Химическо съединение, съдържащо водород. Водород в природата (0,9% в земната кора)

водород - специален елемент, заемащи едновременно две клетки в периодичната система на Менделеев. Разположен е в две групи елементи с противоположни свойства и тази особеност го прави уникален. Водородът е просто вещество и интегрална частмного сложни връзки, той е органогенен и биогенен елемент. Струва си да се запознаете подробно с основните му характеристики и свойства.

Водородът в периодичната система на Менделеев

Основните характеристики на водорода, посочени в:

  • поредният номер на елемента е 1 (има еднакъв брой протони и електрони);
  • атомна масае 1.00795;
  • водородът има три изотопа, всеки от които има специални свойства;
  • поради съдържанието само на един електрон, водородът може да проявява редуциращи и окислителни свойства, а след даряването на електрон водородът има свободна орбитала, която участва в образуването на химични връзки според донорно-акцепторния механизъм;
  • водородът е лек елемент с ниска плътност;
  • водородът е силен редуциращ агент, той отваря групата на алкалния метал в първата група на основната подгрупа;
  • когато водородът реагира с метали и други силни редуциращи агенти, той приема техния електрон и се превръща в окислител. Такива съединения се наричат ​​хидриди. от посочен знакводородът условно принадлежи към групата на халогените (в таблицата е даден над флуора в скоби), с които има прилики.

Водородът като просто вещество

Водородът е газ, чиято молекула се състои от две. Това вещество е открито през 1766 г. от британския учен Хенри Кавендиш. Той доказа, че водородът е газ, който експлодира при взаимодействие с кислорода. След като изследваха водорода, химиците установиха, че това вещество е най-лекото от всички известни на човека.

Друг учен, Лавоазие, дава на елемента името "хидрогений", което на латински означава "раждащ вода". През 1781 г. Хенри Кавендиш доказва, че водата е комбинация от кислород и водород. С други думи, водата е продукт на реакцията на водород с кислород. Запалимите свойства на водорода са били известни дори на древните учени: съответните записи са оставени от Парацелз, живял през 16 век.

Молекулярният водород е естествено срещащо се в природата газообразно съединение, което се състои от два атома и когато се издига горяща треска. Водородната молекула може да се разпадне на атоми, които се превръщат в хелиеви ядра, тъй като те могат да участват в ядрени реакции. Такива процеси редовно се случват в космоса и на Слънцето.

Водородът и неговите физични свойства

Водородът има следните физични параметри:

  • кипи при -252,76 °C;
  • топи се при -259,14 °C; *в посочените температурни граници водородът е течност без мирис и цвят;
  • водородът е слабо разтворим във вода;
  • водородът може теоретично да се превърне в метално състояние при специални условия (ниски температури и високо налягане);
  • чистият водород е експлозивно и горимо вещество;
  • водородът може да дифундира през дебелината на металите, поради което се разтваря добре в тях;
  • водородът е 14,5 пъти по-лек от въздуха;
  • при високо наляганемогат да се получат подобни на сняг кристали от твърд водород.

Химични свойства на водорода


Лабораторни методи:

  • взаимодействие на разредени киселини с активни металии метали със средна активност;
  • хидролиза на метални хидриди;
  • реакция с вода на алкални и алкалоземни метали.

Водородни съединения:

Халогеноводороди; летливи водородни съединения на неметали; хидриди; хидроксиди; водороден хидроксид (вода); водороден прекис; органични съединения (протеини, мазнини, въглехидрати, витамини, липиди, етерични масла, хормони). Кликнете, за да видите безопасни експерименти за изследване на свойствата на протеини, мазнини и въглехидрати.

За да съберете получения водород, трябва да държите епруветката обърната надолу. Водородът не може да се събира като въглеродния диоксид, защото е много по-лек от въздуха. Водородът бързо се изпарява и когато се смеси с въздух (или в голямо натрупване), експлодира. Следователно е необходимо да обърнете тръбата. Веднага след пълнене тубата се затваря с гумена запушалка.

За да проверите чистотата на водорода, трябва да донесете запалена кибритена клечка до гърлото на епруветката. Ако се получи глухо и тихо пукане, значи газът е чист и въздушните примеси са минимални. Ако пукането е силно и свистящо, газът в епруветката е мръсен, съдържа голяма част от чужди компоненти.

внимание! Не се опитвайте сами да повтаряте тези експерименти!

Водород(лат. Hydrogenium), H, химичен елемент, първи по пореден номер в периодичната система на Менделеев; атомна маса 1,0079. При обикновени условия водородът е газ; няма цвят, мирис и вкус.

