При повышенной температуре водород реагирует с веществами пары

В уроке 22 «Химические свойства водорода» из курса «Химия для чайников» узнаем с какими веществами реагирует водород; выясним, какими химическими свойствами обладает водород.

Водород вступает в химические реакции с простыми и сложными веществами. Однако при обычных условиях водород малоактивен. Для его взаимодействия с другими веществами необходимо создать условия: повысить температуру, применить катализатор и др.

Реакции водорода с простыми веществами

При нагревании водород вступает в реакции соединения с простыми веществами — кислородом, хлором, азотом, серой.

Если поджечь на воздухе чистый водород, выходящий из газоотводной трубки, он горит ровным, еле заметным пламенем. Теперь поместим трубку с горящим водородом в банку с кислородом (рис. 95).

Горение водорода продолжается, при этом на стенках банки видны капли воды, образующейся в результате реакции:

При горении водорода выделяется много теплоты. Температура кислородно-водородного пламени достигает больше 2000 °С.

Химическая реакция водорода с кислородом относится к реакциям соединения. В результате реакции образуется оксид водорода (вода). Это значит, что произошло окисление водорода кислородом, т. е. эту реакцию мы можем назвать и реакцией окисления.

Если же в пробирку, опрокинутую вверх дном, собрать немного водорода методом вытеснения воздуха, а затем поднести к ее отверстию горящую спичку, то раздастся громкий «лающий» звук небольшого взрыва смеси водорода с воздухом. Такую смесь называют «гремучей».

На заметку: Способность водорода в смеси с воздухом образовывать «гремучий газ» часто являлась причиной катастроф на воздушных шарах, заполненных водородом. Нарушение герметичности оболочки шара приводило к пожару и даже взрыву. В наше время воздушные шары заполняют гелием или постоянно нагнетаемым горячим воздухом.

В атмосфере хлора водород сгорает с образованием сложного вещества — хлороводорода. При этом протекает реакция:

Реакция водорода с азотом происходит при повышенной температуре и давлении в присутствии катализатора. В результате реакции образуется аммиак NH3:

Если струю водорода направить на расплавленную в пробирке серу, то у ее отверстия ощутится запах тухлых яиц. Так пахнет газ сероводород H2S — продукт реакции водорода с серой:

На заметку: Водород способен не только растворяться в некоторых металлах, но и реагировать с ними. При этом образуются химические соединения, называемые гидридами (NaH — гидрид натрия). Гидриды некоторых металлов используют как горючее в ракетных двигателях на твердом топливе, а также при получении термоядерной энергии.

Реакции водорода со сложными веществами

Водород реагирует при повышенной температуре не только с простыми, но и со сложными веществами. Рассмотрим в качестве примера его реакцию с оксидом меди(II) CuO (рис. 96).

Пропустим водород над нагретым порошком оксида меди(II) CuO. По мере протекания реакции цвет порошка изменяется с черного на коричнево красный. Это цвет простого вещества меди Cu. В ходе реакции на холодных частях пробирки появляются капельки жидкости. Это еще один продукт реакции — вода H2O. Отметим, что в отличие от простого вещества меди вода — сложное вещество.

Уравнение реакции оксида меди(II) с водородом:

Водород в реакции с оксидом меди(II) проявляет способность отнимать у оксида металла кислород, тем самым восстанавливать металл из этого оксида. В результате происходит восстановление меди из сложного вещества CuO до металлической меди (Cu).

Реакции восстановления — это реакции, в ходе которых сложные вещества отдают атомы кислорода другим веществам.

Вещество, отнимающее атомы кислорода, называют восстановителем. В реакции с оксидом меди(II) восстановитель — водород. Так же реагирует водород и с оксидами некоторых других металлов, например PbO, HgO, MoO3, WO3 и др. Окисление и восстановление всегда взаимосвязаны между собой. Если одно вещество (Н2) окисляется, то другое (CuO) — восстанавливается, и наоборот.

Краткие выводы урока:

1. При нагревании водород реагирует с кислородом, хлором, азотом, серой.
2. Восстановление — это отдача атомов кислорода сложными веществами другим веществам.
3. Процессы окисления и восстановления взаимосвязаны между собой.

Надеюсь урок 22 «Химические свойства водорода» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s1. С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns2np5, где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

В трудах химиков XVI-XVIII вв. упоминался «горючий» или «воспламеняемый воздух», который в сочетании с обычным давал взрывчатые смеси. Получали его, действуя на некоторые металлы (железо, цинк, олово) разбавленными растворами кислот – серной и соляной. Первым ученым, описавшим свойства этого газа, был Г.Кавендиш. Он определил его плотность и изучил горение на воздухе, однако приверженность теории флогистона помешала исследователю разобраться в сути происходящих процессов. Кавендиш принял «горючий воздух» (водород) за чистый флогистон – невидимую субстанцию, которую тела теряют при горении или при растворении в кислотах. Тогда металлы считали сложными веществами, содержащими флогистон, его-то они якобы и выделяют под действием кислоты.

Дальнейшее развитие химии показало ошибочность этой теории. Теперь общеизвестно, что водород входит в состав кислот, а металлы являются простыми веществами. Однако способ получения водорода, открытый в те времена, используется в лабораториях до сих пор. Для этого в аппарат Киппа загружают палочки, отлитые из цинка, и заливают 20-процентную серную кислоту:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

А.Л.Лавуазье в 1779 г. получил водород при разложении воды, пропуская ее пары через раскаленную докрасна железную трубку с железными опилками. При температуре красного каления железо вступает в реакцию с водяным паром, и  выделяется водород: 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑

Аппарат Киппа

Лавуазье также доказал, что при взаимодействии «горючего воздуха» с кислородом образуется вода, причем газы реагируют в объемном соотношении 2:1. Это позволило ученому определить состав воды – Н2О. Название элемента – Hydrogenium – Лавуазье и его коллеги образовали от греческих слов «гидор» — «вода» и «геннао» — «рождаю». Русское слово «водород», т.е. «рождающий воду», является точным переводом латинского названия.

Водород относится к числу наиболее распространенных химических элементов. В земной коре он встречается почти исключительно в виде соединений: входит в состав нефти, природного газа, каменного угля, некоторых минералов. В свободном состоянии он обнаружен в незначительном количестве в вулканических газах, а также среди продуктов разложения органических веществ микроорганизмами. Но конечно, самое известное соединение водорода – это его оксид, вода. По оценкам ученых, на Земле 1,4∙1018 т поверхностных вод, и еще около 1,3∙1013т – в виде пара в атмосфере. Обширны также запасы подземных вод.

Кроме того, водород самый распространенный элемент во Вселенной. Энергия, излучаемая Солнцем и другими звездами, выделяется в результате ядерных реакций с участием его ядер.

Элемент образует несколько изотопов: наряду с обычным водородом с относительной атомной массой 1 (его называют протием, 1Н), на Земле встречаются два тяжелых изотопа – дейтерий(2Н или D) и тритий (3Н или Т). Содержание дейтерия в природном водороде очень незначительно: лишь один из 100 тыс. атомов водорода является атом дейтерия. Этот изотоп был выделен в 1931 г. при испарении жидкого водорода. Радиоактивного трития еще меньше – примерно один атом на каждые 1018 атомов 1Н. Недавно зафиксировано образование сверхтяжелых изотопов водорода – 4Н и 5Н.

Водород – бесцветный газ без вкуса и запаха, слаборастворимый в воде. Он в 14,5 раз легче воздуха – самый легкий из газов. Поэтому водородом раньше наполняли аэростаты и дирижабли.

При температуре -253оС  водород сжижается. Эта бесцветная жидкость – самая лёгкая из всех известных. При – 259оС  жидкий водород замерзает, превращаясь в бесцветные кристаллы. Как полагают некоторые исследователи, при высоких давлениях удастся сжать водород до такой степени, что он превратится в металл – приобретет металлический блеск и электропроводность (недаром этот элемент расположен в одной подгруппе с щелочными металлами). Но пока попытки получить металлический водород не увенчались успехом.

Молекулы Н2 настолько малы, что способны легко проходить не только через мелкие поры, но и сквозь металлы. Некоторые из них, например никель и палладий, могут поглощать большое количество водорода и удерживать его в атомарном виде в пустотах кристаллической решетки. Нагретая до 250оС  палладиевая фольга свободно пропускает водород: этим пользуются для тщательной очистки его от других газов.

Подобно Н2, дейтерий при нормальных условиях – газ, состоящий из молекул D2. Однако по сравнению с обычным водородом он имеет более высокую температуру кипения (-249оС ).

Тяжелая вода – оксид дейтерия D2O – внешне очень похожа на обычную воду, а по свойствам несколько отличается от нее. Так, при атмосферном давлении D2O закипает при 101,4оС , имеет более высокую плотность и менее летуча. Многие реакции в тяжелой воде протекают медленнее, чем в обычной, и это используется для изучения их механизма. Основной же потребитель тяжелой воды – ядерная техника, где она применяется как замедлитель нейтронов.

Химические свойства водорода

Горение водорода

В химических реакциях водород может быть как восстановителем (что для него более характерно), так и окислителем.

1. Реакции с простыми веществами

Водород взаимодействует как восстановитель:

а) с кислородом:

2H2 + O2 = 2H2O

Смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 при поджигании взрывается (так называемый «гремучий газ»);

б) с серой при нагревании:

H2 + S = H2S

в) с хлором при поджигании и облучении смеси газов УФ-светом:

H2 + Cl2 = 2HCl

г) с фтором при обычных условиях:

H2 + F2 = 2HF

д) с азотом при повышенном давлении и нагревании в присутствии катализаторов(реакция необратима):

3H2 + N2 = 2NH3

Как окислитель водород взаимодействует только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами. В результате образуются гидриды металлов, представляющие собой солеобразные ионные соединения, которые содержат гидрид-ионы Н—:

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H2 = CaH2

Гидриды металлов – нестойкие кристаллические вещества белого цвета. Они являются сильными восстановителями, так как степень окисления – 1 малохарактерна для водорода. Так, при действии воды гидриды разлагаются, восстанавливая при этом воду до водорода:

CaH2 + 2H2O = 2H2 + Ca(OH)2

2. Реакции со сложными веществами

а) При высокой температуре водород может восстанавливать большинство оксидов металлов; например:

CuO + H2 = Cu + H2O

б) При взаимодействии водорода с оксидом углерода (II) можно получить метиловый спирт СН3ОН:

2H2 + CO = CH3OH

в) Водород способен присоединяться ко многим органическим молекулам. Такие реакции называются гидрированием и будут подробно рассмотрены в разделе «Органическая химия».

Получение водорода

Существует достаточно много способов получения водорода. Рассмотрим наиболее широко используемые лабораторные (первые три) и промышленные способы.

1. Взаимодействие металлов, находящихся в ряду напряжений до водорода, с кислотами-неокислителями (HCl, разб. H2SO4). Например:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

2. Взаимодействие металлов, образующих амфотерные оксиды и гидроксиды (Al, Zn и др.), с растворами щелочей; например:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

3. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой; например:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑

4. Электролиз разбавленных растворов щелочей, серной кислоты, хлоридов щелочных металлов; например:

2NaCl + 2H2O = H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH

5. Восстановление водяного пара такими металлами, как магний, цинк, железо; например:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑

6. Восстановление водяного пара раскаленным коксом (углеродом):

C + H2O = CO + H2

7. В настоящее время в промышленности водород получают главным образом из природного газа, основным компонентом которого является метан СН4. Реакция, протекающая при смешивании природного газа с водяным паром и кислородом и нагревании этой смеси до 800 – 900оС , может быть выражена следующим уравнением:

2CH4 + O2 + 2H2O = 2CO2 + 6H2

Применение водорода

В химической промышленности водород служит сырьем для получения аммиака NH3, хлороводорода НСl, метанола СН3ОН и других органических веществ. В пищевой промышленности водород используют для выработки твердых жиров путем гидрогенизации растительных масел. В металлургии водород используется для восстановления некоторых цветных металлов из их оксидов. Как уже отмечалось выше, водород – очень легкий газ, поэтому им заполняют воздушные шары, зонды и другие летательные аппараты. Высокая экзотермичность реакции горения водорода в кислороде обусловливает использование «водородной» горелки для сварки и резки металлов (температура водородного пламени достигает 2600оС ). Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива.

В последние годы все больше внимание уделяется водородной энергетике, т.е. использованию водорода в качестве топлива, в частности для двигателей внутреннего сгорания. Это представляет особый интерес с экологической точки зрения, так как при горении водорода в выделяющихся газах не содержится вредных веществ (продукт горения – вода!).

Пероксид водорода (Н2О2)

Пероксид водорода представляет собой бесцветную жидкость с  tпл = — 0,41оС  и tкип = 150,2оС . В чистом виде пероксид водорода очень взрывоопасен. В лаборатории и в быту обычно используют 30%-й водный раствор Н2О2 (пергидроль) или 3%-й раствор.

Раствор пероксида водорода имеет кислую реакцию среды, что обусловлено диссоциацией его молекул по типу слабой кислоты:

Н2О2 ⇄ Н+ + НО‑2

Как кислота пероксид водорода взаимодействует с основаниями:

Н2О2 + Ва(ОН)2 = ВаО2 + 2Н2О

Некоторые пероксиды металлов, например Na2O2, BaO2, можно рассматривать как соли слабой кислоты пероксида водорода. Из них можно получать Н2О2 действием  более сильных кислот:

BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2

Графическая формула пероксида водорода: Н – О – О – Н. «Пероксидный мостик» из двух атомов кислорода обусловливает неустойчивость молекулы. При хранении на свету, нагревании, в присутствии катализатора пероксид водорода разлагается на воду и кислород:

2Н2О2 = 2Н2О + О2↑

Данная реакция относится к типу реакций диспропорционирования. Способность пероксида водорода к самоокислению-самовосстановлению объясняется тем, что атомы кислорода в его молекуле находятся в промежуточной степени окисления – 1. Этим же обусловлено участие Н2О2 в различных реакциях в роли окислителя или в роли восстановителя. В реакциях с типичными восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя и восстанавливается до воды или гидроксид-ионов; например:

H2O2 + KNO2 = KNO3 + H2O

H2O2 + 2KI = I2 + 2KOH

При взаимодействии с сильными окислителями Н2О2 проявляет восстановительные свойства и окисляется до свободного кислорода; например:

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2↑ + K2SO4 + 8H2O

Пероксид водорода п