Реакции водорода с неметаллами. Водород — характеристика, физические и химические свойства. Получение в промышленности

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?

Водород - простое вещество H 2 (диводород, дипротий, легкий водород).

Краткая характеристика водорода :

Неметалл.
Бесцветный газ, трудно поддающийся сжижению.
Плохо растворяется в воде.
Лучше растворяется в органических растворителях.
Хемосорбируется металлами: железом, никелем, платиной, палладием.
Сильный восстановитель.
Взаимодействует (при высоких температурах) с неметаллами, металлами, оксидами металлов.
Наибольшей восстановительной способностью обладает атомный водород H 0 , получаемый при термическом разложении H 2 .
Изотопы водорода:
- 1 H - протий
- 2 H - дейтерий (D)
- 3 H - тритий (Т)
Относительная молекулярная масса = 2,016
Относительная плотность твердого водорода (t=-260°C) = 0,08667
Относительная плотность жидкого водорода (t=-253°C) = 0,07108
Избыточное давление (н.у.) = 0,08988 г/л
t плавления = -259,19°C
t кипения = -252,87°C
Объемный коэффициент растворимости водорода:
- (t=0°C) = 2,15;
- (t=20°C) = 1,82;
- (t=60°C) = 1,60;

1. Термическое разложение водорода (t=2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Взаимодействие водорода с неметаллами :

H 2 +F 2 = 2HF (t=-250..+20°C)
H 2 +Cl 2 = 2HCl (при сжигании или на свету при комнатной температуре):
- Cl 2 = 2Cl 0
- Cl 0 +H 2 = HCl+H 0
- H 0 +Cl 2 = HCl+Cl 0
H 2 +Br 2 = 2HBr (t=350-500°C, катализатор платина)
H 2 +I 2 = 2HI (t=350-500°C, катализатор платина)
H 2 +O 2 = 2H 2 O:
- H 2 +O 2 = 2OH 0
- OH 0 +H 2 = H 2 O+H 0
- H 0 +O 2 = OH 0 +O 0
- O 0 +H 2 = OH 0 +H 0
H 2 +S = H 2 S (t=150..200°C)
3H 2 +N 2 = 2NH 3 (t=500°C, катализатор железо)
2H 2 +C(кокс) = CH 4 (t=600°C, катализатор платина)
H 2 +2C(кокс) = C 2 H 2 (t=1500..2000°C)
H 2 +2C(кокс)+N 2 = 2HCN (t более 1800°C)

3. Взаимодействие водорода со сложными веществами :

4H 2 +(Fe II Fe 2 III)O 4 = 3Fe+4H 2 O (t более 570°C)
H 2 +Ag 2 SO 4 = 2Ag+H 2 SO 4 (t более 200°C)
4H 2 +2Na 2 SO 4 = Na 2 S+4H 2 O (t = 550-600°C, катализатор Fe 2 O 3)
3H 2 +2BCl 3 = 2B+6HCl (t = 800-1200°C)
H 2 +2EuCl 3 = 2EuCl 2 +2HCl (t = 270°C)
4H 2 +CO 2 = CH 4 +2H 2 O (t = 200°C, катализатор CuO 2)
H 2 +CaC 2 = Ca+C 2 H 2 (t более 2200°C)
H 2 +BaH 2 = Ba(H 2) 2 (t до 0°C, раствор)

4. Участие водорода в окислительно-восстановительных реакциях :

2H 0 (Zn, разб. HCl)+KNO 3 = KNO 2 +H 2 O
8H 0 (Al, конц. KOH)+KNO 3 = NH 3 +KOH+2H 2 O
2H 0 (Zn, разб. HCl)+EuCl 3 = 2EuCl 2 +2HCl
2H 0 (Al)+NaOH(конц.)+Ag 2 S = 2Ag↓+H 2 O+NaHS
2H 0 (Zn, разб. H 2 SO 4)+C 2 N 2 = 2HCN

Водородные соединения

D 2 - дидейтерий :

Тяжелый водород.
Бесцветный газ, трудно поддаваемый сжижению.
Дидейтерия содержится в природной водороде 0,012-0,016% (по массе).
В газовой смеси дидейтерия и протия изотопный обмен протекает при высоких температурах.
Плохорастворим в обычной и тяжелой воде.
С обычной водой изотопный обмен незначителен.
Химические свойства аналогичны легкому водороду, но дидейтерий обладает меньшей реакционной способностью.
Относительная молекулярная масса = 4,028
Относительная плотность жидкого дидейтерия (t=-253°C) = 0,17
t плавления = -254,5°C
t кипения = -249,49°C

T 2 - дитритий :

Сверхтяжелый водород.
Бесцветный радиоактивный газ.
Период полураспада 12,34 года.
В природе дитритий образуется в результате бомбардировки нейтронами космического излучения ядер 14 N, следы дитрития обнаружены в природных водах.
Получают дитритий в ядерном реакторе бомбардировкой лития медленными нейтронами.
Относительная молекулярная масса = 6,032
t плавления = -252,52°C
t кипения = -248,12°C

HD - дейтериоводород :

Бесцветный газ.
Не растворяется в воде.
Химические свойства аналогичны H 2 .
Относительная молекулярная масса = 3,022
Относительная плотность твердого дейтериоводорода (t=-257°C) = 0,146
Избыточное давление (н.у.) = 0,135 г/л
t плавления = -256,5°C
t кипения = -251,02°C

Оксиды водорода

H 2 O - вода :

Бесцветная жидкость.
По изотопному составу кислорода вода состоит из H 2 16 O с примесями H 2 18 O и H 2 17 O
По изотопному составу водорода вода состоит из 1 H 2 O с примесью HDO.
Жидкая вода подвергается протолизу (H 3 O + и OH -):
- H 3 O + (катион оксония) является самой сильной кислотой в водном растворе;
- OH - (гидроксид-ион) является самым сильным основанием в водном растворе;
- Вода - самый слабый сопряженный протолит.
Со многими веществами вода образует кристаллогидраты.
Вода является химически активным веществом.
Вода является универсальным жидким растворителем неорганических соединений.
Относительная молекулярная масса воды = 18,02
Относительная плотность твердой воды (льда) (t=0°C) = 0,917
Относительная плотность жидкой воды:
- (t=0°C) = 0,999841
- (t=20°C) = 0,998203
- (t=25°C) = 0,997044
- (t=50°C) = 0,97180
- (t=100°C) = 0,95835
плотность (н.у.) = 0,8652 г/л
t плавления = 0°C
t кипения = 100°C
Ионное произведение воды (25°C) = 1,008·10 -14

1. Термическое разложение воды:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (выше 1000°C)

D 2 O - оксид дейтерия :

Тяжелая вода.
Бесцветная гигроскопичная жидкость.
Вязкость выше, чем у воды.
Смешивается с обычной водой в неограниченных количествах.
При изотопном обмене образуется полутяжелая вода HDO.
Растворяющая способность ниже, чем у обычной воды.
Химические свойства оксида дейтерия аналогичны химическим свойствам воды, но все реакции протекают медленнее.
Тяжелая вода присутствует в природной воде (массовое отношение к обычной воде 1:5500).
Оксид дейтерия получают многократным электролизом природной воды, при котором тяжелая вода накапливается в остатке электролита.
Относительная молекулярная масса тяжелой воды = 20,03
Относительная плотность жидкой тяжелой воды (t=11,6°C) = 1,1071
Относительная плотность жидкой тяжелой воды (t=25°C) = 1,1042
t плавления = 3,813°C
t кипения = 101,43°C

T 2 O - оксид трития :

Сверхтяжелая вода.
Бесцветная жидкость.
Вязкость выше, а растворяющая способность ниже, чем у обычной и тяжелой воды.
Смешивается с обычной и тяжелой водой в неограниченных количествах.
Изотопный обмен с обычной и тяжелой водой приводит к образованию HTO, DTO.
Химические свойства сверхтяжелой воды аналогичны химическим свойствам воды, но все реакции протекают еще медленнее, чем в тяжелой воде.
Следы оксида трития находят в природной воде и атмосфере.
Получают сверхтяжелую воду пропусканием трития над раскаленным оксидом меди CuO.
Относительная молекулярная масса сверхтяжелой воды = 22,03
t плавления = 4,5°C

Приступая к рассмотрению химических и физических свойств водорода, необходимо отметить, что в привычном состоянии, этот химический элемент находится в газообразном виде. Бесцветный газ водород не имеет запаха, он безвкусен. Впервые данный химический элемент был назван водородом после того, как ученым А. Лавуазье были проведены опыты с водой, по результатам которых, мировая наука узнала, что вода – это многокомпонентная жидкость, в состав которой входит Водород. Событие это произошло в 1787 году, но задолго до этой даты водород был известен ученым под названием «горючий газ».

Водород в природе

По данным ученых, водород содержится в земной коре и в воде (приблизительно 11,2% в общем объеме воды). Этот газ входит в состав многих полезных ископаемых, которые человечество на протяжении веков извлекает из недр земли. Частично свойства водорода характерны для нефти, природных газов и глины, для организмов животных и растений. Но в чистом виде, то есть, не соединенный с другими химическими элементами таблицы Менделеева, этот газ встречается крайне редко в природе. Этот газ может выходить на поверхность земли при извержении вулканов. Свободный водород в ничтожных количествах присутствует в атмосфере.

Химические свойства водорода

Поскольку химические свойства водорода неоднообразны, то этот химический элемент относится как к I группе системы Менделеева, так и к VII группе системы. Являясь представителем первой группы, водород является, по сути, щелочным металлом, который имеет степень окисления +1 в большей части соединений, в которые он входит. Такая же валентность характерна для натрия и других щелочных металлов. Ввиду таких химических свойств, водород рассматривается, как элемент, подобный этим металлам.

Если же речь идет о гидридах металлов, то ион водорода имеет отрицательную валентность – его степень окисления равна -1. Na+H- строится по той же схеме, что и хлориду Na+Cl-. Этот факт и является причиной того, чтобы отнести водород к VII группе системы Менделеева. Водород, будучи в состоянии молекулы, при условии, что он пребывает в обычной среде, малоподвижен, и может соединяться исключительно с неметаллами, более активными за него. К таким металлам можно отнести фтор, при наличии света, водород соединяется с хлором. Если водород нагревать, то он становится более активным, вступая в реакции со многими элементами периодической системы Менделеева.

Атомарный водород проявляет более активные химические свойства, чем молекулярный. Молекулы кислорода с формируют воду - Н2 + 1/2О2 = Н2О. При взаимодействии водорода с галогенами, образуются галогеноводороды Н2 + Cl2 = 2НСl, причем в эту реакцию водород вступает при отсутствии света и при достаточно больших отрицательных температурах – до - 252°С. Химические свойства водорода позволяют использовать его для восстановления многих металлов, поскольку вступая в реакцию, водород поглощает у оксидов металлов кислород, например, CuO + H2 = Cu + H2O. Водород участвует в формировании аммиака, взаимодействуя с азотом в реакции ЗН2 + N2 = 2NН3, но при условии, что будет использоваться катализатор, а температура и давление – повышены.

Энергичная реакция происходит при взаимодействии водорода с серой в реакции Н2 + S = H2S, результатом которой становится сероводород. Немного менее активно взаимодействие водорода с теллуром и селеном. Если нет катализатора, то вступает в реакцию с чистым углеродом, водород только при условии, что будут созданы высокие температуры. 2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан). В процессе активности водорода с некоторыми щелочными и прочими металлами, получаются гидриды, например, Н2 + 2Li = 2LiH.

Физические свойства водорода

Водород является очень легким химическим веществом. По крайней мере, ученые утверждают, что на данный момент, нет легче вещества, чем водород. Его масса в 14,4 раза легче за воздух, плотность составляет 0,0899 г/л при 0°С. При температурах в -259,1°С водород способен плавится – это очень критическая температура, которая не характерна для преобразования большинства химических соединений из одного состояния в другое. Только такой элемент, как гелий, превышает физические свойства водорода в этом плане. Сжижение водорода затруднительно, так как его критическая температура равна (-240°С). Водород – наиболее теплопродный газ из всех, известных человечеству. Все, описанные выше свойства, являются наиболее значимыми физическими свойствами водорода, которые используются человеком для конкретных целей. Также данные свойства являются наиболее актуальными для современной науки.

Строение и физические свойства водорода Водород - двухатомный газ Н2. Он не имеет ни цвета, ни запаха. Это самый легкий газ. Благодаря этому свойству он использовался в аэростатах, дирижаблях и тому подобных устройствах, однако широкому применению водорода в этих целях мешает его взрывоопасность в смеси с воздухом.

Молекулы водорода неполярные и очень маленькие, поэтому взаимодействие между ними мало. В связи с этим он имеет очень низкие температуры плавления (-259оС) и кипения (-253оС). Водород практически нерастворим в воде.

Водород имеет 3 изотопа: обычный 1Н, дейтерий 2H или D, и радиоактивный тритий 3Н или Т. Тяжелые изотопы водорода уникальны тем, что тяжелее обычного водорода в 2 или даже в 3 раза! Именно поэтому замена обычного водорода на дейтерий или тритий заметно сказывается на свойствах вещества (так, температуры кипения обычного водорода Н2 и дейтерия D2 различаются на 3,2 градуса). Взаимодействие водорода с простыми веществами Водород - неметалл среднейэлектроотрицательности. Поэтому ему присущи и окислительные, и восстановительные свойства.

Окислительные свойства водорода проявляются в реакциях с типичными металлами - элементами главных подгрупп I-II группы таблицы Менделеева. Самые активные металлы (щелочные и щелочноземельные) при нагревании с водородом дают гидриды – твердые солеобразные вещества, содержащие в кристаллической решетке гидрид-ион Н-. 2Na + Н2 = 2NaН ; Са + Н2 = СаН2 Восстановительные свойства водорода проявляются в реакциях с более типичными неметаллами, чем водород: 1) Взаимодействие с галогенами H2 + F2 = 2HF

Аналогично протекает взаимодействие с аналогами фтора - хлором, бромом, иодом. По мере уменьшения активности галогена интенсивность протекания реакции уменьшается. Реакция с фтором происходит при обычных условиях со взрывом, для реакции с хлором требуется освещение или нагревание, а реакция с иодом протекает лишь при сильном нагревании и обратимо. 2) Взаимодействие с кислородом 2Н2 + О2 = 2Н2О Реакция протекает с большим выделением тепла, иногда со взрывом. 3) Взаимодействие с серой Н2 + S = H2S Сера - гораздо менее активный неметалл, чем кислород, и взаимодействие с водородом протекает спокойно.Ь 4) Взаимодействие с азотом 3Н2 + N2↔ 2NH3 Реакция обратима, протекает в заметной степени только в присутствии катализатора, при нагревании и под давлением. Продукт называется аммиак. 5) Взаимодействие с углеродом С + 2Н2↔ СН4 Реакция протекает в электрической дуге или при очень высоких температурах. В качестве побочных продуктов образуются и другие углеводороды. 3. Взаимодействие водорода со сложными веществами Водород проявляет восстановительные свойства и в реакциях со сложными веществами: 1) Восстановление оксидов металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений правее алюминия, а также оксиды неметаллов: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O; CuO + H2 Cu + H2OВодород применяют как восстановитель для извлечения металлов из оксидных руд. Реакции идут при нагревании.2) Присоединение к органическим непредельным веществам; С2Н4 + Н2(t;p)→ С2Н6 Реакции протекают в присутствии катализатора и под давлением. Других реакций водорода мы пока касаться не будем. 4. Получение водорода В промышленности водород получают переработкой углеводородного сырья - природного и попутного газа, кокса и т.п. Лабораторные методы получения водорода:

1) Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, с кислотами. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов левее магния, с холодной водой. При этом также образуется щелочь.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Металл, находящийся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее марганца, способен вытеснять водород из воды при определенных условиях (магний - из горячей воды, алюминий - при условии снятия оксидной пленки с поверхности).

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

Металл, находящийся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее кобальта, способен вытеснять водород из водяного пара. При этом также образуется оксид.

3Fe + 4H2Oпар Fe3O4 + 4H23) Взаимодействие металлов, гидроксиды которых амфотерны, с растворами щелочей.

Металлы, гидроксиды которых амфотерны, вытесняют водород из растворов щелочей. Вам необходимо знать 2 таких металла - алюминий и цинк:

2Al + 2NaOH +6H2O = 2Na + + 3H2

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

При этом образуются комплексные соли - гидроксоалюминаты и гидроксоцинкаты.

Все методы, перечисленные до сих пор, основаны на одном и том же процессе - окислении металла атомом водорода в степени окисления +1:

М0 + nН+ = Мn+ + n/2 H2

4) Взаимодействие гидридов активных металлов с водой:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2

Этот процесс основан на взаимодействии водорода в степени окисления -1 с водородом в степени окисления +1:

5) Электролиз водных растворов щелочей, кислот, некоторых солей:

2Н2О 2Н2 + О2

5. Водородные соединения В этой таблице слева легкой тенью выделены клетки элементов, образующих с водородом ионные соединения - гидриды. Эти вещества имеют в своем составе гидрид-ион Н-. Они представляют собой твердые бесцветные солеобразные вещества и реагируют с водой с выделением водорода.

Элементы главных подгрупп IV-VII групп образуют с водородом соединения молекулярного строения. Иногда их также называют гидридами, но это некорректно. В их составе нет гидрид-иона, они состоят из молекул. Как правило, простейшие водородные соединения этих элементов - бесцветные газы. Исключения - вода, являющаяся жидкостью, и фтороводород, который при комнатной температуре газообразен, но при нормальных условиях - жидкость.

Темными клетками отмечены элементы, образующие с водородом соединения, проявляющие кислотные свойства.

Темными клетками с крестом обозначены элементы, образующие с водородом соединения, проявляющие основные свойства.

=================================================================================

29). общая характеристика свойств элементов главной подгруппы 7гр. Хлор. Свойства лора. Соляная кислота. В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (астат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д.И.Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств.

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значениястепеней окисления объясняются электронным строением, которое у атомов фтора можно представитьсхемой

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р подуровень.У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1.

Электронное строение атома хлора выражается схемойУ атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.

У фтора нет свободных орбиталей,а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрениисвойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF - фтороводородная (плавиковая), НСl - хлороводородная (соляная),НВr - бромводородная, НI - йодоводородная.

Хлор (лат.Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2) желто-зеленый газ с резким раздражающим запахом. Природный Хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35Сl (75,77%) и 37Cl (24,23%).

Химические свойства Хлора. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5. В соответствии с этим Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99Å, ионный радиус Cl- 1.82Å, сродство атома Хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

Химически Хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Хлором только при нагревании Фосфор воспламеняется в атмосфере Хлора, образуя РCl3, а при дальнейшем хлорировании - РСl5; сера с Хлором при нагревании дает S2Cl2, SCl2 и другие SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Хлором. Смесь Хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция). С кислородом Хлор образует оксиды: Cl2О, СlO2, Cl2О6, Сl2О7, Cl2О8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl2 + Н2О = НClО + НCl. При хлорировании водных растворов щелочей нахолоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl2= NaClO + NaCl + Н2О, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухого гидрооксида кальция получают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с Хлором образуется треххлористый азот. При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород, либо присоединяется по кратным связям, образуя различные хлорсодержащие органических соединения. Хлор образует с других галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Хлора: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4. Соля́ная кислота́ (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, хлористый водород) - HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая из-за примесей Fe, Cl2 и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38% по массе. Соли соляной кислоты называются хлоридами.

Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:

Взаимодействие с аммиаком с образованием густого белого дыма, состоящего из мельчайших кристалликов хлорида аммония:

Качественной реакцией на соляную кислоту и её соли является её взаимодействие с нитратом серебра, при котором образуетсятворожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в азотной кислоте:

===============================================================================

Рассмотрим, что собой представляет водород. Химические свойства и получение этого неметалла изучают в курсе неорганической химии в школе. Именно этот элемент возглавляет периодическую систему Менделеева, а потому заслуживает детального описания.

Краткие сведения об открытии элемента

Прежде чем рассматривать физические и химические свойства водорода, выясним, как был найден этот важный элемент.

Химики, которые работали в шестнадцатом и семнадцатом веках, неоднократно упоминали в своих трудах о горючем газе, который выделяется при воздействии на кислоты активными металлами. Во второй половине восемнадцатого века Г. Кавендишу удалось собрать и проанализировать этот газ, дав ему название «горючий газ».

Физические и химические свойства водорода на тот момент времени не были изучены. Только в конце восемнадцатого века А. Лавуазье удалось путем анализа установить, что получить этот газ можно путем анализа воды. Чуть позже он стал называть новый элемент hydrogene, что в переводе означает «рождающий воду». Своим современным русским названием водород обязан М. Ф. Соловьеву.

Нахождение в природе

Химические свойства водорода можно анализировать только на основании его распространенности в природе. Данный элемент присутствует в гидро- и литосфере, а также входит в состав полезных ископаемых: природного и попутного газа, торфа, нефти, угля, горючих сланцев. Сложно себе представить взрослого человека, который бы не знал о том, что водород является составной частью воды.

Кроме того, данный неметалл находится в организмах животных в виде нуклеиновых кислот, белков, углеводов, жиров. На нашей планете данный элемент встречается в свободном виде достаточно редко, пожалуй, только в природном и вулканическом газе.

В виде плазмы водород составляет примерно половину массы звезд и Солнца, кроме того, входит в состав межзвездного газа. Например, в свободном виде, а также в форме метана, аммиака этот неметалл присутствует в составе комет и даже некоторых планет.

Физические свойства

Прежде чем рассматривать химические свойства водорода, отметим, что при нормальных условиях он является газообразным веществом легче воздуха, имеющим несколько изотопных форм. Он почти нерастворим в воде, имеет высокую теплопроводность. Протий, имеющий массовое число 1, считается самой легкой его формой. Тритий, который обладает радиоактивными свойствами, образуется в природе из атмосферного азота при воздействии на него нейронов УФ-лучей.

Особенности строения молекулы

Чтобы рассмотреть химические свойства водорода, реакции, характерные для него, остановимся и на особенностях его строения. В этой двухатомной молекуле ковалентная неполярная химическая связь. Образование атомарного водорода возможно при взаимодействии активных металлов на растворы кислот. Но в таком виде этот неметалл способен существовать только незначительный временной промежуток, практически сразу же он рекомбинируется в молекулярный вид.

Химические свойства

Рассмотрим химические свойства водорода. В большей части соединений, которые образует данный химический элемент, он проявляет степень окисления +1, что делает его похожим с активными (щелочными) металлами. Основные химические свойства водорода, характеризующие его в качестве металла:

взаимодействие с кислородом с образованием воды;
реакция с галогенами, сопровождающаяся образованием галогеноводорода;
получение сероводорода при соединении с серой.

Ниже представлено уравнение реакций, характеризующих химические свойства водорода. Обращаем внимание на то, что в качестве неметалла (со степенью окисления -1) он выступает только в реакции с активными металлами, образуя с ними соответствующие гидриды.

Водород при обычной температуре неактивно вступает во взаимодействие с другими веществами, поэтому большая часть реакций осуществляется только после предварительного нагревания.

Остановимся подробнее на некоторых химических взаимодействиях элемента, который возглавляет периодическую систему химических элементов Менделеева.

Реакция образования воды сопровождается выделением 285,937 кДж энергии. При повышенной температуре (больше 550 градусов по Цельсия) данный процесс сопровождается сильным взрывом.

Среди тех химических свойств газообразного водорода, которые нашли существенное применение в промышленности, интерес представляет его взаимодействие с оксидами металлов. Именно путем каталитического гидрирования в современной промышленности осуществляют переработку оксидов металлов, например выделяют из железной окалины (смешанного оксида железа) чистый металл. Данный способ позволяет вести эффективную переработку металлолома.

Синтез аммиака, который предполагает взаимодействие водорода с азотом воздуха, также востребован в современной химической промышленности. Среди условий протекания этого химического взаимодействия отметим давление и температуру.

Заключение

Именно водород является малоактивным химическим веществом при обычных условиях. При повышении температуры его активность существенно возрастает. Данное вещество востребовано в органическом синтезе. Например, путем гидрирования можно восстановить кетоны до вторичных спиртов, а альдегиды превратить в первичные спирты. Кроме того, путем гидрирования можно превратить ненасыщенные углеводороды класса этилена и ацетилена в предельные соединения ряда метана. Водород по праву считают простым веществом, востребованным в современном химическом производстве.