Всички възможни реакции с водород. Глава IV прости и сложни вещества. водород и кислород

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 съединения, 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);
• атомната маса е 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 състава химически връзкиспоред 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!

Химични свойства на водорода

При нормални условиямолекулярният 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.

Водородът реагира с прости и сложни вещества:

- Взаимодействие на водород с метали води до образуването на сложни вещества - хидриди, в химичните формули на които металният атом винаги е на първо място:

При висока температураВодородът реагира директно с някои метали(алкални, алкалоземни и други), образуващи бели кристални вещества - метални хидриди (Li H, Na H, KH, CaH 2 и др.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Металните хидриди лесно се разлагат от вода с образуването на съответните алкали и водород:

Sa H 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

- Когато водородът взаимодейства с неметали образуват се летливи водородни съединения. AT химична формулалетливо водородно съединение, водородният атом може да бъде или на първо, или на второ място, в зависимост от местоположението в PSCE (вижте табелата в слайда):

1). С кислородВодородът образува вода:

Видео "Изгаряне на водород"

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

При обикновени температури реакцията протича изключително бавно, над 550 ° C - с експлозия (смес от 2 обема Н2 и 1 обем О2 се нарича експлозивен газ) .

Видео "Експлозия на експлозивен газ"

Видео "Приготвяне и експлозия на експлозивна смес"

2). С халогениВодородът 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.

3). С азотВодородът реагира с образуването на амоняк:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

само на катализатор и при повишени температури и налягания.

четири). При нагряване водородът реагира бурно със сяра:

H 2 + S \u003d H 2 S (сероводород),

много по-трудно със селен и телур.

5). с чист въглеродВодородът може да реагира без катализатор само при високи температури:

2H 2 + C (аморфен) = CH 4 (метан)

- Водородът влиза в реакция на заместване с метални оксиди , докато в продуктите се образува вода и металът се редуцира. Водород - проявява свойствата на редуциращ агент:

Използва се водород за възстановяване на много метали, тъй като отнема кислород от техните оксиди:

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

Приложение на водорода

Видео "Използване на водород"

В момента водородът се произвежда в огромни количества. Силно повечетоизползва се при синтеза на амоняк, хидрогенирането на мазнини и хидрогенирането на въглища, масла и въглеводороди. В допълнение, водородът се използва за синтеза на солна киселина, метилов алкохол, циановодородна киселина, при заваряване и коване на метали, както и при производството на лампи с нажежаема жичка и скъпоценни камъни. Водородът се продава в бутилки под налягане над 150 атм. Те са боядисани в тъмно зелено и са снабдени с червен надпис "Водород".

Водородът се използва за превръщане на течни мазнини в твърди мазнини (хидрогениране), за производство на течни горива чрез хидрогениране на въглища и мазут. В металургията водородът се използва като редуциращ агент за оксиди или хлориди за получаване на метали и неметали (германий, силиций, галий, цирконий, хафний, молибден, волфрам и др.).

Практическото приложение на водорода е разнообразно: обикновено се пълни с балони, в химическа индустрияслужи като суровина за производството на много много важни продукти (амоняк и др.), в храните - за производството на растителни маслатвърди мазнини и др. Високата температура (до 2600 °C) в резултат на изгарянето на водород в кислород се използва за топене на огнеупорни метали, кварц и др. Течният водород е едно от най-ефективните реактивни горива. Годишното световно потребление на водород надхвърля 1 милион тона.

СИМУЛАТОРИ

номер 2. Водород

ЗАДАЧИ ЗА ЗАТКРОЙВАНЕ

Задача номер 1
Съставете уравненията за реакциите на взаимодействие на водород със следните вещества: F 2, Ca, Al 2 O 3, живачен оксид (II), волфрамов оксид (VI). Наименувайте продуктите на реакцията, посочете видовете реакции.

Задача номер 2
Извършете трансформациите по схемата:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Задача номер 3.
Изчислете масата на водата, която може да се получи чрез изгаряне на 8 g водород?

Най-известното и най-изследваното кислородно съединение е неговият оксид H 2 O - вода. Чистата вода е безцветна, прозрачна течност без мирис и вкус. В дебел слой има синкаво-зеленикав цвят.

Водата съществува в три агрегатни състояния: в твърдо състояние - лед, течно и газообразно - водна пара.

От всички течни и твърди веществавода има най-много специфична топлина. Поради този факт водата е акумулатор на топлина в различни организми.

При нормално наляганеточката на топене на леда е 0 0 C (273 0 K), точката на кипене на водата е +100 0 C (373 0 K). Това са необичайно високи стойности. При T 0 +4 0 C водата има ниска плътност, равна на 1 g / ml. Над или под тази температура плътността на водата е по-малка от 1 g/ml. Тази характеристика отличава водата от всички други вещества, чиято плътност се увеличава с намаляване на t 0. При преминаване на вода течно състояниев твърдо състояние има увеличение на обема: от всеки 92 обема течна вода се образуват 100 обема лед. Тъй като обемът се увеличава, плътността намалява, следователно, тъй като е по-лек от водата, ледът винаги изплува на повърхността.

Изследванията на структурата на водата показват, че водната молекула е изградена като триъгълник, на върха на който има електроотрицателен кислороден атом, а в ъглите на основите - водород. Ъгълът на връзката е 104,27.Молекулата на водата е полярна - електронната плътност е изместена към кислородния атом. Такава полярна молекула може да взаимодейства с друга молекула, за да образува по-сложни агрегати както чрез взаимодействие на диполи, така и чрез образуване на водородни връзки. Това явление се нарича водна асоциация. Асоциацията на водните молекули се определя главно от образуването на водородни връзки между тях. Молекулното тегло на водата в състояние на пара е 18 и съответства на нейната най-проста формула - H 2 O. В други случаи молекулното тегло на водата е кратно на осемнадесет пъти (18).

Полярността и малкият размер на молекулата водят до силни хидратиращи свойства.

Диелектричната константа на водата е толкова голяма (81), че има мощен йонизиращ ефект върху веществата, разтворени в нея, причинявайки дисоциация на киселини, соли и основи.

Молекулата на водата е способна да свързва различни йони, образувайки хидрати. Тези съединения се характеризират със специфично триене, наподобяващо сложни съединения.

Един от най-важните присъединителни продукти е хидрониевият йон - Н 3 О, който се образува в резултат на присъединяването на Н + йона към несподелената двойка електрони на кислородния атом.

В резултат на това добавяне полученият хидрониев йон придобива заряд +1.

H + + H 2 O H 3 O +

Такъв процес е възможен в системи, съдържащи вещества, които отделят водороден йон.

Водата, както в студено, така и при нагряване, активно взаимодейства с много метали, които са в серията активност до водород. В тези реакции се образуват оксиди или хидроксиди, съответстващи на тях и водородът се измества.:

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

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H 2

Ca + 2 HOH = Ca (OH) 2 + H

Водата доста активно свързва основни и киселинни оксиди, образувайки съответните хидроксиди:

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 - основа

P 2 O 5 + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4 - киселина

Водата, която е прикрепена в тези случаи, се нарича конституционна (за разлика от кристализацията в кристалните хидрати).

Водата реагира с халогени, в този случай се образува смес от киселини:

H 2 + HOH HCl + HClO

Повечето важна собственостводата е нейната разтворимост.

Водата е най-разпространеният разтворител в природата и технологията. Повечето химични реакции протичат във водата. Но може би най-висока стойностимат биологични и биохимични процеси, протичащи в растителни и животински организми с участието на протеини, мазнини, въглехидрати и други вещества във водната среда на тялото.

Второто съединение на водорода с кислорода е водороден пероксид H 2 O 2.

Структурна формула H - O - O - H, молекулно тегло - 34.

латинско име Hydrogenii peroxydum.

