Водород и его соединения реферат

Обновлено: 05.07.2024

* Данная работа не является научным трудом, не является выпускной квалификационной работой и представляет собой результат обработки, структурирования и форматирования собранной информации, предназначенной для использования в качестве источника материала при самостоятельной подготовки учебных работ.

Реферат

По химии

На тему

Выполнила ученица 11 класса Г

Средней школы № 64

Серазетдинова Диана

Под руководством учителя химии

Захаровой Л.С.

Казань 2001г.

Водород. Положение элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

Водород в природе.

Получение водорода.

Так кто же виноват в нашей смерти?

Водород и Вселенная.

Список использованной литературы.

Водород (Hudrogenium) был открыт в первой половине XVI века немецким врачом и естествоиспытателем Парацельсом. В 1776 г. Кавендиш (Англия) установил его свойства и указал отличия от других газов. Водород имеет три изотопа: протий ?Н, дейтерий ?Н или D, тритий ?Н или Т. Их массовые числа равны 1, 2 и 3. Протий и дейтерий стабильны, тритий – радиоактивен (период полураспада 12,5 лет). В природных соединениях дейтерий и протий в среднем содержатся в отношении 1:6800 (по числу атомов). Тритий в природе находится в ничтожно малых количествах.

Ядро атома водорода ?Н содержит один протон. Ядро дейтерия и трития включают не только протон, но и один, два нейтрона. Молекула водорода состоит из двух атомов. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу водорода:

Энергия ионизации атома, эВ 13,60

Сродство атома к электрону, эВ 0,75

Относительная электроотрицательность 2,1

Радиус атома, нм 0,046

Межъядерное расстояние в молекуле, нм 0,0741

Стандартная энтальпия диссоциации молекул при 25?С 436,1

2. Водород. Положение водорода в периодической таблице Д.И. Менделеева.

В самом конце XVIII и в начале XIХ века химия вступила в период установления количественных закономерностей: в 1803 году был сформулирован закон кратных отношений (вещества реагируют между собой в весовых отношениях, кратных химическим эквивалентам), а в 1814 году опубликована первая в истории химической науки таблица относительных атомных весов элементов. В этой таблице на первом месте оказался водород, а атомные массы других элементов выражались числами, близкими к целым.

Особое положение, которое с самого начала занял водород, не могло не привлечь внимания ученых, и в 1841 году химики смогли ознакомиться с теорией Уильяма Праута, развившего теорию Древнегреческих философов о единстве мира и предположившего, что все элементы образованы из водорода как из самого легкого элемента. Прауту возражал Й.Я. Берцелиус, как раз занимавшийся уточнением атомных весов: из его опытов следовало, что атомные веса элементов не находятся в целочисленных отношениях к атомному весу водорода. Но, возражали сторонники Праута, атомные веса определены еще недостаточно точно и в качестве примера ссылались на эксперименты Жана Стаса, который в 1840 году исправил атомный вес углерода с 11,26 (эта величина была установлена Берцелиусом) на 12,0.

И все же привлекательную гипотезу Праута пришлось на время оставить: вскоре тот же Стас тщательными и не подлежащими сомнению исследованиями установил, что, например, атомный вес хлора равен 35,45, т. е. никак не может быть выражен числом, кратным атомному весу водорода.

Но вот в 1869 году Дмитрий Иванович Менделеев создал свою периодическую классификацию элементов, положив в ее основу атомные веса элементов как их наиболее фундаментальную характеристику. И на первом месте в системе элементов, естественно, оказался водород.

С открытием периодического закона стадо ясно, что химические элементы образуют единый ряд, построение которого подчиняется какой-то внутренней закономерности. И это не могло вновь не вызвать к жизни гипотезу Праута, — правда, в несколько измененной форме: в 1888 году Уильям Крукс предположил, что все элементы, в том числе и водород, образованы путем уплотнения некоторой первичной материи, названной им протилом. А так как протил, рассуждал Крукс, по-видимому, имеет очень малый атомный вес, то отсюда понятно и возникновение дробных атомных весов.

Но вот что любопытно. Самого Менделеева необычайно занимал вопрос: а почему периодическая система должна начинаться именно с водорода? Что мешает существованию элементов с атомным весом, меньше единицы? И в качестве такого элемента в 1905 году Менделеев называет. “мировой эфир”. Более того, он помещает его в нулевую группу над гелием и рассчитывает его атомный вес — 0,000001! Инертный газ со столь малым атомным весом должен быть по мнению Менделеева, всепроникающим, а его упругие колебания могли бы объяснить световые явления.

