Все возможные реакции с водородом. Глава iv.простые и сложные вещества. водород и кислород

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!

Химические свойства водорода

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.

Водород вступает в реакции с простыми и сложными веществами:

- Взаимодействие водорода с металлами приводит к образованию сложных веществ - гидридов, в химических формулах которых атом металла всегда стоит на первом месте:

При высокой температуре Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (Li Н, Na Н, КН, СаН 2 и др.):

Н 2 + 2Li = 2LiH

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

- При взаимодействии водорода с неметаллами образуются летучие водородные соединения. В химической формуле летучего водородного соединения, атом водорода может стоять как на первом так и на втором месте, в зависимости от местонахождения в ПСХЭ (см. табличку в слайде):

1). С кислородом Водород образует воду:

Видео "Горение водорода"

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q

При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом ) .

Видео "Взрыв гремучего газа"

Видео "Приготовление и взрыв гремучей смеси"

2). 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 йодом только при нагревании.

3). С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях.

4). При нагревании Водород энергично реагирует с серой :

Н 2 + S = H 2 S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром.

5). С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан)

- Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов , при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород - проявляет свойства восстановителя:

Водород используется для восстановления многих металлов , так как отнимает кислород у их оксидов:

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

Применение водорода

Видео "Применение водорода"

В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной надписью "Водород".

Водород используется для превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов (германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.).

Практическое применение водорода многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в пищевой - для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде, используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое потребление водорода превышает 1 млн. т.

ТРЕНАЖЕРЫ

№2. Водород

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1
Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами: F 2 , Ca, Al 2 O 3 , оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI). Назовите продукты реакции, укажите типы реакций.

Задание №2
Осуществите превращения по схеме:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Задание №3.
Вычислите массу воды, которую можно получить при сжигании 8 г водорода?

Наиболее известным и наиболее изученным соединением кислорода является его оксид H 2 O – вода. Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость без запаха и вкуса. В толстом слое имеет голубовато-зеленоватый цвет.

Вода существует в трех агрегатных состояниях: в твердом – лед, жидком и газообразном – водяной пар.

Из всех жидких и твердых веществ вода обладает наибольшей удельной теплоемкостью. Благодаря этому факту вода является аккумулятором теплоты в различных организмах.

При нормальном давлении температура плавления льда 0 0 С (273 0 К), температура кипения воды +100 0 С (373 0 К). Это аномально высокие значения. При Т 0 +4 0 С вода имеет небольшую плотность, равную 1 г/мл. Выше или ниже этой температуры плотность воды меньше 1 г/мл. Эта особенность отличает воду от всех других веществ, плотность которых с понижением t 0 увеличивается. При переходе воды их жидкого состояния в твердое состояние происходит увеличение объема: из каждых 92 объемов жидкой воды образуется 100 объемов льда. С увеличением объема плотность уменьшается, поэтому, будучи легче воды, лед всегда всплывает на поверхность.

Исследования строения воды показали, что молекула воды построена по типу треугольника, в вершине которого находится электроотрицательный атом кислорода, а в углах оснований – водород. Валентный угол равен 104, 27. Молекула воды полярна – электронная плотность смещена к атому кислорода. Такая полярная молекула может взаимодействовать с другой молекулой с образованием более сложных агрегатов как за счет взаимодействия диполей, так и путем образования водородных связей. Это явление получило название ассоциации воды. Ассоциация молекул воды в основном определяется образованием между ними водородных связей. Молекулярная масса воды в состоянии пара равна 18 и отвечает ее простейшей формуле – Н 2 О. В остальных случаях молекулярная масса воды в кратное число раз больше восемнадцати (18).

Полярность и малые размеры молекулы приводят к тому, что она обладает сильными гидратирующими свойствами.

Диэлектрическая проницаемость воды настолько велика (81), что она оказывает мощное ионизирующее действие на растворенные в ней вещества, вызывая диссоциацию кислот, солей и оснований.

Молекула воды способна присоединиться к различным ионам, образуя гидраты. Эти соединения характеризуются специфическим стрением, напоминая комплексные соединения.

Одним из важнейших продуктов присоединения является ион гидроксония – Н 3 О, который образуется вследствие присоединения иона Н + к неподеленной паре электронов атома кислорода.

Вследствие этого присоединения образующийся ион гидроксония приобретает заряд +1.

Н + + Н 2 О Н 3 О +

Такой процесс возможен в системах, где содержатся вещества, отщепляющие ион водорода.

Вода, как на холоде, так и при нагревании активно взаимодействует со многими металлами, стоящими в ряду активности до водорода. В этих реакциях образуются соответствующие им оксиды или гидроксиды и вытесняется водород.:

2 Fe + 3 HOH = Fe 2 O 3 + 3 H 2

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H 2

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

Вода довольно активно присоединяется к основным и кислотным оксидам, образуя соответствующие гидроксиды:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 – основание

P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 – кислота

Вода, которая присоединена в этих случаях, называется конституционной (в отличие от кристаллизационной в кристаллогидратах).

Вода реагирует с галогенами, в этом случае образуется смесь кислот:

H 2 + HOH HCl + HClO

Наиболее важным свойством воды является ее растворяющая способность.

Вода – самый распространенный растворитель в природе и технике. Большинство химических реакций проводится в воде. Но, пожалуй, наибольшее значение имеют биологические и биохимические процессы, происходящие в растительном и животном организмах с участием белков, жиров, углеводов и других веществ в водной среде организма.

Второе соединение водорода с кислородом – пероксид водорода H 2 O 2 .

Структурная формула Н – О – О – Н, молекулярный вес – 34.

Латинское название Hydrogenii peroxydum.

Это вещество было открыто в 1818 году французским ученым Луи-Жаком Тенаром, который изучал действие различных минеральных кислот на бария пероксид (BaO 2). В природе пероксид водорода образуется в процессе окисления. Наиболее удобным и современным способом получения H 2 O 2 является электролитический способ, который и используется в промышленности. В качестве исходных веществ используют серную кислоту или аммония сульфат.

Современными физико-химическими методами установлено, что оба атома кислорода в пероксиде водорода связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. связи же между атомами водорода и кислорода (вследствие смещения общих электронов в сторону кислорода) полярны. Поэтому молекула H 2 O 2 также полярна. Между молекулами H 2 O 2 возникает водородная связь, что приводит к их ассоциации с энергией связи О – О, равной 210 кДж, это значительно меньше энергии связи Н – О (470 кДж).

Раствор перекиси водорода – прозрачная бесцветная жидкость, без запаха или со слабым своеобразным запахом, слабокислой реакции. Быстро разлагается под действием света, при нагревании, при соприкосновении с щелочью, окисляющими и восстанавливающими веществами, выделяя кислород. Происходит реакция: H 2 O 2 = H 2 O + O

Малая устойчивость молекул H 2 O 2 обусловлена непрочностью связи О – О.

Хранят его в посуде из темного стекла и в прохладном месте. При действии на кожу концентрированных растворов перекиси водорода образуются ожоги, причем обожженное место болит.

ПРИМЕНЕНИЕ: в медицине применяют 3 % раствор перекиси водорода как кровоостанавливающее средство, дезинфицирующее и дезодорирующее средство для промываний и полосканий при стоматите, ангине, гинекологических заболеваниях и др.

При соприкосновении с ферментом каталазой (из крови, гноя, тканей) действует атомарный кислород в момент выделения. Действие H 2 O 2 кратковременное. Ценность препарата заключается в том, что продукты его разложения безвредны для тканей.

ГИДРОПЕРИТ – комплексное соединение перекиси водорода с мочевиной. Содержание перекиси водорода составляет около 35 %. Применяют как антисептическое средство вместо перекиси водорода.

Одним из основных химических свойств H 2 O 2 является его окислительно-восстановительные свойства. Степень окисления кислорода в H 2 O 2 равна -1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0). Поэтому перекись водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, т.е. проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Следует отметить, что окислительные свойства H 2 O 2 выражены гораздо сильнее, чем восстановительные и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах. Например:

2 KI + H 2 SO 4 + H 2 O 2 = I 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O

2 I - - 2ē → I 2 0 1 – в-ль

H 2 O 2 + 2 H + + 2ē → 2 H 2 O 1 – ок-ль

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

Под действием сильных окислителей H 2 O 2 проявляет восстановительные свойства:

2 KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 = 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 – ок-ль

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + 5 – в-ль

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

Выводы:

1. Кислород -самый распространенный элементна Земле.

В природе кислород встречается в двух аллотропных видоизменениях: O 2 – дикислород или «обычный кислород» и О 3 – трикислород (озон).

2.Аллотропия – образование разных простых веществ одним элементом.

3.Аллотропные видоизменения кислорода: кислород и озон.

4.Соединения кислорода с водородом -вода и пероксид водорода .

5.Вода существует в трех агрегатных состояниях: в твердом – лед, жидком и газообразном – водяной пар.

6.При Т 0 +4 0 С вода имеет плотность, равную 1 г/мл.

7.Молекула воды построена по типу треугольника, в вершине которого находится электроотрицательный атом кислорода, а в углах оснований – водород.

8.Валентный угол равен 104, 27

9.Молекула воды полярна – электронная плотность смещена к атому кислорода.

12.Сера. Характеристика серы, исходя из ее положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, возможные степени окисления, физические свойства, распространение в природе,биологическая роль, способы получения, химические свойства. . Применение серы и её соединений в медицине и народном хозяйстве.

СЕРА:

А) нахождение в природе

Б) биологическая роль

В) применение в медицине

Сера широко распространена в природе и встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде соединений – FeSe (пирит), CuS, Ag 2 S, PbS, CaSO 4 и др. Входит в состав различных соединений, содержащихся в природных углях, нефтях и природных газах.

Сера принадлежит к числу элементов, имеющих важное значение для жизненных процессов, т.к. она входит в состав белковых веществ. Содержание серы в организме человека составляет 0, 25 %. Входит в состав аминокислот: цистеина, глютатиона, метионина и др.

Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Кроме того, сера является составной частью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (н-р, инсулина).

В виде соединений сера обнаружена в нервной ткани, в хрящах, костях и в желчи. Она участвует в окислительно-восстановительных процессах организма.

При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей, выпадение волос.

Сера содержится в крыжовнике, винограде, яблоках, капусте, луке репчатом, ржи, горохе, ячмене, гречихе, пшенице.

Рекордсмены: горох 190, соя 244 %.

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.

Водород занимает особое положение в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. По числу валентных электронов, способности образовывать в растворах гидратный ион H + он сходен со щелочными металлами, и его следует поместить в I группу. По числу электронов, необходимых для завершения внешней электронной оболочки, значению энергии ионизации, способности проявлять отрицательную степень окисления, малому атомному радиусу водород следует поместить в VII группу периодической системы. Таким образом, размещение водорода в той или иной группе периодической системы в значительной мере условно, но в большинстве случаев его помещают в VII группу.

Электронная формула водорода 1s 1 . Единственный валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. Простота электронной конфигурации водорода отнюдь не означает, что химические свойства этого элемента просты. Напротив, химия водорода во многом отличается от химии других элементов. Водород в своих соединениях способен проявлять степени окисления +1 и –1.

Существует большое количество методов получения водорода. В лаборатории его получают взаимодействием некоторых металлов с кислотами, например:

Водород можно получить электролизом водных растворов серной кислоты или щелочей. При этом происходит процесс выделения водорода на катоде и кислорода на аноде.

В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа.

Простое вещество водород (H 2) представляет собой горючий газ без цвета и запаха. Температура кипения –252,8 °C. Водород в 14,5 раз легче воздуха, мало растворим в воде.

