах: никеле, палладии, платине.

По данным современной космохимии водород является самым распространенным элементом Вселенной. Основная форма существования водорода в космическом пространстве – отдельные атомы. По распространенности на Земле водород занимает 9 место среди всех элементов. Основное количество водорода на Земле находится в связанном состоянии – в составе воды, нефти, природного газа, каменного угля и т.д. В виде простого вещества водород встречается редко – в составе вулканических газов.

Получение водорода

Различают лабораторные и промышленные способы получения водорода. К лабораторным способам относят взаимодействие металлов с кислотами (1), а также взаимодействие алюминия с водными растворами щелочей (2). Среди промышленных способов получения водорода большую роль играют электролиз водных растворов щелочей и солей (3) и конверсия метана (4):

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1);

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na +3 H 2 (2);

2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH (3);

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	При взаимодействии 23,8 г металлического олова с избытком соляной кислоты выделился водород, в количестве, достаточном, чтобы получить 12,8 г металлической меди Определите степень окисления олова в полученном соединении.
Решение	Исходя из электронного строения атома олова (…5s 2 5p 2) можно сделать вывод, что для олова характерны две степени окисления — +2, +4. На основании этого составим уравнения возможных реакций: Sn + 2HCl = H 2 + SnCl 2 (1); Sn + 4HCl = 2H 2 + SnCl 4 (2); CuO + H 2 = Cu + H 2 O (3). Найдем количество вещества меди: v(Cu) = m(Cu)/M(Cu) = 12,8/64 = 0,2 моль. Согласно уравнению 3, количество вещества водорода: v(H 2) = v(Cu) = 0,2 моль. Зная массу олова, найдем его количество вещества: v(Sn) = m(Sn)/M(Sn) = 23,8/119 = 0,2 моль. Сравним количества вещества олова и водорода по уравнения 1 и 2 и по условию задачи: v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (уравнение 1); v 2 (Sn): v 2 (H 2) = 1:2 (уравнение 2); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (условие задачи). Следовательно, олово взаимодействует с соляной кислотой по уравнению 1 и степень окисления олова равна +2.
Ответ	Степень окисления олова равна +2.

ПРИМЕР 2

Задание	Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?
Решение	При действии цинка на соляную кислоту выделяется водород: Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (1), который при нагревании восстанавливает оксид меди (II) до меди (2): СuО + Н 2 = Cu + Н 2 О. Найдем количества веществ в первой реакции: m(р-ра НСl) = 18,7 . 1,07 = 20,0 г; m(НСl) = 20,0 . 0,146 = 2,92 г; v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль. Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно: v(Н 2) = v(Zn) = 0,031 моль. Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку: v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu, и потеря массы составит: m(СuО) — m(Сu) = 0,031×80 — 0,031×64 = 0,50 г. Масса твердой смеси СuО с Сu после пропускания водорода составит: 4,0-0,5 = 3,5 г.
Ответ	Масса твердой смеси СuО с Сu равна 3,5 г.

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 (H 2).

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 Н 2 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 H 2 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 Hal 2 .

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:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

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 и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или 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:

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.