Водород

Водород – первый элемент и один из двух представителей I периода Периодической системы. Атом водорода состоит из двух частиц – протона и электрона, между которыми существуют лишь силы притяжения. Водород и металлы IА-группы проявляют степень окисления +1, являются восстановителями и имеют сходство оптических спектров. Однако в состоянии однозарядного катиона Н + (протона) водород не имеет аналогов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до завершения внешнего электронного слоя. Подобно галогенам, водород проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию, и по составу молекул Э 2 . Но молекулярная орбиталь (МО) Н 2 не имеет ничего общего с таковыми молекул галогенов, в то же время МО Н 2 имеет определенное сходство с МО двухатомных молекул щелочных металлов, существующих в парообразном состоянии.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. На Земле по распространенности занимает 9-е место; в свободном состоянии встречается редко, и основная часть его входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также сложных веществ живых организмов.

Природный водород представляет собой смесь стабильных изотопов протия 1 Н (99,985%) и дейтерия 2 H (2 D), радиоактивного трития 3 Н (3 Т).

Простые вещества. Возможны молекулы легкого водорода – Н 2 (дипротий), тяжелого водорода – D 2 ­ (дидейтерий), Т 2 (дитритий), HD (протодейтерий), НТ (прототритий), DТ (дейтеротритий).

Н 2 (диводород, дипротий) – бесцветный трудносжижаемый газ, очень мало растворяется в воде, лучше – в органических растворителях, хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). В обычных условиях сравнительно мало активен и непосредственно взаимодей­ствует лишь со фтором; при повышенных температурах реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомарного водорода Н 0 , образующегося при термическом разложении молекулярного водорода или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса.

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами, оксидами металлов, галогенидами:

Н 2 0 + Cl 2 = 2Н +1 Cl; 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О; СuО + Н 2 = Сu + Н 2 О

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными ме­таллами:

2Nа + Н 2 0 = 2NаН –1

Получение и применение водорода. В промышленности водород получают главным образом из природ­ных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа. Производство водорода осно­вано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (II):

СН 4 + Н 2 О = СО + 3Н 2 (кат. Ni, 800°С)

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 (кат. Fe, 550°С)

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. Электролиз воды (электролитом обычно служит водный раствор щелочи) обеспечивает получение наиболее чистого водорода.

В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на растворы серной или хлороводородной кислоты:

Zn + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + Н 2

Водород используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлороводорода, для гидрогенизации твердого и жидкого топлива, жиров и т. д. В виде водяного газа (в смеси с СО) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), позволяющая сваривать и разрезать тугоплавкие металлы, кварц и пр. Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.

Соединения водорода (–I). Соединения водорода с менее электроотрицательными элементами, в которых он отрицательно поляризован относятся к гидридам , т.е. в основном его соединения с металлами.

В простых солеобразных гидридах существует анион Н – . Наиболее полярная связь наблюдается в гидридах активных металлов – щелочных и щелочно-земельных (например, КН, СаН 2). В химическом отно­шении ионные гидриды ведут себя как оснóвные соединения.

LiН + Н 2 О = LiОН + Н 2­­

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неметаллических элементов (например, гидриды состава SiH 4 и ВН 3). По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

SiH 4 + 3Н 2 О = Н 2 SiO 3 + 4Н 2

При гидролизе оснóвные гидриды образуют щелочь, а кислотные – кислоту.

Многие переходные металлы образуют гидриды с преимущественно металлическим характером связи нестехиометрического состава. Идеализированный состав металлических гидридов чаще всего отвечает формулам: М +1 Н (VН, NbН, ТаН), М +2 Н 2 (TiН 2 , ZrH 2) и М +3 Н 3 (UН 3 , РаН 3).

Соединения водорода (I). Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью. При обычных условиях – это газы (НCl, Н 2 S, Н 3 N), жид­кости (Н 2 О, НF, НNO 3), твердые вещества (Н 3 РO 4 , Н 2 SiO 3). Свойства этих соединений сильно зависят от природы электроотрицательного элемента.

Литий

Литий достаточно широко распространен в земной коре. Он входит в состав многих минералов, содержится в каменном угле, почвах, морской воде, а также в живых организмах. Наиболее ценны минералы – сподумен LiAl(SiО 3) 2 , амблигонит LiAl(PО 4)F и лепидолит Li 2 Al 2 (SiО 3) 3 (F,OH) 2 .

Простое вещество. Li (литий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл самый легкий из металлов. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой (Li 2 О, Li 3 N). Воспламенятся при умеренном нагревании (выше 200°С); окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель. По сравнению с натрием и собственно щелочными металлами (подгруппа калия) литий является химически менее активным металлом. В обычных условиях бурно реагирует со всеми галогенами. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в СО 2 . С металлами литий образует интерметаллические соединения. Кроме того, образует твердые растворы с Na, Al, Zn и с некоторыми другими металлами. Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород, еще легче взаимодействует с кислотами.

2Li + Н 2 О = 2LiОН + Н 2

2Li + 2НCl = 2LiСl + Н 2

3Li + 4НNO 3 (разб.) = 2LiNO 3 + NO + 2Н 2 O

Литий хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.

Получение и применение. Литий получают при вакуум-термическом восстановлении сподумена или оксида лития в качестве восстановителя применяют кремний или алюминий.

2Li 2 О + Si = 4Li + SiО 2

3Li 2 О + 2Al = 6Li + A1 2 О 3

При электролитическом восстановлении используют расплав эвтектической смеси LiCl-KCl.

Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Так, у сплавов алюминия с содержанием до 1% Li повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение 2% Li в техническую медь значительно увеличивает ее электрическую проводимость и т. д. Важнейшей областью применения лития является атомная энергетика (в качестве теплоносителя в атомных реакторах). Его используют как источник получения трития (3 Н).

Соединения лития (I). Бинарные соединения лития – бесцветные кристаллические вещества; являются солями или солеподобными соединениями. По химической природе, растворимости и характеру гидролиза они напоминают производные кальция и магния. Плохо растворимы LiF, Li 2 CО 3 , Li 3 PО 4 и др.

Пероксидные соединения для лития малохарактерны. Однако для него известны пероксид Li 2 О 2 , персульфид Li 2 S 2 и перкарбид Li 2 C 2 .

Оксид лития Li 2 О – оснóвный оксид, получается взаимодействием простых веществ. Активно реагирует с водой, кислотами, кислотными и амфотерными оксидами.

Li 2 О + Н 2 О = 2LiOH

Li 2 О + 2НCl(разб.) = 2LiCl + H 2 О

Li 2 О + CО 2 = Li 2 CО 3

Гидроксид лития LiOH – сильное основание, но по растворимости и силе уступает гидроксидам остальных щелочных металлов, и в отличие от них, при накаливании LiOH разлагается:

2LiOH ↔ Li 2 О + Н 2 О (800-1000°С, в атмосфере Н 2)

LiOH получают электролизом водных растворов LiCl. Применяется как электролит в аккумуляторах.

При совместной кристаллизации или сплавлении солей лития с однотипными соединениями других щелочных металлов образуются эвтектические смеси (LiNО 3 –KNО 3 и др.); реже образуются двойные соединения, например M +1 LiSО 4 , Na 3 Li(SО 4) 2 ∙6H 2 О и твердые растворы.

Расплавы солей лития и их смесей являются неводными растворителями; в них растворяется большинство металлов. Эти растворы имеют интенсивную окраску и являются очень сильными восстановителями. Растворение металлов в расплавленных солях важно для многих электрометаллургических и металлотермических процессов, для рафинирования металлов, проведения различных синтезов.

Натрий

Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Важнейшие минералы натрия: каменная соль или галит NaCl, мирабилит или глауберова соль Na 2 SO 4 ∙10H 2 О, криолит Na 3 AlF 6 , бура Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 О и др.; входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Соединения натрия содержатся в гидросфере (около 1,5∙10 т), в живых организмах (так, в крови человека ионы Na + составляют 0,32%, в мышечной ткани – до 1,5%).

Простое вещество. Na (натрий) – серебристо-белый, легкий, очень мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота (с азотом реагирует только при нагревании). Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С ртутью образует амальгаму (в отличие от чистого натрия, реакция с водой протекает спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет.

2Na + Н 2 О = 2NaOH + Н 2

2Na + 2НCl(разб.) = 2NaCl + Н 2

2Na + 2NaOH(ж) = 2Na 2 О + H 2

2Na + H 2 = 2NaH

2Na + Hal 2 = 2NaHal (комн., Hal = F, Cl; 150-200° C, Hal = Br, I)

2Na + NH 3 (г) = 2NaNH 2 + H 2

Co многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Так, с оловом дает ряд соединений: NaSn 6 , NaSn 4 , NaSn 3 , NaSn 2 , NaSn, Na 2 Sn, Na 3 Sn и др.; с некоторыми металлами дает твердые растворы.

Натрий хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина.

Получение и применение натрия. Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При электролитическом восстановлении NaCl используют эвтектическую смесь, например, NaCl-KCl (температура плавления почти на 300°С ниже, чем температура плавления NaCl).

2NaCl(ж) = 2Na + Cl 2 (эл. ток)

Натрий используется в металлотермии, органическом синтезе, ядерных энергетических установках (в качестве теплоносителя), клапанах авиационных двигателей, химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450-650° С.

Соединения натрия (I). Наиболее характерны ионные соединения кристаллического строения, отличающиеся тугоплавкостью, хорошо растворяются в воде. Труднорастворимы некоторые производные со сложными анионами, как гексагидроксостибат (V) Na; мало растворим NaHCO 3 (в отличие от карбоната).

При взаимодействии с кислородом натрий (в отличие от лития) образует не оксид, а пероксид: 2Na + O 2 = Na 2 O 2

Оксид натрия Na 2 O получают восстановлением Na 2 O 2 металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид NaO 3 и надпероксид натрия NaO 2 .

Из соединений натрия важное значение имеют его хлорид, гидроксид, карбонаты и многочисленные другие производные.

Хлорид натрия NaCl является основой для целого ряда важнейших производств, таких, как производство натрия, едкого натра, соды, хлора и др.

Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода ) NaOH – очень сильное основание. Применяется в разнообразных отраслях промышленности, главные из которых – производство мыл, красок, целлюлозы и др. Получают NaOH электролизом водных растворов NaCl и хи­мическими методами. Так, распространен известковый способ – взаимодействие раствора карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашеной известью):

Na 2 CO 3 + Са(ОН) 2 = 2NaOH + СаСO 3

Карбонаты натрия Na 2 CO 3 (кальцинированная сода ), Na 2 СО 3 ∙10Н 2 О (кристаллическая сода ), NaHCO 3 (питьевая сода ) используются в химической, мыловаренной, бумажной, текстильной, пищевой промышленности.

Подгруппа калия (калий, рубидий, цезий, франций)

Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлы. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Комплексообразование с неорганическими лигандами для К + , Rb + , Cs + нехарактерно.

Наиболее важными минералами калия являются: сильвин КCl, сильвинит NaCl∙KCl, карналлит KCl∙MgCl 2 ∙6H 2 О, каинит KCl∙MgSО 4 ∙3H 2 О. Калий (вместе с натрием) входит в состав живых организмов и всех силикатных пород. Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет (наиболее долгоживущий изотоп Fr с периодом полураспада 22 мин.).

Простые вещества. К (калий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, расплавом гидроксида калия. Практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). Образует интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Rb (рубидий) – белый, мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель; энергично реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Cs (цезий) – белый (на срезе светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. He реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет.

Fr (франций) – белый, весьма легкоплавкий щелочной металл. Радиоактивен. Самый реакционноспособный из всех металлов, по химическому поведению подобен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Н 2 . Выделены соединения франция FrClО 4 и Fr 2 методом осаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.

Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах, а также под слоем парафинового или вазелинового масла. Калий, кроме того, хорошо сохраняется под слоем керосина или бензина.

Получение и применение. Калий получают электролизом расплава КCl и натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида калия. Рубидий и цезий чаще получают вакуум-термическим восстановлением их хлоридов металлическим кальцием. Все щелочные металлы хорошо очищаются возгонкой в вакууме.

Металлы подгруппы калия при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны, и эта способность делает их ценным материалом для изготовления фотоэлементов.

Соединения калия (I), рубидия (I), цезия (I). Производные калия и его аналогов являются преимущественно солями и солеподобными соединениями. По составу, кристаллическому строению, растворимости и характеру сольволиза их соединения проявляют большое сходство с однотипными соединениями натрия.

В соответствии с усилением химической активности в ряду K–Rb–Cs возрастает тенденция к образованию пероксидных соединений. Так, при сгорании они образуют надпероксиды ЭО 2 . Косвенным путем можно получить также пероксиды Э 2 О 2 и озониды ЭО 3 . Пероксиды, надпероксиды и озониды – сильные окислители, легко разлагаются водой и разбавленными кислотами:

2КО 2 + 2Н 2 О = 2КОН + Н 2 О 2 + О 2

2КО 2 + 2НCl = 2КCl + Н 2 О 2 + О 2

4КО 3 + 2Н 2 О = 4КОН + 5О 2

Гидроксиды ЭОН – самые сильные основания (щелочи); при накаливании, подобно NaOH, возгоняются без разложения. При растворении в воде выделяется значительное количество теплоты. Наибольшее значение в технике имеет КОН (едкое кали), получаемый электролизом водного раствора КCl.

В противоположность аналогичным соединениям Li + и Na + их оксохлораты (VII) ЭОCl 4 , хлороплатинаты (IV) Э 2 РlCl 6 , нитритокобальтаты (III) Э 3 [Со(NO 2) 6 ] и некоторые другие труднорастворимы.

Из производных подгруппы наибольшее значение имеют соединения калия. Около 90% солей калия потребляется в качестве удобрении. Его соединения применяются также в производстве стекла, мыла.

Подгруппа меди (медь, серебро, золото)

Для меди наиболее характерны соединения со степенями окисления +1 и +2, для золота +1 и +3, а для серебра +1. Все они обладают ярко выраженной склонностью к комплексообразованию.

Все элементы IB-группы относятся к сравнительно малораспространенным. Наибольшее значение из природных соединений меди имеют минералы: медный колчедан (халькопирит ) CuFeS 2 , медный блеск Cu 2 S, а также куприт Cu 2 О, малахит CuСО 3 ∙Cu(ОН) 2 и др. Серебро входит в состав сульфидных минералов других металлов (Pd, Zn, Cd и др.). Для Cu, Ag и Au довольно обычны также арсенидные, стибидные и сульфидарсенидные минералы. Медь, серебро и особенно золото встречаются в природе в самородном состоянии.

Все растворимые соединения меди, серебра и золота ядовиты.

Простые вещества. Си (медь) – красный, мягкий, ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствии влаги и СO 2 , при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой. Переводится в раствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии O 2 , цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами металлов. Реагирует при нагревании с галогеноводородами.

Cu + H 2 SO 4 (конц., гор.) = CuSО 4 + SO 2 + H 2 O

Cu + 4НNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

ЗCu + 8НNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 O

2Cu + 4НCl(разб.) + O 2 = 2CuCl 2 + 2Н 2 O

Cu + Cl 2 (влаж., комн.) = CuCl 2

2Cu + O 2 (нагр.) = 2CuО

Cu + 4KCN(конц.) + Н 2 O = 2K + 2KOH + H 2

4Cu + 2O 2 + 8NH 3 + 2Н 2 O = 4OH

2Cu + СO 2 + O 2 + Н 2 O = Cu 2 СO 3 (ОН) 2 ↓

Ag (серебро) – белый, тяжелый, пластичный металл. Малоактивный (благородный металл); не реагирует с кислородом, водой, разбавленными хлороводородной и серной кислотами. Слабый восстановитель; реагирует с кислотами-окислителями. Чернеет в присутствии влажного H 2 S.

Ag + 2H 2 SO 4 (конц., гор.) = Ag 2 SO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O

3Ag + 4HNO 3 (paзб.) = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

4Ag + H 2 S + О 2 (воздух) = 2Ag 2 S + 2H 2 O

2Ag + Наl 2 (нагр.) = 2AgHal

4Ag + 8KCN + 2H 2 O + O 2 = 4K + 4KOH

Аи (золото) – желтый, ковкий, тяжелый, высокоплавкий металл. Устойчив в сухом и влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, концентрированной серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, азотом, углеродом, серой. В растворе простых катионов не образует. Переводится в раствор «царской водкой» , смесями галогенов и галогеноводородных кислот, кислородом в присутствии цианидов щелочных металлов. Окисляется нитратом натрия при сплавлении, дифторидом криптона.

Au + HNO 3 (конц.) + 4НCl(конц.) = Н + NO + 2Н 2 O

2Au + 6H 2 SeO 4 (конц., гор.) = Au 2 (SeO 4) 3 + 3SeO 2 + 6Н 2 O

2Au + 3Cl 2 (до 150°C) = 2AuCl 3

2Au + Cl 2 (150-250°С) = 2AuCl

Au + 3Наl + 2ННаl(конц.) = Н + NO + 2Н 2 О (Hal = Cl, Br, I)

4Au + 8NaCN + 2Н 2 О + О 2 = 4Na + 4KOH

Au + NaN0 3 = NaAuО 2 + NO

Получение и применение. Медь получают пирометаллургическим восстановлением окисленных сульфидных концентратов. Выделяющийся при обжиге сульфидов диоксид серы SO 2 идет на производство серной кислоты, а шлак используется для производства шлакобетона, каменного литья, шлаковаты и пр. Восстановленную черновую медь очищают электрохимическим рафинированием. Из анодного шлама извлекают благородные металл, селен, теллур и др. Серебро получают при переработке полиметаллических (серебряно-свинцово-цинковых) сульфидных руд. После окислительного обжига, цинк отгоняют, медь окисляют, а черновое серебро подвергают электрохимическому рафинированию. При цианидном способе добычи золота сначала золотоносную породу отмывают водой, затем обрабатывают раствором NaCN на воздухе; при этом золото образует комплекс Na, из которого его осаждают цинком:

Na + Zn = Na 2 + 2Au↓

Этим способом можно выделять и серебро из бедных руд. При ртутном способе золотоносную породу обрабатывают ртутью с целью получения амальгамы золота, затем ртуть отгоняется.

Си, Ag и Au друг с другом и со многими другими металлами образуют сплавы. Из сплавов меди наибольшее значение имеют бронзы (90% Cu, 10% Sn), томпак (90% Cu, 10% Zn), мельхиор (68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe), нейзильбер (65% Cu, 20% Zn, 15% Ni), латунь (60% Cu, 40% Zn), а также монетные сплавы.

Ввиду высокой тепло- и электропроводимости, ковкости, хороших литейных качеств, большого сопротивления на разрыв и химической стойкости медь широко используется в промышленности, электротехнике, машиностроении. Из меди изготавливают электрические провода и кабели, различную промышленную аппаратуру (котлы, перегонные кубы и т.п.)

Серебро и золото вследствие мягкости обычно сплавляют с другими металлами, чаще с медью. Сплавы серебра служат для изготовления ювелирных и бытовых изделий, монет, радиодеталей, серебряно-цинковых аккумуляторов, в медицине. Сплавы золота применяются для электрических контактов, для зубопротезирования, в ювелирном деле.

Соединения меди (I), серебра (I) и золота (I). Степень окисления +1 наиболее характерна для серебра; у меди и, в особенности, у золота эта степень окисления проявляется реже.

Бинарные соединения Cu (I), Ag (I) и Au (I) – твердые кристаллические солеподобные вещества, в большинстве нерастворимые в воде. Производные Ag (I) образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ, а Cu (I) и Au (I) – при восстановлении соответствующих соединений Cu (II) и Au (III).

Для Cu (I) и Ag (I) устойчивы амминокомплексы типа [Э(NH 3) 2 ] + , и поэтому большинство соединений Cu (I) и Ag (I) довольно легко растворяется в присутствии аммиака, так:

CuCl + 2NH 3 = Cl

Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2(OH)

Гидроксиды типа [Э(NH 3) 2 ](OH) значительно устойчивее, чем ЭОН, и по силе приближаются к щелочам. Гидроксиды ЭОН неустойчивы, и при попытке их получения по обменным реакциям выделяются оксиды CuО (красный), Ag 2 O (темно-коричневый), так:

2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O + 2NaNO 3 + Н 2 O

Оксиды Э 2 O проявляют кислотные свойства при взаимодействии с соответствующими основными соединениями образуются купраты (I), аргентаты (I) и аураты (I).

Cu 2 O + 2NаОН(конц.) + Н 2 O = 2Na

Нерастворимые в воде и кислотах галогениды ЭНаl довольно значительно растворяются в растворах галогеноводородных кислот или основных галогенидов:

CuCl + HC1 = H AgI + KI = K

Аналогично ведут себя нерастворимые в воде цианиды ЭCN, сульфиды Э 2 S и пр.

Большинство соединений Cu (I) и Au (I) легко окисляется (даже кислородом воздуха), переходя в устойчивые производные Cu (II) и Au (III).

4CuCl + O 2 + 4НCl = 4CuCl 2 + 2Н 2 О

Для соединений. Cu (I) и Au (I) характерно диспропорционирование:

2CuC1 = СuCl 2 + Cu

3AuCl + КCl = K + 2Au

Большинство соединений Э (I) при небольшом нагревании и при действии света легко распадаются, поэтому их обычно хранят в банках из темного стекла. Светочувствительность галогенидов серебра используется для приготовления светочувствительных эмульсий. Оксид меди (I) применяют для окрашивания стекла, эмалей, а также в полупроводниковой технике.

Соединения меди (II). Степень окисления +2 характерна только для меди. При растворении солей Cu (II) в воде или при взаимодействии CuО (черного цвета) и Cu(ОН) 2 (голубого цвета) с кислотами образуются голубые аквакомплексы 2+ . Такую же окраску имеет большинство кристаллогидратов, например, Cu(NO 3) 2 ∙6H 2 O; встречаются также кристаллогидраты Cu (II), имеющие зеленую и темно-коричневую окраску.

При действии аммиака на растворы солей меди (II) образуются аммиакаты:

Cu(OH) 2 ↓ + 4NH 3 + 2H 2 = (OH) 2

Для меди (II) характерны также анионные комплексы – купраты (II). Так, Сu(ОН) 2 при нагревании в концентрированных растворах щелочей частично растворяется, образуя синие гидроксокупраты (II) типа M 2 +1 . В водных растворах гидроксокупраты (II) легко разлагаются.

В избытке основных галогенидов CuHal 2 образуют галогенокупраты (II) типа M +1 и М 2 +1 [СuНаl 4 ]. Известны также анионные комплексы Cu (II) с цианид-, карбонат-, сульфат- и другими анионами.

Из соединений меди (II) технически наиболее важен кристаллогидрат CuSO 4 ∙5H 2 O (медный купорос ) применяется для получения красок, для борьбы с вредителями и болезнями растений, служит исходными продуктом для получения меди и ее соединений и т. д.