Увы, атому предвидению великого ученого не было суждено сбыться. Но Менделеев был прав в том отношении, что элементы не построены из тождественных частиц: мы знаем теперь, что они построены из протонов, нейтронов и электронов.

Но позвольте, воскликнете вы, ведь протон — это ядро атома водорода. Значит Праут был все-таки прав? Да, он действительно был по-своему прав. Но это была, если можно так выразиться, преждевременная правота, потому что в то время ее нельзя было ни по-настоящему подтвердить, ни по-настоящему опровергнуть.

Впрочем, сам водород сыграл в истории развития научной мысли еще немалую роль. В 1913 году Нильс Бор сформулировал свои знаменитые постулаты, объяснившие на основе квантовой механики особенности строения атома и внутреннюю сущность закона периодичности. И теория Бора была признана потому, что рассчитанный на ее основе спектр водорода полностью совпал с наблюдаемым.

3. Водород в природе.

Водород встречается в свободном состоянии на Земле лишь в незначительных количествах. Иногда он выделяется вместе с другими газами при вулканических извержениях, а также из буровых скважин при добычи нефти. Но в виде соединений водород весьма распространен. Это видно уже из того, что он составляет девятую часть массы воды. Водород входит в состав всех животных и растительных организмов, нефти, каменного и бурого углей, природных газов и ряда минералов. На долю водорода из всей массы земной коры, считая воду и воздух, приходится около 1%. Однако при пересчете на проценты от общего числа атомов содержание водорода в земной коре 17%.

Водород самый распространенный элемент космоса. На его долю приходится около половины массы Солнца и большинства других звезд. Он содержится в газовых туманностях, в межзвездном газе, входит в состав звезд. В недрах звезд происходит превращение ядер атомов водорода в ядра атомов гелия. Этот процесс протекает с выделением энергии; для многих звезд, в том числе для Солнца, он служит главным источником энергии. Скорость процесса, т. е. количество ядер водорода, превращающихся в ядра гелия в одном кубическом метре за одну секунду, мала. Поэтому и количество энергии, выделяющейся за единицу времени в единице объема, мало. Однако, вследствие огромности массы Солнца, общее количество энергии, генерируемой и излучаемой Солнцем, очень велико. Оно соответствует уменьшению массы Солнца приблизительно на 4 млн. т в секунду.

4. Получение водорода.

Наиболее старый способ получения водорода - электролиз воды, при котором, пропуская постоянный ток, на катоде накапливают водород, а на аноде - кислород. Такая технология делает его слишком дорогим энергоносителем. Поэтому пока водород используется только для запуска космических аппаратов с водородно-кислородными двигателями. Чаще для получения водорода используют технологию горячей переработки водяного пара при температуре 700-900 °С с участием легкого бензина и тяжелого жидкого топлива, отбирающего кислород. Это тоже дорогой способ. Существует несколько проектов дешевого получения водорода. Например, предлагается построить в Гренландии несколько грандиозных электростанций, которые будут использовать талую воду ледников для производства электроэнергии, а энергия будет на месте затрачиваться на электролиз для получения водорода, его сжижения и транспортировку по трубопроводам и в танкерах в Европу и Америку. Другие проекты - использование энергии атомных и специальных солнечных электростанций для получения водорода путем электролиза воды.

Однако сама природа дает рецепт для получения водорода без огромных затрат энергии. На поверхности частиц взвесей в воде существуют адсорбированные и закрепленные на поверхности ферменты с высокой специфичностью каталитического действия. Они способны расщеплять одну-единственную связь в одном из веществ при очень высокой активности в обычных условиях. Иммобилизованные ферменты могут быть использованы для получения водорода. Представьте себе горсть порошка с иммобилизованным на частицах ферментом. Порошок засыпают в банку с водой, стоящую на солнце, и в ней начинается активное выделение водорода. Уже делаются попытки создания такого

Возможен также микробиологический способ получения водорода. В почве существует ряд микроорганизмов, которые выделяют водород в виде побочного продукта. В случае решения задачи дешевого получения водородного топлива и разработки технологии его накопления, хранения и транспортировки человечество получит неиссякаемый источник экологически чистого энергоносителя, встроенного в естественную систему круговорота воды. Наиболее старый способ получения водорода - электролиз воды, при котором, пропуская постоянный ток, на катоде накапливают водород, а на аноде - кислород. Такая технология делает его слишком дорогим энергоносителем. Поэтому пока водород используется только для запуска космических аппаратов с водородно-кислородными двигателями. Чаще для получения водорода используют технологию горячей переработки водяного пара при температуре
700-900 °С с участием легкого бензина и тяжелого жидкого топлива, отбирающего кислород. Это тоже дорогой способ. Существует несколько проектов дешевого получения водорода. Например, предлагается построить в Гренландии несколько грандиозных электростанций, которые будут использовать талую воду ледников для производства электроэнергии, а энергия будет на месте затрачиваться на электролиз для получения водорода, его сжижения и транспортировку по трубопроводам и в танкерах в Европу и Америку. Другие проекты - использование энергии атомных и специальных солнечных электростанций для получения водорода путем электролиза воды.

5. Так кто же виноват в нашей смерти?

К смерти нас приводит дефицит протонов. Старение и его многочисленные лица, болезни, также являются результатом водородного дефицита. Организм без ионов водорода (протонов) не способен снять зеленый экран смерти и мы покидаем этот мир.
Возникновение зеленого экрана зависит от дыхания кислородом воздуха, который сжигает розовый гем, превращая его в зеленый биливердин. Кислород - сильнейший окислитель. Но убирает зеленый экран водород (протон). Водород - сильнейший восстановитель. И если кислород - сжигатель, то водород - гаситель.
Окисление и восстановление суть два противоположных процесса. Но эти процессы едины: одно не бывает без другого. Более того, там, где есть одно проявляется и прямо противоположное другое. Это хорошо видно на примере нашего дыхания. Биохимия называет дыхание биологическим окислением. Но та же биохимия дала дыханию и другое, более точное наименование. По-другому, дыхание - это отщепление водорода (протонов) от субстратов с помощью кислорода (дегидрирование субстратов). То есть согласно этому определению, кислород служит для того, чтобы получать ионы водорода. А мы уже знаем, для чего они нужны. Протоны нам дают возможность жить! Итак, кислород дыхания служит для получения протонов. Но значит, вполне справедливо и должно иметь место прямо противоположное явление, восстановление с помощью водорода, в результате чего мы должны повышать потребление кислорода. Но именно так это и происходит!
Судите сами. Протон, убирая зеленый экран смерти, восстанавливает железо, увеличивает синтез гемоглобина и дыхательных ферментов. А это значит, что он позволяет увеличить объемы потребления кислорода воздуха, ибо есть, чем этот кислород принять! И главный признак старения организма, кислородный дефицит (гипоксия) исчезает. Таков фундаментальный закон Природы. Закон единства и борьбы противоположностей. (О нем - в последней главе). Без кислорода нет водорода, но и без водорода не бывать кислороду. С открытием Биочасов открылась дорога не только в долголетие, но и в "мечту всех мечт мечтее", в бессмертие! Но в чем же тогда дело? Почему мы все-таки умираем, несмотря на то, что между кислородом и водородом стоит причинно-следственный знак равенства? Секрет смерти в одной маленькой детали, можно сказать, в мелочи. Между кислородом и водородом можно было бы спокойно поставить знак равенства в том случае, если бы время нашей жизни в Биочасах Земли шло строго по кругу. А этого не происходит. Время идет по спирали, где каждый последующий годовой виток никогда не бывает точной копией витка предыдущего.
Поэтому потраченная на производство протонов клеточная вода никогда не может быть полностью восполнена в годовом цикле окисления и восстановления. Мешает действие реликтового излучения Вселенной. Свою лепту в нашу смерть вносит и 11-летний цикл солнечной активности, связанный с вращением Солнца вокруг своей оси. Расстояние между годовыми витками спирали времени называется шагом. Шаг спирали жизни никогда не бывает постоянным. Шаг, учитываемый после прекращения периода роста, равен годовому дефициту протона. Получается, что при самом общем рассмотрении вопроса жизни и смерти человека, причиной смерти можно назвать дыхание кислородом воздуха. При ближайшем рассмотрении проблемы причиной смерти можно назвать водородный дефицит организма. При более пристальном взгляде на вещи, причиной смерти является спиральный ход времени в Биочасах относительно реликтового излучения Вселенной. Ну а при расследовании с пристрастием причиной смерти является реликтовое излучение Вселенной и периодическая активность Солнца в его 11-летнем цикле. Именно они не позволяют воспроизводить на Земле одно и то же время из года в год, а посему мы умираем. Но кто есть кто в этой фундаментальной причине? Ответ прост. Реликтовое излучение является радиоволнами, а Солнце сводит нас в могилу оранжевыми лучами своего спектра. Именно радиоволны и оранжевые лучи останавливают колебания весов Жизни в Биочасах, блокируя нашу печень, почку, толстую кишку, кору головного мозга, сердечную сумку, костный мозг и кости, желудок, мочевой пузырь.
Но. Именно оранжевые лучи и радиоволны помогают снять нам зеленый экран смерти. Так почему же мы умираем? Что причина нашей смерти?
Ответ все тот же: дефицит ионов водорода (протонов) суть причина смерти человека и всего живого на планете Земля.
Да, никто не может погасить радиоволны реликтового излучения Вселенной, никто не может остановить движение и вращение Солнца, но никто не может запретить каждому из нас восполнить водородный дефицит и замкнуть спираль времени в кольцо времени. А в песне поется, что “у кольца начала нет и нет конца”.

6. Водород и Вселенная.

Слова “дейтерий” и “тритий” напоминают нам о том, что сегодня человек располагает мощнейшим источником энергии, высвобождающейся при реакции

Эта реакция начинается при десяти миллионах градусов и протекает за ничтожные доли секунды при взрыве термоядерной бомбы, причем выделяется гигантское' по масштабам Земли количество энергии.

Водородные бомбы иногда сравнивают с Солнцем. Однако мы уже видели, что на Солнце идут медленные и стабильные термоядерные процессы. Солнце дарует нам жизнь, а водородная бомба — сулит смерть.

Но когда-нибудь настанет время,— и это время не за горами,—когда мерилом ценности станет не золото, а энергия. И тогда изотопы водорода спасут человечество от надвигающегося энергетического голода: в управляемых термоядерных процессах каждый литр природной воды будет давать столько же энергии, сколько ее дают сейчас триста литров бензина. И человечество будет с недоумением вспоминать, что было время, когда люди угрожали друг другу животворным источником тепла и света.

Первый элемент периодической системы (1-й период, порядковый номер 1). Не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами и не принадлежит ни к какой группе, поэтому в таблицах условно помещается в IА группу и/или VIIA-группу.

Атом водорода наименьший по размерам и самый легкий среди атомов всех элементов. Электронная формула атома 1s 1 . Обычная форма существования элемента в свободном состоянии - двухатомная молекула.

Степени окисления

Атом водорода в соединениях с более электроотрицательными элементами проявляет степень окисления +1, например HF, H₂O и др. А в соединениях с металлами-гидридах - степень окисления атома водорода равна -1, например NaH, CaH₂ и др. Обладает значением электроотрицательности средним между типичными металлами и неметаллами. Способен каталитически восстанавливать в органических растворителях, таких как уксусная кислота или спирт, многие органические соединения: ненасыщенные соединения до насыщенных, некоторые соединения натрия-до аммиака или аминов.

Распространенность в природе

Водород как простое вещество

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Физические свойства - газ без цвета и запаха. Быстрее других газов распространяется в пространстве, проходит через мелкие поры, при высоких температурах сравнительно легко проникает сквозь сталь и другие материалы. Обладает высокой теплопроводностью.

Химические свойства. В обычном состоянии при низких температурах малоактивен, без нагревания реагирует с фтором и хлором (при наличии света).

С неметаллами взаимодействует активнее, чем с металлами.

При взаимодействии с различными веществами может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Соединения водорода

Одним из соединений водорода являются галогены. Они образуются при соединении водорода с элементами VIIA группы. HF, HCl, HBr и HI представляют собой бесцветные газы, хорошо растворимые в воде.

Cl₂ + H₂O HClO + HCl; HClO-хлорная вода

Так как HBr и HI типичные восстановители, то их нельзя получить по обменной реакции как HCl.

Вода - самое распространенное в природе соединение водорода.

Не имеет ни цвета, ни вкуса, ни запаха. Очень слабый электролит, но активно реагирует со многими металлами и неметаллами, основными и кислотными оксидами.

Тяжелая вода (D₂O) – изотопная разновидность воды. Растворимость веществ в тяжелой воде значительно меньше чем в обычной. Тяжелая вода ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Накапливается в остатке электролиза при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Гидриды – взаимодействие водорода с металлами (при высокой температуре)или менее электроотрицательными чем водород неметаллами.

Список литературы

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Выберите документ из архива для просмотра:

Выбранный для просмотра документ реферат водород и его сединения.docx

Тетеря Наталья Валерьевна

Возжаевка 2019 год

Строение атома и положение в периодической системе.. 5-8

Список используемых источников…………………………….13

Увы, этому предвидению великого ученого не было суждено сбыться. Но Менделеев был прав в том отношении, что элементы не построены из тождественных частиц: мы знаем теперь, что они построены из протонов, нейтронов и электронов. [1]

Водород играл и продолжает играть в истории научной мысли немалую роль. Поэтому целью данной работы является установление аналогии водорода с другими элементами, определение его места в ПС, изучение его свойств и соединений.

Строение атома водорода и его положение в Периодической системе Д.И. Менделеева.

По сравнению с другими элементами водород имеет наиболее простое строение. Но простота электронной структуры атома не означает, что его физические и химические свойства наиболее просты. Наоборот, они удивительным образом отличаются от свойств всех других элементов. Атом водорода состоит из ядра, представляющего собой один протон. А также из одного электрона, который находится на окружающей ядро 1 s - орбитали. Такая структура обуславливает уникальные свойства водорода. Во-первых, атом лишь валентную электронную оболочку и её единственный электрон не экранирован от действия заряда ядра внутренними электронами. Во-вторых, валентной оболочке достаточно приобрести или отдать лишь один электрон, чтобы достичь устойчивой электронной конфигурации. В-третьих, атом водорода имеет очень малые размеры – его ковалентный радиус (0,03нм) имеет минимальное значение среди всех элементов. Перечисленные особенности объясняют многие свойства водорода и его особое положение в Периодической системе.

Водород занимает первое место в периодической таблице. Но в какую группу он должен быть помещён? В одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, в других – в подгруппу галогенов.

Атом водорода имеет единственный валентный электрон, как и все щелочные металлы, и так же как эти металлы, способен превращаться в положительно заряженный ион, отдавая электрон:

Однако сходство реакций водорода, протекающих по этой схеме, с аналогичными превращениями щелочных металлов весьма формальное.

Если удаление электрона из атома щелочного металла происходит легко и приводит к образованию устойчивой конфигурации благородного газа, то потеря электрона атомом водорода требует больших затрат энергии, при этом

он полностью лишается электронов. В результате образующийся ион Н + представляет собой протон, размеры которого меньше размеров катионов любых других элементов. Вследствие этого он оказывает громадное поляризующее действие и все соединения водорода, даже с наиболее активными неметаллами, являются веществами с полярной ковалентной связью.

Но атомы водорода способны, хоть и с трудом, не только отдавать, но и присоединять электрон, приобретая при этом электронную конфигурацию благородного газа гелия и образуя ион Н - :

В виде таких ионов водород находится, например, в гидридах. Способность водорода вступать в реакцию по этой схеме аналогична способности галогенов присоединять электроны, приобретая при этом конфигурацию благородных газов. По этому свойству его, казалось бы, можно поместить вверху V группы вместе с галогенами. Тем более, что по многим своим физическим свойствам водород напоминает галогены.

Однако водород не является р-элементом и сопоставление его сродства к электрону со сродством к электрону фтора или хлора убеждает, что свойства водорода заметно отличаются и от свойств элементов V группы. Обратим внимание ещё на одно обманчивое сходство водорода с галогенами; все они при определённых условиях способны существовать в виде двухатомных молекул, однако связь в молекуле Н ₂ намного прочнее, чем в молекулах На l ₂ любого из галогенов.

Таким образом, несмотря на некоторое сходство водорода с галогенами и щелочными металлами, формальное отнесение водорода к одной из групп не позволяет правильно предсказать все его свойства по анологии со свойствами других элементов этих групп.

Следовательно, правильнее всего рассматривать водород как уникальный элемент, не имеющий полных аналогов.

В подтверждение сформулированного выше утверждения приведём ещё два интересных обстоятельства.

Второе обстоятельство касается изотопов водорода.

Существует три изотопные формы водорода: протий Н, дейтерий Н, и тритий Н. В природном водороде содержится 99,985% изотопов протия, остальные 0, 015% приходятся на долю дейтерия. Тритий представляет собой неустойчивый радиоактивный изотоп и поэтому встречается лишь в виде следов.

Обычно физические и химические свойства изотопов всех элементов, кроме водорода, практически одинаковы: для атомов, ядра которых состоят из нескольких протонов и нейтронов, почти не сказывается разница в один, два нейтрона. Но у водорода снова особенность – ведь ядро атома состоит из одного-единственного протона, и если к нему добавляется нейтрон, масса ядра возрастает вдвое, а если два нейтрона – втрое. Поэтому все изотопы водорода сильно отличаются по своим свойствам.

Свойства водорода.

Физические свойства - газ без цвета и запаха. Быстрее других газов распространяется в пространстве, проходит через мелкие поры, при высоких температурах сравнительно легко проникает сквозь сталь и другие материалы. Обладает высокой теплопроводностью.

Химические свойства.

Даже из общего рассмотрения ясно, что в зависимости от обстоятельств водород может проявлять как окислительную, так и восстановительную способность.

Из-за малого заряда ядра атом водорода сравнительно слабо притягивает электроны и может присоединять их только в том случае, когда другой элемент легко их отдает. Такими элементами являются щелочные и щелочноземельные металлы, которые при нагревавши в атмосфере водорода образуют солеобразные соединения - гидриды:

2 К+ Н ₂ = 2КН (гидрид калия)

Са + Н ₂ = СаН ₂ (гидрид кальция)

В обычном состоянии при низких температурах малоактивен, без нагревания реагирует с фтором и хлором (при наличии света)

H ₂ + F ₂ = 2 HF (фтороводород)

H ₂ + Cl ₂ = 2 HCl (хлороводород)

С неметаллами взаимодействует активнее, чем с металлами.

С другими неметаллами водород реагирует либо при высокой температуре, либо при высоких - температуре и давлении. Например, с серой водород реагирует только при нагревании, а с азотом - при нагревании и высоком давлении:

Н ₂ + S = Н ₂ S (сероводород)

Водород может отнимать кислород или галогены от многих металлов и неметаллов. В этом случае он выступает как восстановитель:

Водород не поддерживает горение обычных горючих веществ (являющихся соединениями углерода). Так, зажжённая свеча гаснет в нём. Однако, например, кислород горит в атмосфере водорода. Отсюда видна относительность понятия "поддерживает" или "не поддерживает" горения. Обычно его относят именно к горению соединений углерода.

Сам водород горит и в чистом кислороде, и на воздухе, причём продуктом сгорания является вода. При поджигании смеси обоих газов ("гремучего газа") взаимодействие протекает со взрывом. Если вместо поджигания привести эту смесь в соприкосновение с очень малым количеством мелко раздробленной платины (играющей роль катализатора), то реакция протекает быстро, но спокойно.

Реакция образования воды из водорода и кислорода сильно экзотермична:

Помимо прямого соединения с кислородом водород способен отнимать его от оксидов многих элементов: Cu, Pb, Hg и др. В результате из оксида получается свободный элемент, например:

СuO + H ₂ = H ₂ O + Cu + 130 кДж.

Однако эти реакции, в которых водород выступает как восстановитель, протекают лишь при нагревании. При высоких давлениях водород вытесняет некоторые металлы также из растворов их солей.

Это представление было косвенно подтверждено, когда удалось получить атомарный водород в газообразном состоянии и изучить его реакционную способность. Оказалось, что он значительно активнее молекулярного. Так, атомарный водород уже при обычных условиях соединяется с серой, фосфором, мышьяком и т. д., восстанавливает оксиды многих металлов, вытесняет некоторые металлы (Cu, Pb, Ag и др.) из их солей и вступает в другие химические реакции, на которые при тех же условиях не способен обычный молекулярный водород.

При химических взаимодействиях с участием обычного водорода молекула его должна распадаться на атомы. Но сама реакция такого распада (диссоциация на атомы) сильно эндотермична: [3]

Н ₂ + 435 кДж = Н + Н

Соединения водорода .

Водород является одним из наиболее распространённых элементов - его доля составляет 0,88% от массы всех трёх оболочек земной коры (атмосферы, гидросферы и литосферы), что при пересчёте на атомные проценты даёт цифру 15,5.

Основное количество этого элемента находится в связанном состоянии. Так, вода содержит его около 11 вес. %, глина - около 1,5% и т. д. В виде соединений с углеродом водород входит в состав нефти, горючих природных газов и всех организмов.

Одним из соединений водорода являются галогеноводороды. Они образуются при соединении водорода с элементами VIIA группы. HF , HCl , HBr и HI представляют собой бесцветные газы, хорошо растворимые в воде.

Cl ₂ + H ₂ O = HClO + HCl ; HClO -хлорная вода

Так как HBr и HI типичные восстановители, то их нельзя получить по обменной реакции как HCl .

Вода - самое распространенное в природе соединение водорода.

2Н ₂ О + 2 Na = 2 NaOH + H ₂

Тяжелая вода ( D ₂ O ) – изотопная разновидность воды. Растворимость веществ в тяжелой воде значительно меньше чем в обычной. Тяжелая вода ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Накапливается в остатке электролиза при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Пероксид водорода Н ₂ О ₂ – тяжёлая полярная жидкость голубоватого цвета. Пероксид водорода вступает в реакции трёх типов: без изменения пероксидной группировки:

в качестве восстановителя:

и, что более характерно, в качестве окислителя:

Кроме того, уже при небольшом нагревании или освещении пероксид водорода легко разлагается

Гидриды – образуются при взаимодействии водорода с металлами (при высокой температуре) или менее электроотрицательными чем водород неметаллами. В этих соединениях водород проявляет аналогичную галогенам степень окисления -1. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов получают непосредственным синтезом при 200-600 0 С в виде белых кристаллических веществ, устойчивых при обычных условиях:

2 Na + H ₂ = 2 NaH

При взаимодействии гидридов с водой образуется гидроксид металла и выделяется водород [4] .

Водород не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами, и не принадлежит ни к какой группе. Водород – наиболее распространённый элемент в космосе. В природе – третий по химической распространённости элемент, основа гидросферы.

Список используемых источников

Кузьменко Н.Е., Ерёмин В.В., Попков В.А. Краткий курс химии. Пособие для поступающих в вузы:-М.: Высш. шк., 2000.-415с. [2]

Штремпер Г.И. Школьный словарь химических понятий и терминов-М.:Дрофа, 2007.- 416с. [4]

Список литературы
Строение атома водорода в периодической системе
Первый элемент периодической системы (1-й период, порядковый номер 1). Не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами и не принадлежит ни к какой группе, поэтому в таблицах условно помещается в IА группу и/или VIIA-группу.

Химические свойства. В обычном состоянии при низких температурах малоактивен, без нагревания реагирует с фтором и хлором (при наличии света).
H₂ + F₂ 2HF

H₂ + Cl_{2 hv} 2HCl
С неметаллами взаимодействует активнее, чем с металлами.
2H₂ + C = CH₄
При взаимодействии с различными веществами может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Соединения водорода
Одним из соединений водорода являются галогены. Они образуются при соединении водорода с элементами VIIA группы. HF, HCl, HBr и HI представляют собой бесцветные газы, хорошо растворимые в воде.
Cl₂ + H₂O HClO + HCl; HClO-хлорная вода
Так как HBr и HI типичные восстановители, то их нельзя получить по обменной реакции как HCl.
CaF₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2HF
Вода - самое распространенное в природе соединение водорода.
2Н₂ + О₂ = 2Н₂О
Не имеет ни цвета, ни вкуса, ни запаха. Очень слабый электролит, но активно реагирует со многими металлами и неметаллами, основными и кислотными оксидами.
2Н₂О + 2Na = 2NaOH + H₂

3 Н₂О + P₂O₅ = 2H₃PO₄
Тяжелая вода (D₂O) – изотопная разновидность воды. Растворимость веществ в тяжелой воде значительно меньше чем в обычной. Тяжелая вода ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Накапливается в остатке электролиза при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Гидриды – взаимодействие водорода с металлами (при высокой температуре)или менее электроотрицательными чем водород неметаллами.
Si + 2H₂ =SiH₄

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

вода H₂O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)

кислые соли (NaHCO₃ и др.)

основания NaOH, Cu(OH)₂

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H₂ → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H₂ → Zn + H₂O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H₂ → Cu + H₂O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеН_х. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Способы получения

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

2Na + H₂ → 2NaH

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H₂

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O₂ = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl₂ = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Физические свойства

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

Химические свойства

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

с магнием реагирует при кипячении:

алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:

металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:

металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н₂O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO₂):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Читайте также: