Изучение химических свойств водорода уравнение

Водород. Физические и химические свойства, получение

Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.
Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.
В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других — неметаллические (принимает электрон).
В природе встречаются изотопы водорода: 1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).

Простое вещество водород

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069; незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема H2). Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.

Получение водорода

1.Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl ₂ +H ₂ ↑

2.Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H ₂ O → Ca(OH) ₂ +H ₂ ↑

3.Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H ₂ O → NaOH +H ₂ ↑
СаH ₂ + 2Н ₂ О = Са(ОН) ₂ + 2Н ₂ ↑

4.Действие щелочей на цинк или алюминий или кремний:
2Al +2NaOH +6H ₂ O → 2Na[Al(OH) ₄ ] +3H ₂ ↑
Zn +2KOH +2H ₂ O → K ₂ [Zn(OH) ₄ ] +H ₂ ↑
Si + 2NaOH + H ₂ O → Na ₂ SiO ₃ + 2H ₂

5. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например НаОН, Н ₂ SO ₄ или Na ₂ SO ₄ . На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде — 1 объем кислорода.
2H ₂ O → 2H ₂ +О ₂

Промышленное получение водорода

1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH ₄ + H ₂ O → CO + 3 H ₂
CO + H ₂ O → CO ₂ + H ₂

2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000 о С:
С + H ₂ O → CO + H ₂
CO +H ₂ O → CO ₂ + H ₂

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.

3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или нике­левого катализатора:
СH ₄ → С + 2Н ₂ ↑

4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н ₂ О + 2NaCl→ Cl ₂ ↑ + H ₂ ↑ + 2NaOH

Химические свойства водорода

• В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
• Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов Н:Н или Н ₂
• Благодаря этому обобщению электронов молекула Н ₂ более энергети­чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н ₂ = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
• Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
• Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине­ния типа РН ₄ , RН ₃ , RН ₂ , RН.

1) С галогенами образует галогеноводороды:
Н ₂ + Cl ₂ → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

2) С кислородом:
2Н ₂ + О ₂ → 2Н ₂ О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н ₂ и 1 объема О ₂ называется гремучим газом.

3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром):
Н ₂ + S → H ₂ S (сероводород),

4) С азотом с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН ₂ + N ₂ → 2NН ₃

5) С углеродом при высоких температурах:
2Н ₂ + С → СН ₄ (метан)

6) С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды (водород – окислитель):
Н ₂ + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H — построен подобно хлориду Na + Cl —

Со сложными веществами:

7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H ₂ → Cu + H ₂ O
Fe ₃ O ₄ + 4H ₂ → 3Fe + 4Н ₂ О

8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H ₂ → CH ₃ OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН ₃ ОН и другие.

9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
С _n Н _2n + Н ₂ → С _n Н _2n+2 .

Водород: химия водорода и его соединений

Водород

Положение в периодической системе химических элементов

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H₂ → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H₂ → Zn + H₂O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H₂ → Cu + H₂O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

• как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
• кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
• как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
• водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
• получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеН_х. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Способы получения

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

2Na + H₂ → 2NaH

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H₂

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O₂ = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl₂ = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Физические свойства

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

Химические свойства

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

• с магнием реагирует при кипячении:

• алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:

• металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:

• металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н₂O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO₂):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Водород — получение, физические и химические свойства и применение

Содержание:

Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле — воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). В свободном состоянии Водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного Водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве Водород в виде потока протонов образует внутренний («протонный») радиационный пояс Земли. В космосе Водород является самым распространенным элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звезд, основную часть газов межзвездной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного Н2, метана СН4, аммиака NH3, воды Н2О, радикалов. В виде потока протонов Водород входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Водород — получение, физические свойства и применение

водород – элемент (Н), водород – простое вещество .

Общая характеристика водорода

Водород является первым элементом в Периодической системе Д. И. Менделеева. Химический знак элемента – H (читается «аш»). Водород – неметалл, имеет 1 протон и 1 электрон. Электронная формула: , s-элемент.
Относительная атомная масса (H) = 1,008, это самый легкий химический элемент. Водород в соединениях всегда одновалентен, он встречается в виде трех изотопов: – протий, – дейтерий (D), – тритий (T) (рис. 21).

Ядра изотопов водорода: 1 – протий; 2 – дейтерий; 3 – тритий

Открытие. Английский ученый Г. Кавендиш в 1766 г. получил водород действием цинка на растворы серной и соляной кислот. Ученый подробно исследовал свойства водорода, наблюдая его поведение на воздухе, и новому газу дал название «горючий воздух». А в
1783 г. французские ученые А. Лавуазье и Ж. Менье осуществили термическое разложение воды и установили, что вода состоит из кислорода и водорода. Современное название водороду дал французский химик А. Титон де Морво в 1787 году. Он предложил название hydrogenium, означающее «рождающий воду». Тот же смысл заключается в казахском и русском названиях.

физические свойства

Водород – простое вещество, состоит из двухатомных молекул Относительная молекулярная масса = 2 г/моль. Водород –бесцветный, без запаха, самый легкий газ из всех газообразных веществ при (н.у.) ( = 0,09 г/л). Температура кипения равна – 252,76°С, температура плавления равна – 259,2°С. Легче воздуха в 14,5 раз, мало растворим в воде. В 100 объемах воды при температуре 20°С растворяется 2 объема водорода.

Нахождение в природе

Водород – самый распространенный химический элемент во Вселенной, главная составная часть Солнца и большинства звезд. На Земле он находится только в связанном состоянии. В земной коре на долю водорода приходится 92% от количества всех атомов. Его массовая доля составляет 1,4%, а в космосе – 63%. Он входит в состав воды, нефти, природного газа, каменного угля, а также в состав живых организмов. По
распространенности на Земле водород занимает 9-е место. С применением водорода можете ознакомиться по рис. 22.

Получение в промышленности

В промышленности водород получают
электролизом из самого распространенного вещества – воды (рис. 23); а также из углеводородов (метан).

Массовая доля водорода в воде:

Существуют и другие методы получения водорода для промышленных целей, вы будете изучать их позднее.

Получение в лаборатории

В лабораторных условиях водород получают взаимодействием таких металлов как Fe, Zn, Mg и др. с растворами кислот. Обычно используют цинк и раствор соляной или серной кислоты (рис. 23).

Один и тот же металл вытесняет из разных кислот водород. Следовательно, можно сделать вывод: в состав кислот входят атомы водорода, которые замещаются на атомы металла.

Для проведения вышеуказанной реакции в пробирку помещают 2–3 гранулы цинка. Через воронку наливают раствор соляной либо серной кислоты и закрывают пробирку пробкой с газоотводной трубкой. При этом протекают реакции замещения:

Полученный водород можно собрать двумя способами:
а) методом вытеснения воздуха в перевернутую вверх дном пробирку, так как водород легче воздуха в 14,5 раз.

б) методом вытеснения воды, так как водород плохо растворим в воде.
После того как пробирка наполнится газом, ее закрывают стеклянной пластинкой и подносят к горелке. Если водород чистый, без воздуха, то он сгорает спокойно, будет слышен лишь слабый хлопок.
А если он загрязнен воздухом, то произойдет взрыв (безопасный). Этот способ называется проверкой водорода на чистоту.

Такие металлы, как литий, калий, натрий, кальций, барий могут вытеснить водород из воды (рис. 24).

Реакции идут очень энергично, но эти металлы обычно не используются, так как это экономически невыгодно и небезопасно.

В химических лабораториях для многократного получения газов (H2S, CO2), в том числе и водорода, используют прибор автоматического действия – аппарат Киппа (рис. 25). Это стеклянный прибор, состоящий из двух частей: шарообразного сосуда (1) с краном (5) и
шарообразной воронки (2), конец которой на 1–2 см не доходит до дна сосуда.
На дно стеклянного шара (1) помещают кусочки мрамора, металла и другие вещества. Воронка вставляется в сосуд герметично. Нижний полушар с краном (4) закрыт пробкой.

При зарядке аппарата для получения водорода в сосуд прибора через средний шар помещают твердое вещество (Zn). Затем закрывают пробкой с газоотводной трубкой (5) и при открытом кране (5) вливают в воронку раствор кислоты. Кислота поступает в нижнюю часть прибора, затем поднимается в средний шар, и начинается химическая реакция, выделяется
газ. Как только кислота покроет твердое вещество, кран (5) закрывают. После этого кислота под давлением образовавшегося газа вытесняется в нижнюю часть прибора и в воронку, реакция прекращается. Аппарат начинает действовать при открытии крана (5).

Запомните! При опытах с водородом нельзя поджигать водород, не проверив его на чистоту, иначе внутри прибора может произойти взрыв. Это очень опасно!

Химические свойства водорода

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

В обычных условиях водород () является устойчивым соединением.

1. При нагревании взаимодействует с некоторыми простыми веществами:

Для проведения этой реакции берут толстостенную пробирку, на стенках которой отмечены
объемы, набирают 1 объем кислорода и 2 объема водорода и обертывают полотенцем для
безопасности. При поднесении горящей лучинки к отверстию пробирки происходит взрыв.
Водород активно взаимодействует с кислородом с выделением тепла (рис. 26). Взрыв происходит при поэтому смесь в таком соотношении газов называют гремучим газом.

2. При взаимодействии водорода с хлором образуется хлороводород с резким запахом, который раздражает слизистую оболочку дыхательных путей (рис. 27).

3. При пропускании через нагретую серу водород образует газ с неприятным запахом тухлых яиц – сероводород.

Соединениям водорода с неметаллами дают названия по следующему принципу: название неметалла + соединительная гласная о + слово «водород».

Например:
HCl – хлороводород;
– сероводород;
HF – фтороводород;
HBr – бромоводород.
Кроме того, некоторые соединения водорода имеют старинные (тривиальные) названия:
– вода, – аммиак, – метан, – силан и др.

4. При взаимодействии водорода с металлами образуются твердые вещества – бинарные соединения, называемые гидридами.

– гидрид натрия;

– гидрид кальция.

Взаимодействие водорода со сложными веществами

При пропускании водорода через нагретый оксид меди (II) (порошок черного цвета) образуется порошок красного цвета (Cu) – металлическая медь:

Водород – экологически чистое топливо, при его горении образуется природное соединение Человечество заинтересовано в развитии водородной энергетики.

Практическая работа №2
Получение водорода и изучение его свойств

Цель: знать свойства водорода как восстановителя и уметь получить его.

1. Соберите прибор, как показано на рисунке 23, б (с. 79), и проверьте его на герметичность.

2. В пробирку поместите 3 гранулы цинка, через воронку налейте раствор соляной кислоты и плотно закройте пробкой с газоотводной трубкой.

3. Водород соберите в перевернутую вверх дном пробирку методом вытеснения воды либо воздуха. Как только пробирка наполнится газом, закройте ее стеклянной пластинкой и поднесите к пламени спиртовки. Что при этом наблюдается?

• 1. Водород — самый легкий элемент, имеет три изотопа: протий, дейтерий, тритий.
• 2. По валентности (I) водорода определяют валентность других элементов.
• 3. По водороду (Н.,) определяют относительные плотности газов (Dh2(X))-
• 4. Водород вступает во взаимодействие: а) со многими неметаллами, образуя летучие водородные соединения; б) химически активными металлами, образуя гидриды; в) с некоторыми оксидами.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.