Точка на топене на водорода. Химични свойства на водорода: характеристики и приложения

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

Такава е историята на откриването на водорода. По време на експериментите изследователят установи, че това е горим газ, чието изгаряне във въздуха дава вода. Това доведе до определението качествен съставвода.

Какво е водород

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

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

Характеризиране на водорода

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

Атомно тегло ( атомна маса) водород е 1,00797. Молекулното тегло на Н2 е 2 а. д. Моларна масачислено равен на него.

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

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

Физични свойства

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

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

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

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

Химични свойства

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Области на използване

Водородът има голямо значениеза хората и намира приложение в различни области:

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

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

Получаване в индустрията

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

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

Получаване в лабораторията

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

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

Откриване на водород в природата

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

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

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

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

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

Водород(лат. Hydrogenium), H, химичен елемент, първи по пореден номер в периодичната система на Менделеев; атомна маса 1,0079. При нормални условияВодородът е газ; няма цвят, мирис и вкус.

Разпространение на водорода в природата. Водородът е широко разпространен в природата, съдържанието му в земната кора (литосфера и хидросфера) е 1% от масата и 16% от броя на атомите. Водородът е част от най-често срещаното вещество на Земята - вода (11,19% водород от маса), в съединенията, които изграждат въглища, нефт, природни газове, глини, както и животински и растителни организми (т.е. в състава на протеини, нуклеинова киселина, мазнини, въглехидрати и др.). Водородът е изключително рядък в свободно състояние; намира се в малки количества във вулканични и други природни газове. В атмосферата присъстват незначителни количества свободен водород (0,0001% от броя на атомите). В околоземното пространство Водородът под формата на поток от протони образува вътрешния („протонен“) радиационен пояс на Земята. Водородът е най-разпространеният елемент в космоса. Под формата на плазма тя съставлява около половината от масата на Слънцето и повечето звезди, по-голямата част от газовете на междузвездната среда и газовите мъглявини. Водородът присъства в атмосферата на редица планети и в комети под формата на свободен H 2 , метан CH 4 , амоняк NH 3 , вода H 2 O, радикали като CH, NH, OH, SiH, PH и др. Водородът навлиза под формата на протонен поток в корпускулярното излъчване на Слънцето и космическите лъчи.

Изотопи, атом и молекула на водорода. Обикновеният водород се състои от смес от 2 стабилни изотопа: лек водород, или протий (1 H), и тежък водород, или деутерий (2 H, или D). В естествените водородни съединения има средно 6800 атома от 1 H на 1 атом от 2 H. Радиоактивен изотоп с масово число 3 се нарича свръхтежък водород или тритий (3 H или T) с меко β-лъчение и полуживот T ½ = 12,262 години. В природата тритий се образува, например, от атмосферния азот под действието на неутроните на космическите лъчи; в атмосферата е незначително (4 10 -15% от общ бройводородни атоми). Получен е изключително нестабилен изотоп 4 H. Масовите числа на изотопите 1 H, 2 H, 3 H и 4 H, съответно 1, 2, 3 и 4, показват, че ядрото на протиевия атом съдържа само един протон, деутерий - един протон и един неутрон, тритий - един протон и 2 неутрона, 4 H - един протон и 3 неутрона. Голямата разлика в масите на изотопите на водорода причинява по-забележима разлика в техните физични и химични свойства, отколкото в случая на изотопите на други елементи.

Водородният атом има най-простата структура сред атомите на всички други елементи: той се състои от ядро ​​и един електрон. Енергията на свързване на електрон с ядро ​​(йонизационен потенциал) е 13,595 eV. Неутрален атом Водородът може също да прикрепи втори електрон, образувайки отрицателен йон H - в този случай енергията на свързване на втория електрон с неутрален атом (електронен афинитет) е 0,78 eV. Квантовата механика дава възможност да се изчислят всички възможни енергийни нива на водородния атом и следователно да се даде пълна интерпретация на неговия атомен спектър. Водородният атом се използва като модел на атом в квантово-механичните изчисления на енергийните нива на други, по-сложни атоми.

Молекулата на водород Н 2 се състои от два атома, свързани с ковалентна химична връзка. Енергията на дисоциация (т.е. разпадане на атоми) е 4,776 eV. Междуатомното разстояние при равновесното положение на ядрата е 0,7414Å. При високи температури молекулярният водород се разпада на атоми (степента на дисоциация при 2000°C е 0,0013; при 5000°C е 0,95). Атомен водород също се образува в различни химични реакции (например при действието на Zn върху солна киселина). Съществуването на водорода в атомно състояние обаче продължава само кратко време, атомите се рекомбинират в Н2 молекули.

Физични свойства на водорода. Водородът е най-лекото от всички познати вещества (14,4 пъти по-лек от въздуха), плътност 0,0899 g/l при 0°C и 1 atm. Водородът кипи (втечнява се) и се топи (втвърдява се) съответно при -252,8°C и -259,1°C (само хелият има по-ниски точки на топене и кипене). Критична температураВодородът е много нисък (-240°C), така че втечняването му е много трудно; критично налягане 12,8 kgf / cm 2 (12,8 atm), критична плътност 0,0312 g / cm 3. Водородът има най-високата топлопроводимост от всички газове, равна на 0,174 W/(m·K) при 0°С и 1 atm, т.е. 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°С). Специфичният топлинен капацитет на водорода при 0°C и 1 atm C е 14,208 kJ/(kg K), т.е. 3,394 cal/(g°C). Водородът е слабо разтворим във вода (0,0182 ml / g при 20 ° C и 1 atm), но е добре разтворим в много метали (Ni, Pt, Pa и други), особено в паладий (850 обема на 1 обем Pd) . Разтворимостта на водорода в металите е свързана със способността му да дифундира през тях; дифузията през въглеродна сплав (например стомана) понякога е придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на водород с въглерод (така наречената декарбонизация). Течният водород е много лек (плътност при -253°C 0,0708 g/cm3) и течен (вискозитет при -253°C 13,8 сантипоаза).

Химични свойстваВодород. В повечето съединения водородът проявява валентност (по-точно степен на окисление) +1, подобно на натрия и други алкални метали; обикновено се счита за аналог на тези метали, заглавна група I на системата на Менделеев. Въпреки това, в металните хидриди, водородният йон е отрицателно зареден (степен на окисление -1), т.е. Na + H - хидридът е изграден като Na + Cl - хлорид. Това и някои други факти (близостта на физичните свойства на водорода и халогените, способността на халогените да заместват водорода в органичните съединения) дават основание водородът да бъде включен и в VII група на периодичната система. При нормални условия молекулярният водород е относително неактивен, свързвайки се директно само с най-активните неметали (с флуор, а на светлина и с хлор). Въпреки това, когато се нагрява, той реагира с много елементи. Атомарният водород има повишена химическа активност в сравнение с молекулярния водород. Водородът се свързва с кислорода, за да образува вода:

H 2 + 1/2 O 2 \u003d H 2 O

с отделяне на 285,937 kJ / mol, т.е. 68,3174 kcal / mol топлина (при 25 ° C и 1 atm). При обикновени температури реакцията протича изключително бавно, над 550 ° C - с експлозия. Границите на експлозивност на смес водород-кислород са (по обем) от 4 до 94% H2, а сместа водород-въздух - от 4 до 74% H2 (смес от 2 обема H2 и 1 обем O 2 се нарича експлозивен газ). Водородът се използва за редуциране на много метали, тъй като отнема кислород от техните оксиди:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O и др.

С халогени водородът образува водородни халиди, например:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Водородът експлодира с флуор (дори на тъмно и при -252°C), реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване, а с йод само при нагряване. Водородът реагира с азот, за да образува амоняк:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

само на катализатор и при повишени температури и налягания. При нагряване водородът реагира енергично със сярата:

H 2 + S \u003d H 2 S (сероводород),

много по-трудно със селен и телур. Водородът може да реагира с чист въглерод без катализатор само при високи температури:

2H2 + C (аморфен) = CH4 (метан).

Водородът директно реагира с някои метали (алкални, алкалоземни и други), образувайки хидриди:

H 2 + 2Li = 2LiH.

От голямо практическо значение са реакциите на водород с въглероден оксид (II), при които в зависимост от температурата, налягането и катализатора се образуват различни органични съединения, например HCHO, CH 3 OH и др. Ненаситените въглеводороди реагират с водород, за да станат наситени, например:

C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.

Ролята на водорода и неговите съединения в химията е изключително голяма. Водородът определя киселинните свойства на така наречените протонни киселини. Водородът има тенденция да образува така наречената водородна връзка с някои елементи, което има решаващо влияние върху свойствата на много органични и неорганични съединения.

Получаване на водород. Основните видове суровини за промишленото производство на водород са природни горими газове, коксов газ и газове от рафиниране на нефт. Водород се получава и от вода чрез електролиза (на места с евтин ток). Най-важните методи за производство на водород от природен газса каталитичното взаимодействие на въглеводороди, главно метан, с водна пара (конверсия):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,

и непълно окисление на въглеводороди с кислород:

CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2H 2

Полученият въглероден оксид (II) също се подлага на преобразуване:

CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.

Водородът, произведен от природен газ, е най-евтиният.

Водородът се изолира от коксовия газ и рафинерийните газове чрез отстраняване на останалите компоненти на газовата смес, които се втечняват по-лесно от водорода, при дълбоко охлаждане. Електролизата на водата се извършва с постоянен ток, преминавайки през разтвор на KOH или NaOH (киселини не се използват, за да се избегне корозията на стоманеното оборудване). Водородът се произвежда в лаборатории чрез електролиза на вода, както и чрез реакция между цинк и солна киселина. По-често обаче използват готов водород в бутилки.

Приложение на водорода. Водородът започва да се произвежда в индустриален мащаб в края на 18 век за пълнене балони. В момента водородът се използва широко в химическа индустрия, основно за производство на амоняк. Голям потребител на водород е и производството на метилов и други алкохоли, синтетичен бензин и други продукти, получени чрез синтез от водород и въглероден оксид (II). Водородът се използва за хидрогениране на твърди и тежки течни горива, мазнини и други, за синтез на HCl, за хидрообработка на петролни продукти, при заваряване и рязане на метали с кислородно-водороден пламък (температура до 2800 ° C) и при заваряване с атомен водород (до 4000 ° C) . Водородните изотопи, деутерий и тритий, са намерили много важни приложения в ядрената енергетика.

Феноли

Структура
Хидроксилната група в молекулите на органичните съединения може да бъде свързана директно с ароматното ядро ​​или може да бъде отделена от него с един или повече въглеродни атоми. Може да се очаква, че в зависимост от това свойствата на веществата ще се различават значително едно от друго поради взаимното влияние на групи от атоми (помнете една от разпоредбите на теорията на Бутлеров). Наистина, органичните съединения, съдържащи ароматен фенил C 6 H 5 - радикал, директно свързан с хидроксилна група, проявяват специални свойства, които се различават от тези на алкохолите. Такива съединения се наричат ​​феноли.

феноли - органична материя, чиито молекули съдържат фенилов радикал, свързан с една или повече хидроксилни групи.
Подобно на алкохолите, фенолите се класифицират по атомност, т.е., по броя на хидроксилните групи.Едноатомните феноли съдържат една хидроксилна група в молекулата:

Има и други многоатомни фенолисъдържащ три или повече хидроксилни групи в бензеновия пръстен.
Нека се запознаем по-подробно със структурата и свойствата на най-простия представител на този клас - фенол C6H50H. Името на това вещество формира основата за името на целия клас - феноли.

Физични свойства
Твърдо безцветно кристално вещество, tºpl = 43 °C, tº bp = °C, с остър характерен мирис. Отровни. Фенолът е слабо разтворим във вода при стайна температура. Воден разтвор на фенол се нарича карболова киселина. Причинява изгаряния при контакт с кожата, така че с фенола трябва да се работи внимателно.
Структурата на молекулата на фенола
В молекулата на фенола хидроксилът е директно свързан с въглеродния атом на бензеновото ароматно ядро.
Нека си припомним структурата на групите атоми, които образуват молекулата на фенола.
Ароматният пръстен се състои от шест въглеродни атома, образуващи правилен шестоъгълник поради sp 2 хибридизацията на електронните орбитали на шест въглеродни атома. Тези атоми са свързани чрез z-връзки. P-електроните на всеки въглероден атом, които не участват в образуването на st-връзки, се припокриват в различни страниравнини на z-връзка, образуват две части от единичен шест електрона П-облак, покриващ целия бензенов пръстен (ароматно ядро). В молекулата на бензен C6H6 ароматното ядро ​​е абсолютно симетрично, един електронен П-облакът покрива равномерно пръстена от въглеродни атоми под и над равнината на молекулата (фиг. 24). Ковалентната връзка между кислородните и водородните атоми на хидроксилния радикал е силно полярна, общият електронен облак на O-H връзката е изместен към кислородния атом, върху който възниква частичен отрицателен заряд, а върху водородния атом - частичен положителен заряд . В допълнение, кислородният атом в хидроксилната група има две несподелени електронни двойки, принадлежащи само на него.

В една фенолна молекула хидроксилният радикал взаимодейства с ароматното ядро, докато несподелените електронни двойки на кислородния атом взаимодействат с единичен TC облак на бензеновия пръстен, образувайки единна електронна система. Такова взаимодействие на несподелени електронни двойки и облаци от r-връзки се нарича конюгация. В резултат на конюгиране на несподелената електронна двойка на кислородния атом на хидрокси групата с електронната система на бензеновия пръстен, електронната плътност на кислородния атом намалява. Това намаление се компенсира от по-голямата поляризация на връзката О–Н, което от своя страна води до увеличаване на положителен зарядвърху водородния атом. Следователно водородът на хидроксилната група в молекулата на фенола има "киселинен" характер.
Логично е да се предположи, че конюгирането на електроните на бензеновия пръстен и хидроксилната група засяга не само неговите свойства, но и реактивността на бензеновия пръстен.
Всъщност, както си спомняте, конюгирането на несподелените двойки на кислородния атом с n-облака на бензеновия пръстен води до преразпределение на електронната плътност в него. Той намалява при въглеродния атом, свързан с ОН групата (влиянието на електронните двойки на кислородния атом засяга) и се увеличава при въглеродните атоми, съседни на него (т.е. позиции 2 и 6 или орто позиции). Очевидно увеличаването на електронната плътност при тези въглеродни атоми на бензеновия пръстен води до локализиране (концентриране) на отрицателен заряд върху тях. Под въздействието на този заряд се извършва по-нататъшно преразпределение на електронната плътност в ароматното ядро ​​- изместването му от 3-ти и 5-ти атом (мета-позиция) към 4-ти (орто-позиция). Тези процеси могат да бъдат изразени със схемата:

Така наличието на хидроксилен радикал в молекулата на фенола води до промяна в n-облака на бензеновия пръстен, увеличаване на електронната плътност при 2, 4 и 6 въглеродни атоми (орто-, dara-позиции) и намаляване на електронната плътност при 3-тия и 5-ия въглероден атом (мета позиции).
Локализацията на електронната плътност в орто и пара позиции ги прави най-вероятно да бъдат атакувани от електрофилни частици, когато взаимодействат с други вещества.
Следователно влиянието на радикалите, които изграждат молекулата на фенола, е взаимно и определя неговите характерни свойства.
Химични свойства на фенола
Киселинни свойства
Както вече беше споменато, водородният атом на хидроксилната група на фенола има киселинен характер. Киселинните свойства на фенола са по-изразени от тези на водата и алкохолите. За разлика от алкохолите и водата, фенолът реагира не само с алкални метали, но и с основи, за да образува фенолати.
Въпреки това, киселинните свойства на фенолите са по-слабо изразени от тези на неорганичните и карбоксилните киселини. Така например, киселинните свойства на фенола са приблизително 3000 пъти по-слаби от тези на въглеродната киселина. Следователно, чрез преминаване на въглероден диоксид през воден разтвор на натриев фенолат, може да се изолира свободен фенол:

Добавянето на солна или сярна киселина към воден разтвор на натриев фенолат също води до образуването на фенол.
Качествена реакция към фенол
Фенолът реагира с железен (III) хлорид, за да образува интензивно оцветен лилаво сложно съединение.
Тази реакция позволява да се открие дори в много малки количества. Други феноли, съдържащи една или повече хидроксилни групи на бензеновия пръстен, също дават ярък синьо-виолетов цвят, когато реагират с железен (III) хлорид.
Реакции с бензенов пръстен
Наличието на хидроксилен заместител значително улеснява протичането на реакциите на електрофилно заместване в бензеновия пръстен.
1. Бромиране на фенол. За разлика от бензена, бромирането на фенол не изисква добавяне на катализатор (железен (III) бромид).
В допълнение, взаимодействието с фенол протича селективно (селективно): бромните атоми се изпращат в орто и пара позиции, замествайки разположените там водородни атоми. Селективността на заместването се обяснява с характеристиките на електронната структура на фенолната молекула, разгледана по-горе. Така че, когато фенолът реагира с бромна вода, се образува бяла утайка от 2,4,6-трибромофенол.
Тази реакция, както и реакцията с железен (III) хлорид, служи за качествено откриване на фенол.

2. Нитрирането с фенол също е по-лесно от нитрирането с бензен. Реакцията с разредена азотна киселина протича при стайна температура. В резултат на това се образува смес от орто- и пара-изомери на нитрофенола:

3. Хидрогенирането на ароматния пръстен на фенола в присъствието на катализатор е лесно.
4. Поликондензацията на фенол с алдехиди, по-специално с формалдехид, възниква с образуването на реакционни продукти - фенол-формалдехидни смоли и твърди полимери.
Взаимодействието на фенол с формалдехид може да се опише по схемата:

Вероятно сте забелязали, че в молекулата на димера се запазват „подвижни“ водородни атоми, което означава, че реакцията може да продължи с достатъчно количество реагенти.
Реакцията на поликондензация, т.е. реакцията на получаване на полимер, протичаща с освобождаването на страничен продукт с ниско молекулно тегло (вода), може да продължи допълнително (докато един от реагентите се изразходва напълно) с образуването на огромни макромолекули. Процесът може да се опише с общото уравнение:

Образуването на линейни молекули става при обикновена температура. Провеждането на тази реакция при нагряване води до факта, че полученият продукт има разклонена структура, той е твърд и неразтворим във вода. В резултат на нагряване на линейна фенолформалдехидна смола с излишък от алдехид се получават твърди пластични маси с уникални свойства. Полимери на базата на фенолформалдехидни смоли се използват за производството на лакове и бои, пластмасови изделия, които са устойчиви на нагряване, охлаждане, вода, основи и киселини, имат високи диелектрични свойства. От полимери на основата на фенолформалдехидни смоли, най-отговорните и важни подробностиелектроуреди, корпуси на силови агрегати и машинни части, полимерна основа печатни платкиза радио устройства.

Лепилата на базата на фенол-формалдехидни смоли са в състояние надеждно да свързват части от различно естество, поддържайки най-висока якост на свързване в много широк температурен диапазон. Такова лепило се използва за закрепване на металната основа на осветителните лампи стъклена колба. Сега ви стана ясно защо фенолът и продуктите на негова основа са широко използвани (схема 8).

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

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

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

Електронна конфигурацияводороден атом - 1s 1. Водородът принадлежи към семейството на s-елементи. В съединенията си проявява степени на окисление -1, 0, +1. Естественият водород се състои от два стабилни изотопа - протий 1 H (99,98%) и деутерий 2 H (D) (0,015%) - и радиоактивен изотоп на тритий 3 H (T) (следи, полуживот - 12,5 години).

Химични свойства на водорода

При нормални условия молекулярният водород проявява относително ниска реактивност, което се обяснява с високата здравина на връзката в молекулата. При нагряване той взаимодейства с почти всички прости вещества, образувани от елементи на основните подгрупи (с изключение на благородни газове, B, Si, P, Al). В химичните реакции той може да действа както като редуциращ агент (по-често), така и като окислител (по-рядко).

Водородът се проявява свойства на редуциращи агенти(H 2 0 -2e → 2H +) в следните реакции:

1. Реакции на взаимодействие с прости вещества - неметали. Водородът реагира с халогени, освен това реакцията на взаимодействие с флуор при нормални условия, на тъмно, с експлозия, с хлор - при осветяване (или ултравиолетово облъчване) по верижен механизъм, с бром и йод само при нагряване; кислород(смес от кислород и водород в обемно съотношение 2:1 се нарича "експлозивен газ"), сиво, азотИ въглерод:

H 2 + Hal 2 \u003d 2HHal;

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q (t);

H2 + S \u003d H2S (t \u003d 150 - 300C);

3H2 + N2 ↔ 2NH3 (t = 500°C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Реакции на взаимодействие с сложни вещества. Водородът реагира с оксиди на нискоактивни металии е в състояние да редуцира само метали, които са в серията активност вдясно от цинка:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O (t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O (t);

WO 3 + 3H 2 \u003d W + 3H 2 O (t).

Водородът реагира с неметални оксиди:

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);

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

Водородът влиза в реакции на хидрогениране с органични съединения от класа на циклоалкани, алкени, арени, алдехиди и кетони и др. Всички тези реакции се извършват при нагряване, под налягане, като катализатори се използват платина или никел:

CH 2 \u003d CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3;

C6H6 + 3H2 ↔ C6H12;

C3H6 + H2 ↔ C3H8;

CH3CHO + H2 ↔ CH3-CH2-OH;

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

Водород като окислител(H 2 + 2e → 2H -) действа в реакции с алкални и алкалоземни метали. В този случай се образуват хидриди - кристални йонни съединения, в които водородът има степен на окисление -1.

2Na + H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Физични свойства на водорода

Водородът е лек безцветен газ, без мирис, плътност при n.o. - 0,09 g / l, 14,5 пъти по-лек от въздуха, t bale = -252,8C, t pl = - 259,2C. Водородът е слабо разтворим във вода и органични разтворители, силно разтворим в някои метали: никел, паладий, платина.

Според съвременната космохимия водородът е най-разпространеният елемент във Вселената. Основната форма на съществуване на водорода в космоса са отделните атоми. Водородът е 9-ият най-разпространен елемент на Земята. Основното количество водород на Земята е в свързано състояние – в състава на вода, нефт, природен газ, въглища и др. Под формата на просто вещество водородът се среща рядко - в състава на вулканичните газове.

Получаване на водород

Има лабораторни и индустриални методи за получаване на водород. Лабораторните методи включват взаимодействието на метали с киселини (1), както и взаимодействието на алуминий с водни разтвори на основи (2). Сред промишлените методи за производство на водород важна роля играят електролизата на водни разтвори на основи и соли (3) и превръщането на метан (4):

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na +3 H 2 (2);

2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH (3);

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

ВОДОРОД (лат. Hydrogenium), H, химичен елемент от група VII на късата форма (група 1 на дългата форма) на периодичната система; атомен номер 1, атомна маса 1,00794; неметални. В природата има два стабилни изотопа: протий 1 H (99,985% тегловни) и деутерий D, или 2 H (0,015%). Изкуствено произведеният радиоактивен тритий 3 H или T (ß-разпад, T 1/2 12,26 години) се образува в природата в незначителни количества в горните слоеве на атмосферата в резултат на взаимодействието на космическата радиация главно с N и O ядра Изкуствено получени изключително нестабилни радиоактивни изотопи 4H, 5H, 6H.

Историческа справка.Водородът е изследван за първи път през 1766 г. от Г. Кавендиш и е наречен от него "горим въздух". През 1787 г. А. Лавоазие показва, че този газ образува вода при горене, включва го в списъка на химичните елементи и предлага името hydrogène (от гръцки?δωρ - вода и γενν?ω - раждам).

разпространение в природата.Съдържание на водород в атмосферен въздух 3,5-10% от теглото, в земната кора 1%. Основният резервоар на водород на Земята е водата (11,19% водород от маса). Водородът е един от биогенните елементи, той е част от съединенията, които образуват въглища, нефт, природни горими газове, много минерали и др. В околоземното пространство водородът под формата на протонен поток образува вътрешния радиационен пояс на Земята . Водородът е най-разпространеният елемент в космоса; под формата на плазма съставлява около 70% от масата на Слънцето и звездите, основната част от междузвездната среда и газовите мъглявини, присъства в атмосферата на редица планети под формата на H 2, CH 4, NH3, H2O и др.

Имоти. Конфигурацията на електронната обвивка на водородния атом е 1s 1; в съединенията проявява степени на окисление +1 и -1. Електроотрицателност според Полинг 2.1; радиуси (pm): атомен 46, ковалентен 30, ван дер Ваалс 120; енергия на йонизация H° → H + 1312.0 kJ/mol. В свободно състояние водородът образува двуатомна молекула Н2, междуядреното разстояние е 76 pm, а енергията на дисоциация е 432,1 kJ/mol (0 K). В зависимост от взаимната ориентация на ядрените спинове има орто-водород (паралелни спинове) и пара-водород (антипаралелни спинове), които се различават по магнитни, оптични и топлинни свойства и обикновено се съдържат в съотношение 3:1 ; превръщането на пара-водород в орто-водород изразходва 1418 J/mol енергия.

Водородът е газ без цвят, вкус и мирис; t PL -259.19 ° С, t KIP -252.77 ° С. Водородът е най-лекият и най-топлопроводим от всички газове: при 273 K, плътността е 0,0899 kg / m 3, топлопроводимостта е 0,1815 W / (m K). Не се разтваря във вода; разтваря се добре в много метали (най-добре в Pd - до 850% обемни); дифундира през много материали (напр. стомана). Гори във въздуха, образува експлозивни смеси. Твърдият водород кристализира в шестоъгълна решетка; при налягане над 10 4 MPa е възможен фазов преход с образуването на структура, изградена от атоми и притежаваща метални свойства - така нареченият метален водород.

Водородът образува съединения с много елементи. С кислород образува вода (при температури над 550 ° C реакцията е придружена от експлозия), с азот - амоняк, с халогени - водородни халиди, с метали, интерметали, както и с много неметали (например халкогени ) - хидриди, с въглерод - въглеводороди. Реакциите с CO са от практическо значение (виж Синтезен газ). Водородът редуцира оксидите и халидите на много метали до метали, ненаситените въглеводороди до наситени (вижте Хидрогениране). Ядрото на водородния атом - протон Н + - определя киселинните свойства на съединенията. Във водни разтвори Н + образува хидроксониев йон Н 3 О + с водна молекула. В състава на молекулите различни връзкиводородът има тенденция да образува водородни връзки с много електроотрицателни елементи.

Приложение. Водородният газ се използва в промишления синтез на амоняк, солна киселина, метанол и висши алкохоли, синтетични течни горива и др., за хидрогениране на мазнини и други органични съединения; в нефтопреработката - за хидрообработка и хидрокрекинг на нефтени фракции; в металургията - за получаване на метали (например W, Mo, Re от техните оксиди и флуориди), създаване на защитна среда при обработката на метали и сплави; в производството на изделия от кварцово стъкло с помощта на водородно-кислороден пламък, за атомно-водородно заваряване на огнеупорни стомани и сплави и др., като газ за повдигане на балони. Течният водород е гориво в ракетите и космически технологии; също се използва като хладилен агент.

За основните методи за получаване, както и за съхранението, транспортирането и използването на водород като енергиен носител вижте Водородна енергия.

Лит. виж при st. Водородна енергия.

Водородният атом има електронна формулавъншно (и единствено) електронно ниво 1 с 1 . От една страна, от наличието на един електрон на външната електронен нивелирводородният атом е подобен на атомите на алкалния метал. Но също като халогените му липсва само един електрон за запълване на външното електронно ниво, тъй като на първото електронно ниво не могат да бъдат разположени повече от 2 електрона. Оказва се, че водородът може да бъде поставен едновременно както в първата, така и в предпоследната (седма) група на периодичната таблица, което понякога се прави в различни опциипериодична система:

От гледна точка на свойствата на водорода като просто вещество, той все пак има повече общо с халогените. Водородът, както и халогените, е неметал и образува двуатомни молекули (H 2) подобно на тях.

При нормални условия водородът е газообразно, неактивно вещество. Ниската активност на водорода се обяснява с високата здравина на връзката между водородните атоми в молекулата, която изисква или силно нагряване, или използване на катализатори, или и двете едновременно, за да се разруши.

Взаимодействие на водород с прости вещества

с метали

От металите водородът реагира само с алкални и алкалоземни! Алкалните метали са металите от основната подгрупа I-та група(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а за алкалоземни - метали от основната подгрупа на II група, с изключение на берилий и магнезий (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействие с активни метали водородът проявява окислителни свойства, т.е. намалява степента на окисление. В този случай се образуват хидриди на алкални и алкалоземни метали, които имат йонна структура. Реакцията протича при нагряване:

Трябва да се отбележи, че взаимодействието с активни метали е единственият случай, когато молекулярен водород Н2 е окислител.

с неметали

От неметалите водородът реагира само с въглерод, азот, кислород, сяра, селен и халогени!

Въглеродът трябва да се разбира като графит или аморфен въглерод, тъй като диамантът е изключително инертна алотропна модификация на въглерода.

Когато взаимодейства с неметали, водородът може да изпълнява само функцията на редуциращ агент, т.е. може само да повиши степента си на окисление:

Взаимодействие на водород със сложни вещества

с метални оксиди

Водородът не реагира с метални оксиди, които са в серията на активност на метали до алуминий (включително), но той е в състояние да редуцира много метални оксиди вдясно от алуминия при нагряване:

с неметални оксиди

От неметалните оксиди водородът реагира при нагряване с оксиди на азот, халогени и въглерод. От всички взаимодействия на водорода с неметални оксиди, реакцията му с въглероден окис CO.

Сместа от CO и H 2 дори има собствено име - „синтетичен газ“, тъй като в зависимост от условията от нея могат да се получат такива търсени промишлени продукти като метанол, формалдехид и дори синтетични въглеводороди:

с киселини

Водородът не реагира с неорганични киселини!

От органичните киселини водородът реагира само с ненаситени киселини, както и с киселини, съдържащи функционални групи, които могат да бъдат редуцирани от водород, по-специално алдехидни, кето или нитро групи.

със соли

При водни разтвори на соли тяхното взаимодействие с водород не се осъществява. Въпреки това, когато водородът преминава през твърди соли на някои метали със средна и ниска активност, е възможно тяхното частично или пълно редуциране, например:

Химични свойства на халогените

Халогените се наричат химически елементи VIIA групи (F, Cl, Br, I, At), както и образуваните от тях прости вещества. По-нататък, освен ако не е посочено друго, халогените ще се разбират като прости вещества.

Всички халогени имат молекулярна структура, което води до ниски точки на топене и кипене на тези вещества. Халогенните молекули са двуатомни, т.е. тяхната формула може да бъде записана в общ изгледкато Хал 2.

Трябва да се отбележи, че това специално физическа собственостйод, тъй като способността му да сублимацияили, с други думи, сублимация. сублимация, те наричат ​​​​явлението, при което вещество в твърдо състояние не се топи при нагряване, но, заобикаляйки течната фаза, веднага преминава в газообразно състояние.

Електронната структура на външния енергийно нивоатом на всеки халоген има формата ns 2 np 5, където n е номерът на периода на периодичната таблица, в който се намира халогенът. Както можете да видите, само един електрон липсва от осемелектронната външна обвивка на халогенните атоми. Оттук е логично да се предположи предимно окислителните свойства на свободните халогени, което се потвърждава и от практиката. Както знаете, електроотрицателността на неметалите намалява при движение надолу по подгрупата и следователно активността на халогените намалява в серията:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие на халогени с прости вещества

Всички халогени са силно реактивни и реагират с повечето прости вещества. Все пак трябва да се отбележи, че флуорът, поради изключително високата си реактивност, може да реагира дори с онези прости вещества, с които други халогени не могат да реагират. Такива прости вещества включват кислород, въглерод (диамант), азот, платина, злато и някои благородни газове (ксенон и криптон). Тези. всъщност, флуорът не реагира само с някои благородни газове.

Останалите халогени, т.е. хлор, бром и йод също са активни вещества, но по-малко активни от флуора. Те реагират с почти всички прости вещества, с изключение на кислород, азот, въглерод под формата на диамант, платина, злато и благородни газове.

Взаимодействие на халогени с неметали

водород

Всички халогени реагират с водород, за да се образуват водородни халогенидис обща формула HHal. В същото време реакцията на флуор с водород започва спонтанно дори на тъмно и протича с експлозия в съответствие с уравнението:

Реакцията на хлор с водород може да бъде инициирана чрез интензивно ултравиолетово облъчване или нагряване. Също така течове с експлозия:

Бромът и йодът реагират с водород само при нагряване и в същото време реакцията с йод е обратима:

фосфор

Взаимодействието на флуора с фосфора води до окисление на фосфора до най-високата степен на окисление (+5). В този случай се получава образуването на фосфорен пентафлуорид:

Когато хлорът и бромът взаимодействат с фосфора, е възможно да се получат фосфорни халиди както в степен на окисление + 3, така и в степен на окисление + 5, което зависи от пропорциите на реагентите:

Междувременно в случая бял фосфорв атмосфера на флуор, хлор или течен бром реакцията започва спонтанно.

Взаимодействието на фосфор с йод може да доведе до образуването само на фосфорен трийодид поради значително по-ниската окислителна способност в сравнение с другите халогени:

сиво

Флуорът окислява сярата до най-високата степен на окисление +6, образувайки серен хексафлуорид:

Хлорът и бромът реагират със сярата, образувайки съединения, съдържащи сяра в степени на окисление, които са изключително необичайни за нея +1 и +2. Тези взаимодействия са много специфични и за преминаване на изпитав химията способността да се запишат уравненията на тези взаимодействия не е необходима. Следователно следните три уравнения са дадени по-скоро като ориентир:

Взаимодействие на халогени с метали

Както бе споменато по-горе, флуорът може да реагира с всички метали, дори с такива неактивни като платина и злато:

Останалите халогени реагират с всички метали с изключение на платината и златото:

Реакции на халогени със сложни вещества

Реакции на заместване с халогени

По-активни халогени, т.е. химичните елементи, които са разположени по-високо в периодичната таблица, са в състояние да изместят по-малко активните халогени от образуваните от тях халогеноводородни киселини и метални халогениди:

По същия начин бромът и йодът изместват сярата от разтвори на сулфиди и/или сероводород:

Хлорът е по-силен окислител и окислява сероводорода във водния му разтвор не до сяра, а до сярна киселина:

Взаимодействие на халогени с вода

Водата гори във флуор със син пламък в съответствие с уравнението на реакцията:

Бромът и хлорът реагират различно с водата от флуора. Ако флуорът е действал като окислител, тогава хлорът и бромът диспропорционират във вода, образувайки смес от киселини. В този случай реакциите са обратими:

Взаимодействието на йод с вода протича в толкова незначителна степен, че може да се пренебрегне и да се счита, че реакцията изобщо не протича.

Взаимодействие на халогени с алкални разтвори

Флуор във взаимодействие с воден разтворалкалът отново действа като окислител:

Умението да напишете това уравнение не е задължително за полагане на изпита. Достатъчно е да се знае фактът за възможността за такова взаимодействие и окислителната роля на флуора в тази реакция.

За разлика от флуора, останалите халогени са диспропорционални в алкални разтвори, т.е. те едновременно повишават и намаляват степента си на окисление. В същото време, в случай на хлор и бром, в зависимост от температурата, две различни посоки. По-специално, на студено, реакциите протичат както следва:

и при нагряване:

Йодът реагира с алкали изключително според втория вариант, т.е. с образуването на йодат, т.к хипойодитът е нестабилен не само при нагряване, но и при обикновени температури и дори на студено.