Разпространение на водорода в природата. Водородът е широко разпространен в природата, съдържанието му в земната кора (литосфера и хидросфера) е 1% от масата и 16% от броя на атомите. Водородът е част от най-често срещаното вещество на Земята - вода (11,19% водород от маса), в съединенията, които изграждат въглища, нефт, природни газове, глини, както и животински и растителни организми (т.е. в състава на протеини, нуклеинова киселина, мазнини, въглехидрати и др.). Водородът е изключително рядък в свободно състояние; намира се в малки количества във вулканични и други природни газове. В атмосферата присъстват незначителни количества свободен водород (0,0001% от броя на атомите). В околоземното пространство Водородът под формата на поток от протони образува вътрешния („протонен“) радиационен пояс на Земята. Водородът е най-разпространеният елемент в космоса. Под формата на плазма тя съставлява около половината от масата на Слънцето и повечето звезди, по-голямата част от газовете на междузвездната среда и газовите мъглявини. Водородът присъства в атмосферата на редица планети и в комети под формата на свободен H 2 , метан CH 4 , амоняк NH 3 , вода H 2 O, радикали като CH, NH, OH, SiH, PH и др. Водородът навлиза под формата на протонен поток в корпускулярното излъчване на Слънцето и космически лъчи.

Изотопи, атом и молекула на водорода. Обикновеният водород се състои от смес от 2 стабилни изотопа: лек водород, или протий (1 H), и тежък водород, или деутерий (2 H, или D). В естествените водородни съединения има средно 6800 атома от 1 H на 1 атом от 2 H. Радиоактивен изотоп с масово число 3 се нарича свръхтежък водород или тритий (3 H или T) с меко β-лъчение и полуживот T ½ = 12,262 години. В природата тритий се образува, например, от атмосферния азот под действието на неутроните на космическите лъчи; той е незначителен в атмосферата (4·10 -15% от общия брой водородни атоми). Получен е изключително нестабилен изотоп 4 H. Масовите числа на изотопите 1 H, 2 H, 3 H и 4 H, съответно 1, 2, 3 и 4, показват, че ядрото на протиевия атом съдържа само един протон, деутерий - един протон и един неутрон, тритий - един протон и 2 неутрона, 4 H - един протон и 3 неутрона. Голямата разлика в масите на изотопите на водорода причинява по-забележима разлика в техните физични и химични свойства, отколкото в случая на изотопите на други елементи.

Водородният атом има най-простата структура сред атомите на всички други елементи: той се състои от ядро ​​и един електрон. Енергията на свързване на електрон с ядро ​​(йонизационен потенциал) е 13,595 eV. Неутрален атом Водородът може също да прикрепи втори електрон, образувайки отрицателен йон H - в този случай енергията на свързване на втория електрон с неутрален атом (електронен афинитет) е 0,78 eV. Квантова механикадава възможност да се изчислят всички възможни енергийни нива на водородния атом и, следователно, да се даде пълна интерпретация на неговия атомен спектър. Водородният атом се използва като модел на атом в квантово-механичните изчисления на енергийните нива на други, по-сложни атоми.


Молекулата на водорода Н 2 се състои от два атома, свързани с ковалент химическа връзка. Енергията на дисоциация (т.е. разпадане на атоми) е 4,776 eV. Междуатомното разстояние при равновесното положение на ядрата е 0,7414Å. При високи температуримолекулярният водород се разпада на атоми (степен на дисоциация при 2000°C 0,0013, при 5000°C 0,95). Атомен водородобразувани също в различни химична реакция(например чрез действието на Zn върху солна киселина). Съществуването на водорода в атомно състояние обаче продължава само кратко време, атомите се рекомбинират в Н2 молекули.

Физични свойства на водорода. Водородът е най-лекото от всички познати вещества (14,4 пъти по-лек от въздуха), плътност 0,0899 g/l при 0°C и 1 atm. Водородът кипи (втечнява се) и се топи (втвърдява се) съответно при -252,8°C и -259,1°C (само хелият има повече ниски температуритопене и кипене). Критичната температура на водорода е много ниска (-240°C), така че неговото втечняване е свързано с големи трудности; критично налягане 12,8 kgf / cm 2 (12,8 atm), критична плътност 0,0312 g / cm 3. Водородът има най-високата топлопроводимост от всички газове, равна на 0,174 W/(m·K) при 0°С и 1 atm, т.е. 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°С). Специфична топлинаВодород при 0 ° C и 1 atm C p 14,208 kJ / (kg K), т.е. 3,394 cal / (g ° C). Водородът е слабо разтворим във вода (0,0182 ml / g при 20 ° C и 1 atm), но добре - в много метали (Ni, Pt, Pa и други), особено в паладий (850 обема на 1 обем Pd). Разтворимостта на водорода в металите е свързана със способността му да дифундира през тях; дифузията през въглеродна сплав (например стомана) понякога е придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на водород с въглерод (така наречената декарбонизация). Течният водород е много лек (плътност при -253°C 0,0708 g/cm3) и течен (вискозитет при -253°C 13,8 сантипоаза).

Химични свойстваВодород. В повечето съединения водородът проявява валентност (по-точно степен на окисление) +1, като натрия и др. алкални метали; обикновено се счита за аналог на тези метали, заглавна група I на системата на Менделеев. Въпреки това, в металните хидриди, водородният йон е отрицателно зареден (степен на окисление -1), т.е. Na + H - хидридът е изграден като Na + Cl - хлорид. Това и някои други факти (близостта на физичните свойства на водорода и халогените, способността на халогените да заместват водорода в органичните съединения) дават основание водородът да бъде включен и в VII група на периодичната система. При нормални условия молекулярният водород е относително неактивен, свързвайки се директно само с най-активните неметали (с флуор, а на светлина и с хлор). Въпреки това, когато се нагрява, той реагира с много елементи. Атомарният водород има повишена химическа активност в сравнение с молекулярния водород. Водородът се свързва с кислорода, за да образува вода:

H 2 + 1/2 O 2 \u003d H 2 O

с отделяне на 285,937 kJ / mol, т.е. 68,3174 kcal / mol топлина (при 25 ° C и 1 atm). При обикновени температури реакцията протича изключително бавно, над 550 ° C - с експлозия. Границите на експлозивност на смес водород-кислород са (по обем) от 4 до 94% H2, а сместа водород-въздух - от 4 до 74% H2 (смес от 2 обема H2 и 1 обем O 2 се нарича експлозивен газ). Водородът се използва за редуциране на много метали, тъй като отнема кислород от техните оксиди:

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

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O и др.

С халогени водородът образува водородни халиди, например:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Водородът експлодира с флуор (дори на тъмно и при -252°C), реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване, а с йод само при нагряване. Водородът реагира с азота, за да образува амоняк:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

само на катализатор и при повишени температури и налягания. При нагряване водородът реагира енергично със сярата:

H 2 + S \u003d H 2 S (сероводород),

много по-трудно със селен и телур. Водородът може да реагира с чист въглерод без катализатор само при високи температури:

2H2 + C (аморфен) = CH4 (метан).

Водородът директно реагира с някои метали (алкални, алкалоземни и други), образувайки хидриди:

H 2 + 2Li = 2LiH.

важно практическа стойностимат реакции на водород с въглероден оксид (II), при които в зависимост от температурата, налягането и катализатора се образуват различни органични съединения, например HCHO, CH 3 OH и др. Ненаситените въглеводороди реагират с водород, за да станат наситени, например:

C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.

Ролята на водорода и неговите съединения в химията е изключително голяма. Водородни условия киселинни свойстватака наречените протонни киселини. Водородът има тенденция да образува така наречената водородна връзка с някои елементи, което има решаващо влияние върху свойствата на много органични и неорганични съединения.

Получаване на водород. Основните видове суровини за промишлено производствоВодород - естествени горими газове, коксов газ и газове от рафиниране на нефт. Водород се получава и от вода чрез електролиза (на места с евтин ток). Най-важните методи за производство на водород от природен газса каталитичното взаимодействие на въглеводороди, главно метан, с водна пара (конверсия):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,

и непълно окисление на въглеводороди с кислород:

CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2H 2

Полученият въглероден оксид (II) също се подлага на преобразуване:

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

Водородът, произведен от природен газ, е най-евтиният.

Водородът се изолира от коксовия газ и рафинерийните газове чрез отстраняване на останалите компоненти на газовата смес, които се втечняват по-лесно от водорода, при дълбоко охлаждане. Електролизата на водата се извършва с постоянен ток, преминавайки през разтвор на KOH или NaOH (киселини не се използват, за да се избегне корозията на стоманеното оборудване). Водородът се произвежда в лаборатории чрез електролиза на вода, както и чрез реакция между цинк и солна киселина. По-често обаче използват готов водород в бутилки.

Приложение на водорода. Водородът започва да се произвежда в индустриален мащаб в края на 18 век за пълнене балони. В момента водородът се използва широко в химическа индустрия, основно за производство на амоняк. Голям потребител на водород е и производството на метилов и други алкохоли, синтетичен бензин и други продукти, получени чрез синтез от водород и въглероден оксид (II). Водородът се използва за хидрогениране на твърди и тежки течни горива, мазнини и други, за синтез на HCl, за хидрообработка на петролни продукти, при заваряване и рязане на метали с кислородно-водороден пламък (температура до 2800 ° C) и при заваряване с атомен водород (до 4000 ° C) . Силно важно приложениеИзотопи на водорода, деутерий и тритий, са открити в ядрената енергетика.

Феноли

Структура
 Хидроксилната група в молекулите на органичните съединения може да бъде свързана директно с ароматното ядро ​​или може да бъде отделена от него с един или повече въглеродни атоми. Може да се очаква, че в зависимост от това свойствата на веществата ще се различават значително едно от друго поради взаимното влияние на групи от атоми (помнете една от разпоредбите на теорията на Бутлеров). Наистина, органичните съединения, съдържащи ароматен фенил C 6 H 5 - радикал, директно свързан с хидроксилна група, проявяват специални свойства, които се различават от тези на алкохолите. Такива съединения се наричат ​​феноли.

феноли -органични вещества, чиито молекули съдържат фенилов радикал, свързан с една или повече хидроксилни групи.
Подобно на алкохолите, фенолите се класифицират по атомност, т.е., по броя на хидроксилните групи.Едноатомните феноли съдържат една хидроксилна група в молекулата:

Има и други многоатомни фенолисъдържащ три или повече хидроксилни групи в бензеновия пръстен.
Нека се запознаем по-подробно със структурата и свойствата на най-простия представител на този клас - фенол C6H50H. Името на това вещество е в основата на името на целия клас - феноли.

Физични свойства
 Твърдо безцветно кристално вещество, tºpl = 43 °C, tº bp = °C, с остър характерен мирис. Отровни. Фенолът е слабо разтворим във вода при стайна температура. Воден разтвор на фенол се нарича карболова киселина. Причинява изгаряния при контакт с кожата, така че с фенола трябва да се работи внимателно.
Структурата на молекулата на фенола
В молекулата на фенола хидроксилът е директно свързан с въглеродния атом на бензеновото ароматно ядро.
Нека си припомним структурата на групите атоми, които образуват молекулата на фенола.
Ароматният пръстен се състои от шест въглеродни атома, образуващи правилен шестоъгълник поради sp 2 хибридизацията на електронните орбитали на шест въглеродни атома. Тези атоми са свързани чрез z-връзки. P-електроните на всеки въглероден атом, които не участват в образуването на st-връзки, се припокриват в различни страниравнини на z-връзка, образуват две части от единичен шест електрона П-облак, покриващ целия бензенов пръстен (ароматно ядро). В молекулата на бензен C6H6 ароматното ядро ​​е абсолютно симетрично, един електронен П-облакът покрива равномерно пръстена от въглеродни атоми под и над равнината на молекулата (фиг. 24). Ковалентната връзка между кислородните и водородните атоми на хидроксилния радикал е силно полярна, общият електронен облак O-N връзкиизместен към кислородния атом, върху който има частичен отрицателен заряд, а върху водородния атом - частичен положителен заряд. В допълнение, кислородният атом в хидроксилната група има две несподелени електронни двойки, принадлежащи само на него.

В една фенолна молекула хидроксилният радикал взаимодейства с ароматното ядро, докато несподелените електронни двойки на кислородния атом взаимодействат с единичен TC облак на бензеновия пръстен, образувайки единна електронна система. Това взаимодействие на несподелено електронни двойкии облаците от r-връзки се наричат ​​конюгация. В резултат на конюгиране на несподелената електронна двойка на кислородния атом на хидроксилната група с електронна системабензенов пръстен, електронната плътност на кислородния атом намалява. Това намаление се компенсира от по-голямата поляризация на връзката О–Н, което от своя страна води до увеличаване на положителния заряд на водородния атом. Следователно водородът на хидроксилната група в молекулата на фенола има "киселинен" характер.
Логично е да се предположи, че конюгирането на електроните на бензеновия пръстен и хидроксилната група засяга не само неговите свойства, но и реактивността на бензеновия пръстен.
Всъщност, както си спомняте, конюгирането на несподелените двойки на кислородния атом с n-облака на бензеновия пръстен води до преразпределение на електронната плътност в него. Той намалява при въглеродния атом, свързан с ОН групата (влиянието на електронните двойки на кислородния атом засяга) и се увеличава при въглеродните атоми, съседни на него (т.е. позиции 2 и 6 или орто позиции). Очевидно увеличаването на електронната плътност при тези въглеродни атоми на бензеновия пръстен води до локализиране (концентриране) на отрицателен заряд върху тях. Под въздействието на този заряд се извършва по-нататъшно преразпределение на електронната плътност в ароматното ядро ​​- изместването му от 3-ти и 5-ти атом (мета-позиция) към 4-ти (орто-позиция). Тези процеси могат да бъдат изразени със схемата:

Така наличието на хидроксилен радикал в молекулата на фенола води до промяна в n-облака на бензеновия пръстен, увеличаване на електронната плътност при 2, 4 и 6 въглеродни атоми (орто-, dara-позиции) и намаляване на електронната плътност при 3-тия и 5-ия въглероден атом (мета позиции).
Локализацията на електронната плътност в орто и пара позиции ги прави най-вероятно да бъдат атакувани от електрофилни частици, когато взаимодействат с други вещества.
Следователно влиянието на радикалите, които изграждат молекулата на фенола, е взаимно и определя неговите характерни свойства.
Химични свойства на фенола
Киселинни свойства
Както вече беше споменато, водородният атом на хидроксилната група на фенола има киселинен характер. Киселинните свойства на фенола са по-изразени от тези на водата и алкохолите. За разлика от алкохолите и водата, фенолът реагира не само с алкални метали, но и с основи, за да образува фенолати.
Въпреки това, киселинните свойства на фенолите са по-слабо изразени от тези на неорганичните и карбоксилните киселини. Така например, киселинните свойства на фенола са приблизително 3000 пъти по-слаби от тези на въглеродната киселина. Следователно, чрез преминаване на въглероден диоксид през воден разтвор на натриев фенолат, може да се изолира свободен фенол:

Добавянето на солна или сярна киселина към воден разтвор на натриев фенолат също води до образуването на фенол.
Качествена реакция към фенол
Фенолът реагира с железен (III) хлорид, за да образува интензивно оцветен лилавосложна връзка.
Тази реакция позволява да се открие дори в много малки количества. Други феноли, съдържащи една или повече хидроксилни групи на бензеновия пръстен, също дават ярък синьо-виолетов цвят, когато реагират с железен (III) хлорид.
Реакции с бензенов пръстен
Наличието на хидроксилен заместител значително улеснява протичането на реакциите на електрофилно заместване в бензеновия пръстен.
1. Бромиране на фенол. За разлика от бензена, бромирането на фенол не изисква добавяне на катализатор (железен (III) бромид).
В допълнение, взаимодействието с фенол протича селективно (селективно): бромните атоми се изпращат в орто и пара позиции, замествайки разположените там водородни атоми. Селективността на заместването се обяснява с характеристиките на електронната структура на фенолната молекула, разгледана по-горе. Така че, когато фенолът реагира с бромна вода, се образува бяла утайка от 2,4,6-трибромофенол.
Тази реакция, както и реакцията с железен (III) хлорид, служи за качествено откриване на фенол.

2. Нитрирането с фенол също е по-лесно от нитрирането с бензен. Реакцията с разредена азотна киселина протича при стайна температура. В резултат на това се образува смес от орто- и пара-изомери на нитрофенола:

3. Хидрогенирането на ароматния пръстен на фенола в присъствието на катализатор е лесно.
4. Поликондензацията на фенол с алдехиди, по-специално с формалдехид, възниква с образуването на реакционни продукти - фенол-формалдехидни смоли и твърди полимери.
Взаимодействието на фенол с формалдехид може да се опише по схемата:

Вероятно сте забелязали, че в молекулата на димера се запазват „подвижни“ водородни атоми, което означава, че реакцията може да продължи с достатъчно количество реагенти.
Реакцията на поликондензация, т.е. реакцията на получаване на полимер, протичаща с освобождаването на страничен продукт с ниско молекулно тегло (вода), може да продължи допълнително (докато един от реагентите се изразходва напълно) с образуването на огромни макромолекули. Процесът може да се опише с общото уравнение:

Образуването на линейни молекули става при обикновена температура. Провеждането на тази реакция при нагряване води до факта, че полученият продукт има разклонена структура, той е твърд и неразтворим във вода. В резултат на нагряване на фенолформалдехидна смола с линейна структура с излишък на алдехид се получават твърди пластични маси с уникални свойства. Полимери на базата на фенолформалдехидни смоли се използват за производството на лакове и бои, пластмасови изделия, които са устойчиви на нагряване, охлаждане, вода, основи и киселини, имат високи диелектрични свойства. От полимери на основата на фенолформалдехидни смоли, най-отговорните и важни подробностиелектроуреди, корпуси на силови агрегати и машинни части, полимерна основа на печатни платки за радиоустройства.

Лепилата на базата на фенол-формалдехидни смоли са в състояние надеждно да свързват части от различно естество, поддържайки най-висока якост на свързване в много широк температурен диапазон. Такова лепило се използва за закрепване на металната основа на осветителни лампи към стъклена крушка. Сега ви стана ясно защо фенолът и продуктите на негова основа са широко използвани (схема 8).

