Водородни химикали. Водород

Строителство и физични свойства на водородВодород - дихоманки Газ Н2. Няма цвят, без миризма. Това е най-лесният газ. Поради този имот той се използва в аеростати, дирижабли и подобни устройства, но опасността от експлозия в сместа с въздуха пречи на широкото използване на водород.

Водородните молекули са не-полярни и много малки, така че между тях има малко взаимодействие. В това отношение той има много ниски точки на топене (-259 ° C) и кипене (-253 ° C). Водородът е практически неразтворим във вода.

Водородът има 3 изотоп: нормален 1Н, деутерий 2Н или d, и радиоактивен тритий 3N или T. тежки изотопи на водород са уникални в това по-тежки от обичайния водород в 2 или дори 3 пъти! Ето защо заместването на обикновения водород върху деутерий или тритий е забележимо повлиян от свойствата на веществото (така, точката на кипене на конвенционалния водород Н2 и деутерий D2 се различават с 3.2 градуса). Взаимодействието на водород с прости вещества Водород - неметал на средната електрическа негативност. Следователно тя е присъща и на окислителни и рехабилитационни свойства.

Окислителните свойства на водород се проявяват в реакции с типични метали - елементи на основните подгрупи на групата I-II на масата Mendeleev. Най-активните метали (алкална и алкална пръст) при нагряване с водород Получаване на хидриди - твърди физиологични вещества, съдържащи хидридна йонна йон в кристалната решетка. 2na + H2 \u003d 2NA ; CA + H2 \u003d SAN2 Редуциращите свойства на водород се проявяват в реакции с по-типични неметали от водород: 1) взаимодействие с халогени H2 + F2 \u003d 2HF

По същия начин, взаимодействието с аналози на флуор - хлор, бром, йод. Тъй като халогенната активност намалява, интензивността на реакцията се намалява. Реакцията с флуор се появява при нормални условия с експлозия, за реакция с хлор изисква осветление или нагряване и реакцията с йод протича само със силно нагряване и обратимо. 2) взаимодействие с кислород2N2 + O2 \u003d 2N2O Реакцията протича с високо освобождаване на топлина, понякога с експлозия. 3) взаимодействие със сиво H2 + S \u003d H2S SURFUR - много по-малко активен неметален от кислород и взаимодействието с водород продължава спокойно. 4) Взаимодействие с азот 3Н2 + N2↔ 2NH3 реакцията е обратима, протича до забележима степен в присъствието на катализатор, когато се нагрява и под налягане. Продуктът се нарича амоняк. 5) Сътрудничество с въглерод C + 2N2↔ CH4 реакцията протича в електрическа дъга или при много високи температури. Други въглеводороди се образуват като странични продукти. 3. взаимодействието на водород със сложни вещества Водородът показва редуциращи свойства и в реакции със сложни вещества: 1) Възстановяване на метални оксиди, обърнати към електрохимичния ред на напрежението вдясно от алуминий, както и неметални оксиди: FE2O3 + 2H2 2FE + 3H2O ; CUO + H2 CU + H2OCARROW се използва като редуциращ агент за екстрахиране на метали от оксидни руди. Реакциите вървят при нагряване.2) Прикрепете към органични непредвидени вещества; C2H4 + Н2 (t; p) → C2H6 реакции се обработват в присъствието на катализатор и под налягане. Все още няма да се отнасяме до други водородни реакции. 4. Получаване на водородВ индустрията водородът се получава чрез преработка на въглеводородни суровини - естествен и свързан газ, кокс и др. Лабораторни методи за производство на водород:

1) взаимодействието на металите в електрохимичния ред метални напрежения вляво от водород, с киселини. Li k ba sr ca na mg al mn zn cr fe cd co ni sn pb (Н2) cu hg ag pb mg + 2HC1 \u003d mgCl2 + H22) взаимодействието на метали в електрохимичния ред метални напрежения вляво от магнезий, с студена вода. Той също така формира алкални.

2na + 2H2O \u003d 2NNOH + H2 метал, който е в електрохимичния ред метални напрежения вляво от манган, е в състояние да проявява водород от вода при определени условия (магнезий - от топла вода, алуминий - при условие, че оксидният филм се отстранява от повърхността).

Mg + 2H2O mg (OH) 2 + Н2

Металът, разположен в електрохимичния ред на напреженията на металите в лявата кобалт, е в състояние да проявява водород от водна пара. Това също образува оксид.

3FE + 4H2OPAR FE3O4 + 4H23) Метална реакция, хидроксиди на амфофорни, с алкални разтвори.

Метали, хидроксиди от които са амфофорни, стискат водород от алкални разтвори. Трябва да знаете 2 такъв метал - алуминий и цинк:

2AL + 2NAOH + 6H2O \u003d 2NA + + 3H2

Zn + 2Koh + 2H2O \u003d K2 + H2

В същото време се образуват сложни соли - хидроксиалиплаки и хидроксоцити.

Всички изброени досега методи са базирани на същия процес - метална окисление в водородния атом в степента на окисление +1:

M0 + nn + \u003d mn + + n / 2 h2

4) взаимодействието на хидриди на активни метални метали:

SAN2 + 2N2O \u003d SA (IT) 2 + 2N2

Този процес се основава на взаимодействието на водород в степента на окисление -1 с водород в степента на окисление +1:

5) електролиза на водни алкални разтвори, киселини, някои соли:

2N2O 2N2 + O2

5. водородни съединенияВ тази таблица клетките на елементите, образуващи се с водород-хидриди, се изолират върху лявата сянка. Тези вещества са в техния състав хидрид йон N-. Те са твърди безцветни физиологични вещества и реагират с вода с водородното освобождаване.

Елементи на основните подгрупи от IV-VII групи с водородни съединения на молекулната структура. Понякога те също се наричат \u200b\u200bхидриди, но е неправилно. В техния състав няма хидриден йон, те се състоят от молекули. Като правило най-простите водородни съединения на тези елементи са безцветни газове. Изключения - вода, която е течна и флуорид флуорид, който при стайна температура газообразно, но при нормални условия - течност.

Тъмните клетки маркира елементи, които образуват с водородни съединения, показващи киселинни свойства.

Тъмните клетки с кръст са елементи, образуващи се с водородни съединения, които показват основните свойства.

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

29). Общите характеристики на свойствата на елементите на основната подгрупа от 7 g. Хлор. Свойства на Лора. Солна киселина.В подгрупата на халогени, флуор, хлор, бром, йод и астат (Astat е радиоактивен елемент, се изследват малко). Това са P-елементи на VII група от периодичната система D.I. Imendeev. На външното енергийно ниво, техните атоми имат 7 NS2NP5 електрона. Това обяснява общата част от техните свойства.

Те лесно се присъединяват към един електрон, показващ степента на окисление -1. Такава степен на окисление на халогени има в съединения с водород и метали.

Въпреки това, халогенните атоми, с изключение на флуорид, могат също да показват положителни степени на окисление: +1, +3, +5, +7. Възможните стойности на окислението се обясняват с електронната структура, която при флуорните атоми може да бъде представена

Като най-електрически елемент, флуорът може да приема само един електрон с 2р.

Електронната структура на хлорния атом се изразява от схемата на хлор атом Един несвратен електрон на 3P пионер и конвенционално (неизследвано) състояние на хлор моновалент. Но тъй като хлорът е в третия период, той има още пет орбитали 3D-Suplevels, в които могат да се настанят 10 електрона.

Флуорът няма свободен орбитал и следователно с химични реакции, сдвоеният електрон в атома не се отделя. Следователно, по време на изследването на халогена, винаги е необходимо да се вземат предвид характеристиките на флуор и съединения.

Водните разтвори на халогенни водородни съединения са киселини: HF - флуориден водород (водопровод), НС1 хлорид (водород), HBR - броми (NI - йод.

Хлор (Lat.chlorum), CL, химичен елемент VII група от периодична Mendeleev система, атомен номер 17, атомно тегло 35,453; се отнася до семейството на халогените. При нормални условия (0 ° С, 0.1 mN / m2, или 1 kgf / cm2), жълто-зелен газ с остър досадна миризма. Естественият хлор се състои от две стабилни изотопи: 35SL (75.77%) и 37С1 (24.23%).

Химични свойства Хлор. Външна електронна конфигурация на атома CL 3S2ZP5. Съгласно това, хлор в съединенията проявява степента на окисление -1, + 1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентният радиус на атома от 0.99Å, йонният радиус на Cl- 1.82А, афинитетът на хлорния атом към електрона е 3.65 eV, йонизационната енергия е 12.97 eV.

Химически хлор е много активен, директно се свързва с почти всички метали (с някои само в наличието на влага или при нагряване) и с неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород, инертни газове), образувайки подходящи хлориди, реагират с много съединения , замества водород в крайни въглеводороди и се присъединява към ненаситени съединения. Хлор измества бром и йод от техните съединения с водород и метали; От хлорни съединения с тези елементи се захранва с флуор. Алкалните метали в присъствието на следи от влага взаимодействат с хлор със запалване, повечето от металите реагират със сух хлор само когато фосфорът се нагрява, фосфорът е запалим в хлорната атмосфера, образувайки РС13 и с допълнително хлориране - RSL5; Хлорната сяра при нагряване дава S2C12, SCL2 и друг SNCLM. Арсен, антимон, бисмут, стронций, Tellur взаимодействат енергично с хлор. Смес от хлор с водород свети с безцветен или жълто-зелен пламък с образуването на хлороводород (това е верижна реакция). При кислород хлорни форми оксиди: CL2O, Clo2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, както и хипохлорити (хлорни кисели соли), хлорит, хлорази и перхлорати. Всички хлорни кислородни съединения образуват експлозивни смеси с лесно окислителни вещества. Хлорът във водата е хидролизиран, образувайки хлорозна и солна киселина: CL2 + Н20 \u003d NCLO + НС1. Когато хлоровите водни разтвори, хипохлорити и хлориди се образуват от алкални: 2НАОН + С12 \u003d NaClo + NaCl + Н20, и когато се нагрява, е хлорат. Хлорирането на калциев хидроксид се получава чрез хлорен вар. При взаимодействие на амоняк с хлор се образува три хлорид азот. В хлориране на органични съединения хлор или замества водород, или е свързан към множество връзки, образувайки различни органични съединения, съдържащи хлор. Хлор образува междуземно съединения с други халогени. Флуориди CLF, CLF3, CLF3 са много реактивни; Например, в атмосферата CLF3, стъклената вата е самопредложение. Известни хлорни съединения с кислород и флуор - хлорни оксифлуориди: clo3f, clo2f3, clof, clof3 и флуор perchlorate fclo4. Солна киселина (хлороводород, хлороводород, хлороводород) - НС1, разтвор на хлороводород във вода; Силна моноза киселина. Безцветна (техническа солна киселина е жълтеникава поради примеси FE, CL2 и др.), "Пушене" във въздуха, каустична течност. Максималната концентрация при 20 ° С е 38 тегл.%. Солена солна киселина се наричат \u200b\u200bхлориди.

Взаимодействие със силни окислители (калиев перманганат, манганов диоксид) с освобождаване на газообразен хлор:

Взаимодействие с амоняк с образуването на дебел бял дим, състоящ се от най-малките кристали на амониев хлорид:

Висококачествената реакция на солна киселина и нейната сол е неговото взаимодействие със сребърен нитрат, в който се утаяват формите на сребърна хлорид, неразтворима в азотна киселина:

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

Водородът е газ, той е на първо място в периодичната система. Името на този широко разпространен елемент в природата на латинските означава "генериране на вода". Какви физични и химични свойства на водород са известни на нас?

Водород: Обща информация

При нормални условия водородът няма вкус, без миризма, нито цветовете.

Фиг. 1. Формула на водород.

Тъй като атомът има едно енергийно електронно ниво, на което може да има максимум два електрона, тогава за стабилно състояние, атомът може да бъде приет като един електрон (степента на окисление -1), така че да се даде един електрон (на. \\ T степен на окисление +1), показваща постоянна валентност i. Ето защо символът на водородния елемент е поставен не само в групата на IA (основната подгрупа I група) заедно с алкални метали, но също така и в VIIIA групата (основната подгрупа (основната подгрупа (основната подгрупа (основната подгрупа (основната подгрупа (основната подгрупа (основната подгрупа (основната подгрупа (основната подгрупа (основната подгрупа на Групата VII) заедно с халогени. Халогенните атоми също липсват един електрон, преди да попълнят външното ниво и те, като водород, са неметали. Водородът показва положителна степен на окисление в съединенията, където се свързва с повече електрически елементи - неметали, а отрицателната степен на окисление е в съединения с метали.

Фиг. 2. местоположението на водород в периодичната система.

При водород има три изотопа, всяка от които има свое име: участници, деутерий, тритий. Броят на последните на земята е незначителен.

Химични свойства на водород

В проста субстанция Н2, връзката между атомите е трайна (свързваща енергия 436 kJ / mol), поради което активността на молекулен водород е малка. При нормални условия тя взаимодейства само с много активни метали, а единственият неметалол, с който водород влиза в реакцията, е флуор:

F 2 + Н2 \u003d 2HF (флуориден водород)

При други прости (метали и неметали) и сложни (оксиди, органични несигурни съединения), водородните вещества реагират или при облъчване и увеличаване на температурата или в присъствието на катализатор.

Изгаряне на водород в кислород с подчертаване на значително количество топлина:

2h2 + O 2 \u003d 2H2O

Смес от водород с кислород (2 обема на водорода и 1 кислороден обем), когато запалването е силно експлодирано и следователно носи името на газовия газ. Когато работите с водород, трябва да следват правилата за безопасност.

Фиг. 3. Reduch газ.

В присъствието на катализатори газът може да реагира с азот:

3H2 + N2 \u003d 2NH3

- При тази реакция при повишени температури и налягане в индустрията се получава амоняк.

При условия на висока температура водородът е способен да реагира със сив, селен, телур. И когато взаимодействат с алкални и алкални земни метали, се формулират хидриди: 4.3. Получени обща рейтинги: 186.

Първи стъпки с разглеждане на химичните и физичните свойства на водород, трябва да се отбележи, че в обичайното състояние този химичен елемент е в газообразна форма. Безцветният водороден газ няма миризма, той е безвкусен. За първи път този химически елемент е наречен водород след учен А. Лавуизиер провежда експерименти с вода, въз основа на резултатите от които световната наука научила, че водата е многокомпонентна течност, която включва водород. Събитието се случва през 1787 г., но дълго преди тази дата водород е известен като учен, наречен "горим газ".

Водород в природата

Според учените водородът се съдържа в земната кора и във вода (приблизително 11,2% в общия обем вода). Този газ е част от много минерали, които човечеството през вековете извлича от червата на земята. Частично свойства на водород са характерни за нефт, природен газ и глина, за животински организми и растения. Но в чистата си форма, която не е свързана с други химични елементи на масата на Менделеев, този газ е изключително рядък характер. Този газ може да отиде на повърхността на земята, когато изригването на вулкани. В атмосферата присъства свободният водород в незначителни количества.

Химични свойства на водород

Тъй като химичните свойства на водород са неразделни, този химически елемент се отнася до група I групата на Mendeleev система и към VII системата. Като представител на първата група, водородът в действителност е алкален метал, който има степен на окисление от +1 в повечето съединения, в които влиза. Същата валентност е характерна за натрий и други алкални метали. С оглед на такива химични свойства водородът се счита за елемент, подобен на тези метали.

Ако говорим за метални хидриди, водородният йон има отрицателна валентност - степента на окисление е -1. Na + H- се основава на същата схема като Na + Cl-хлорид. Този факт е причината за водород към VII групата на системата Mendeleev. Водородът, който може да бъде в състояние на молекула, при условие, че се намира в нормална среда, може да бъде свързан изключително с неметали, по-активни за него. Такива метали включват флуор, ако има светлина, водородът е свързан към хлор. Ако водородът се нагрява, то става по-активен, влизайки в реакции с много елементи на периодичната система Mendeleev.

Атомният водород проявява по-активни химични свойства, отколкото молекулярно. Кислородни молекули C образуват вода - Н2 + 1 / 2O2 \u003d H2O. Когато водородът взаимодейства с халогени, се образуват H2 + Cl2 \u003d 2NCl халогенен водород, а в тази реакция водород влиза в отсъствието на светлина и при достатъчно големи отрицателни температури - до - 252 ° С. Химичните свойства на водорода позволяват да се използва за възстановяване на много метали, тъй като реагира, водородът абсорбира кислород кислород, например, CUO + H2 \u003d CU + H2O. Водородът участва в образуването на амоняк, взаимодействащ с азот в реакцията на Zn2 + N2 \u003d 2NN3, но при условие, че катализаторът ще се използва и температурата и налягането се увеличават.

Енергичната реакция се появява, когато водородът взаимодейства със сяра в реакцията Н2 + S \u003d Н2, в резултат на сероводород. Малко по-малко активни в взаимодействието на водород с телуриум и селен. Ако няма катализатор, той реагира с чист въглерод, водород само при условие, че високите температури ще бъдат създадени. 2N2 + С (аморфен) \u003d CH4 (метан). В процеса на водородна активност с някои алкални и други метали се получават хидриди, например, H2 + 2Li \u003d 2LIH.

Физични свойства на водород

Водородът е много лек химикал. Поне учените твърдят, че в момента няма по-леко от веществото от водород. Неговата маса е 14.4 пъти по-лесна за въздух, плътността е 0.0899 g / l при 0 ° С. При температури в -25.1 ° C водородът е способен да се топи - това е много критична температура, която не е характерна за превръщането на повечето химични съединения от едно състояние в друго. Само такъв елемент като хелий надвишава физическите свойства на водород в това отношение. Втечняването на водород е трудно, тъй като критичната му температура е равна на (-240 ° С). Водородът е най-големият газ от всички известни на човечеството. Всички описани по-горе свойства са най-значимите физични свойства на водород, които се използват от лице за специфични цели. Също така тези имоти са най-подходящи за съвременната наука.

История на откриването на водород

Ако това е най-често срещаният химичен елемент на земята, водородът е най-често срещаният елемент в цялата вселена. Нашите (и други звезди) около половината се състоят от водород, както и за междузвездния газ, той се състои от 90% водородни атоми. Значително място Този химически елемент заема на Земята, защото с кислород той е част от водата, а самото му име "водород" идва от две древни гръцки думи: "вода" и "gignify". В допълнение към водата, водородът присъства в повечето органични вещества и клетки, без него, както и без кислород, самият живот би бил немислим.

История на откриването на водород

Забелязват бяха първите сред учени, водород, великия алхимик и средновековието на теофтраст параделите. В техните алхимични експерименти, с надеждата да намерят "философския камък", смесването с киселините на парацелите получават известно неизвестно да бъдем запалим газ. Вярно е, че не е било възможно да се отдели този газ от въздуха.

Само след век след парацела, френският химик Лемерие успя да се отдели водород от въздуха и да докаже силата си. Истинският Лечери не разбра, че полученият от тях газ е чист водород. Успоредно с това руският учен на Ломоносов също е бил ангажиран с такива химически преживявания, но истинският пробив в изследването на водород е направен от британския химик Хенри Кавендиш, който с право се смята за откривател на водород.

През 1766 г. Cavendish успя да получи чист водород, който нарича "запалим въздух". След 20 години талантливият френски химик Antoine Lavoiser може да синтезира водата и да разпредели този най-разпространен въздух от него - водород. И между другото, лавуазията предложи името му водород - "хидрогеген", той е "водород".

Антоан Лаваузиер със съпругата си, който му помогна да извърши химически експерименти, включително синтеза на водород.

Основата на местоположението на химичните елементи в периодичната система на Менделеев е тяхното атомно тегло, изчислено спрямо атомното тегло на водород. Това е, с други думи, водород и атомното им тегло е крайъгълен камък на масата на Менделеев, точката на подкрепа, въз основа на която великият химик създаде своята система. Ето защо не е изненадващо, че в таблицата на Менделеев водород заема почтено място.

В допълнение, водородът има такива характеристики:

• Атомната маса на водород е 1.00795.
• В водород има три изотопа, всяка от които има отделни свойства.
• Водородът е лек елемент с малка плътност.
• Водородът има възстановителни и окислителни свойства.
• Когато влизате с метали, водородът заема техния електрон и става окислител. Такива съединения се наричат \u200b\u200bхидрати.

Водородът е газ, неговата молекула се състои от два атома.

Така че схематично изглежда водородна молекула.

Молекулен водород, оформен от такива дуктомични молекули, експлодира с изгаряне на изгаряне. Водородната молекула по време на експлозията дезинтегратира атомите, които се превръщат в хелийното ядро. По този начин се случваше в слънцето и други звезди - поради постоянната разбивка на водородните молекули, нашият осветител изгаря и ни загрява с топлината си.

Физични свойства на водород

При водород в присъствието на следните физични свойства:

• Точката на кипене на водород е 252.76 ° С;
• И при температура от 259.14 ° С, тя вече започва да се топи.
• Във вода водородът се разтваря слабо.
• Чистият водород е много опасна експлозивност и гориво.
• Водородът е по-лек от въздуха 14.5 пъти.

Химични свойства на водород

Тъй като водородът може да се използва в различни ситуации и окислителния агент и редуциращия агент за реакции и синтез.

Окислителните свойства на водород взаимодействат с активни (обикновено алкални и алкални) метали, резултатът от тези взаимодействия е образуването на хидриди - копринени съединения. Обаче, хидридите се образуват в водородни реакции с ниски активни метали.

Редуциращите свойства на водород имат способността да възстановяват металите към прости вещества от техните оксиди, това се нарича водороден герои в индустрията.

Как да получите водород?

Сред промишлените средства за получаване на водород може да се разпредели:

• газификация на въглища
• преобразуване на пара на метан,
• електролиза.

В лабораторията може да се получи водород:

• с хидролиза на метални хидриди,
• когато реакциите с водни алкални и алкални земни метали,
• във взаимодействието на разредените киселини с активни метали.

Използването на водород

Тъй като водородът е 14 пъти по-лек от въздуха, тогава в старите дни започнаха балоните и дирижаблите. Но след поредицата от бедствия, настъпили с дирижабли, дизайнерите трябваше да потърсят водород, който да замени (напомнящ, чист водород - експлозивно вещество, а най-малката искра беше достатъчна, за да има експлозия).

Експлозията на дирижаба на Хинденбург през 1937 г., причината за експлозията просто се превърна в запалване на водород (поради късо съединение), която летяха този огромен дирижабъл.

Ето защо тя започна да използва хелий вместо водород за такъв въздухоплавателно средство вместо водород, който също е по-лек от въздуха, получаването на хелий е по-трудоемко, но не е толкова експлозивен като водород.

Също така, с водород, се пречистват различни видове горива, особено на базата на петролни и петролни продукти.

Водород, видео

И в края на образователното видео на нашата статия.

• Обозначение - Н (водород);
• Латиница - хидрогеген;
• Период - аз;
• Група - 1 (IA);
• Атомна маса - 1,00794;
• Атомен номер - 1;
• Радиус на атом \u003d 53 pm;
• Ковалентен радиус \u003d 32 PM;
• Електронно разпределение - 1S 1;
• t топене \u003d -259,14 ° C;
• t кипене \u003d -252,87 ° C;
• Електричество (от Paulonga / от Alpreda и Rokhov) \u003d 2.02 / -;
• Степента на окисление: +1; 0; -
• Плътност (п. Y.) \u003d 0.0000899 g / cm 3;
• Моларен обем \u003d 14.1 cm 3 / mol.

Двоични съединения на водород с кислород:

Английският учен е отворен водород ("препращаща вода"). Кавендиш през 1766 година. Това е най-лесният елемент в природата - водороден атом има ядро \u200b\u200bи един електрон, вероятно, поради тази причина водородът е най-често срещаният елемент във вселената (това е повече от половината от масата на повечето звезди).

Можем да кажем за водород, че "малка макара, да, пътища." Въпреки "простотата", водородът дава енергия на всички живи същества на земята - непрекъсната термонуклена реакция е в ход на слънцето, през която един атом на хелий е оформен от четири водородни атома, този процес е придружен от освобождаването на колосално количество енергия (виж ядрен синтез).

В земната кора, масовата фракция на водород е само 0,15%. Междувременно огромният брой (95%) от всички химикали, известни на Земята, съдържат един или повече водородни атоми.

При връзки с неметали (НС1, Н20, СН4 ...), водородът дава самостоятелни електронен елементи, показващи степента на окисление +1 (по-често), образувайки само ковалентни връзки (виж ковалентна връзка) \\ t .

В съединения с метали (NaH, CAH2 ...) водород, напротив, поема единствения си орбитал друг електрон, като по този начин се опитва да завърши електронния си слой, показващ степента на окисление -1 (по-рядко), образувайки се по-често ION комуникация (виж йонната връзка), защото разликата в електрическата активност на водородния атом и металния атом може да бъде доста голяма.

H 2.

В газообразно състояние водородът е под формата на две часови молекули, образувайки не-полярна ковалентна връзка.

Водородните молекули притежават:

• голяма мобилност;
• голяма сила;
• ниска поляризимост;
• малки размери и маса.

Свойства на водородния газ:

• най-лесният газ в природата, без цвят и мирис;
• слабо разтворени във вода и органични разтворители;
• при незначителни преброявания се разтварят в течни и твърди метали (особено в платина и паладий);
• трудно е да се втечнявате (поради тяхната малка поляризност);
• има най-висока топлопроводимост на всички известни газове;
• когато се нагрява, реагира с много неметали, показващи свойствата на редуциращия агент;
• при стайна температура реагира с флуор (настъпи експлозия): Н2 + F2 \u003d 2HF;
• с метали реагират на образуването на хидриди, показващи окислителни свойства: Н2 + Ca \u003d CAH2;

В съединения водородът проявява своите рехабилитационни свойства много повече от окислително. Водородът е най-силното редуциращо средство след въглища, алуминий и калций. Редуциращите свойства на водород се използват широко в промишлеността за получаване на метали и неметали (прости вещества) от оксиди и галий.

FE 2 O 3 + 3H2 \u003d 2FE + 3H2O

Водородни реакции с прости вещества

Водородът приема електрон, като играе роля ресторант, реакции:

• от кислород (в запалването или в присъствието на катализатор), в съотношение 2: 1 (водород: кислород) е оформен експлозивен хармония газ: 2H2 0 + 0 2 \u003d 2H2 +1 O + 572 kJ
• от грей (При нагряване до 150 ° С-300 ° С): Н2 0 + S ↔ H2 +1 s
• от хлором (при запалване или облъчване на UV лъчи): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
• от флуор: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
• от азот (При нагряване в присъствието на катализатори или при високо налягане): 3Н2 0 + N2 ↔ 2NH3 +1

Водородът дава на електрона, играе роля окислител, в реакции с алкален и алкална Земя Метали с образуването на метални хидриди - солеви йонни съединения, съдържащи хидридни йони Н - са нестабилни кристални в към-ва.

Са + Н2 \u003d CAH2 -1 2NA + H 2 0 \u003d 2NAH -1

За водород е нехарактерно да се покаже степента на окисление -1. Реагиране с вода, хидриди се разлагат, възстановявайки водата към водород. Реакцията на калциев хидрид с вода е както следва:

CAH 2 -1 + 2H2 +1 0 \u003d 2H2 0 + СА (ОН) 2

Водородни реакции със сложни вещества

• при високи температури водородът възстановява много метални оксиди: Zno + H2 \u003d ZN + H20
• метилов алкохол се получава в резултат на реакция на водород с въглероден оксид (II): 2Н2 + СО → CH3OH
• при реакции на хидрогениране водород реагира с много органични вещества.

По-подробно, уравнението на химичните реакции на водород и неговите съединения се разглеждат на страницата "водород и неговите съединения - уравненията на химични реакции, включващи водород".

Използването на водород

• в ядрената енергия се използват водородни изотопи - деутерий и тритий;
• в химическата промишленост водородът се използва за синтезиране на много органични вещества, амоняк, хлорид;
• в хранително-вкусовата промишленост се използва водород в производството на твърди мазнини чрез хидрогениране на растителни масла;
• за заваряване и рязане на метали се използва висока температура на изгаряне на водород в кислород (2600 ° С);
• при получаване на някои метали, водородът се използва като редуциращ агент (виж по-горе);
• тъй като водородът е лек газ, той се използва в аеронавтиката като пълнител на балони, балони, дирижабъл;
• тъй като водородното гориво се използва в сместа с CO.

Наскоро учените обръщат голямо внимание на търсенето на алтернативни възобновяеми енергийни източници. Една от обещаващите зони е "водородната" енергия, в която водородът се използва като гориво, чийто горивен продукт е обикновена вода.

Методи за получаване на водород

Индустриални методи за производство на водород:

• преобразуване на метан (каталитично намаляване на водните пари) водна пара при висока температура (800 ° C) на никелов катализатор: СН4 + 2Н20 \u003d 4Н2 + СО2;
• превръщането на въглероден оксид с водна пара (T \u003d 500 ° C) на Fe2O3 катализатор: СО + Н20 \u003d СО2 + Н2;
• термично разлагане на метан: СН4 \u003d С + 2Н2;
• газификация на твърди горива (t \u003d 1000 ° C): С + Н20 \u003d СО + Н2;
• електролиза на вода (много скъп метод, в който се получава много чист водород): 2Н20 → 2Н2 + 02.

Лабораторни методи за производство на водород:

• действие върху метали (по-често цинк) солна или разредена със сярна киселина: Zn + 2HC1 \u003d ZCI2 + Н2; Zn + H2S04 \u003d ZNSO 4 + Н2;
• взаимодействието на водните пари с топла железния чипс: 4H2O + 3FE \u003d FE3O 4 + 4H2.