Молекула водорода устойчива, обладает большой прочностью. Из-за высокой энергии диссоциации (435 кДж/моль) распад молекул H 2 на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре выше 2000 °C.

Для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, поэтому в химических реакциях водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. В тех случаях, когда водород выступает в качестве окислителя, он ведет себя подобно галогенам, образуя аналогичные галогенидам гидриды (гидридами называют группу химических соединений водорода с металлами и менее электроотрицательными, чем он, элементами):

По окислительной активности водород существенно уступает галогенам. Поэтому ионный характер проявляют лишь гидриды щелочных и щелочноземельных металлов. Ионные, а также комплексные гидриды, например, являются сильными восстановителями. Их широко используют в химических синтезах.

В большинстве реакций водород ведет себя как восстановитель. При нормальных условиях водород не взаимодействует с кислородом, однако при поджигании реакция протекает со взрывом:

Смесь двух объемов водорода с одним объемом кислорода называют гремучим газом. При контролируемом горении происходит выделение большого количества тепла, и температура водородно-кислородного пламени достигает 3000 °C.

Реакция с галогенами протекает, в зависимости от природы галогена, по-разному:

С фтором такая реакция идет со взрывом даже при низких температурах. С хлором на свету реакция также протекает со взрывом. С бромом реакция идет значительно медленнее, а с йодом не доходит до конца даже при высокой температуре. Механизм этих реакций радикальный.

При повышенной температуре водород взаимодействует с элементами VI группы - серой, селеном, теллуром, например:

Очень важной является реакция водорода с азотом. Эта реакция обратима. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака используют повышенное давление. В промышленности данный процесс осуществляют при температуре 450–500 °C в присутствии различных катализаторов:

Водород восстанавливает многие металлы из оксидов, например:

Данную реакцию используют для получения некоторых чистых металлов.

Огромную роль играют реакции гидрирования органических соединений, которые широко используют как в лабораторной практике, так и в промышленном органическом синтезе.

Сокращение природных источников углеводородного сырья, загрязнение окружающей среды продуктами сгорания топлива повышают интерес к водороду как к экологически чистому топливу. Вероятно, водород будет играть важную роль в энергетике будущего.

В настоящее время водород широко применяют в промышленности для синтеза аммиака, метанола, гидрогенизации твердого и жидкого топлива, в органическом синтезе, для сварки и резки металлов и т. д.

Вода H 2 O, оксид водорода, является важнейшим химическим соединением. При нормальных условиях вода - бесцветная жидкость, без запаха и вкуса. Вода - самое распространенное вещество на поверхности Земли. В человеческом организме содержится 63–68% воды.

Физические свойства воды во многом являются аномальными. При нормальном атмосферном давлении вода кипит при 100 °C. Температура замерзания чистой воды 0 °C. B отличие от других жидкостей плотность воды при охлаждении возрастает не монотонно, а имеет максимум при +4 °C. Теплоемкость воды очень высока и составляет 418 кДж/моль·K. Теплоемкость льда при 0 °C составляет 2,038 кДж/моль·K. Аномально высокой является теплота плавления льда. Электропроводность воды очень мала. Аномальные физические свойства воды объясняют ее строение. Валентный угол H–O–H равен 104,5°. Молекула воды представляет собой искаженный тетраэдр, в двух вершинах которого располагаются атомы водорода, а две другие заняты орбиталями неподеленных пар электронов атома кислорода, не участвующих в образовании химических связей.

Вода является стабильным соединением, ее разложение на кислород и водород происходит лишь под действием постоянного электрического тока или при температуре около 2000 °C:

Вода непосредственно взаимодействует с металлами, стоящими в ряду стандартных электронных потенциалов до водорода. Продуктами реакции в зависимости от природы металла могут быть соответствующие гидроксиды и оксиды. Скорость реакции в зависимости от природы металла также изменяется в широких пределах. Так, натрий вступает в реакцию водой уже при комнатной температуре, реакция сопровождается выделением большого количества тепла; железо реагирует с водой при температуре 800 °С: