Хімічні властивості водню та води. Фізичні та хімічні властивості водню

Атом водню має електронну формулу зовнішнього (і єдиного) електронного рівня. s 1 . З одного боку, за наявності одного електрона на зовнішньому електронному рівні атом водню схожий на атоми лужних металів. Однак, йому, як і галогенам не вистачає до заповнення зовнішнього електронного рівня всього одного електрона, оскільки на першому електронному рівні може розташовуватися не більше 2-х електронів. Виходить, що водень можна помістити одночасно як в першу, так і в передостанню (сьому) групу таблиці Менделєєва, що іноді робиться в різних варіантах періодичної системи:

З погляду властивостей водню як простої речовини, він все-таки має більше спільного з галогенами. Водень, як і галогени, є неметалом і утворює аналогічно їм двоатомні молекули (H 2).

У звичайних умовах водень є газоподібною, малоактивною речовиною. Невисока активність водню пояснюється високою міцністю зв'язку між атомами водню в молекулі, для розриву якої потрібно або сильне нагрівання, або застосування каталізаторів або те й інше одночасно.

Взаємодія водню із простими речовинами

з металами

З металів водень реагує тільки з лужними та лужноземельними! До лужних металів відносяться метали головної підгрупи I-ї групи (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а до лужноземельних - метали головної підгрупи II-ї групи, крім берилію та магнію (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаємодії з активними металами водень виявляє окисні властивості, тобто. знижує свій рівень окислення. При цьому утворюються гідриди лужних та лужноземельних металів, які мають іонну будову. Реакція протікає при нагріванні:

Слід зазначити, що взаємодія з активними металами є єдиним випадком коли молекулярний водень Н 2 є окислювачем.

з неметалами

З неметалів водень реагує лише з вуглецем, азотом, киснем, сіркою, селеном та галогенами!

Під вуглецем слід розуміти графіт чи аморфний вуглець, оскільки алмаз — вкрай інертна алотропна модифікація вуглецю.

При взаємодії з неметалами водень може виконувати лише функцію відновника, тобто тільки підвищувати свій ступінь окислення:

Взаємодія водню зі складними речовинами

з оксидами металів

Водень не реагує з оксидами металів, що знаходяться в ряду активності металів до алюмінію (включно), однак, здатний відновлювати багато оксидів металів правіше алюмінію при нагріванні:

з оксидами неметалів

З оксидів неметалів водень реагує при нагріванні з оксидами азоту, галогенів та вуглецю. З усіх взаємодій водню з оксидами неметалів слід особливо відзначити його реакцію з чадним газом CO.

Суміш CO і H 2 навіть має власну назву – «синтез-газ», оскільки з неї залежно від умов можуть бути отримані такі затребувані продукти промисловості як метанол, формальдегід і навіть синтетичні вуглеводні:

з кислотами

З неорганічними кислотами водень не реагує!

З органічних кислот водень реагує тільки з ненасиченими, а також кислотами, що містять функціональні групи здатні до відновлення воднем, зокрема альдегідні, кето- або нітрогрупи.

з солями

У разі водних розчинів солей їхня взаємодія з воднем не протікає. Однак при пропусканні водню над твердими солями деяких металів середньої та низької активності можливе їх часткове або повне відновлення, наприклад:

Хімічні властивості галогенів

Галогенами називають хімічні елементи групи VIIA (F, Cl, Br, I, At), а також утворені ними прості речовини. Тут і далі текстом, якщо не сказано інше, під галогенами розумітимуться саме прості речовини.

Усі галогени мають молекулярну будову, що зумовлює низькі температури плавлення та кипіння даних речовин. Молекули галогенів двоатомні, тобто. їхню формулу можна записати в загальному вигляді як Hal 2 .

Слід зазначити таку специфічну фізичну властивість йоду, як її здатність до сублімаціїабо, інакше кажучи, сублімації. сублімацією, називають явище, у якому речовина, що у твердому стані, при нагріванні не плавиться, а, минаючи рідку фазу, відразу ж перетворюється на газоподібний стан.

Електронна будова зовнішнього енергетичного рівня атома будь-якого галогену має вигляд ns 2 np 5 де n – номер періоду таблиці Менделєєва, в якому розташований галоген. Як можна помітити, до восьмиелектронної зовнішньої оболонки атомам галогенів не вистачає лише одного електрона. З цього логічно припустити переважно окислюючі властивості вільних галогенів, що підтверджується і практично. Як відомо, електронегативність неметалів при русі вниз по підгрупі знижується, у зв'язку з чим активність галогенів зменшується в ряді:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаємодія галогенів із простими речовинами

Усі галогени є високоактивними речовинами та реагують з більшістю простих речовин. Однак, слід зазначити, що фтор через свою надзвичайно високу реакційну здатність може реагувати навіть з тими простими речовинами, з якими не можуть реагувати інші галогени. До таких простих речовин відносяться кисень, вуглець (алмаз), азот, платина, золото та деякі шляхетні гази (ксенон та криптон). Тобто. фактично, фтор не реагує лише з деякими благородними газами.

Інші галогени, тобто. хлор, бром і йод також є активними речовинами, проте менш активними, ніж фтор. Вони реагують практично з усіма простими речовинами, крім кисню, азоту, вуглецю у вигляді алмазу, платини, золота та благородних газів.

Взаємодія галогенів з неметалами

воднем

При взаємодії всіх галогенів з воднем утворюються галогеноводородиіз загальною формулою HHal. При цьому реакція фтору з воднем починається мимоволі навіть у темряві і протікає з вибухом відповідно до рівняння:

Реакція хлору з воднем може бути ініційована інтенсивним ультрафіолетовим опроміненням або нагріванням. Також протікає із вибухом:

Бром і йод реагують з воднем тільки при нагріванні і при цьому реакція з йодом є оборотною:

фосфором

Взаємодія фтору з фосфором призводить до окислення фосфору до вищого ступеня окиснення (+5). При цьому відбувається утворення пентафториду фосфору:

При взаємодії хлору та брому з фосфором можливе отримання галогенідів фосфору як у ступені окислення + 3, так і в ступені окислення +5, що залежить від пропорцій речовин, що реагують:

При цьому у разі білого фосфору в атмосфері фтору, хлору або рідкому бромі реакція починається спонтанно.

Взаємодія ж фосфору з йодом може призвести до утворення тільки тріодиду фосфору через значно меншу, ніж у інших галогенів окислювальної здатності:

сірої

Фтор окислює сірку до вищого ступеня окислення +6, утворюючи гексафторид сірки:

Хлор і бром реагують із сіркою, утворюючи сполуки, що містять сірку у вкрай не властивих їй ступенях окиснення +1 та +2. Дані взаємодії є дуже специфічними, й у здачі ЄДІ з хімії вміння записувати рівняння цих взаємодій необов'язково. Тому три нижченаведені рівняння дано швидше для ознайомлення:

Взаємодія галогенів із металами

Як було зазначено вище, фтор здатний реагувати з усіма металами, навіть такими малоактивними як платина і золото:

Інші галогени реагують з усіма металами крім платини та золота:

Реакції галогенів зі складними речовинами

Реакції заміщення з галогенами

Найактивніші галогени, тобто. хімічні елементи яких розташовані вище в таблиці Менделєєва, здатні витісняти менш активні галогени з галогеноводородних кислот і галогенідів металів, що ними утворюються:

Аналогічним чином, бром і йод витісняють сірку з розчинів сульфідів або сірководню:

Хлор є сильнішим окислювачем і окислює сірководень у його водному розчині не до сірки, а до сірчаної кислоти:

Взаємодія галогенів із водою

Вода горить у фторі синім полум'ям відповідно до рівняння реакції:

Бром та хлор реагують з водою інакше, ніж фтор. Якщо фтор виступав у ролі окислювача, то хлор та бром диспропорціонують у воді, утворюючи суміш кислот. При цьому реакції оборотні:

Взаємодія йоду з водою протікає настільки мізерно малою мірою, що їм можна знехтувати і вважати, що реакція не протікає зовсім.

Взаємодія галогенів із розчинами лугів

Фтор при взаємодії з водним розчином лугу знову ж таки виступає в ролі окислювача:

Вміння записувати це рівняння не потрібно для здачі ЄДІ. Достатньо знати факт про можливість такої взаємодії та окисної ролі фтору в цій реакції.

На відміну від фтору, інші галогени в розчинах лугів диспропорціонують, тобто одночасно підвищують і знижують свій ступінь окислення. При цьому, у разі хлору та брому в залежності від температури можливе протікання по двох різних напрямках. Зокрема, на холоді реакції протікають так:

а при нагріванні:

Йод реагує з лугами лише за другим варіантом, тобто. із заснуванням йодату, т.к. гіпоіодит не стійкий не тільки при нагріванні, але також за нормальної температури і навіть на холоді.

Промислові способи отримання простих речовин залежать від того, в якому вигляді відповідний елемент знаходиться в природі, тобто може бути сировиною для його отримання. Так, кисень, що у вільному стані, отримують фізичним способом - виділенням з рідкого повітря. Водень практично весь перебуває у вигляді сполук, тому для його отримання застосовують хімічні методи. Зокрема, можуть бути використані реакції розкладання. Одним із способів отримання водню є реакція розкладання води електричним струмом.

Основний промисловий спосіб отримання водню – реакція з водою метану, що входить до складу природного газу. Вона проводиться при високій температурі (легко переконатися, що при пропущенні метану навіть через киплячу воду жодної реакції не відбувається):

СН 4 + 2Н 2 0 = CO 2 + 4Н 2 - 165 кДж

У лабораторії для отримання простих речовин використовують не обов'язково природну сировину, а вибирають вихідні речовини, з яких легше виділити необхідну речовину. Наприклад, у лабораторії кисень не отримують із повітря. Це саме стосується і отримання водню. Один з лабораторних способів отримання водню, який застосовується іноді і в промисловості, - розкладання води електрострумом.

Зазвичай у лабораторії водень отримують взаємодією цинку із соляною кислотою.

У промисловості

1.Електроліз водних розчинів солей:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Пропускання парів води над розпеченим коксомпри температурі близько 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Із природного газу.

Конверсія з водяною парою: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Каталітичне окислення киснем: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Крекінг та реформінг вуглеводнів у процесі переробки нафти.

В лабораторії

1.Дія розведених кислот на метали.Для проведення такої реакції найчастіше використовують цинк та соляну кислоту:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Взаємодія кальцію з водою:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Гідроліз гідридів:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Дія лугів на цинк або алюміній:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.За допомогою електролізу.При електролізі водних розчинів лугів або кислот на катоді відбувається виділення водню, наприклад:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Біореактор для виробництва водню

Фізичні властивості

Газоподібний водень може існувати у двох формах (модифікаціях) – у вигляді орто- та пара-водню.

У молекулі ортоводороду (т. пл. −259,10 °C, т. кіп. −252,56 °C) ядерні спини спрямовані однаково (паралельні), а у параводню (т. пл. −259,32 °C, т кіп -252,89 ° C) - протилежно один одному (антипаралельні).

Розділити алотропні форми водню можна адсорбцією на активному вугіллі за нормальної температури рідкого азоту. При дуже низьких температурах рівновага між ортоводородом і параводнем майже націло зрушена у бік останнього. При 80 К співвідношення форм приблизно 1:1. Десорбований параводень при нагріванні перетворюється на ортоводород аж до утворення рівноважної при кімнатній температурі суміші (орто-пара: 75:25). Без каталізатора перетворення відбувається повільно, що дозволяє вивчити властивості окремих алотропних форм. Молекула водню двоатомна - Н₂. За звичайних умов - це газ без кольору, запаху та смаку. Водень - найлегший газ, його щільність набагато менше щільності повітря. Очевидно, що чим менше маса молекул, тим вища їхня швидкість при одній і тій же температурі. Як найлегші, молекули водню рухаються швидше за молекули будь-якого іншого газу і тим швидше можуть передавати теплоту від одного тіла до іншого. Звідси випливає, що водень має найвищу теплопровідність серед газоподібних речовин. Його теплопровідність приблизно в сім разів вища за теплопровідність повітря.

Хімічні властивості

Молекули водню Н₂ досить міцні, і для того, щоб водень міг вступити в реакцію, повинна бути витрачена велика енергія: Н 2 =2Н - 432 кДж. Ca + Н 2 = СаН 2 і з єдиним неметалом - фтором, утворюючи фтороводород: F 2 +H 2 =2HF З більшістю металів і неметалів водень реагує при підвищеній температурі або при іншому впливі, наприклад при освітленні. Він може «віднімати» кисень від деяких оксидів, наприклад: CuO + Н 2 = Cu + Н 2 0 Записане рівняння відображає реакцію відновлення. Реакціями відновлення називають процеси, в результаті яких від з'єднання віднімається кисень; речовини, що забирають кисень, називаються відновниками (при цьому вони самі окислюються). Далі буде дано й інше визначення понять «окислення» та «відновлення». А це визначення, історично перше, зберігає значення й у час, особливо у органічної хімії. Реакція відновлення протилежна реакції окиснення. Обидві ці реакції завжди протікають одночасно як один процес: при окисленні (відновленні) однієї речовини обов'язково одночасно відбувається відновлення (окислення) іншої.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

З галогенами утворює галогеноводороди:

F 2 + H 2 → 2 HF, реакція протікає з вибухом у темряві та за будь-якої температури, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакція протікає з вибухом, тільки на світлі.

З сажею взаємодіє при сильному нагріванні:

C + 2H 2 → CH 4

Взаємодія з лужними та лужноземельними металами

Водень утворює з активними металами гідриди:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Гідриди- солеподібні, тверді речовини, що легко гідролізуються:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Взаємодія з оксидами металів (як правило, d-елементів)

Оксиди відновлюються до металів:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Гідрування органічних сполук

При дії водню на ненасичені вуглеводні у присутності нікелевого каталізатора та підвищеній температурі відбувається реакція гідрування:

CH 2 = CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Водень відновлює альдегіди до спиртів:

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Геохімія водню

Водень – основний будівельний матеріал всесвіту. Це найпоширеніший елемент і всі елементи утворюються з нього в результаті термоядерних і ядерних реакцій.

Вільний водень H 2 відносно рідко зустрічається у земних газах, але у вигляді води він бере виключно важливу участь у геохімічних процесах.

До складу мінералів водень може входити у вигляді іону амонію, гідроксил-іона та кристалічної води.

В атмосфері водень безперервно утворюється внаслідок розкладання води сонячним промінням. Він мігрує у верхні шари атмосфери і випаровується в космос.

Застосування

• Воднева енергетика

Атомарний водень використовується для атомно-водневого зварювання.

У харчовій промисловості водень зареєстрований як харчова добавка E949як пакувальний газ.

Особливості звернення

Водень при суміші з повітрям утворює вибухонебезпечну суміш – так званий гримучий газ. Найбільшу вибухонебезпечність цей газ має при об'ємному відношенні водню та кисню 2:1, або водню та повітря приблизно 2:5, оскільки у повітрі кисню міститься приблизно 21%. Також водень пожежонебезпечний. Рідкий водень при попаданні на шкіру може спричинити сильне обмороження.

Вибухонебезпечні концентрації водню з киснем виникають від 4% до 96% об'ємних. При суміші з повітрям від 4% до 75(74) % об'ємних.

Використання водню

У хімічній промисловості водень використовують для виробництва аміаку, мила і пластмас. У харчовій промисловості за допомогою водню з рідких рослинних олій роблять маргарин. Водень дуже легкий і в повітрі завжди піднімається нагору. Колись дирижаблі та повітряні кулі наповнювали воднем. Але в 30-х роках. XX ст. сталося кілька жахливих катастроф, коли дирижаблі вибухали та згоряли. Нині дирижаблі наповнюють газом гелієм. Водень використовують також як ракетне паливо. Колись водень, можливо, будуть широко застосовувати як паливо для легкових та вантажних автомобілів. Водневі двигуни не забруднюють довкілля і виділяють лише водяну пару (щоправда, саме отримання водню призводить до деякого забруднення довкілля). Наше Сонце здебільшого складається з водню. Сонячне тепло та світло – це результат виділення ядерної енергії при злитті ядер водню.

Використання водню як паливо (економічна ефективність)

Найважливішою характеристикою речовин, що використовуються як паливо, є їхня теплота згоряння. З курсу загальної хімії відомо, що взаємодія водню з киснем відбувається із виділенням тепла. Якщо взяти 1 моль H 2 (2 г) та 0,5 моль O 2 (16 г) за стандартних умов і порушити реакцію, то відповідно до рівняння

Н 2 + 0,5 О 2 = Н 2 О

після завершення реакції утворюється 1 моль H 2 O (18 г) з виділенням енергії 285,8 кДж/моль (для порівняння: теплота згоряння ацетилену становить 1300 кДж/моль, пропану - 2200 кДж/моль). 1 м водню важить 89,8 г (44,9 моль). Тому для отримання 1 м водню буде витрачено 12832,4 кДж енергії. З урахуванням того, що 1 кВт·год = 3600 кДж, отримаємо 3,56 кВт·год електроенергії. Знаючи тариф на 1 кВт·год електрики та вартість 1 м³ газу, можна робити висновок про доцільність переходу на водневе паливо.

Наприклад, експериментальна модель Honda FCX 3 покоління із баком водню 156 л (містить 3,12 кг водню під тиском 25 МПа) проїжджає 355 км. Відповідно з 3,12 кг H2 виходить 123,8 кВт · год. На 100 км витрата енергії становитиме 36,97 кВт·год. Знаючи вартість електроенергії, вартість газу чи бензину, їх витрата на 100 км легко підрахувати негативний економічний ефект переходу автомобілів на водневе паливо. Скажімо (Росія 2008), 10 центів за кВт·год електроенергії призводять до того, що 1 м³ водню призводять до ціни 35,6 цента, а з урахуванням ККД розкладання води 40-45 центів, така ж кількість кВт·год від спалювання бензину коштує 12832,4кДж/42000кДж/0,7кг/л*80центов/л=34 цента за роздрібними цінами, тоді як для водню ми вираховували ідеальний варіант, без урахування транспортування, амортизації обладнання тощо. Для метану з енергією згоряння близько 39 МД на м³ результат буде нижчим у два-чотири рази через різницю в ціні (1м³ для України коштує 179$, а для Європи 350$). Тобто еквівалентна кількість метану коштуватиме 10-20 центів.

Однак не слід забувати, що при спалюванні водню ми отримуємо чисту воду, з якої його і видобули. Тобто маємо поновлюваний запасникенергії без шкоди для довкілля, на відміну газу чи бензину, які є первинними джерелами енергії.

Php on line 377 Warning: require(http://www..php): failed to open stream: не надійний брокер може бути в /hsphere/local/home/winexins/сайт/tab/vodorod.php on line 377 Fatal error: require(): Failed opening required "http://www..php" (include_path="..php on line 377

Водень - проста речовина H 2 (диводень, дипротій, легкий водень).

Коротка характеристика водню:

• Неметал.
• Безбарвний газ, що важко піддається зрідженню.
• Погано розчиняється у воді.
• Найкраще розчиняється в органічних розчинниках.
• Хемосорбується металами: залізом, нікелем, платиною, паладієм.
• Сильний відновник.
• Взаємодіє (за високих температур) з неметалами, металами, оксидами металів.
• Найбільшу відновну здатність має атомний водень H 0 , одержуваний при термічному розкладанні H 2 .
• Ізотопи водню:
  • 1 H - протий
  • 2 H - дейтерій (D)
  • 3 H - тритій (Т)
• Відносна молекулярна маса = 2,016
• Відносна щільність твердого водню (t=-260°C) = 0,08667
• Відносна щільність рідкого водню (t=-253°C) = 0,07108
• Надлишковий тиск (н.у.) = 0,08988 г/л
• t плавлення = -259,19 ° C
• t кипіння = -252,87 ° C
• Об'ємний коефіцієнт розчинності водню:
  • (t = 0 ° C) = 2,15;
  • (t = 20 ° C) = 1,82;
  • (t = 60 ° C) = 1,60;

1. Термічне розкладання водню(t=2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Взаємодія водню з неметалами:

• H 2 +F 2 = 2HF (t=-250..+20°C)
• H 2 +Cl 2 = 2HCl (при спалюванні або на світлі за кімнатної температури):
  • 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, каталізатор платина)
• H 2 +I 2 = 2HI (t=350-500°C, каталізатор 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, каталізатор залізо)
• 2H 2 +C(кокс) = CH 4 (t=600°C, каталізатор платина)
• H 2 +2C(кокс) = C 2 H 2 (t=1500..2000°C)
• H 2 +2C(кокс)+N 2 = 2HCN (t більше 1800°C)

3. Взаємодія водню з складними речовинами:

• 4H 2 +(Fe II Fe 2 III)O 4 = 3Fe+4H 2 O (t більше 570°C)
• H 2 +Ag 2 SO 4 = 2Ag+H 2 SO 4 (t більше 200°C)
• 4H 2 +2Na 2 SO 4 = Na 2 S+4H 2 O (t = 550-600°C, каталізатор 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, каталізатор CuO 2)
• H 2 +CaC 2 = Ca+C 2 H 2 (t більше 2200°C)
• H 2 +BaH 2 = Ba(H 2) 2 (t до 0°C, розчин)

4. Участь водню в окисно-відновних реакціях:

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

Водневі сполуки

D 2 – дидейтерій:

• Важкий водень.
• Безбарвний газ, що важко піддається зрідженню.
• Дідейтерію міститься у природному водні 0,012-0,016% (за масою).
• У газовій суміші дидейтерію та протию ізотопний обмін протікає при високих температурах.
• Поганорозчинний у звичайній та важкій воді.
• Зі звичайною водою ізотопний обмін незначний.
• Хімічні властивості аналогічні легкому водню, але дидейтерій має меншу реакційну здатність.
• Відносна молекулярна маса = 4,028
• Відносна щільність рідкого дидейтерію (t=-253°C) = 0,17
• t плавлення = -254,5 ° C
• t кипіння = -249,49 ° C

T 2 – дитритій:

• Надважкий водень.
• Безбарвний радіоактивний газ.
• Період напіврозпаду 12,34 роки.
• У природі дитритій утворюється внаслідок бомбардування нейтронами космічного випромінювання ядер 14 N, сліди дитритію виявлено у природних водах.
• Отримують дитритій у ядерному реакторі бомбардуванням літію повільними нейтронами.
• Відносна молекулярна маса = 6,032
• t плавлення = -252,52°C
• t кипіння = -248,12 ° C

HD - дейтеріоводород:

• Безбарвний газ.
• Чи не розчиняється у воді.
• Хімічні властивості аналогічні H2.
• Відносна молекулярна маса = 3,022
• Відносна щільність твердого дейтеріоводу (t=-257°C) = 0,146
• Надлишковий тиск (н.у.) = 0,135 г/л
• t плавлення = -256,5 ° C
• t кипіння = -251,02 ° C

Оксиди водню

H 2 O - вода:

• Безбарвна рідина.
• За ізотопним складом кисню вода складається з H 2 16 O з домішками H 2 18 O та H 2 17 O
• За ізотопним складом водню вода складається з 1 H 2 O з домішкою HDO.
• Рідка вода піддається протолізу (H 3 O + та OH -):
  • H 3 O + (катіон оксонію) є найсильнішою кислотою у водному розчині;
  • OH - (гідроксід-іон) є найсильнішою основою у водному розчині;
  • Вода - найслабший сполучений протоліт.
• З багатьма речовинами вода утворює кристалогідрати.
• Вода є хімічно активною речовиною.
• Вода є універсальним рідким розчинником неорганічних сполук.
• Відносна молекулярна маса води = 18,02
• Відносна щільність твердої води (льоду) (t=0°C) = 0,917
• Відносна щільність рідкої води:
  • (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
• густина (н.у.) = 0,8652 г/л
• t плавлення = 0°C
• t кипіння = 100 ° C
• Іонний добуток води (25°C) = 1,008·10 -14

1. Термічне розкладання води:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (понад 1000°C)

D 2 O - оксид дейтерію:

• Тяжка вода.
• Безбарвна гігроскопічна рідина.
• В'язкість вища, ніж у води.
• Змішується із звичайною водою у необмежених кількостях.
• При ізотопному обміні утворюється напівважка вода HDO.
• Розчинна здатність нижче, ніж у звичайної води.
• Хімічні властивості оксиду дейтерію аналогічні хімічним властивостям води, проте реакції протікають повільніше.
• Тяжка вода присутня в природній воді (масове відношення до звичайної води 1:5500).
• Оксид дейтерію отримують багаторазовим електролізом природної води, у якому важка вода накопичується у залишку електроліту.
• Відносна молекулярна маса важкої води = 20,03
• Відносна щільність рідкої важкої води (t=11,6°C) = 1,1071
• Відносна щільність рідкої важкої води (t=25°C) = 1,1042
• t плавлення = 3,813°C
• t кипіння = 101,43 ° C

T 2 O - оксид тритію:

• Надважка вода.
• Безбарвна рідина.
• В'язкість вище, а здатність, що розчиняє, нижче, ніж у звичайної і важкої води.
• Змішується зі звичайною та важкою водою у необмежених кількостях.
• Ізотопний обмін із звичайною та важкою водою призводить до утворення HTO, DTO.
• Хімічні властивості надважкої води аналогічні хімічним властивостям води, але всі реакції протікають набагато повільніше, ніж у важкій воді.
• Сліди оксиду тритію знаходять у природній воді та атмосфері.
• Отримують надважку воду пропусканням тритію над розпеченим оксидом міді CuO.
• Відносна молекулярна маса надважкої води = 22,03
• t плавлення = 4,5 ° C

Приступаючи до розгляду хімічних і фізичних властивостей водню, слід зазначити, що у звичному стані, цей хімічний елемент перебуває у газоподібному вигляді. Безбарвний газ водень не має запаху, він не смакує. Вперше цей хімічний елемент був названий воднем після того, як ученим А. Лавуазьє було проведено досліди з водою, за результатами яких світова наука дізналася, що вода – це багатокомпонентна рідина, до складу якої входить Водень. Ця подія сталася в 1787 році, але задовго до цієї дати водень був відомий вченим під назвою «горючий газ».

Водень у природі

За даними вчених, водень міститься у земній корі та у воді (приблизно 11,2% у загальному обсязі води). Цей газ входить до складу багатьох корисних копалин, які людство протягом століть витягує з надр землі. Частково властивості водню характерні для нафти, природних газів та глини, для організмів тварин та рослин. Але в чистому вигляді, тобто не поєднаний з іншими хімічними елементами таблиці Менделєєва, цей газ зустрічається вкрай рідко в природі. Цей газ може виходити на поверхню землі під час виверження вулканів. Вільний водень у незначних кількостях є у атмосфері.

Хімічні властивості водню

Оскільки хімічні властивості водню неодноманітні, цей хімічний елемент відноситься як до I групи системи Менделєєва, так і до VII групи системи. Як представник першої групи, водень є, по суті, лужним металом, який має ступінь окислення +1 у більшій частині сполук, в які він входить. Така сама валентність характерна для натрію та інших лужних металів. Зважаючи на такі хімічні властивості, водень розглядається, як елемент, подібний до цих металів.

Якщо йдеться про гідридах металів, то іон водню має негативну валентність – його ступінь окислення дорівнює -1. Na + H-будується за тією ж схемою, що і хлориду Na + Cl-. Цей факт і є причиною того, щоб віднести водень до VII групи Менделєєвої системи. Водень, будучи в стані молекули, за умови, що він перебуває у звичайному середовищі, малорухливий, і може з'єднуватися виключно з неметалами, активнішими за нього. До таких металів можна віднести фтор, за наявності світла водень з'єднується з хлором. Якщо водень нагрівати, він стає активнішим, вступаючи у реакції з багатьма елементами періодичної системи Менделєєва.

Атомарний водень виявляє активніші хімічні властивості, ніж молекулярний. Молекули кисню з формують воду - Н2 + 1/2О2 = Н2О. При взаємодії водню з галогенами, утворюються галогеноводи Н2 + Cl2 = 2НСl, причому у цю реакцію водень вступає за відсутності світла і за досить великих негативних температурах – до - 252°С. Хімічні властивості водню дозволяють використовувати його відновлення багатьох металів, оскільки вступаючи у реакцію, водень поглинає в оксидів металів кисень, наприклад, CuO + H2 = Cu + H2O. Водень бере участь у формуванні аміаку, взаємодіючи з азотом у реакції ЗН2 + N2 = 2NН3, але за умови, що використовуватиметься каталізатор, а температура і тиск – підвищені.

Енергійна реакція відбувається при взаємодії водню з сіркою реакції Н2 + S = H2S, результатом якої стає сірководень. Трохи менш активна взаємодія водню з телуром та селеном. Якщо немає каталізатора, то вступає в реакцію з чистим вуглецем, водень лише за умови, що будуть створені високі температури. 2Н2 + С (аморфний) = СН4 (метан). У процесі активності водню з деякими лужними та іншими металами виходять гідриди, наприклад, Н2 + 2Li = 2LiH.

Фізичні властивості водню

Водень є дуже легкою хімічною речовиною. Принаймні, вчені стверджують, що на даний момент немає легшої речовини, ніж водень. Його маса в 14,4 рази легша за повітря, густина становить 0,0899 г/л при 0°С. При температурах -259,1°С водень здатний плавиться - це дуже критична температура, яка не характерна для перетворення більшості хімічних сполук з одного стану в інший. Тільки такий елемент як гелій перевищує фізичні властивості водню в цьому плані. Зрідження водню важко, тому що його критична температура дорівнює (-240 ° С). Водень – найбільш теплопродний газ із усіх, відомих людству. Усі описані вище властивості є найбільш значущими фізичними властивостями водню, які використовуються людиною для конкретних цілей. Також ці властивості є найбільш актуальними для сучасної науки.

ВИЗНАЧЕННЯ

Водень- Перший елемент Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва. Символ – Н.

Атомна маса – 1 а. Молекула водню двоатомна - Н2.

Електронна конфігурація атома водню - 1s 1 . Водень відноситься до сімейства s-елементів. У своїх сполуках виявляє ступеня окиснення -1, 0, +1. Природний водень складається з двох стабільних ізотопів – протию 1 Н (99,98%) та дейтерію 2 Н (D) (0,015%) – та радіоактивного ізотопу тритію 3 Н (Т) (слідові кількості, період напіврозпаду – 12,5 років) .

Хімічні властивості водню

За звичайних умов молекулярний водень виявляє порівняно низьку реакційну здатність, що пояснюється високою міцністю зв'язків у молекулі. При нагріванні вступає у взаємодію майже з усіма простими речовинами, утвореними елементами основних підгруп (крім шляхетних газів, B, Si, P, Al). У хімічних реакціях може виступати як у ролі відновника (частіше), так і окислювача (рідше).

Водень виявляє властивості відновлювача(Н 2 0 -2е → 2Н +) у наступних реакціях:

1. Реакції взаємодії із простими речовинами – неметалами. Водень реагує з галогенами, причому, реакція взаємодії з фтором при звичайних умовах, у темряві, з вибухом, з хлором – при освітленні (або УФ-опроміненні) ланцюговим механізмом, з бромом і йодом тільки при нагріванні; киснем(суміш кисню та водню в об'ємному відношенні 2:1 називають «гримким газом»), сірої, азотомі вуглецем:

H 2 + Hal 2 = 2HHal;

2H2+O2=2H2O+Q(t);

H 2 + S = H 2 S (t = 150 - 300C);

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Реакції взаємодії зі складними речовинами. Водень реагує з оксидами малоактивних металів, причому він здатний відновлювати тільки метали, що стоять у ряду активності правіше цинку:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O(t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O(t);

WO3+3H2=W+3H2O(t).

Водень реагує з оксидами неметалів:

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O(t);

2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300C, p = 250 – 300 атм., kat = ZnO, Cr 2 O 3).

Водень вступає в реакції гідрування з органічними сполуками класу циклоалканів, алкенів, аренів, альдегідів та кетонів та ін. Всі ці реакції проводять при нагріванні, під тиском, як каталізаторів використовують платину або нікель:

CH 2 = CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3;

C 6 H 6 + 3H 2 ↔ C 6 H 12;

C 3 H 6 + H 2 ↔ C 3 H 8;

CH 3 CHO + H 2 ↔ CH 3 -CH 2 -OH;

CH 3 -CO-CH 3 + H 2 ↔ CH 3 -CH(OH)-CH 3 .

Водень як окислювач(Н 2 +2е → 2Н -) виступає в реакціях взаємодії з лужними та лужноземельними металами. У цьому утворюються гідриди – кристалічні іонні сполуки, у яких водень виявляє ступінь окислення -1.

2Na +H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Фізичні властивості водню

Водень – легкий безбарвний газ, без запаху, густина при н.у. - 0,09 г/л, в 14,5 разів легше за повітря, t кип = -252,8С, t пл = - 259,2С. Водень погано розчинний у воді та органічно розчинниках, добре розчинний у деяких металах: нікелі, паладії, платині.

За даними сучасної космохімії водень є найпоширенішим елементом Всесвіту. Основна форма існування водню у космічному просторі – окремі атоми. За поширеністю Землі водень займає 9 місце серед всіх елементів. Основна кількість водню Землі перебуває у пов'язаному стані – у складі води, нафти, газу, кам'яного вугілля тощо. У вигляді простої речовини водень трапляється рідко – у складі вулканічних газів.

Одержання водню

Розрізняють лабораторні та промислові способи одержання водню. До лабораторних способів відносять взаємодію металів із кислотами (1), а також взаємодію алюмінію з водними розчинами лугів (2). Серед промислових способів отримання водню велику роль відіграють електроліз водних розчинів лугів та солей (3) та конверсія метану (4):

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (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).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	При взаємодії 23,8 г металевого олова з надлишком соляної кислоти виділився водень, у кількості, достатній, щоб отримати 12,8 г металевої міді. Визначте ступінь окислення олова в отриманому з'єднанні.
Рішення	З електронної будови атома олова (…5s 2 5p 2) можна дійти невтішного висновку, що з олова характерні два ступеня окислення — +2, +4. На підставі цього складемо рівняння можливих реакцій: Sn + 2HCl = H 2 + SnCl 2 (1); Sn + 4HCl = 2H 2 + SnCl 4 (2); CuO + H 2 = Cu + H 2 O(3). Знайдемо кількість речовини міді: v(Cu) = m(Cu)/M(Cu) = 12,8/64 = 0,2 моль. Відповідно до рівняння 3, кількість речовини водню: v(H 2) = v(Cu) = 0,2 моль. Знаючи масу олова, знайдемо його кількість речовини: v(Sn) = m(Sn)/M(Sn) = 23,8/119 = 0,2 моль. Порівняємо кількості речовини олова та водню за рівняннями 1 та 2 та за умовою задачі: v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (рівняння 1); v 2 (Sn): v 2 (H 2) = 1:2 (рівняння 2); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (умова задачі). Отже, олово взаємодіє з соляною кислотою за рівнянням 1 та ступінь окислення олова дорівнює +2.
Відповідь	Ступінь окислення олова дорівнює +2.

ПРИКЛАД 2

Завдання	Газ, що виділився при дії 2,0 г цинку на 18,7 мл 14,6% соляної кислоти (щільність розчину 1,07 г/мл), пропустили при нагріванні над 4,0 г оксиду міді (II). Чому дорівнює маса одержаної твердої суміші?
Рішення	При дії цинку на соляну кислоту виділяється водень: Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (1), який при нагріванні відновлює оксид міді (II) до міді (2): СuО + Н2 = Cu + Н2О. Знайдемо кількості речовин у першій реакції: m(р-ра НСl) = 18,7. 1,07 = 20,0 г; m(НСl) = 20,0. 0,146 = 2,92 м; v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль. Цинк перебуває в недоліку, тому кількість водню, що виділився, дорівнює: v(Н 2) = v(Zn) = 0,031 моль. У другій реакції в нестачі знаходиться водень, оскільки: v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результаті реакції 0,031 моль СuО перетвориться на 0,031 моль Сu, і втрата маси складе: m(СuО) - m(Сu) = 0,031 × 80 - 0,031 × 64 = 0,50 г. Маса твердої суміші СuО із Сu після пропускання водню складе: 4,0-0,5 = 3,5 р.
Відповідь	Маса твердої суміші СuО із Сu дорівнює 3,5 г.