Popis vodíku v chemii. Fyzikální a chemické vlastnosti vodíku

V periodické tabulce má své konečné místo polohy, které odráží vlastnosti, které se jím projevují, a hovoří o jeho elektronické struktuře. Mezi všemi však existuje jeden speciální atom, který zabírá dvě buňky najednou. Je umístěn ve dvou skupinách prvků, které jsou zcela opačné, pokud jde o projevené vlastnosti. To je vodík. Díky těmto vlastnostem je jedinečný.

Vodík není jen prvek, ale také jednoduchá látka, stejně jako složka mnoha komplexních sloučenin, biogenní a organogenní prvek. Proto podrobněji zvážíme jeho vlastnosti a vlastnosti.

Vodík jako chemický prvek

Vodík je prvkem první skupiny hlavní podskupiny, stejně jako sedmé skupiny hlavní podskupiny v prvním malém období. Toto období se skládá pouze ze dvou atomů: helia a prvku, o kterém uvažujeme. Popíšeme hlavní rysy polohy vodíku v periodické tabulce.

1. Pořadové číslo vodíku je 1, počet elektronů je stejný, respektive počet protonů stejný. Atomová hmotnost je 1,00795. Existují tři izotopy tohoto prvku s hmotnostními čísly 1, 2, 3. Vlastnosti každého z nich jsou však velmi odlišné, protože nárůst hmotnosti dokonce o jeden pro vodík je okamžitě dvojnásobný.
2. Skutečnost, že obsahuje pouze jeden elektron na vnější straně, mu umožňuje úspěšně vykazovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti. Kromě toho má po uvolnění elektronu volný orbitál, který se podílí na tvorbě chemické vazby mechanismem dárce-příjemce.
3. Vodík je silné redukční činidlo. Proto je jeho hlavní místo považováno za první skupinu hlavní podskupiny, kde je vedena nejaktivnějšími kovy - zásadami.
4. Při interakci se silnými redukčními činidly, jako jsou například kovy, to však může být také oxidační činidlo přijímající elektron. Tyto sloučeniny se nazývají hydridy. Na tomto základě stojí v čele podskupiny halogenů, s nimiž je podobný.
5. Vodík je díky své velmi malé atomové hmotnosti považován za nejlehčí prvek. Kromě toho je jeho hustota také velmi nízká, takže je také měřítkem pro lehkost.

Je tedy zřejmé, že atom vodíku je na rozdíl od všech ostatních prvků zcela jedinečný. V důsledku toho jsou také jeho vlastnosti speciální a velmi důležité jsou jednoduché a složité vytvořené látky. Zvažme je dále.

Jednoduchá podstata

Mluvíme-li o tomto prvku jako o molekule, je třeba říci, že je diatomický. To znamená, že vodík (jednoduchá látka) je plyn. Jeho empirický vzorec bude zapsán jako H 2 a jeho grafický vzorec - prostřednictvím jediného vztahu sigma H-H. Mechanismus tvorby vazby mezi atomy je kovalentní nepolární.

1. Parní reformování metanu.
2. Zplyňování uhlí - proces zahrnuje zahřívání uhlí na 1 000 ° C, což vede k tvorbě vodíku a uhlíku s vysokým obsahem uhlíku.
3. Elektrolýza. Tato metoda lze použít pouze pro vodní roztoky různé soli, protože taveniny nevedou k vypouštění vody na katodě.

Laboratorní metody výroby vodíku:

1. Hydrolýza hydridů kovů.
2. Působení zředěných kyselin na aktivní kovy a střední aktivitu.
3. Interakce alkalických kovů a kovů alkalických zemin s vodou.

Pro sběr generovaného vodíku musí být trubice držena obráceně. Koneckonců, tento plyn nelze shromažďovat stejným způsobem jako například oxid uhličitý. Jedná se o vodík a je mnohem lehčí než vzduch. Rychle se odpařuje a ve směsi se vzduchem exploduje ve velkém množství. Zkumavka by proto měla být obrácená. Po naplnění musí být uzavřen gumovou zátkou.

Chcete-li zkontrolovat čistotu nasbíraného vodíku, měli byste přinést zapálenou zápalku ke krku. Pokud je bavlna nudná a tichá, pak je plyn čistý a s minimem vzduchových nečistot. Pokud je hlasitý a pískající, je špinavý a obsahuje velké množství cizích složek.

Oblasti použití

Při hoření vodíku se uvolňuje tolik energie (tepla), že tento plyn je považován za nejvýnosnější palivo. Navíc je šetrný k životnímu prostředí. K dnešnímu dni je však jeho použití v této oblasti omezené. To je způsobeno nedomyslenými a nevyřešenými problémy syntézy čistého vodíku, který by byl vhodný pro použití jako palivo v reaktorech, motorech a přenosných zařízeních, jakož i pro vytápění kotlů v obytných budovách.

Koneckonců, způsoby získávání tohoto plynu jsou poměrně drahé, proto je nejprve nutné vyvinout speciální metodu syntézy. Ten, který vám umožní získat produkt ve velkém množství a za minimální cenu.

Existuje několik hlavních oblastí, ve kterých plyn, o kterém uvažujeme, nachází uplatnění.

1. Chemické syntézy. Hydrogenací vznikají mýdla, margaríny a plasty. Za účasti vodíku se syntetizuje methanol a amoniak, jakož i další sloučeniny.
2. V Potravinářský průmysl- jako přísada E949.
3. Letecký průmysl (raketová technika, konstrukce letadel).
4. Energetika.
5. Meteorologie.
6. Ekologické palivo.

Je zřejmé, že vodík je stejně důležitý jako v přírodě. Ještě větší roli hrají různé sloučeniny, které tvoří.

Sloučeniny vodíku

Jedná se o komplexní látky obsahující atomy vodíku. Existuje několik hlavních typů těchto látek.

1. Halogenovodíky. Obecný vzorec- HHal. Mezi nimi je zvláště důležitý chlorovodík. Je to plyn, který se rozpouští ve vodě za vzniku roztoku kyseliny chlorovodíkové. Tato kyselina je široce používána téměř ve všech chemických syntézách. A to jak organické, tak anorganické. Chlorovodík je sloučenina s empirickým vzorcem HCL a je jednou z největších z hlediska produkce v naší zemi každý rok. Halogenovodíky také zahrnují jodovodík, fluorovodík a bromovodík. Všechny tvoří odpovídající kyseliny.
2. Těkavé Téměř všechny jsou docela jedovaté plyny. Například sirovodík, methan, silan, fosfin a další. Navíc je velmi hořlavý.
3. Hydridy jsou sloučeniny s kovy. Patří do třídy solí.
4. Hydroxidy: zásady, kyseliny a amfoterní sloučeniny. Nutně zahrnují jeden nebo více atomů vodíku. Příklad: NaOH, K 2, H 2 SO 4 a další.
5. Hydroxid vodíku. Tato sloučenina je lépe známá jako voda. Jiný název pro oxid vodíku. Empirický vzorec vypadá takto - H 2 O.
6. Peroxid vodíku. Je to nejsilnější oxidační činidlo, jehož vzorec je Н 2 О 2.
7. Četné organické sloučeniny: uhlovodíky, bílkoviny, tuky, lipidy, vitamíny, hormony, éterické oleje a další.

Je zřejmé, že rozmanitost sloučenin prvku, o kterém uvažujeme, je velmi velká. To opět potvrzuje jeho vysoký význam pro přírodu a člověka i pro všechny živé bytosti.

je nejlepší rozpouštědlo

Jak bylo uvedeno výše, běžným názvem této látky je voda. Skládá se ze dvou atomů vodíku a jednoho kyslíku, spojených kovalentními polárními vazbami. Molekula vody je dipól, což vysvětluje mnoho jeho vlastností. Jedná se zejména o univerzální rozpouštědlo.

Právě ve vodním prostředí probíhají téměř všechny chemické procesy. Vnitřní reakce plastů a výměna energie v živých organismech se také provádí pomocí oxidu vodíku.

Voda je považována za nejdůležitější látku na planetě. Je známo, že žádný živý organismus bez něj nemůže žít. Na Zemi je schopen existovat ve třech stavech agregace:

• kapalný;
• plyn (pára);
• pevná látka (led).

Existují tři typy vody v závislosti na izotopu vodíku, který je součástí molekuly.

1. Lehký nebo protium. Izotop c obrovské číslo 1. Vzorec - H 2 O. Toto je běžná forma používaná všemi organismy.
2. Deuterium nebo těžké, jeho vzorec je D 2 O. Obsahuje izotop 2 H.
3. Super těžké nebo tritiové. Vzorec vypadá jako T 3 O, izotop je 3 N.

Zásoby čerstvé protiové vody na planetě jsou velmi důležité. Již nyní je v mnoha zemích jeho nedostatek. Jsou vyvíjeny metody pro úpravu slané vody za účelem získání pitné vody.

Peroxid vodíku je univerzální lék

Tato sloučenina, jak je uvedeno výše, je vynikajícím oxidačním činidlem. Se silnými zástupci se však může chovat také jako restaurátor. Kromě toho má výrazný baktericidní účinek.

Jiným názvem této sloučeniny je peroxid. Právě v této formě se používá v medicíně. 3% roztok krystalického hydrátu dané sloučeniny je lékařský lék, který se používá k ošetření malých ran za účelem jejich dezinfekce. Bylo však prokázáno, že v tomto případě se hojení ran časem zvyšuje.

Peroxid vodíku se také používá v raketových palivech, v průmyslu pro dezinfekci a bělení, jako pěnidlo pro výrobu vhodných materiálů (například pěny). Peroxid navíc pomáhá čistit akvária, bělit vlasy a bělit zuby. Současně však poškozuje tkáně, takže to pro tyto účely odborníci nedoporučují.

Vodík je vůbec prvním prvkem v Periodické tabulce chemických prvků, má atomové číslo 1 a relativní atomovou hmotnost 1,0079. Jaké jsou fyzikální vlastnosti vodík?

Fyzikální vlastnosti vodíku

V překladu z latiny znamená vodík „porodit vodu“. V roce 1766 anglický vědec G. Cavendish shromáždil „hořlavý vzduch“ uvolněný působením kyselin na kovy a začal studovat jeho vlastnosti. V roce 1787 A. Lavoisier definoval tento „hořlavý vzduch“ jako nový chemický prvek, která je součástí vody.

Obr. 1. A. Lavoisier.

Vodík má 2 stabilní izotopy - protium a deuterium a také radioaktivní - tritium, jehož množství na naší planetě je velmi malé.

Vodík je nejhojnějším prvkem ve vesmíru. Slunce a většina hvězd mají jako primární prvek vodík. Tento plyn je také součástí vody, oleje, zemní plyn... Celkový obsah vodíku na Zemi je 1%.

Obr. 2. Vzorec vodíku.

Atom této látky zahrnuje jádro a jeden elektron. Když se elektron ztratí z vodíku, vytvoří kladně nabitý iont, to znamená, že vykazuje kovové vlastnosti. Ale také atom vodíku je schopen nejen ztratit, ale také připojit elektron. V tomto je velmi podobný halogenům. Vodík v periodické tabulce tedy patří do skupiny I i VII. Nekovové vlastnosti vodíku jsou v něm výraznější.

Molekula vodíku se skládá ze dvou atomů spojených kovalentní vazbou

Za normálních podmínek je vodík bezbarvý plynný prvek, který je bez zápachu a chuti. Je 14krát lehčí než vzduch a jeho teplota varu je -252,8 stupňů Celsia.

Tabulka "Fyzikální vlastnosti vodíku"

Kromě svých fyzikálních vlastností má vodík také řadu chemických vlastností. Při zahřátí nebo za působení katalyzátorů reaguje vodík s kovy a nekovy, sírou, selenem, telurem a může také snížit oxidy mnoha kovů.

Výroba vodíku

Z průmyslových metod výroby vodíku (s výjimkou elektrolýzy vodných solných roztoků) je třeba poznamenat následující:

• průchod vodní páry horkým uhlím při teplotě 1000 stupňů:

• přeměna methanu s vodní párou při teplotě 900 stupňů:

CH4 + 2H20 = C02 + 4H2

Historie objevu vodíku

Pokud se jedná o nejhojnější chemický prvek na Zemi, pak je vodík nejhojnějším prvkem v celém vesmíru. Naše (a další hvězdy) jsou asi polovina vodíku a pokud jde o mezihvězdný plyn, je to 90% atomů vodíku. Tento chemický prvek zaujímá také významné místo na Zemi, protože spolu s kyslíkem je součástí vody a jeho samotný název „vodík“ pochází ze dvou starořeckých slov: „voda“ a „rodit“. Kromě vody je ve většině přítomný vodík organická hmota a buňky, bez ní i bez kyslíku, by byl sám život nepředstavitelný.

Historie objevu vodíku

Prvním vědcem, který si všiml vodíku, byl velký alchymista a léčitel středověku Theophrastus Paracelsus. Ve svých alchymistických experimentech, v naději, že najde „kámen mudrců“ smíchaný s kyselinami, dostal Paracelsus dříve neznámý hořlavý plyn. Je pravda, že nebylo možné oddělit tento plyn od vzduchu.

Pouhé století a půl po Paracelsovi se francouzskému chemikovi Lemerymu podařilo oddělit vodík od vzduchu a dokázat jeho hořlavost. Je pravda, že Lemery nechápal, že plyn, který dostal, byl čistý vodík. Souběžně se ruský vědec Lomonosov zabýval podobnými chemickými experimenty, ale skutečný průlom ve studiu vodíku udělal anglický chemik Henry Cavendish, který je právem považován za objevitele vodíku.

V roce 1766 se Cavendishovi podařilo získat čistý vodík, který nazýval „hořlavý vzduch“. Po dalších 20 letech byl talentovaný francouzský chemik Antoine Lavoisier schopen syntetizovat vodu a extrahovat z ní tento „hořlavý vzduch“ - vodík. A mimochodem, byl to Lavoisier, kdo nabídl vodíku své jméno - „Hydrogenium“, neboli „vodík“.

Antoine Lavoisier se svou ženou, která mu pomáhala provádět chemické experimenty, včetně syntézy vodíku.

Uspořádání chemických prvků v Mendělejevově periodické tabulce je založeno na jejich atomové hmotnosti, počítané vzhledem k atomové hmotnosti vodíku. Jinými slovy, vodík a jeho atomová hmotnost jsou základním kamenem periodické tabulky, středem, na jehož základě vytvořil velký chemik svůj systém. Není proto divu, že vodík zaujímá čestné první místo v periodické tabulce.

Vodík má navíc následující vlastnosti:

• Atomová hmotnost vodíku je 1,00795.
• Vodík má tři izotopy, z nichž každý má jednotlivé vlastnosti.
• Vodík je lehký prvek s nízkou hustotou.
• Vodík má redukční a oxidační vlastnosti.
• Při vstupu s kovy vodík přijímá jejich elektron a stává se oxidačním činidlem. Tyto sloučeniny se nazývají hydráty.

Vodík je plyn, jeho molekula se skládá ze dvou atomů.

Takto schematicky vypadá molekula vodíku.

Molekulární vodík vytvořený z takových diatomických molekul exploduje, když je vyhozen zápalný zápal. Molekula vodíku v explozi se rozpadá na atomy, které se mění na jádra helia. Přesně tak se to děje na Slunci a jiných hvězdách - díky neustálému rozpadu molekul vodíku naše hvězda hoří a zahřívá nás svým teplem.

Fyzikální vlastnosti vodíku

Vodík má následující fyzikální vlastnosti:

• Teplota varu vodíku je 252,76 ° C;
• A při teplotě 259,14 ° C se již začíná tát.
• Vodík se ve vodě mírně rozpouští.
• Čistý vodík je vysoce nebezpečná výbušná a hořlavá látka.
• Vodík je 14,5krát lehčí než vzduch.

Chemické vlastnosti vodíku

Protože vodík může být v různých situacích jak oxidačním činidlem, tak i redukčním činidlem, používá se k provádění reakcí a syntéz.

Oxidační vlastnosti vodík interaguje s aktivními (obvykle alkalickými kovy a kovy alkalických zemin), výsledkem těchto interakcí je tvorba hydridů - sloučenin podobných solím. Hydridy se však také tvoří během reakcí vodíku s kovy s nízkou aktivitou.

Redukční vlastnosti vodíku mají schopnost redukovat kovy na jednoduché látky z jejich oxidů, v průmyslu se tomu říká hydrogenotermie.

Jak získat vodík?

Mezi průmyslové prostředky pro výrobu vodíku patří:

• zplyňování uhlí,
• parní reformování metanu,
• elektrolýza.

V laboratoři lze vodík získat:

• při hydrolýze hydridů kovů,
• při reakci s vodou alkalických kovů a kovů alkalických zemin,
• když zředěné kyseliny interagují s aktivními kovy.

Aplikace vodíku

Protože vodík je 14krát lehčí než vzduch, za starých časů byl naplněn Balónky a vzducholodi. Ale po sérii katastrof, které se staly na vzducholodích, museli konstruktéři hledat náhradu za vodík (připomeňme, že čistý vodík je výbušná látka a sebemenší jiskra stačila k výbuchu).

Výbuch vzducholodi Hindenburg v roce 1937, příčinou výbuchu bylo vznícení vodíku (v důsledku zkratu), na kterém tato obrovská vzducholoď letěla.

Proto pro taková letadla místo vodíku začali používat hélium, které je také lehčí než vzduch, získávání hélia je pracnější, ale není tak výbušné jako vodík.

Vodík se také používá k čištění odlišné typy paliva, zejména na bázi ropy a ropných produktů.

Vodíkové video

A na závěr vzdělávací video k tématu našeho článku.

Začneme-li zvažovat chemické a fyzikální vlastnosti vodíku, je třeba poznamenat, že ve svém obvyklém stavu je tento chemický prvek v plynné formě. Bezbarvý plynný vodík je bez zápachu a bez chuti. Poprvé byl tento chemický prvek nazýván vodík poté, co vědec A. Lavoisier provedl experimenty s vodou, podle výsledků kterých světová věda Dozvěděl jsem se, že voda je vícesložková kapalina, která obsahuje vodík. K této události došlo v roce 1787, ale dlouho před tímto datem byl vodík vědcům známý jako „hořlavý plyn“.

Vodík v přírodě

Podle vědců je vodík obsažen v zemská kůra a ve vodě (přibližně 11,2% z celkového objemu vody). Tento plyn je součástí mnoha minerálů, které lidstvo po staletí získává z útrob Země. Vlastnosti vodíku jsou pro organismy zvířat a rostlin částečně charakteristické pro ropu, přírodní plyny a jíl. Ale ve své čisté formě, to znamená, že není kombinován s jinými chemickými prvky periodické tabulky, je tento plyn v přírodě extrémně vzácný. Tento plyn může být uvolněn na povrch Země během sopečných erupcí. Volný vodík je v atmosféře přítomen ve stopových množstvích.

Chemické vlastnosti vodíku

Protože chemické vlastnosti vodíku nejsou jednotné, patří tento chemický prvek do skupiny I systému Mendělejev i do skupiny systému VII. Jako zástupce první skupiny je vodík ve skutečnosti alkalický kov, který má oxidační stav +1 ve většině sloučenin, ke kterým patří. Stejná valence je charakteristická pro sodík a jiné alkalické kovy. Díky těmto chemickým vlastnostem je vodík považován za prvek podobný těmto kovům.

Li přichází to o hydridech kovů, pak má vodíkový ion zápornou valenci - jeho oxidační stav je -1. Na + H- se vyrábí podle stejného schématu jako Na + Cl- chlorid. Tato skutečnost je důvodem pro připisování vodíku skupině VII Mendělejevova systému. Vodík je ve stavu molekuly za předpokladu, že zůstává v běžném prostředí, je neaktivní a může se kombinovat výhradně s nekovy, které jsou pro ni aktivnější. Mezi tyto kovy patří fluor, za přítomnosti světla se vodík kombinuje s chlorem. Pokud se vodík zahřívá, stává se aktivnějším a vstupuje do reakcí s mnoha prvky Mendělejevova periodického systému.

Atomový vodík vykazuje aktivnější chemické vlastnosti než molekulární vodík. Molekuly kyslíku ve formě vody - H2 + 1 / 2O2 = H2O. Při interakci vodíku s halogeny se tvoří halogenovodíky H2 + Cl2 = 2HCl a vodík vstupuje do této reakce za nepřítomnosti světla a při dostatečně vysokých negativních teplotách - až - 252 ° С. Chemické vlastnosti vodíku umožňují jeho použití k redukci mnoha kovů, protože při reakci vodík absorbuje kyslík z oxidů kovů, například CuO + H2 = Cu + H2O. Vodík se podílí na tvorbě amoniaku, interaguje s dusíkem v reakci 3H2 + N2 = 2NH3, ale za podmínky, že se použije katalyzátor, a teplota a tlak se zvýší.

K intenzivní reakci dochází, když vodík interaguje se sírou v reakci H2 + S = H2S, jejímž výsledkem je sirovodík. Interakce vodíku s tellurem a selenem je o něco méně aktivní. Pokud není katalyzátor, reaguje s čistým uhlíkem a vodíkem pouze za podmínky, že se vytvoří vysoké teploty. 2H2 + C (amorfní) = CH4 (methan). V procesu vodíkové aktivity s některými zásadami a jinými kovy se získávají hydridy, například H2 + 2Li = 2LiH.

Fyzikální vlastnosti vodíku

Vodík je velmi lehký chemikálie... Aspoň to vědci říkají tento moment, není lehčí látka než vodík. Jeho hmotnost je 14,4krát lehčí než vzduch, jeho hustota je 0,0899 g / l při 0 ° C. Při teplotách -259,1 ° C je vodík schopen tát - jedná se o velmi kritickou teplotu, která není typická pro transformaci většiny chemické sloučeniny z jednoho státu do druhého. Pouze takový prvek jako helium v ​​tomto ohledu převyšuje fyzikální vlastnosti vodíku. Zkapalňování vodíku je obtížné, protože jeho kritická teplota je (-240 ° C). Vodík je plyn, který lidstvu nejvíce produkuje teplo. Všechny vlastnosti popsané výše jsou nejvýznamnějšími fyzikálními vlastnostmi vodíku, které lidé používají ke konkrétním účelům. Tyto vlastnosti jsou také nejdůležitější pro moderní vědu.

Struktura a fyzikální vlastnosti vodíku Vodík je diatomický plyn H2. Je bezbarvý a bez zápachu. Je to nejlehčí plyn. Díky této vlastnosti se používal v balónech, vzducholodích a podobných zařízeních, avšak rozšířenému použití vodíku pro tyto účely brání jeho výbušnost ve směsi se vzduchem.

Molekuly vodíku jsou nepolární a velmi malé, takže mezi nimi existuje jen malá interakce. V tomto ohledu má velmi nízkou teplotu tání (-259 ° C) a teplotu varu (-253 ° C). Vodík je ve vodě prakticky nerozpustný.

Vodík má 3 izotopy: obyčejný 1H, deuterium 2H nebo D a radioaktivní tritium 3H nebo T. Těžké izotopy vodíku jsou jedinečné v tom, že jsou 2 nebo dokonce 3krát těžší než obyčejný vodík! Proto nahrazení běžného vodíku deuteriem nebo tritiem výrazně ovlivňuje vlastnosti látky (například body varu běžného vodíku H2 a deuteria D2 se liší o 3,2 stupně). Interakce vodíku s jednoduché látky Vodík je nekov se střední elektronegativitou. Proto jsou v něm obsaženy jak oxidační, tak redukční vlastnosti.

Oxidační vlastnosti vodíku se projevují reakcemi s typickými kovy - prvky hlavních podskupin skupin I-II periodické tabulky. Nejaktivnější kovy (alkalické a alkalické zeminy) při zahřátí vodíkem dávají hydridy - pevné látky podobné solím obsahující v krystalové mřížce hydridový iont H-. 2Na + H2 = 2NaH ; Ca + H2 = CaH2 Redukční vlastnosti vodíku se objevují při reakcích s typičtějšími nekovy než s vodíkem: 1) Interakce s halogeny H2 + F2 = 2HF

Interakce s analogy fluoru - chlor, brom, jod - probíhá podobným způsobem. Jak aktivita halogenu klesá, intenzita reakce klesá. K reakci s fluorem dochází za normálních podmínek výbušně, pro reakci s chlorem je nutné osvětlení nebo zahřívání a reakce s jodem probíhá pouze při silném zahřátí a je reverzibilní. 2) Interakce s kyslíkem 2H2 + O2 = 2H2O Reakce probíhá s velkým uvolňováním tepla, někdy s výbuchem. 3) Interakce se sírou H2 + S = H2S Síra je mnohem méně aktivní nekov než kyslík a interakce s vodíkem probíhá klidně. 4) Interakce s dusíkem 3H2 + N2↔ 2NH3 Reakce je reverzibilní, probíhá ve znatelné míře pouze v přítomnosti katalyzátoru, za zahřívání a pod tlakem. Produkt se nazývá amoniak. 5) Interakce s uhlíkemС + 2Н2↔ СН4 Reakce probíhá v elektrickém oblouku nebo při velmi vysokých teplotách. Jako vedlejší produkty se tvoří také další uhlovodíky. 3. Interakce vodíku s komplexními látkami Vodík také vykazuje redukční vlastnosti při reakcích s komplexními látkami: 1) Redukce oxidů kovů umístěných v elektrochemické sérii napětí napravo od hliníku, stejně jako nekovové oxidy: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O ; CuO + H2 Cu + H2O Vodík se používá jako redukční činidlo pro extrakci kovů z oxidových rud. Reakce probíhají při zahřátí. 2) Připojení k organickým nenasyceným látkám; С2Н4 + Н2 (t; p) → С2Н6 Reakce probíhají v přítomnosti katalyzátoru a pod tlakem. Prozatím se nebudeme dotýkat dalších vodíkových reakcí. 4. Získávání vodíku V průmyslu se vodík vyrábí zpracováním uhlovodíkových surovin - zemního a souvisejícího plynu, koksu atd. Laboratorní metody výroby vodíku:

1) Interakce kovů stojících v elektrochemické sérii kovových napětí nalevo od vodíku s kyselinami. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Interakce kovů v elektrochemické sérii kovových napětí nalevo od hořčíku, s studená voda... To také produkuje alkálie.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Kov nacházející se v elektrochemické řadě kovových napětí nalevo od manganu je za určitých podmínek schopen vytěsnit vodík z vody (hořčík - z horká voda, hliník - za předpokladu, že je oxidový film odstraněn z povrchu).

Mg + 2H20 Mg (OH) 2 + H2

Kov umístěný v elektrochemické sérii kovových napětí nalevo od kobaltu je schopen vytlačovat vodík z vodní páry. To také tvoří oxid.

3Fe + 4H2O pára Fe3O4 + 4H23) Interakce kovů, jejichž hydroxidy jsou amfoterní, s alkalickými roztoky.

Kovy, jejichž hydroxidy jsou amfoterní, vytlačují vodík z alkalických roztoků. Musíte znát 2 takové kovy - hliník a zinek:

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

Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2

V tomto případě se tvoří komplexní soli - hydroxoalumináty a hydroxyzinkáty.

Všechny dosud uvedené metody jsou založeny na stejném procesu - oxidaci kovu atomem vodíku v oxidačním stavu +1:

М0 + nН + = Мn + + n / 2 H2

4) Interakce hydridů aktivních kovů s vodou:

CaH2 + 2H20 = Ca (OH) 2 + 2H2

Tento proces je založen na interakci vodíku v oxidačním stavu -1 s vodíkem v oxidačním stavu +1:

5) Elektrolýza vodných roztoků alkálií, kyselin, některých solí:

2H2O 2H2 + O2

5. Sloučeniny vodíku V této tabulce vlevo světelný stín zvýrazňuje buňky prvků, které tvoří iontové sloučeniny s hydridy vodíku. Tyto látky obsahují hydridový ion H-. Jsou to pevné, bezbarvé látky podobné solím a reagují s vodou za vzniku vodíku.

Prvky hlavních podskupin skupin IV-VII tvoří sloučeniny molekulární struktury s vodíkem. Někdy se jim také říká hydridy, ale to je nesprávné. Neobsahují hydridový ion, sestávají z molekul. Nejjednodušší vodíkové sloučeniny těchto prvků jsou zpravidla bezbarvé plyny. Výjimkou je voda, což je kapalina, a fluorovodík, který je při pokojové teplotě plynný, ale za normálních podmínek kapalný.

Tmavé buňky označují prvky, které tvoří sloučeniny s vodíkem a vykazují kyselé vlastnosti.

Tmavé buňky s křížkem označují prvky, které tvoří sloučeniny s vodíkem a vykazují základní vlastnosti.

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

29). obecné charakteristiky vlastnosti prvků hlavní podskupiny 7gr. Chlór. Lore vlastnosti. Kyselina chlorovodíková. Podskupina halogenů zahrnuje fluor, chlor, brom, jod a astat (astat je radioaktivní prvek, málo studovaný). Jedná se o p-prvky skupiny VII periodického systému D.I. Mendělejeva. Na úrovni vnější energie mají jejich atomy každý 7 elektronů ns2np5. To vysvětluje shodnost jejich vlastností.

Snadno připojují jeden elektron najednou a vykazují oxidační stav -1. Halogeny mají tento oxidační stav ve sloučeninách s vodíkem a kovy.

Atomy halogenu však mohou kromě fluoru také vykazovat pozitivní oxidační stavy: +1, +3, +5, +7. Možné hodnoty stupňů oxidace jsou vysvětleny elektronovou strukturou, kterou pro atomy fluoru lze znázornit diagramem

Jako nejvíce elektronegativní prvek může fluor přijímat pouze jeden elektron na úrovni 2 p. Má jeden nepárový elektron, takže fluor je pouze jednomocný a oxidační stav je vždy -1.

Elektronová struktura atomu chloru je vyjádřena schématem: Atom chloru má jeden nepárový elektron na 3p-podúrovni a v obvyklém (nevybuzeném) stavu je chlor jednomocný. Ale protože je chlór ve třetím období, má dalších pět orbitalů 3d-úrovně, ve které může být umístěno 10 elektronů.

Fluor nemá žádné volné orbitaly, což znamená, že v chemické reakce v atomu není separace spárovaných elektronů. Při zvažování vlastností halogenů je proto vždy nutné brát v úvahu vlastnosti fluoru a sloučenin.

Vodné roztoky vodíkových sloučenin halogenů jsou kyseliny: HF - fluorovodíková (fluorovodíková), HCl - chlorovodíková (chlorovodíková), HBr - bromovodík, HI - jodovodíková.

Chlor (latinsky Chlorum), Cl, chemický prvek skupiny VII Mendělejevova periodického systému, atomové číslo 17, atomová hmotnost 35,453; patří do rodiny halogenů. Za normálních podmínek (0 ° C, 0,1 MN / m2 nebo 1 kgf / cm2) žlutozelený plyn s ostrým dráždivým zápachem. Přírodní chlor se skládá ze dvou stabilních izotopů: 35Cl (75,77%) a 37Cl (24,23%).

Chemické vlastnosti chloru. Externí elektronická konfigurace atom Cl 3s2Зр5. V souladu s tím vykazuje chlor ve sloučeninách oxidační stavy -1, + 1, +3, +4, +5, +6 a +7. Kovalentní poloměr atomu je 0,99 Å, iontový poloměr Cl je 1,82 Å, afinita atomu chloru k elektronu je 3,65 eV, ionizační energie je 12,97 eV.

Chemicky je chlór velmi aktivní, kombinuje se přímo s téměř všemi kovy (s některými pouze za přítomnosti vlhkosti nebo při zahřátí) as nekovy (kromě uhlíku, dusíku, kyslíku, inertních plynů) a vytváří odpovídající chloridy, reaguje s mnoha sloučeninami nahrazuje vodík v nasycených uhlovodících a spojuje nenasycené sloučeniny. Chlor vytěsňuje brom a jod ze svých sloučenin vodíkem a kovy; je nahrazen fluorem ze sloučenin chloru s těmito prvky. Alkalické kovy za přítomnosti stop vlhkosti interagují s chlorem při vznícení, většina kovů reaguje se suchým chlorem pouze při zahřátí Fosfor se vznítí v atmosféře chloru a vytvoří РCl3 a při další chloraci - РСl5; síra s chlorem při zahřátí poskytuje S2CI2, SC12 a další SnClm. Arzen, antimon, vizmut, stroncium, telur intenzivně interagují s chlorem. Směs chloru s vodíkem hoří bezbarvým nebo žlutozeleným plamenem za vzniku chlorovodíku (to řetězová reakce). Chlor tvoří s kyslíkem oxidy: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8 a také chlornany (soli kyseliny chlorné), chloritany, chlorečnany a chloristany. Všechny okysličené sloučeniny chloru tvoří výbušné směsi se snadno oxidovatelnými látkami. Chlor ve vodě se hydrolyzuje za vzniku chlorných a chlorovodíkových kyselin: Cl2 + Н2О = НClО + НCl. Při chloraci vodných roztoků alkálií za studena se vytvářejí chlornany a chloridy: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O a při zahřátí chlorečnany. Chlorací suchého hydroxidu vápenatého se získá bělidlo. Při interakci amoniaku s chlorem vzniká chlorid dusitý. Při chloraci organických sloučenin chlór buď nahrazuje vodík, nebo se přidává prostřednictvím vícenásobných vazeb a vytváří různé organické sloučeniny obsahující chlór. Chlor tvoří interhalogenové sloučeniny s jinými halogeny. Fluoridy ClF, ClF3, ClF3 jsou velmi reaktivní; například skleněná vlna se spontánně vznítí v atmosféře ClF3. Známé sloučeniny chloru s kyslíkem a fluorem - Chloroxyfluoridy: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 a chloristan fluoru FClO4. Kyselina chlorovodíková (kyselina chlorovodíková, kyselina chlorovodíková, chlorovodík) - HCl, roztok chlorovodíku ve vodě; silná monobázická kyselina. Bezbarvý (technická kyselina chlorovodíková je nažloutlá kvůli nečistotám Fe, Cl2 atd.), „Dýmavá“ na vzduchu, leptavá kapalina. Maximální koncentrace při 20 ° C je 38% hmotnostních. Soli kyseliny chlorovodíkové se nazývají chloridy.

Interakce se silnými oxidanty (manganistan draselný, oxid manganičitý) s uvolňováním plynného chloru:

Interakce s amoniakem za vzniku hustého bílého kouře, který se skládá z nejmenších krystalů chloridu amonného:

Kvalitativní reakce na kyselina chlorovodíková a jeho sůl je jeho interakce s dusičnanem stříbrným, ve kterém se tvoří železná sraženina chloridu stříbrného, ​​nerozpustná v kyselině dusičné:

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