Това вещество е открито през 1818 г. от френския учен Луи-Жак Тенар, който изследва ефекта на различни минерални киселини върху бариев пероксид (BaO 2). В природата водородният пероксид се образува по време на процеса на окисление. най-удобен и модерен начинполучаването на H 2 O 2 е електролитен метод, който се използва в промишлеността. Като изходни материали се използват сярна киселина или амониев сулфат.

Със съвременни физикохимични методи е установено, че и двата кислородни атома във водородния прекис са директно свързани помежду си чрез неполярна ковалентна връзка. връзките между водородните и кислородните атоми (поради изместването на общите електрони към кислорода) са полярни. Следователно молекулата на H 2 O 2 също е полярна. Между молекулите H 2 O 2 възниква водородна връзка, което води до свързването им с енергия на връзката O–O от 210 kJ, което е много по-малко от енергията на връзката H–O (470 kJ).

Разтвор на водороден прекис- прозрачна безцветна течност, без мирис или с лек особен мирис, слабо кисела реакция. Бързо се разлага под въздействието на светлина, при нагряване, при контакт с алкални, окисляващи и редуциращи вещества, отделяйки кислород. Протича реакция: H 2 O 2 \u003d H 2 O + O

Ниската стабилност на молекулите на H 2 O 2 се дължи на крехкостта на O - O връзката.

Съхранявайте го в тъмен стъклен съд и на хладно място. Под действието на концентрирани разтвори на водороден прекис върху кожата се образуват изгаряния, а изгореното място боли.

ПРИЛОЖЕНИЕ:в медицината 3% разтвор на водороден прекис се използва като хемостатично средство, дезинфектант и дезодорант за измиване и изплакване със стоматит, тонзилит, гинекологични заболяванияи т.н.

В контакт с ензима каталаза (от кръв, гной, тъкани) той действа атомен кислородв момента на извличане. Действието на H 2 O 2 е краткотрайно. Стойността на лекарството се крие във факта, че неговите продукти от разпадане са безвредни за тъканите.

ХИДРОПЕРИТЪТ е комплексно съединение на водороден прекис с урея. Съдържанието на водороден пероксид е около 35%. Приложете като антисептиквместо водороден прекис.

Едно от основните химични свойства на H 2 O 2 са неговите редокс свойства. Степента на окисление на кислорода в H 2 O 2 е -1, т.е. има междинна стойност между степента на окисление на кислорода във водата (-2) и в молекулярен кислород (0). Следователно водородният прекис има свойствата както на окислител, така и на редуциращ агент, т.е. проявява редокс дуалност. Трябва да се отбележи, че окислителните свойства на H 2 O 2 са много по-изразени от редукционните и се проявяват в кисела, алкална и неутрална среда. Например:

2 KI + H 2 SO 4 + H 2 O 2 \u003d I 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O

2 I - - 2ē → I 2 0 1 - в-л

H 2 O 2 + 2 H + + 2ē → 2 H 2 O 1 - добре

2 I - + H 2 O 2 + 2 H + → I 2 + 2 H 2 O

Под действието на силни окислители H 2 O 2 проявява редуциращи свойства:

2 KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 \u003d 2 MnSO 4 + 5 O 2 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn +2 + 4 H 2 O 2 - добре

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + 5 - в-л

2 MnO 4 - + 5 H 2 O 2 + 16 H + → 2 Mn +2 + 8 H 2 O + 5 O 2 + 10 H +

Изводи:

1. Кислородът е най-разпространеният елемент на земята.

В природата кислородът се среща в две алотропни модификации: O 2 - диоксиген или "обикновен кислород" и O 3 - триоксиген (озон).

2. Алотропия- образуването на различни прости вещества от един елемент.

3. Алотропни модификации на кислорода: кислород и озон.

4.Съединения на кислорода с водорода - вода и водороден прекис .

5. Водата съществува в три агрегатни състояния: в твърдо – лед, течно и газообразно – водна пара.

6. При T 0 +4 0 C водата има плътност, равна на 1 g / ml.

7. Молекулата на водата е изградена като триъгълник, на върха на който има електроотрицателен кислороден атом, а в ъглите на основите - водород.

8. Валентният ъгъл е 104,27

9. Водната молекула е полярна – електронната плътност е изместена към кислородния атом.

12. Сяра. Характеристики на сярата, въз основа на нейната позиция в периодичната система, от гледна точка на теорията на атомната структура, възможни степени на окисление, физични свойства, разпространение в природата, биологична роля, методи за получаване, Химични свойства. . Използването на сяра и нейните съединения в медицината и националната икономика.

СЯРА:

А) пребиваване сред природата

Б) биологична роля

Б) използване в медицината

Сярата е широко разпространена в природата и се среща както в свободно състояние (самородна сяра), така и под формата на съединения - FeSe (пирит), CuS, Ag 2 S, PbS, CaSO 4 и др. Влиза в състава на различни съединения, съдържащи се в природните въглища, нефт и природни газове.

Сярата е един от елементите, които са важни за жизнените процеси, т.к. влиза в състава на протеините. Съдържанието на сяра в човешкото тяло е 0,25%. Включени в аминокиселините: цистеин, глутатион, метионин и др.

Особено много сяра в протеините на косата, рогата, вълната. В допълнение, сярата е неразделна част от биологично активните вещества на тялото: витамини и хормони (например инсулин).

Сярата се намира под формата на съединения в нервна тъкан, в хрущялите, костите и жлъчката. Участва в редокс процесите на организма.

При липса на сяра в организма се наблюдава крехкост и крехкост на костите, косопад.

Сярата се намира в цариградско грозде, грозде, ябълки, зеле, лук, ръж, грах, ечемик, елда и пшеница.

Рекордьори: грах 190, соя 244%.

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 по различни начини. периодична 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

ОТ неорганични киселиниводородът не реагира!

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

Кога водни разтворисоли, тяхното взаимодействие с водород не протича. 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 са химичните елементи от VIIA група (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 тях прости веществас 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

Флуорът, когато взаимодейства с воден разтвор на алкали, 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.

Водородът заема специално място в периодичната система химически елементи DI. Менделеев. По отношение на броя на валентните електрони, способността за образуване на хидратиращ йон H + в разтвори, той е подобен на алкални метали, и следва да се постави в I група. Според броя на електроните, необходими за завършване на външната електронна обвивка, стойността на йонизационната енергия, способността да се покаже отрицателна степен на окисление и малкия атомен радиус, водородът трябва да бъде поставен в група VII на периодичната система. По този начин поставянето на водорода в една или друга група на периодичната система е до голяма степен произволно, но в повечето случаи той се поставя в група VII.

Електронна формула на водород 1 седин . Единственият валентен електрон е директно в сферата на действие атомно ядро. Простота електронна конфигурацияводород не означава, че химичните свойства на този елемент са прости. Напротив, химията на водорода се различава по много начини от химията на други елементи. Водородът в неговите съединения може да проявява степени на окисление +1 и -1.

Има много методи за производство на водород. В лабораторията се получава чрез взаимодействие на определени метали с киселини, например:

Водородът може да се получи чрез електролиза на водни разтвори на сярна киселина или основи. В този случай протича процесът на отделяне на водород на катода и кислород на анода.

В промишлеността водородът се получава главно от природни и свързани газове, продукти от газификация на гориво и коксов газ.

Просто вещество водород (H 2)Това е запалим газ без цвят и мирис. Точка на кипене -252,8 °C. Водородът е 14,5 пъти по-лек от въздуха и слабо разтворим във вода.

Молекулата на водорода е стабилна и има голяма здравина. Поради високата енергия на дисоциация (435 kJ/mol), разлагането на H 2 молекулите на атоми се извършва в значителна степен само при температури над 2000 °C.

За водород, положителен и отрицателна степенокисление, т.н химична реакцияВодородът може да проявява както окислителни, така и редуциращи свойства. В случаите, когато водородът действа като окислител, той се държи като халогени, образувайки хидриди, подобни на халидите ( хидридинаричаме група химични съединения на водорода с метали и елементи, по-малко електроотрицателни от него):

По отношение на окислителната активност водородът е значително по-нисък от халогените. Следователно само хидридите на алкални и алкалоземни метали проявяват йонен характер. Йонните, както и сложните хидриди, например, са силни редуциращи агенти. Те се използват широко в химическия синтез.

В повечето реакции водородът действа като редуциращ агент. При нормални условияводородът не взаимодейства с кислорода, но при запалване реакцията протича с експлозия:

Смес от два обема водород с един обем кислород се нарича детониращ газ. Контролирани изпускания при горене Голям бройтоплина, а температурата на водородно-кислородния пламък достига 3000 °C.

Реакцията с халогени протича, в зависимост от природата на халогена, по различни начини:

С флуора такава реакция протича с експлозия дори при ниски температури. При хлор на светлина реакцията също протича с експлозия. С брома реакцията е много по-бавна, а с йода не достига до края дори при високи температури. Механизмът на тези реакции е радикален.

При повишена температураводородът взаимодейства с елементи от VI група - сяра, селен, телур, например:

Реакцията на водород с азот е много важна. Тази реакция е обратима. За да изместите равновесието към образуването на амоняк, използвайте високо кръвно налягане. В индустрията този процесизвършва се при температура 450–500 °C в присъствието на различни катализатори:

Водородът редуцира много метали от оксиди, например:

Тази реакция се използва за получаване на някои чисти метали.

Реакциите на хидрогениране играят важна роля органични съединениякоито се използват широко както в лабораторната практика, така и в промишлеността органичен синтез.

Намаляване естествени източницивъглеводородни суровини, замърсяване околен святпродуктите от изгаряне на гориво увеличават интереса към водорода като екологично чисто гориво. Водородът вероятно ще играе важна роля в енергията на бъдещето.

В момента водородът се използва широко в промишлеността за синтез на амоняк, метанол, хидрогениране на твърди и течни горива, в органичния синтез, за ​​заваряване и рязане на метали и др.

Водата H 2 O, водородният оксид, е най-важният химическо съединение. При нормални условия водата е безцветна течност, без мирис и вкус. Водата е най-често срещаното вещество на повърхността на Земята. AT човешкото тялосъдържа 63–68% вода.

Физическите свойства на водата в много отношения са аномални. При нормално атмосферно налягане водата кипи при 100°C. Точка на замръзване чиста вода 0°C. За разлика от други течности, плътността на водата при охлаждане не нараства монотонно, а има максимум при +4 °C. Топлинният капацитет на водата е много висок и възлиза на 418 kJ/mol·K. Топлинният капацитет на леда при 0 °C е 2,038 kJ/mol·K. Топлината на топящия се лед е необичайно висока. Електрическата проводимост на водата е много ниска. Аномалните физични свойства на водата обясняват нейната структура. Ъгълът на връзката H–O–H е 104,5°. Молекулата на водата е изкривен тетраедър, в два върха на който са разположени водородни атоми, а другите две са заети от орбиталите на несподелени двойки електрони на кислородния атом, които не участват в образуването на химични връзки.

Водата е стабилно съединение, разлагането му на кислород и водород става само под действието на постоянни електрически токили при около 2000 °C:

Водата директно взаимодейства с металите, стоящи в поредица от стандартни електронни потенциали до водорода. Продуктите на реакцията, в зависимост от естеството на метала, могат да бъдат съответните хидроксиди и оксиди. Скоростта на реакцията, в зависимост от естеството на метала, също варира в широки граници. И така, натрият реагира с вода вече при стайна температура, реакцията е придружена от отделяне на голямо количество топлина; желязото реагира с вода при 800°C: