Наблюдать проведение следующих опытов и записать уравнения реакций

2.1. Взаимодействие цинка с соляной кислотой, в результате которой выделяется водород. При нагревании реакция ускоряется, при охлаждении замедляется.

2.2. Взаимодействие цинка с гидроксидом натрия. Водород выделяется только при нагревании.

2.3. Взаимодействие йодида калия с перекисью водорода. Выделяется йод.

2.4. Взаимодействие перекиси водорода с перманганатом калия в щелочной среде. Если прилить к перманганату калия раствор перекиси водорода, реакция не происходит. При добавлении гидроксида натрия перманганат калия восстанавливается.

2.5. Взаимодействие сульфида свинца с перекисью водорода. Перекись водорода окисляет сульфид свинца и образуется белый осадок сульфата свинца.

2.6. Взаимодействие натрия с водой. Спиртовой раствор фенолфталеина используется в качестве индикатора. Идет бурная реакция с выделением водорода.

2.7. Промышленные методы получения водорода.

2.7.1. Конверсия метана.

2.7.2. Неполное окисление метана.

2.7.3. Конверсия оксида углерода (II).

3. В каждой окислительно—восстановительной реакции проставить степени окисления и записать полуреакции.

Написать названия соединений в химических реакциях.

Приложение

Химия водорода

1. Распространение в природе.

2. Физико-химические свойства. Получение.

3. Применение.

1. Распространение. Природу водорода как особого газа впервые установил Кавендиш в 1766 г.

Водород принадлежит к распространенным в природе элементам. Он входит в состав воды, глины, каменного и бурого угля, нефти, во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается редко (в вулканических и природных газах). Водород – самый распространённый элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и большинства звёзд. Гигантские планеты солнечной системы Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, в газовых туманностях, в межзвёздном газе.

Его кларк равен 1%.

Кларк - относительная распространенность (в массовых долях, выраженная в %) элемента в таких составных частях Земли, как ее каменная кора глубиной до 16 км от уровня моря, воды океанов, морей, озер и рек, воздушная оболочка высотой до 50 км (граница стратосферы).

Водород не принадлежит ни к одной из групп периодической системы. Он обнаруживает те или иные физико-химические свойства, сходные с элементами почти всех А-групп. Атом водорода по сравнению со всеми остальными элементами имеет самую простую электронную конфигурацию - один электрон на одной s-АО. Основная особенность водорода заключается в том, что в отличие от всех других элементов (кроме гелия) в его атоме валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра – у него нет промежуточного слоя. Положительно заряженный ион водорода представляет собой элементарную частицу протон.

Особенность строения электронной оболочки атома водорода не позволяет однозначно решить, в какой группе периодической системы он должен находиться. Действительно, если исходить из числа валентных электронов его атома, то водород должен находиться в первой группе, что подтверждается также сходством спектров щелочных металлов и водорода. Со щелочными металлами сближает водород и его способность давать в растворах гидратированный положительный однозарядный ион (р). Однако в состоянии свободного иона (г) – протона – он не имеет ничего общего с ионами щелочных металлов.

Согласно теоретическим представлениям при огромных давлениях водород должен переходить в металлическое состояние. В этих условиях должно происходить превращение молекулярного водорода в атомный и должна образовываться кристаллическая решетка, в узлах которой находятся протоны, а электроны становятся общими для всего кристалла; такой кристалл должен обладать металлической проводимостью. Но энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

Если же исходить из того, что для завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, то водород следует поместить в VII группу. Атомы водорода, как и атомы галогенов, характеризуются высокими значениями ионизации.

Размещение водорода в I или VII группе таблицы в значительной мере условно.

Водород, встречающийся в природе, является смесью двух изотопов: - протия (99,984%) и (или )- дейтерия (0,016%). Радиоактивный изотоп - тритий или постоянно образуется в верхних слоях атмосферы под действием нейтронов космических лучей на атомы азота и некоторых других газов. В природных водах содержание трития не превышает 1-150 атомов на 1018 атомов протия.

В виде простого вещества (молекул ) он встречается только на очень больших высотах, где находятся частично в атомарном, а частично в ионизированном состоянии ( , ). Среднее содержание вблизи земной поверхности составляет всего 5×10^-5%.

Наиболее важные соединения водорода в природе вода, углеводороды и другие органические вещества.

2. Физико - химические свойства. Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Во всех трех агрегатных состояниях он находится в виде молекул . Его температура плавления «–259,20ºС», кипения

«–252,80ºС». Растворимость в 1л воды при 250ºС составляет 0,0175 л (при 0ºС и 0,1 МПа). Плотность водорода по отношению к воздуху равна 0,06952. В обычных условиях водород ведет себя как идеальный газ.

Водород является смесью 25% пара-водорода и 75% орто-водорода. Он способен давать химические соединения с большинством химических элементов, за исключением благородных газов.

Водород взаимодействует с кислородом воздуха и взрывается от искры и пламени:

Смеси и взрываются в темноте:

Хлор горит в атмосфере водорода:

, 184 кДж.

Реакции водорода с бромом и иодом протекают обратимо. С серой и селеном водород взаимодействует только при нагревании и . Непосредственно без катализаторов водород не реагирует с азотом, углеродом, кремнием. В обычных условиях молекулярный водород проявляет восстановительные свойства только по отношению к металлам, имеющим электродный потенциал более +0,7 В ( , , , ):

При высоких температурах является активным восстановителем, применяемым в промышленности:

Атомарный водород химически очень активен как восстановитель при Т=180ºС и более восстанавливает до металлов многие оксиды: , , , , и другие.

Некоторые металлы растворяют водород ( , , ). Щелочные, щелочно-земельные металлы, а также титан, цирконий, уран взаимодействуют с ним с образованием гидридов ( , , , и другие). Водород играет роль окислителя:

Водород вызывает физическую коррозию и стали – металлы становятся хрупкими и под нагрузкой расслаиваются.

Получение. В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов (до 90% метана), продуктов газификации топлива (водяного и паро-воздушного газов) и коксового газа. Производство водорода основано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (П), например над никелевым катализатором при Т = 800ºС:

, 161 кДж.

Затем из полученной смеси газов удаляют , сначала поглощая его водой под давлением, а затем – водным раствором этанол-аммиака.

Наиболее чистый водород получают электрическим разложением воды, содержащей для увеличения ее электрической проводимости и :

на катоде : ,

на аноде : .

Также получают по реакции:

и в лабораториях:

и из гидрида титана при терморазложении:

Гидридами называются бинарные соединения с более электроположительными элементами. По характеру химической связи все гидриды делят на ионные (солеобразные), ковалентные и металлообразные.

Ионные гидриды - бесцветные кристаллические вещества высокой реакционной способности. Все они сильные восстановители. Ионные гидриды в кристаллической решетке содержат катион металла и гидридный анион , который и определяет восстановительные свойства ионных гидридов. Стандартный электродный потенциал полуреакции:

, 2,24 В.

Поэтому анион проявляет по отношению ко многим веществам восстановительные свойства:

Ионные гидриды образуют все щелочные и щелочно-земельные элементы и лантаноиды в степени окисления (+II), например , .

Химическая активность ионных гидридов возрастает от к и от к . Гидриды и воспламеняются в сухом воздухе:

Они (ионные гидриды) реагируют с и :

При нагревании до Тº разложения образуются металл и водород:

Ковалентные гидриды некоторых р-элементов – газообразные бесцветные вещества со своеобразным запахом, взаимодействующие с водой и водными растворами гидроксидов щелочных металлов:

Исключением являются и , на которые ни вода, ни раствор не действуют. Силан и диборан сгорают с образованием оксидов:

При нагревании гидриды распадаются:

Бор и кремний еще образуют сложные гидриды цепочного строения, могущие включать до 20 атомов бора ( ) и до 6 атомов кремния ( ).

Металлообразующие гидриды образуют некоторые d-элементы. В таких гидридах химическая связь полярная ковалентная с участием ионов или в зависимости от вида металла и количества связанного водорода. Их металлические свойства возникают в результате свободного перемещения электронов, оставшихся в кристаллической решетке после образования связи. Например, в гидриде у металла m валентных электронов, а участвуют в образовании связи только n -ионов, то разность (m - n) дает число электронов, вызывающих металлические свойства. Когда m = n, металлические свойства исчезают и гидриды становятся ионными.

С кислотами они взаимодействуют, выделяя водород:

3.Применение. Водород широко используется как для химического синтеза веществ, так и в качестве «экологически чистого» топлива (горючего). При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600ºС), позволяющая сваривать и резать тугоплавкие металлы, кварц и пр.

В атомной энергетике для осуществления ядерных реакций синтеза гелия имеют большое значение изотопы водорода – тритий и дейтерий.

Водород – основа химической технологии и энергетики будущего.