Водород (каус от латински: лат. Hydrogenium - hydro = "вода", gen = "генериращ"; hydrogenium - "генериращ вода"; означава се със символа H) - първият елемент от периодичната система от елементи. Широко разпространен в природата. Катионът (и ядрото) на най-разпространения изотоп на водорода 1H е протонът. Свойствата на ядрото 1H позволяват широко използване на ЯМР спектроскопия в анализа органична материя.

Три изотопа на водорода имат свои имена: 1 H - протий (H), 2 H - деутерий (D) и 3 H - тритий (радиоактивен) (T).

Простото вещество водород - Н 2 - е лек безцветен газ. В смес с въздух или кислород е горим и експлозивен. Нетоксичен. Нека разтворим в етанол и редица метали: желязо, никел, паладий, платина.

История

Отделянето на горим газ по време на взаимодействието на киселини и метали се наблюдава през 16-ти и XVII векв зората на формирането на химията като наука. Михаил Василиевич Ломоносов също директно посочи неговата изолация, но вече определено осъзна, че това не е флогистон. Английският физик и химик Хенри Кавендиш изследва този газ през 1766 г. и го нарича "горим въздух". При изгаряне "горимият въздух" произвежда вода, но придържането на Кавендиш към теорията за флогистона му попречи да направи правилните заключения. Френският химик Антоан Лавоазие, заедно с инженера J. Meunier, използвайки специални газометри, през 1783 г. извършват синтез на вода, а след това и нейния анализ, като разлагат водните пари с нажежено желязо. Така той установи, че "горимият въздух" е част от водата и може да се получи от нея.

произход на името

Лавоазие дава на водорода името hydrogène (от други гръцки ὕδωρ - вода и γεννάω - раждам) - "раждащ вода". Руското наименование "водород" е предложено от химика М. Ф. Соловьов през 1824 г. - по аналогия с "кислород" от М. В. Ломоносов.

Разпространение

Във Вселената
Водородът е най-разпространеният елемент във Вселената. Той представлява около 92% от всички атоми (8% са атоми на хелий, делът на всички останали елементи взети заедно е по-малко от 0,1%). По този начин водородът е основният компонент на звездите и междузвездния газ. При условия на звездни температури (например повърхностната температура на Слънцето е ~ 6000 °C) водородът съществува под формата на плазма; в междузвездното пространство този елемент съществува под формата на отделни молекули, атоми и йони и може образуват молекулярни облаци, които се различават значително по размер, плътност и температура.

Земната кора и живите организми
Масовата част на водорода в земната кора е 1% - това е десетият най-често срещан елемент. Неговата роля в природата обаче се определя не от масата, а от броя на атомите, чийто дял сред другите елементи е 17% (второ място след кислорода, чийто дял на атомите е ~ 52%). Следователно стойността на водорода в химически процесина Земята е почти толкова голям, колкото кислорода. За разлика от кислорода, който съществува на Земята както в свързано, така и в свободно състояние, практически целият водород на Земята е под формата на съединения; само много малко количество водород под формата на просто вещество се намира в атмосферата (0,00005% от обема).
Водородът е съставна част на почти всички органични вещества и присъства във всички живи клетки. В живите клетки, от броя на атомите, водородът представлява почти 50%.

Касова бележка

Промишлените методи за получаване на прости вещества зависят от формата, в която съответният елемент се намира в природата, тоест каква може да бъде суровината за неговото производство. Така се получава кислород, наличен в свободно състояние по физически начин- освобождаване от течен въздух. Водородът, от друга страна, е почти целият под формата на съединения, следователно, за да го получим, химични методи. По-специално могат да се използват реакции на разлагане. Един от начините за получаване на водород е реакцията на разлагане на водата чрез електрически ток.
Основният промишлен метод за производство на водород е реакцията с вода на метан, който е част от природния газ. Извършва се при висока температура:
CH 4 + 2H 2 O \u003d CO 2 + 4H 2 −165 kJ

Един от лабораторните методи за производство на водород, който понякога се използва в промишлеността, е разлагането на водата чрез електрически ток. Водородът обикновено се произвежда в лабораторията чрез взаимодействие на цинк със солна киселина.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Водород- първи елемент Периодична системахимически елементи D.I. Менделеев. Символът е N.

Атомна маса - 1 a.m.u. Молекулата на водорода е двуатомна - Н 2.

Електронна конфигурацияводороден атом - 1s 1. Водородът принадлежи към семейството на s-елементи. В съединенията си проявява степени на окисление -1, 0, +1. Естественият водород се състои от два стабилни изотопа - протий 1 H (99,98%) и деутерий 2 H (D) (0,015%) - и радиоактивен изотоп на тритий 3 H (T) (следи, полуживот - 12,5 години).

Химични свойства на водорода

При нормални условия молекулярният водород проявява относително ниска реактивност, което се обяснява с високата здравина на връзката в молекулата. При нагряване той взаимодейства с почти всички прости веществаобразувани от елементи на основните подгрупи (с изключение на благородни газове, B, Si, P, Al). В химичните реакции той може да действа както като редуциращ агент (по-често), така и като окислител (по-рядко).

Водородът се проявява свойства на редуциращи агенти(H 2 0 -2e → 2H +) в следните реакции:

1. Реакции на взаимодействие с прости вещества - неметали. Водородът реагира с халогени, освен това реакцията на взаимодействие с флуор при нормални условия, на тъмно, с експлозия, с хлор - при осветяване (или ултравиолетово облъчване) по верижен механизъм, с бром и йод само при нагряване; кислород(смес от кислород и водород в обемно съотношение 2:1 се нарича "експлозивен газ"), сиво, азоти въглерод:

H 2 + Hal 2 \u003d 2HHal;

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q (t);

H2 + S \u003d H2S (t \u003d 150 - 300C);

3H2 + N2 ↔ 2NH3 (t = 500°C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Реакции на взаимодействие със сложни вещества. Водородът реагира с оксиди на нискоактивни металии е в състояние да редуцира само метали, които са в серията активност вдясно от цинка:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O (t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O (t);

WO 3 + 3H 2 \u003d W + 3H 2 O (t).

Водородът реагира с неметални оксиди:

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);

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

Водородът влиза в реакции на хидрогениране с органични съединениякласът на циклоалкани, алкени, арени, алдехиди и кетони и др. Всички тези реакции се извършват при нагряване, под налягане, като катализатори се използват платина или никел:

CH 2 \u003d CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3;

C6H6 + 3H2 ↔ C6H12;

C3H6 + H2 ↔ C3H8;

CH3CHO + H2 ↔ CH3-CH2-OH;

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

Водород като окислител(H 2 + 2e → 2H -) действа в реакции с алкални и алкалоземни метали. В този случай се образуват хидриди - кристални йонни съединения, в които водородът има степен на окисление -1.

2Na + H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Физични свойства на водорода

Водородът е лек безцветен газ, без мирис, плътност при n.o. - 0,09 g / l, 14,5 пъти по-лек от въздуха, t bale = -252,8C, t pl = - 259,2C. Водородът е слабо разтворим във вода и органични разтворители, силно разтворим в някои метали: никел, паладий, платина.

Според съвременната космохимия водородът е най-разпространеният елемент във Вселената. Основната форма на съществуване на водорода в космоса са отделните атоми. Водородът е 9-ият най-разпространен елемент на Земята. Основното количество водород на Земята е в свързано състояние – в състава на вода, нефт, природен газ, въглища и др. Под формата на просто вещество водородът се среща рядко - в състава на вулканичните газове.

Получаване на водород

Има лабораторни и индустриални методи за получаване на водород. Лабораторните методи включват взаимодействието на метали с киселини (1), както и взаимодействието на алуминий с водни разтвори на основи (2). Между индустриални начиниелектролизата на водни разтвори на основи и соли (3) и превръщането на метан (4) играят важна роля в производството на водород:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (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).

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение При взаимодействие на 23,8 g метален калай с излишък от солна киселина се отделя водород в количество, достатъчно за получаване на метална мед 12,8 g. Определете степента на окисление на калая в полученото съединение.
Решение Въз основа на електронната структура на калаения атом (...5s 2 5p 2) можем да заключим, че калайът се характеризира с две степени на окисление - +2, +4. Въз основа на това ще съставим уравненията на възможните реакции:

Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1);

Sn + 4HCl = 2H 2 + SnCl 4 (2);

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O (3).

Намерете количеството медно вещество:

v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8 / 64 \u003d 0,2 mol.

Съгласно уравнение 3 количеството водородно вещество:

v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol.

Познавайки масата на калай, намираме неговото количество вещество:

v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol.

Нека сравним количествата калай и водородни вещества съгласно уравнения 1 и 2 и според условието на задачата:

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 (състояние на проблема).

Следователно калайът реагира със солна киселина съгласно уравнение 1 и степента на окисление на калая е +2.
Отговор Степента на окисление на калая е +2.

ПРИМЕР 2

Упражнение Газът, освободен при действието на 2,0 g цинк на 18,7 ml 14,6% солна киселина (плътност на разтвора 1,07 g/ml), се пропуска чрез нагряване над 4,0 g меден (II) оксид. Каква е масата на получената твърда смес?
Решение Когато цинкът реагира със солна киселина, се отделя водород:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (1),

който при нагряване редуцира медния (II) оксид до мед (2):

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

Намерете количеството вещества в първата реакция:

m (p-ra НС1) = 18.7. 1,07 = 20,0 g;

m(HC1) = 20.0. 0,146 = 2,92 g;

v (HCl) \u003d 2,92 / 36,5 \u003d 0,08 mol;

v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol.

Цинкът е в дефицит, така че количеството отделен водород е:

v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol.

Във втората реакция водородът е дефицит, защото:

v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol.

В резултат на реакцията 0,031 mol CuO ще се превърнат в 0,031 mol Cu, а загубата на маса ще бъде:

m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g.

Масата на твърдата смес от CuO с Cu след преминаване на водород ще бъде:

4,0-0,5 = 3,5 g
Отговор Масата на твърдата смес от CuO с Cu е 3,5 g.

Водородният атом има електронната формула на външното (и единствено) електронно ниво 1 седин . От една страна, поради наличието на един електрон във външното електронно ниво, водородният атом е подобен на атомите на алкалния метал. Но също като халогените му липсва само един електрон за запълване на външното електронно ниво, тъй като на първото електронно ниво не могат да бъдат разположени 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 здравина 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 водород с прости вещества

с метали

От металите водородът реагира само с алкални и алкалоземни! 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 водородът проявява 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 молекулярен водород Н2 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.

При взаимодействие с неметали водородът може да изпълнява само функцията на редуциращ агент, т.е. може само да повиши степента си на окисление:




Взаимодействие на водород със сложни вещества

с метални оксиди

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

с неметални оксиди

От неметалните оксиди водородът реагира при нагряване с оксиди на азот, халогени и въглерод. От всички взаимодействия на водорода с неметални оксиди, реакцията му с въглероден окис 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 органични киселиниводородът реагира само с ненаситени, както и с киселини, съдържащи функционални групи, способни да бъдат редуцирани от водород, по-специално алдехидни, кето или нитро групи.

със соли

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

Химични свойства на халогените

Халогените се наричат химически елементи VIIA групи (F, Cl, Br, I, At), както и образуваните от тях прости вещества. По-нататък, освен ако не е посочено друго, халогените ще се разбират като прости вещества.

Всички халогени имат молекулярна структура, което води до ниски точки на топене и кипене на тези вещества. Халогенните молекули са двуатомни, т.е. тяхната формула може да бъде записана в 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, но, заобикаляйки течната фаза, веднага преминава в газообразно състояние.

Електронната структура на външното енергийно ниво на атом на всеки халоген има формата ns 2 np 5, където n е номерът на периода на периодичната таблица, в която се намира халогенът. Както можете да видите, само един електрон липсва от осемелектронната външна обвивка на халогенните атоми. Оттук е логично да се предположи предимно окислителните свойства на свободните халогени, което се потвърждава и от практиката. 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 халогени с прости вещества

Всички халогени са високи активни веществаи реагират с повечето прости вещества. Все пак трябва да се отбележи, че флуорът, поради изключително високата си реактивност, 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 водородни халогенидис обща формула H Hal. В същото време реакцията на флуор с водород 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 окисление на фосфора до най-високата 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 халиди 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 фосфор с йод може да доведе до образуването само на фосфорен трийодид поради значително по-ниската окислителна способност в сравнение с другите 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 степени на окисление, които са изключително необичайни за нея +1 и +2. Тези взаимодействия са много специфични и за преминаване на изпитав химията способността да се записват уравненията на тези взаимодействия не е необходима. Следователно следните три уравнения са дадени по-скоро като ориентир:

Взаимодействие на халогени с метали

Както бе споменато по-горе, флуорът може 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. химичните елементи, които 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 същия начин бромът и йодът изместват сярата от разтвори 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 различно с водата от флуора. Ако флуорът е действал като окислител, тогава хлорът и бромът диспропорционират във вода, образувайки смес от киселини. В този случай реакциите са обратими:

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

Взаимодействие на халогени с алкални разтвори

Флуор във взаимодействие с воден разтворалкалът отново действа като окислител:

Умението да напишете това уравнение не е задължително за полагане на изпита. Достатъчно е да се знае фактът за възможността за такова взаимодействие и окислителната роля на флуора в тази реакция.

За разлика от флуора, останалите халогени са диспропорционални в алкални разтвори, т.е. те едновременно повишават и намаляват степента си на окисление. В същото време при хлор и бром, в зависимост от температурата, е възможен поток в две различни посоки. По-специално, на студено, 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 студено.

Дял: