• Вътрешна наука и медицина през 19 - началото на 20 век Химия на 19 век в медицината
• Какво представляват пептидите? Видове и видове пептиди. Всичко за пептидите и козметиката против стареене с пептиди Допълнителни пептиди не се образуват
• Токсичен ефект върху хората на опасни химикали
• Радиоавтография Метод на авторадиография в цитологията
• Идентифициране на бактерии по антигенна структура
• Органични вещества в отпадъчните води Какво представляват органичните съединения във водата
• Водороден индекс (рН фактор)
• Какво е pH на водата и защо е важно да го знаем?
• Редокс потенциал Редокс системи
• Обратима редокс система Обратими редокс системи

Нека да разгледаме какво е водород. Химичните свойства и производството на този неметал се изучават в курса по неорганична химия в училище. Именно този елемент оглавява периодичната система на Менделеев и затова заслужава подробно описание.

Кратка информация за отваряне на елемент

Преди да разгледаме физичните и химичните свойства на водорода, нека разберем как е открит този важен елемент.

Химици, работили през шестнадесети и седемнадесети век, многократно споменават в своите писания горимия газ, който се отделя, когато киселините са изложени на активни метали. През втората половина на осемнадесети век Г. Кавендиш успява да събере и анализира този газ, давайки му името "горим газ".

Физичните и химичните свойства на водорода по това време не са били изследвани. Едва в края на осемнадесети век А. Лавоазие успява да установи чрез анализ, че този газ може да бъде получен чрез анализ на вода. Малко по-късно той започва да нарича новия елемент водород, което означава "раждащ вода". Водородът дължи съвременното си руско име на М. Ф. Соловьов.

Да бъдеш сред природата

Химичните свойства на водорода могат да бъдат анализирани само въз основа на неговото изобилие в природата. Този елемент присъства в хидро- и литосферата, а също така е част от минералите: природен и свързан газ, торф, нефт, въглища, нефтени шисти. Трудно е да си представим възрастен, който не знае, че водородът е неразделна част от водата.

В допълнение, този неметал се намира в животинските организми под формата на нуклеинови киселини, протеини, въглехидрати и мазнини. На нашата планета този елемент се среща в свободна форма доста рядко, може би само в природен и вулканичен газ.

Под формата на плазма водородът съставлява около половината от масата на звездите и Слънцето и също е част от междузвездния газ. Например, в свободна форма, както и под формата на метан, амоняк, този неметал присъства в комети и дори на някои планети.

Физични свойства

Преди да разгледаме химичните свойства на водорода, отбелязваме, че при нормални условия той е газообразно вещество, по-леко от въздуха, което има няколко изотопни форми. Той е почти неразтворим във вода и има висока топлопроводимост. Протий, който има масово число 1, се счита за най-леката му форма. Тритият, който има радиоактивни свойства, се образува в природата от атмосферния азот, когато невроните го излагат на UV лъчи.

Характеристики на структурата на молекулата

За да разгледаме химичните свойства на водорода, характерните за него реакции, нека се спрем на характеристиките на неговата структура. Тази двуатомна молекула има ковалентна неполярна химична връзка. Образуването на атомен водород е възможно при взаимодействие на активни метали с киселинни разтвори. Но в тази форма този неметал може да съществува само за незначителен период от време, почти веднага се рекомбинира в молекулярна форма.

Химични свойства

Помислете за химичните свойства на водорода. В повечето от съединенията, които този химичен елемент образува, той проявява степен на окисление +1, което го прави подобен на активните (алкални) метали. Основните химични свойства на водорода, характеризиращи го като метал:

• взаимодействие с кислород за образуване на вода;
• реакция с халогени, придружена от образуване на халогеноводород;
• производство на сероводород, когато се комбинира със сяра.

По-долу е уравнението на реакцията, което характеризира химичните свойства на водорода. Обръщаме внимание на факта, че като неметал (със степен на окисление -1) той действа само в реакция с активни метали, образувайки с тях съответните хидриди.

Водородът при нормална температура не взаимодейства активно с други вещества, така че повечето от реакциите се извършват само след предварително нагряване.

Нека се спрем по-подробно на някои химични взаимодействия на елемента, който оглавява периодичната система от химични елементи на Менделеев.

Реакцията на образуване на вода е придружена от освобождаване на 285,937 kJ енергия. При повишени температури (повече от 550 градуса по Целзий) този процес е придружен от силна експлозия.

Сред химичните свойства на газообразния водород, които са намерили значително приложение в промишлеността, интерес представлява взаимодействието му с метални оксиди. Именно чрез каталитично хидрогениране в съвременната промишленост се обработват метални оксиди, например чист метал се изолира от желязо (смесен железен оксид). Този метод позволява ефективна обработка на скрап.

Синтезът на амоняк, който включва взаимодействието на водорода с атмосферния азот, също е търсен в съвременната химическа промишленост. Сред условията за възникване на това химично взаимодействие отбелязваме налягането и температурата.

Заключение

Именно водородът е неактивно химично вещество при нормални условия. С повишаване на температурата активността му се увеличава значително. Това вещество се търси в органичния синтез. Например, чрез хидрогениране, кетоните могат да бъдат редуцирани до вторични алкохоли, а алдехидите могат да бъдат превърнати в първични алкохоли. В допълнение, чрез хидрогениране ненаситените въглеводороди от класовете на етилен и ацетилен могат да бъдат превърнати в наситени съединения от серията метан. Водородът с право се счита за просто вещество, търсено в съвременното химическо производство.

Водородът H е химичен елемент, един от най-често срещаните в нашата Вселена. Масата на водорода като елемент в състава на веществата е 75% от общото съдържание на атоми от друг вид. Включен е в най-важната и жизненоважна връзка на планетата – водата. Отличителна черта на водорода е също, че той е първият елемент в периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев.

Откриване и изследване

Първите споменавания на водород в писанията на Парацелз датират от шестнадесети век. Но изолирането му от газовата смес на въздуха и изследването на горимите свойства са направени още през седемнадесети век от учения Лемери. Водородът е подробно проучен от английски химик, физик и натуралист, който експериментално доказва, че масата на водорода е най-малка в сравнение с други газове. В следващите етапи от развитието на науката много учени са работили с него, по-специално Лавоазие, който го нарича "раждащ вода".

Характеристика според длъжността в PSCE

Елементът, който отваря периодичната таблица на Д. И. Менделеев, е водород. Физическите и химичните свойства на атома показват известна двойственост, тъй като водородът едновременно се причислява към първата група, основната подгрупа, ако се държи като метал и отдава един електрон в процеса на химическа реакция, и към седмо - в случай на пълно запълване на валентната обвивка, т.е. приемане на отрицателна частица, което я характеризира като подобна на халогените.

Характеристики на електронната структура на елемента

Свойствата на сложните вещества, в които е включен, и най-простото вещество Н 2 се определят основно от електронната конфигурация на водорода. Частицата има един електрон с Z= (-1), който се върти по своята орбита около ядрото, съдържащ един протон с единична маса и положителен заряд (+1). Електронната му конфигурация е записана като 1s 1, което означава наличието на една отрицателна частица в първата и единствена s-орбитала за водорода.

Когато един електрон се отдели или отдаде и атом на този елемент има такова свойство, че е свързан с металите, се получава катион. Всъщност водородният йон е положителна елементарна частица. Следователно водородът, лишен от електрон, се нарича просто протон.

Физични свойства

Накратко описвайки водорода, той е безцветен, слабо разтворим газ с относителна атомна маса 2, 14,5 пъти по-лек от въздуха, с температура на втечняване от -252,8 градуса по Целзий.

Лесно може да се види от опит, че H2 е най-лекият. За да направите това, достатъчно е да напълните три топки с различни вещества - водород, въглероден диоксид, обикновен въздух - и едновременно да ги освободите от ръката си. Този, който е пълен с CO 2, ще достигне земята по-бързо от всеки, след което ще падне напомпан с въздушна смес, а този, съдържащ H 2, ще се издигне до тавана.

Малката маса и размер на водородните частици оправдават способността му да прониква през различни вещества. На примера на същата топка това е лесно да се провери, след няколко дни тя ще се издуе, тъй като газът просто ще премине през гумата. Също така, водородът може да се натрупва в структурата на някои метали (паладий или платина) и да се изпари от него, когато температурата се повиши.

Свойството на ниска разтворимост на водорода се използва в лабораторната практика за изолирането му чрез метода на изместване на водорода (таблицата по-долу съдържа основните параметри), определящи обхвата на неговото приложение и методите на производство.

Изотопен състав

Подобно на много други представители на периодичната система от химични елементи, водородът има няколко естествени изотопа, тоест атоми с еднакъв брой протони в ядрото, но различен брой неутрони - частици с нулев заряд и единица маса. Примери за атоми, които имат подобно свойство, са кислород, въглерод, хлор, бром и други, включително радиоактивни.

Физичните свойства на водорода 1 H, най-често срещаният от представителите на тази група, се различават значително от същите характеристики на неговите колеги. По-специално, характеристиките на веществата, в които са включени, се различават. И така, има обикновена и деутерирана вода, съдържаща в състава си, вместо водороден атом с един протон, деутерий 2 Н - неговият изотоп с две елементарни частици: положителни и незаредени. Този изотоп е два пъти по-тежък от обикновения водород, което обяснява фундаменталната разлика в свойствата на съединенията, които изграждат. В природата деутерият е 3200 пъти по-рядък от водорода. Третият представител е тритий 3 H, в ядрото има два неутрона и един протон.

Методи за получаване и изолиране

Лабораторните и индустриалните методи са много различни. Така че в малки количества газът се получава главно чрез реакции, в които участват минерали, а в мащабното производство в по-голяма степен се използва органичен синтез.

В лабораторията се използват следните химични взаимодействия:

В промишлени интереси газът се получава по такива методи като:

1. Термично разлагане на метан в присъствието на катализатор до съставните му прости вещества (350 градуса достига стойността на такъв показател като температура) - водород Н 2 и въглерод С.
2. Преминаване на парообразна вода през кокс при 1000 градуса по Целзий с образуване на въглероден диоксид CO 2 и H 2 (най-често срещаният метод).
3. Превръщане на газообразен метан върху никелов катализатор при температура, достигаща 800 градуса.
4. Водородът е страничен продукт при електролизата на водни разтвори на калиеви или натриеви хлориди.

Химични взаимодействия: общи положения

Физичните свойства на водорода до голяма степен обясняват поведението му в реакционни процеси с едно или друго съединение. Валентността на водорода е 1, тъй като се намира в първата група в периодичната таблица, а степента на окисление показва различна. Във всички съединения, с изключение на хидридите, водородът в s.o. = (1+), в молекули като XH, XH 2, XH 3 - (1-).

Молекулата на водородния газ, образувана чрез създаване на обобщена електронна двойка, се състои от два атома и е доста стабилна енергийно, поради което при нормални условия е донякъде инертна и влиза в реакции при промяна на нормалните условия. В зависимост от степента на окисление на водорода в състава на други вещества, той може да действа както като окислител, така и като редуциращ агент.

Вещества, с които реагира и образува водород

Елементни взаимодействия за образуване на сложни вещества (често при повишени температури):

1. Алкален и алкалоземен метал + водород = хидрид.
2. Халоген + Н 2 = халогеноводород.
3. Сяра + водород = сероводород.
4. Кислород + Н 2 = вода.
5. Въглерод + водород = метан.
6. Азот + Н 2 = амоняк.

Взаимодействие със сложни вещества:

1. Получаване на синтез газ от въглероден окис и водород.
2. Възстановяване на метали от техните оксиди с Н2.
3. Насищане с водород на ненаситени алифатни въглеводороди.

водородна връзка

Физическите свойства на водорода са такива, че когато се комбинира с електроотрицателен елемент, той му позволява да образува специален тип връзка със същия атом от съседни молекули, които имат несподелени електронни двойки (например кислород, азот и флуор). Най-ясният пример, на който е по-добре да се разгледа подобно явление, е водата. Може да се каже, че е свързан с водородни връзки, които са по-слаби от ковалентните или йонните, но поради факта, че има много от тях, те оказват значително влияние върху свойствата на веществото. По същество водородното свързване е електростатично взаимодействие, което свързва водните молекули в димери и полимери, което води до нейната висока точка на кипене.

Водородът в състава на минералните съединения

Всички съдържат протон - катион на атом като водород. Вещество, чийто киселинен остатък има степен на окисление, по-голяма от (-1), се нарича многоосновно съединение. Съдържа няколко водородни атома, което прави дисоциацията във водни разтвори многоетапна. Всеки следващ протон се откъсва от останалата киселина все по-трудно. По количественото съдържание на водороди в средата се определя нейната киселинност.

Приложение в човешката дейност

Цилиндрите с вещество, както и контейнерите с други втечнени газове, като кислород, имат специфичен външен вид. Те са боядисани в тъмно зелено с яркочервен надпис „Водород“. Газът се изпомпва в цилиндър под налягане от около 150 атмосфери. Физическите свойства на водорода, по-специално лекотата на газообразното агрегатно състояние, се използват за пълнене на балони, балони и др., смесени с хелий.

Водородът, чиито физични и химични свойства хората са се научили да използват преди много години, в момента се използва в много индустрии. Повечето от тях отиват за производството на амоняк. Също така, водородът участва в (хафний, германий, галий, силиций, молибден, волфрам, цирконий и други) от оксиди, действащи в реакцията като редуциращ агент, циановодородна и солна киселина, както и изкуствено течно гориво. Хранителната промишленост го използва за превръщане на растителни масла в твърди мазнини.

Определихме химичните свойства и използването на водорода в различни процеси на хидрогениране и хидрогениране на мазнини, въглища, въглеводороди, масла и мазут. С негова помощ се произвеждат скъпоценни камъни, лампи с нажежаема жичка, метални изделия се коват и заваряват под въздействието на кислородно-водороден пламък.

Водородът е открит през втората половина на 18 век от английския учен в областта на физиката и химията Г. Кавендиш. Той успява да изолира вещество в чисто състояние, започва да го изучава и описва свойствата му.

Такава е историята на откриването на водорода. По време на експериментите изследователят установи, че това е горим газ, чието изгаряне във въздуха дава вода. Това доведе до определяне на качествения състав на водата.

Какво е водород

Водородът, като просто вещество, е обявен за първи път от френския химик А. Лавоазие през 1784 г., тъй като той установява, че неговата молекула съдържа атоми от същия тип.

Името на химичния елемент на латински звучи като хидрогений (прочетете "хидрогениум"), което означава "раждане на вода". Името се отнася до реакцията на горене, която произвежда вода.

Характеризиране на водорода

Обозначаването на водорода Н. Менделеев приписва на този химичен елемент първия сериен номер, поставяйки го в основната подгрупа на първата група и първия период и условно в основната подгрупа на седмата група.

Атомното тегло (атомна маса) на водорода е 1,00797. Молекулното тегло на Н2 е 2 а. д. Моларната маса е числено равна на него.

Представен е от три изотопа със специално наименование: най-често срещаният протий (H), тежък деутерий (D) и радиоактивен тритий (T).

Това е първият елемент, който може да бъде напълно разделен на изотопи по прост начин. Основава се на голямата масова разлика на изотопите. Процесът е извършен за първи път през 1933 г. Това се обяснява с факта, че едва през 1932 г. е открит изотоп с маса 2.

Физични свойства

При нормални условия простото вещество водород под формата на двуатомни молекули е газ, без цвят, който няма вкус и мирис. Слабо разтворим във вода и други разтворители.

Температура на кристализация - 259,2 o C, точка на кипене - 252,8 o C.Диаметърът на водородните молекули е толкова малък, че те имат способността да дифундират бавно през редица материали (каучук, стъкло, метали). Това свойство се използва, когато се изисква пречистване на водорода от газообразни примеси. При n. г. водородът има плътност 0,09 kg/m3.

Възможно ли е водородът да се превърне в метал по аналогия с елементите, разположени в първата група? Учените са установили, че водородът при условия, когато налягането се доближава до 2 милиона атмосфери, започва да абсорбира инфрачервени лъчи, което показва поляризацията на молекулите на веществото. Може би при още по-високо налягане водородът ще се превърне в метал.

Интересно е:има предположение, че на гигантските планети Юпитер и Сатурн водородът е под формата на метал. Предполага се, че метален твърд водород присъства и в състава на земното ядро, поради свръхвисокото налягане, създавано от земната мантия.

Химични свойства

Както простите, така и сложните вещества влизат в химично взаимодействие с водорода. Но ниската активност на водорода трябва да се увеличи чрез създаване на подходящи условия - повишаване на температурата, използване на катализатори и т.н.

При нагряване прости вещества като кислород (O 2), хлор (Cl 2), азот (N 2), сяра (S) реагират с водород.

Ако запалите чист водород в края на газовата тръба във въздуха, той ще гори равномерно, но едва забележимо. Ако обаче изходната тръба за газ се постави в атмосфера на чист кислород, тогава горенето ще продължи с образуване на водни капки по стените на съда, в резултат на реакцията:

Изгарянето на водата е съпроводено с отделяне на голямо количество топлина. Това е екзотермична комбинирана реакция, при която водородът се окислява от кислород, за да се образува оксидът H 2 O. Това е също редокс реакция, при която водородът се окислява и кислородът се редуцира.

По същия начин реакцията с Cl 2 протича с образуването на хлороводород.

Взаимодействието на азота с водорода изисква висока температура и високо налягане, както и наличието на катализатор. Резултатът е амоняк.

В резултат на реакцията със сярата се образува сероводород, чието разпознаване улеснява характерната миризма на развалени яйца.

Степента на окисление на водорода в тези реакции е +1, а в хидридите, описани по-долу, е 1.

При взаимодействие с някои метали се образуват хидриди, например натриев хидрид - NaH. Някои от тези сложни съединения се използват като гориво за ракети, както и в термоядрен синтез.

Водородът реагира и с вещества от категорията на комплекса. Например, с меден (II) оксид, формулата CuO. За да се осъществи реакцията, медният водород се прекарва върху нагрят прахообразен меден (II) оксид. В процеса на взаимодействие реагентът променя цвета си и става червено-кафяв, а капчици вода се утаяват върху студените стени на епруветката.

По време на реакцията водородът се окислява до образуване на вода, а медта се редуцира от оксид до просто вещество (Cu).

Области на използване

Водородът е от голямо значение за хората и се използва в различни области:

1. В химическата промишленост това са суровини, в други отрасли е гориво. Не правете без водород и предприятията от нефтохимията и нефтопреработката.
2. В електроенергетиката това просто вещество действа като охлаждащ агент.
3. В черната и цветната металургия водородът играе ролята на редуциращ агент.
4. С тази помощ се създава инертна среда при опаковането на продуктите.
5. Фармацевтичната индустрия използва водород като реагент при производството на водороден пероксид.
6. Метеорологичните сонди са пълни с този лек газ.
7. Този елемент е известен също като редуциращ агент за гориво за ракетни двигатели.

Учените единодушно прогнозират, че водородното гориво ще бъде лидер в енергийния сектор.

Получаване в индустрията

В промишлеността водородът се произвежда чрез електролиза, която се подлага на хлориди или хидроксиди на алкални метали, разтворени във вода. Също така е възможно да се получи водород по този начин директно от водата.

За тази цел се използва превръщането на кокс или метан с пара. Разлагането на метана при повишена температура също произвежда водород. Втечняването на коксовия газ по фракционния метод се използва и за промишлено производство на водород.

Получаване в лабораторията

В лабораторията се използва апарат на Kipp за получаване на водород.

Като реагенти действат солна или сярна киселина и цинк. В резултат на реакцията се образува водород.

Откриване на водород в природата

Водородът е най-често срещаният елемент във Вселената. По-голямата част от звездите, включително Слънцето и други космически тела, е водород.

Той е само 0,15% в земната кора. Съдържа се в много минерали, във всички органични вещества, както и във водата, която покрива 3/4 от повърхността на нашата планета.

В горните слоеве на атмосферата могат да бъдат намерени следи от чист водород. Среща се и в редица горими природни газове.

Газообразният водород е най-тънкият, а течният водород е най-плътното вещество на нашата планета. С помощта на водород можете да промените тембъра на гласа, ако го вдишвате, и да говорите, докато издишвате.

Най-мощната водородна бомба се основава на разцепването на най-лекия атом.

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 включват метали от основната подгрупа на група I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а алкалоземните метали са метали от основната подгрупа на група II, с изключение на берилий и магнезий (Ca, Sr, Ba , Ра)

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 неметалните оксиди трябва да се отбележи особено неговата реакция с въглероден оксид 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 органичните киселини водородът реагира само с ненаситени киселини, както и с киселини, съдържащи функционални групи, които могат 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 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 вид като Hal 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 силно реактивни и 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 HHal. 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 облъчване или нагряване. 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 да издържите изпита по химия, не е необходимо да можете да напишете уравненията на тези взаимодействия. 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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Водород- първият елемент от периодичната система на химичните елементи на D.I. Менделеев. Символът е N.

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

Електронната конфигурация на водородния атом е 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 вещества, образувани 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 съединения от класа 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). Сред промишлените методи за производство на водород важна роля играят електролизата на водни разтвори на основи и соли (3) и превръщането на метан (4):

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

ПРИМЕР 2

• Дейност и педагогически възгледи на Ян Амос Коменски
• Скоростната константа се изчислява по формулата Стойност на скоростната константа
• Фазови диаграми на двукомпонентни системи "полимер - разтворител" Фазови диаграми на двукомпонентни системи "полимер - разтворител"
• Фина и свръхфина структура на оптичните спектри
• Как да научите химия сами от нулата: ефективни начини
• Свойства и характеристики на алкените
• Характеристика на студент от мястото на практиката
• Характеристики на студент, който е имал стаж в предприятие: правила за писане
• Биография на Фарадей. Велики учени. Майкъл Фарадей. откриване на електромагнитното въртене
• Съвременни иновации в образованието

• Заместителите на бензеновия пръстен се разделят на две групи Реакции на бензеновия пръстен
• Видове химични реакции в органичната химия Електрофилни присъединителни реакции
• Методи за разделяне на разнородни смеси
• Полиметакрилова киселина
• Обща характеристика на елементите на VI А подгрупа Елементи 6а на подгрупата
• Теоретични основи на физиката
• Теория на графите в химията. теория на графите. Основни определения и теореми на теорията на графите
• Алгебра и хармония в химичните приложения
• Тестове по курса „Екология и управление на природата
• Директорът на WWF Русия Игор Честин: Якутия е сред лидерите. Знам, че пътувате много... Защо ви трябва това