Соединения меди (III), серебра (III), золота (III). Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Соединения меди (III) и серебра (III) неустойчивы и являются сильными окислителями.

Исходным продуктом для получения многих соединений золота является АuCl 3 , который получают взаимодействием порошка Аu с избытком Cl 2 при 200°С.

Галогениды, оксид и гидроксид Au (III) – амфотерные соединения с преобладанием кислотных свойств.

NaOH + Au(OH) 3 = Na

Au(OH) 3 + 4HN0 3 = H + 3H 2 O

AuHal 3 + M +1 Hal = M

Нитрато- и цианоаураты (III) водорода выделены в свободном состоянии. В присутствии солей щелочных металлов образуются аураты, например: М +1 , M +1 и др.

Соединения золота (V) и(VII). Взаимодействием золота и фторида криптона (II) получен пентафторид золота AuF 5:

2Au + 5KrF 2 = 2AuF 5 + 5Кr

Пентафторид AuF 5 проявляет кислотные свойства, с оснóвными фторидами образует фтороаураты (V).

NaF + AuF 5 = Na

Соединения Au (V) – очень сильные окислители. Так, AuF 5 окисляет даже XeF 2:

AuF 5 + XeF 2 = XeF 4 + AuF 3

Известны также соединения типа XeFAuF 6 , XeF 5 AuF 6 и некоторые другие.

Известен крайне неустойчивый фторид AuF 7 .

Гидроген Н - химический элемент, один из самых распространённых в нашей Вселенной. Масса водорода как элемента в составе веществ составляет 75 % от общего содержания атомов другого типа. Он входит в наиважнейшее и жизненно необходимое соединение на планете - воду. Отличительной особенностью водорода также является то, что он первый элемент в периодический системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Открытие и исследование

Первые упоминания о водороде в трудах Парацельса датируются шестнадцатым веком. Но его выделение из газовой смеси воздуха и исследование горючих свойств были произведены уже в семнадцатом веке учёным Лемери. Досконально изучил гидроген английский химик, физик и естествоиспытатель который опытным путём доказал, что масса водорода наименьшая в сравнении с другими газами. В последующих этапах развития науки многие учёные работали с ним, в частности Лавуазье, назвавший его «рождающим воду».

Характеристика по положению в ПСХЭ

Элемент, открывающий периодическую таблицу Д. И. Менделеева, - это водород. Физические и химические свойства атома проявляют некую двойственность, так как гидроген одновременно относят к первой группе, главной подгруппе, если он ведёт себя как металл и отдаёт единственный электрон в процессе химической реакции, и к седьмой - в случае полного заполнения валентной оболочки, то есть приёме отрицательной частицы, что характеризует его как подобный галогенам.

Особенности электронного строения элемента

Свойства сложных веществ, в состав которых он входит, и самого простого вещества Н 2 в первую очередь определяются электронной конфигурацией гидрогена. Частица имеет один электрон с Z= (-1), который вращается по своей орбите вокруг ядра, содержащего один протон с единичной массой и положительным зарядом (+1). Его электронная конфигурация записывается как 1s 1 , что означает наличие одной отрицательной частицы на самой первой и единственной для гидрогена s-орбитали.

При отрыве или отдаче электрона, а атом этого элемента имеет такое свойство, что роднит его с металлами, получается катион. По сути ион водорода - это положительная элементарная частица. Поэтому лишенный электрона гидроген называют попросту протоном.

Физические свойства

Если описывать водорода кратко, то это бесцветный, малорастворимый газ с относительной атомной массой равной 2, в 14,5 раза легче, чем воздух, с температурой сжижения, составляющей -252,8 градуса Цельсия.

На опыте можно легко убедиться в том, что Н 2 самый легкий. Для этого достаточно наполнить три шара различными веществами - водородом, углекислым газом, обычным воздухом - и одновременно выпустить их из руки. Быстрее всех достигнет земли тот, который наполнен СО 2 , после него опустится надутый воздушной смесью, а содержащий Н 2 вовсе поднимется к потолку.

Маленькая масса и размер частиц водорода обосновывают его способность проникать через различные вещества. На примере того же шара в этом легко убедиться, через пару дней он сам сдуется, так как газ просто пройдёт через резину. Также водород может накапливаться в структуре некоторых металлов (палладий или платина), а при повышении температуры испаряться из неё.

Свойство малорастворимости водорода используют в лабораторной практике для его выделения способом вытеснения водорода (таблица, изображенная ниже, содержит основные параметры) определяют сферы его применения и методы получения.

Параметр атома или молекулы простого вещества	Значение
Атомная масса (молярная масса)	1,008 г/моль
Электронная конфигурация	1s 1
Кристаллическая решётка	Гексагональная
Теплопроводность	(300 K) 0,1815 Вт/(м·К)
Плотность при н. у.	0,08987 г/л
Температура кипения	-252,76 °C
Удельная теплота сгорания	120,9·10 6 Дж/кг
Температура плавления	-259,2 °C
Растворимость в воде	18,8 мл/л

Изотопный состав

Как и многие другие представители периодической системы химических элементов, гидроген имеет несколько природных изотопов, то есть атомов с одинаковым числом протонов в ядре, но различным числом нейтронов - частиц с нулевым зарядом и единичной массой. Примеры атомов, обладающих подобным свойством - кислород, углерод, хлор, бром и прочие, в том числе радиоактивные.

Физические свойства водорода 1 Н, самого распространённого из представителей данной группы, значительно отличаются от таких же характеристик его собратьев. В частности, разнятся особенности веществ, в состав которых они входят. Так, существует обычная и дейтерированная вода, содержащая в своём составе вместо атома водорода с одним-единственным протоном дейтерий 2 Н - его изотоп с двумя элементарными частицами: положительной и незаряженной. Этот изотоп в два раза тяжелее обычного гидрогена, что и объясняет кардинальное различие в свойствах соединений, которые они составляют. В природе дейтерий встречается в 3200 раз реже, чем водород. Третий представитель - тритий 3 Н, в ядре он имеет два нейтрона и один протон.

Способы получения и выделения

Лабораторные и промышленные методы весьма отличаются. Так, в малых количествах газ получают в основном с помощью реакций, в которых участвуют минеральные вещества, а крупномасштабные производства в большей степени используют органический синтез.

В лаборатории применяют следующие химические взаимодействия:

В промышленных интересах газ получают такими методами, как:

1. Термическое разложение метана в присутствии катализатора до составляющих его простых веществ (350 градусов достигает значение такого показателя, как температура) - водорода Н 2 и углерода С.
2. Пропускание парообразной воды через кокс при 1000 градусов Цельсия с образованием углекислого газа СО 2 и Н 2 (самый распространённый метод).
3. Конверсия газообразного метана на никелевом катализаторе при температуре, достигающей 800 градусов.
4. Водород является побочным продуктом при электролизе водных растворов хлоридов калия или натрия.

Химические взаимодействия: общие положения

Физические свойства водорода во многом объясняют его поведение в процессах реагирования с тем или иным соединением. Валентность гидрогена равняется 1, так как он в таблице Менделеева расположен в первой группе, а степень окисления проявляет различную. Во всех соединениях, кроме гидридов, водород в с.о.= (1+), в молекулах типа ХН, ХН 2 , ХН 3 - (1-).

Молекула газа водорода, образованная посредством создания обобщенной электронной пары, состоит из двух атомов и довольно устойчива энергетически, именно поэтому при нормальных условиях несколько инертна и в реакции вступает при изменении нормальных условий. В зависимости от степени окисления водорода в составе прочих веществ, он может выступать как в качестве окислителя, так и восстановителя.

Вещества, с которыми реагирует и которые образует водород

Элементные взаимодействия с образованием сложных веществ (часто при повышенных температурах):

1. Щелочной и щелочноземельный металл + водород = гидрид.
2. Галоген + Н 2 = галогеноводород.
3. Сера + водород = сероводород.
4. Кислород + Н 2 = вода.
5. Углерод + водород = метан.
6. Азот + Н 2 = аммиак.

Взаимодействие со сложными веществами:

1. Получение синтез-газа из монооксида углерода и водорода.
2. Восстановление металлов из их оксидов с помощью Н 2 .
3. Насыщение водородом непредельных алифатических углеводородов.

Водородная связь

Физические свойства водорода таковы, что позволяют ему, находясь в соединении с электроотрицательным элементом, образовывать особый тип связи с таким же атомом из соседних молекул, имеющих неподелённые электронные пары (например, кислородом, азотом и фтором). Ярчайший пример, на котором лучше рассмотреть подобное явление, - это вода. Она, можно сказать, прошита водородными связями, которые слабее ковалентных или ионных, но за счёт того, что их много, оказывают значительное влияние на свойства вещества. По сути, водородная связь - это электростатическое взаимодействие, которое связывает молекулы воды в димеры и полимеры, обосновывая её высокую температуру кипения.

Гидроген в составе минеральных соединений

В состав всех входит протон - катион такого атома, как водород. Вещество, кислотный остаток которого имеет степень окисления больше (-1), называется многоосновным соединением. В нём присутствует несколько атомов водорода, что делает диссоциацию в водных растворах многоступенчатой. Каждый последующий протон отрывается от остатка кислоты всё труднее. По количественному содержанию водородов в среде определяется его кислотность.

Применение в деятельности человека

Баллоны с веществом, так же как и емкости с другими сжиженными газами, например кислородом, имеют специфический внешний вид. Они выкрашены в темновато-зелёный цвет с ярко-красной надписью «Водород». Газ закачивают в баллон под давлением порядка 150 атмосфер. Физические свойства водорода, в частности легкость газообразного агрегатного состояния, используют для наполнения им в смеси с гелием аэростатов, шаров-зондов и т.д.

Водород, физические и химические свойства которого люди научились использовать много лет назад, на сегодняшний момент задействован во многих отраслях промышленности. Основная его масса идёт на производство аммиака. Также водород участвует в (гафния, германия, галлия, кремния, молибдена, вольфрама, циркония и прочих) из окислов, выступая в реакции в качестве восстановителя, синильной и соляной кислот, а также искусственного жидкого топлива. Пищевая промышленность использует его для превращения растительных масел в твёрдые жиры.

Определили химические свойства и применение водорода в различных процессах гидрогенизации и гидрирования жиров, углей, углеводородов, масел и мазута. С помощью него производят драгоценные камни, лампы накаливания, проводят ковку и сварку металлических изделий под воздействием кислородно-водородного пламени.

Лекция 29

Водород. Вода

План лекции:

Вода. Химические и физические свойства

Роль водорода и воды в природе

Водород как химический элемент

Водород - это единствен­ный элемент периодической системы Д. И. Менделеева, мес­тоположение которого неоднозначно. Его химический символ в таблице Менделеева записан дважды: и в IA,и в VIIAгруппах. Это объясняется тем, что водород имеет ряд свойств, объединяющих его как с щелочными металлами, так и с галогенами (табл. 14).

Таблица 14

Сравнение свойств водорода со свойствами щелочных металлов и галогенов

Сходство с щелочными металлами	Сходство с галогенами
На внешнем энергетическом уровне атомы водорода содержат один элект­рон. Водород относится к s-элемен­там	До завершения внешнего и единственного уровня атомам водорода, как и атомам гало­генов, недостает одного элект­рона
Водород проявляет восстано­вительные свойства. В резуль­тате окисления водород полу­чает наиболее часто встречаю­щуюся в его соединениях степень окисления +1	Водород, как и галогены, в соединениях с щелочными и щелочноземельными метал­лами имеет степень окисле­ния -1, что подтверждает его окислительные свойства.
Предполагается наличие в космосе твердого водорода с металлической кристалличе­ской решеткой.	Подобно фтору и хлору, водо­род при обычных условиях является газом. Его молеку­лы, как и молекулы галоге­нов, двухатомны и образованы за счет ковалентной неполяр­ной связи

В природе водород существует в виде трех изотопов с мас­совыми числами 1, 2 и 3: протий 1 1 Н, дейтерий 2 1 D и три­тий 3 1 Т. Первые два являются стабильными изотопами, а тре­тий - радиоактивен. В природной смеси изотопов преобла­дает протий. Количественные соотношения между изотопа­ми Н: D: Т составляют 1: 1,46 10 -5: 4,00 10 -15 .

Соединения изотопов водорода отличаются по свойствам друг от друга. Так, например, температура кипения и замерзания легкой протиевой воды (H 2 O) соответственно равны – 100 о С и 0 о С, а дейтериевой (D 2 O) – 101,4 о С и 3,8 о С. Скорость протекания реакций с участием легкой воды выше, чем тяжелой.

Во Вселенной водород является самым распространенным элементом - на его долю приходит­ся около 75% массы Вселенной или свыше 90% всех ее атомов. Водород входит в состав воды в ее важнейшую геологиче­скую оболочку Земли - гидросферу.

Водород образует, наряду с углеродом, все органические ве­щества, т. е. входит в состав живой оболочки Земли - био­сферы. В земной коре - литосфере - массовое содержание водо­рода составляет всего лишь 0,88%, т. е. он занимает 9-е мес­то среди всех элементов. Воздушная оболочка Земли - атмосфера содержит менее миллионной части общего объема, приходящейся на долю молекулярного водорода. Он встречается только в верхних слоях атмосферы.

Получение и применение водорода

Впервые водород был получен в XVI веке средневековым врачом и алхимиком Парацельсом, при погружении железной пластины в серную кислоту, а в 1766 году английским химиком Генри Кавендишом было доказано, что водород получается не только при взаимодействии железа с серной кислотой, но и других металлов с другими кислотами. Кавендиш также описал впервые свойства водорода.

В лабораторных условиях водород получают:

1. Взаимодействием металлов с кислотой:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

В промышленности водород получают следующими способами:

1. Электролиз водных растворов солей, кислот и щелочей. Чаще всего используют раствор поваренной соли:

2NaCl + 2H 2 O →эл. ток H 2 + Cl 2 + NaOH

2. Восстановление водяного пара раскаленным коксом:

С + Н 2 О → t СО + Н 2

Образующаяся смесь угарного газа и водорода называется водяным газом (синтез газ), и широко используется для синтеза различных химических продуктов (аммиака, метанола и др.). Для выделения водорода из водяного газа угарный газ превращают в углекислый, при нагревании с парами воды:

СО + Н 2 → t СО 2 + Н 2

3. Нагревание метана в присутствии паров воды и кислорода. Этот способ в настоящее время является основным:

2СН 4 + О 2 + 2Н 2 О → t 2СО 2 + 6Н 2

Водород широко применяется для:

1. промышленного синтеза аммиака и хлороводорода;

2. получения метанола и синтетического жидкого топлива в составе синтез-газа (2 объема водорода и 1 объем СО);

3. гидроочистки и гидрокрекинга нефтяных фрак­ций;

4. гидрогенизации жидких жиров;

5. резки и сварки металлов;

6. получения вольфрама, молибдена и рения из их оксидов;

7. космических двигателей в качестве топлива.

8. в термоядерных реакторах в качестве топлива использу­ются изотопы водорода.

Физические и химические свойства водорода

Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Плотность при н.у. 0,09 г/л (в 14 раз легче воздуха). Водород плохо растворим в воде (только 2 объема газа на 100 объемов воды), однако хорошо поглощается d-метал­лами - никелем, платиной, палладием (в одном объеме пал­ладия растворяется до 900 объемов водорода).

В химических реакциях водород проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Чаще всего водород выступает в качестве восстановителя.

1. Взаимодействие с неметаллами . Водород с неметаллами образует летучие водородные соединения (см. лекция 25).

С галогенами скорость реакции и условия протекания изменяются от фтора к иоду: с фтором водород реагирует со взрывом даже в темноте, с хлором реакция идет довольно спокойно при небольшом облучении светом, с бромом и иодом реакции обратимы и идут только при нагревании:

H 2 + F 2 → 2HF

H 2 + Cl 2 → hν 2HCl

H 2 + I 2 → t 2HI

С кислородом и серой водород реагирует при небольшом нагревании. Смесь кислорода и водорода в соотношении 1:2 называется гремучим газом :

Н 2 + О 2 → t Н 2 О

H 2 + S → t H 2 S

С азотом, фосфором и углеродом реакция происходит при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора. Реакции обратимы:

3H 2 + N 2 →кат., р, t2NH 3

2H 2 + 3P →кат., р, t3PH 3

H 2 + C →кат., p, t CH 4

2. Взаимодействие со сложными веществами. При высокой температуре водород восстанавливает металлы из их оксидов:

CuO + H 2 → t Cu + H 2 O

3. При взаимодействие со щелочными и щелочноземельными металлами водород проявляет окислительные свойства:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

4. Взаимодействие с органическими веществами. Водород активно взаимодействует с со многими органическими веществами, такие реакции называются реакциями гидрирования. Подобные реакции более подробно будут рассмотрены в III части сборника «Органическая химия».

В уроке 21 «Водород — самый лёгкий газ » из курса «Химия для чайников » рассмотрим водород как простое вещество и химический элемент; узнаем об истории открытия водорода и о его физических свойствах.

Название водорода происходит от латинского слова Hydrohenium , что означает «воду родящий». Химический символ (знак) Н - это первая буква латинского названия. И действительно, атомы водорода входят в состав молекулы воды Н 2 О.

Атомы водорода образуют двухатомные молекулы простого вещества водорода, формула которого Н 2 . Рассмотрим, что имеют в виду, когда говорят о химическом элементе водороде.

Атом водорода самый легкий, самый простой по строению и один из самых маленьких по размерам. Относительная атомная масса водорода равна:

Сравните ее с относительной атомной массой кислорода и убедитесь, что атомы водорода во много раз легче.

Атомы водорода соединяются с атомами других химических элементов, образуя сложные вещества. Как химический элемент водород входит в состав воды, кислот, природного газа, нефти, глюкозы и многих других веществ. В растительных и животных организмах, включая и человеческий, химический элемент водород содержится главным образом в составе воды и самых разнообразных органических веществ.

Водород как простое вещество

Молекулы водорода образованы двумя атомами химического элемента водорода. Формула его Н 2 . Относительная молекулярная масса простого вещества водорода равна:

Следовательно, молярная масса водорода равна:

Молярный объем водорода, как кислорода и других газов при нормальных условиях, равен:

В виде простого вещества водород встречается на Земле лишь в небольшом количестве в вулканических и некоторых других природных газах. Молекулы водорода Н 2 обнаружены в верхних слоях земной атмосферы. В Солнечной системе простое вещество водород входит в состав атмосферы планет - Юпитера, Сатурна, Урана.

На заметку: Недавние исследования Юпитера, самой большой планеты Солнечной системы, позволили ученым высказать предположение, что под водородной атмосферой этой планеты находится океан жидкого водорода. Глубина этого океана - десятки тысяч километров. Ядро планеты составляет оболочка, состоящая из твердого водорода.

История открытия водорода

Еще в XVI в. Парацельсом было замечено, что при действии кислот на железо и другие металлы выделяется газ. Первоначально его назвали «горючим воздухом». Спустя примерно 100 лет горение водорода на воздухе описал Р. Бойль и этот газ научились собирать. Во второй половине XVIII в. английский ученый Г. Кавендиш подробно исследовал свойства «горючего воздуха». Он установил, что этот газ при сгорании на воздухе образует воду. Г. Кавендиша считают первооткрывателем водорода (1766).

Вывод о том, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, был сделан в 1784 г. французским химиком А. Лавуазье. Он и дал этому веществу латинское название, которое происходило от греческих слов «хюдор» - вода и «геннао» - рождаю. В те годы под элементами подразумевали простые вещества, которые нельзя далее разложить на составные части. Поэтому у химического элемента водорода такое же название, как и у простого вещества Н 2 .

Физические свойства водорода

Водород при нормальных условиях находится в газообразном состоянии. Это бесцветный газ, у которого нет запаха и вкуса.

Молекула водорода самая легкая из молекул всех веществ. Поэтому газообразный водород по плотности значительно уступает воздуху и кислороду - он в 14,5 раза легче воздуха и в 16 раз легче кислорода. В этом легко убедиться на опыте.

Если наполнить три одинаковых резиновых шарика водородом, углекислым газом и кислородом, крепко завязать их ниткой и выпустить из рук одновременно, то они поведут себя по-разному (рис. 94). Шарик с водородом быстро поднимется к потолку, а шарики с углекислым газом и кислородом опустятся на пол. Быстрее окажется на полу шарик с
углекислым газом.

На заметку: Поскольку водород, как мы знаем, в 14,5 раза легче воздуха, им заполняли воздушные шары и дирижабли. Первыми поднялись на воздушном шаре французские физики Ф. Робер и Ж. Шарль (1783). В августе 1887 г. полет на воздушном шаре, наполненном водородом, с научной целью совершил Д. И. Менделеев.

Из-за своей малой массы и размеров молекулы водорода способны проникать через стенки сосуда, в котором содержится этот газ. Убедимся в этом на примере того же шарика с водородом. Даже если тщательно завязать его ниткой, спустя некоторое время шарик «сдуется». При повышенной температуре и давлении водород способен проникать и через стенки металлических сосудов.

На заметку: Некоторые металлы при повышенной температуре поглощают водород, впи тывая его, как губка воду. Например, в образце металла палладия объемом 1 дм 3 растворяется водород объемом свыше 800 дм 3 . При нагревании насыщенного водородом палладия этот газ легко выделяется обратно. Палладий и некоторые другие металлы могут служить как бы аккумуляторами водорода.

При нормальных условиях растворимость водорода в воде меньше, чем кислорода, - 0,0016 г водорода на 1 дм 3 воды. Поскольку водород малорастворим, в лаборатории его собирают методом вытеснения воды или воздуха.

У водорода самые низкие после благородного газа гелия температуры кипения (−252,8 °С) и плавления (−259,2 °С).

Краткие выводы урока:

1. Водород - наиболее распространенный элемент во Вселенной.
2. Простое вещество водород Н 2 - самый легкий газ, у которого нет запаха, цвета, вкуса.
3. Водород мало растворяется в воде, его можно собирать методом вытеснения воды и воздуха.

Надеюсь урок 21 «Водород — самый лёгкий газ » был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.

Водоро́д (калька с латинского: лат. Hydrogenium - hydro = «вода», gen = «порождающий»; hydrogenium - «порождающий воду»; обозначается символом H) - первый элемент периодической системы элементов . Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1 H - протон. Свойства ядра 1 H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1 H - протий (Н), 2 H - дейтерий (D) и 3 H - тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород - H 2 - лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, платине.

История

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Происхождение названия

Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ - вода и γεννάω - рождаю) - «рождающий воду». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году - по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова.

Распространённость

Во Вселенной
Водород - самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 92 % всех атомов (8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов - менее 0,1 %). Таким образом, водород - основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы
Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % - это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму).
Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.

Получение

Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, то есть что может быть сырьём для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом - выделением из жидкого воздуха. Водород же практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током.
Основной промышленный способ получения водорода - реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре:
СН 4 + 2Н 2 O = CO 2 + 4Н 2 −165 кДж

Один из лабораторных способов получения водорода, который иногда применяется и в промышленности, - разложение воды электротоком. Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой.