Водород является самым первым элементом в Периодической системе химических элементов, имеет атомный номер 1 и относительную атомную массу 1,0079. Каковы физические свойства водорода?

Физические свойства водорода

В переводе с латыни водород означает «рождающий воду». Еще в 1766 году английский ученый Г. Кавендиш собрал выделяющийся при действии кислот на металлы «горючий воздух» и стал исследовать его свойства. В 1787 году А. Лавуазье определил этот «горючий воздух» как новый химический элемент, который входит в состав воды.

Рис. 1. А. Лавуазье.

У водорода существуют 2 стабильных изотопа – протий и дейтерий, а также радиоактивный – тритий, количество которого на нашей планете очень мало.

Водород является самым распространенным элементом в космосе. Солнце и большинство звезд имеют водород в своем составе в качестве основного элемента. Также этот газ входит в состав воды, нефти, природного газа. Общее содержание водорода на Земле составляет 1%.

Рис. 2. Формула водорода.

В состав атома этого вещества входит ядро и один электрон. Когда у водорода теряется электрон, он образует положительно заряженный ион, то есть проявляет металлические свойства. Но также атом водорода способен не только терять, но и присоединять электрон. В этом он очень похож на галогены. Поэтому водород в Периодической системе относится и к I и к VII группе. Неметаллические свойства водорода выражены у него в большей степени.

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной связью

Водород при обычных условиях является бесцветным газообразным элементом, который не имеет запаха и вкуса. Он в 14 раз легче воздуха, а его температура кипения составляет -252,8 градусов по Цельсию.

Таблица «Физические свойства водорода»

Кроме физических свойств водород обладает и рядом химических свойств. водород при нагревании или под действием катализаторов вступает в реакции с металлами и неметаллами, серой, селеном, теллуром, а также может восстанавливать оксиды многих металлов.

Получение водорода

Из промышленных способов получения водорода (кроме электролиза водных растворов солей) следует отметить следующие:

• пропускание паров воды через раскаленный уголь при температуре 1000 градусов:

• конверсия метана водяным паром при температуре 900 градусов:

CH 4 +2H 2 O=CO 2 +4H 2

Рис. 3. Паровая конверсия метана.

• разложение метана в присутствии катализатора (Ni) при температуре 400 градусов:

Водород. Свойства, получение, применение.

Историческая справка

Водород – первый элемент ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Русское название водорода указывает, что он «рождает воду»; латинское «гидрогениум» означает то же самое.

Впервые выделение горючего газа при взаимодействии некоторых металлов с кислотами наблюдали Роберт Бойль и его современники в первой половине XVI века.

Но водород был открыт лишь в 1766 году английским химиком Генри Кавендишем, который установил, что при взаимодействии металлов с разбавленными кислотами выделяется некий «горючий воздух». Наблюдая горение водорода на воздухе, Кавендиш установил, что в результате появляется вода. Это было в 1782 году.

В 1783 году году французский химик Антуан-Лоран Лавуазье выделил водород путем разложения воды раскаленным железом. В 1789 году водород был выделен при разложении воды под действием электрического тока.

Распространенность в природе

Водород – главный элемент космоса. Например, Солнце на 70 % своей массы состоит из водорода. Атомов водорода во Вселенной в несколько десятков тысяч раз больше, чем всех атомов всех металлов, вместе взятых.

В земной атмосфере тоже есть немного водорода в виде простого вещества – газа состава Н 2 . Водород намного легче воздуха, и поэтому его находят в верхних слоях атмосферы.

Но гораздо больше на Земле связанного водорода: ведь он входит в состав воды, самого распространенного на нашей планете сложного вещества. Водород, связанный в молекулы, содержат и нефть, и природный газ, многие минералы и горные породы. Водород входит в состав всех органических веществ.

Характеристика элемента водорода.

Водород имеет двойственную природу, по этой причине в одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, а в других – в подгруппу галогенов.

• 
  Электронная конфигурация 1s 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона.
• 
  Атом водорода способен терять электрон и превращаться в катион H + , и в этом он сходен со щелочными металлами.
• 
  Атом водорода также может присоединять электрон, образуя при этом анион Н - , в этом отношении водород сходен с галогенами.
• 
  В соединениях всегда одновалентен
• 
  СО: +1 и -1.

Физические свойства водорода

Водород – это газ, без цвета, вкуса и запаха. В 14,5 раз легче воздуха. Мало растворим в воде. Обладает высокой теплопроводностью. При t= –253 °С – сжижается, при t= –259 °С – затвердевает. Молекулы водорода настолько малы, что способны медленно диффундировать через многие материалы – резину, стекло, металлы, что используется при очистке водорода от других газов.

Известны 3 изотопа водорода: - протий, - дейтерий, - тритий. Основную часть природного водорода составляет протий. Дейтерий входит в состав тяжелой воды, которой обогащены поверхностные воды океана. Тритий – радиоактивный изотоп.

Химические свойства водорода

Водород – неметалл, имеет молекулярное строение. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Энергия связи в молекуле водорода составляет 436 кДж/моль, что объясняет низкую химическую активность молекулярного водорода.

1. 
   Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:

H 2 + F 2 = 2HF.

С хлором - только на свету, образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.

1. 
   Взаимодействие с кислородом – при нагревании, при поджигании реакция протекает со взрывом: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Водород горит в кислороде с выделением большого количества тепла. Температура водородно-кислородного пламени 2800 °С.

Смесь из 1 части кислорода и 2 частей водорода – «гремучая смесь», наиболее взрывоопасна.

1. 
   Взаимодействие с серой – при нагревании H 2 + S = H 2 S.
2. 
   Взаимодействие с азотом. При нагревании, высоком давлении и в присутствии катализатора:

3H 2 + N 2 = 2NH 3 .

1. 
   Взаимодействие с оксидом азота (II). Используется в очистительных системах при производстве азотной кислоты: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
2. 
   Взаимодействие с оксидами металлов. Водород – хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
3. 
   Сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения , образующийся при восстановлении металла кислотой.
4. 
   Взаимодействие с активными металлами . При высокой температуре соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов, проявляя свойства окислителя: 2Na + H 2 = 2NaH;

Ca + H 2 = CaH 2 .

Получение водорода

В лаборатории:

1. 
   Взаимодействие металла с разбавленными растворами серной и соляной кислот,

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 .

1. 
   Взаимодействие алюминия или кремния с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 10H 2 O = 2Na + 3H 2 ;

Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .

В промышленности:

1. 
   Электролиз водных растворов хлоридов натрия и калия или электролиз воды при присутствии гидроксидов:

2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH;

2Н 2 О = 2Н 2 + О 2 .

1. 
   Конверсионный способ. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 °С:

С + Н 2 О = СО + Н 2 .

Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe 2 O 3:

CO +H 2 O = CO 2 + H 2 .

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

1. 
   Конверсия метана: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 .

Реакция протекает в присутствии никелевого катализатора при 800 °С.

1. 
   Термическое разложение метана при 1200 °С: CH 4 = C + 2H 2 .
2. 
   Глубокое охлаждение (до -196 °С) коксового газа. При этой температуре конденсируются все газообразные вещества, кроме водорода.

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 сварки металлов;
• 
  как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
• 
  для получения аммиака и искусственного жидкого топлива, для гидрогенизации жиров.

Водород занимает особое положение в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. По числу валентных электронов, способности образовывать в растворах гидратный ион H + он сходен со щелочными металлами, и его следует поместить в I группу. По числу электронов, необходимых для завершения внешней электронной оболочки, значению энергии ионизации, способности проявлять отрицательную степень окисления, малому атомному радиусу водород следует поместить в VII группу периодической системы. Таким образом, размещение водорода в той или иной группе периодической системы в значительной мере условно, но в большинстве случаев его помещают в VII группу.

Электронная формула водорода 1s 1 . Единственный валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. Простота электронной конфигурации водорода отнюдь не означает, что химические свойства этого элемента просты. Напротив, химия водорода во многом отличается от химии других элементов. Водород в своих соединениях способен проявлять степени окисления +1 и –1.

Существует большое количество методов получения водорода. В лаборатории его получают взаимодействием некоторых металлов с кислотами, например:

Водород можно получить электролизом водных растворов серной кислоты или щелочей. При этом происходит процесс выделения водорода на катоде и кислорода на аноде.

В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа.

Простое вещество водород (H 2) представляет собой горючий газ без цвета и запаха. Температура кипения –252,8 °C. Водород в 14,5 раз легче воздуха, мало растворим в воде.

Молекула водорода устойчива, обладает большой прочностью. Из-за высокой энергии диссоциации (435 кДж/моль) распад молекул H 2 на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре выше 2000 °C.

Для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, поэтому в химических реакциях водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. В тех случаях, когда водород выступает в качестве окислителя, он ведет себя подобно галогенам, образуя аналогичные галогенидам гидриды (гидридами называют группу химических соединений водорода с металлами и менее электроотрицательными, чем он, элементами):

По окислительной активности водород существенно уступает галогенам. Поэтому ионный характер проявляют лишь гидриды щелочных и щелочноземельных металлов. Ионные, а также комплексные гидриды, например, являются сильными восстановителями. Их широко используют в химических синтезах.

В большинстве реакций водород ведет себя как восстановитель. При нормальных условиях водород не взаимодействует с кислородом, однако при поджигании реакция протекает со взрывом:

Смесь двух объемов водорода с одним объемом кислорода называют гремучим газом. При контролируемом горении происходит выделение большого количества тепла, и температура водородно-кислородного пламени достигает 3000 °C.

Реакция с галогенами протекает, в зависимости от природы галогена, по-разному:

С фтором такая реакция идет со взрывом даже при низких температурах. С хлором на свету реакция также протекает со взрывом. С бромом реакция идет значительно медленнее, а с йодом не доходит до конца даже при высокой температуре. Механизм этих реакций радикальный.

При повышенной температуре водород взаимодействует с элементами VI группы - серой, селеном, теллуром, например:

Очень важной является реакция водорода с азотом. Эта реакция обратима. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака используют повышенное давление. В промышленности данный процесс осуществляют при температуре 450–500 °C в присутствии различных катализаторов:

Водород восстанавливает многие металлы из оксидов, например:

Данную реакцию используют для получения некоторых чистых металлов.

Огромную роль играют реакции гидрирования органических соединений, которые широко используют как в лабораторной практике, так и в промышленном органическом синтезе.

Сокращение природных источников углеводородного сырья, загрязнение окружающей среды продуктами сгорания топлива повышают интерес к водороду как к экологически чистому топливу. Вероятно, водород будет играть важную роль в энергетике будущего.

В настоящее время водород широко применяют в промышленности для синтеза аммиака, метанола, гидрогенизации твердого и жидкого топлива, в органическом синтезе, для сварки и резки металлов и т. д.

Вода H 2 O, оксид водорода, является важнейшим химическим соединением. При нормальных условиях вода - бесцветная жидкость, без запаха и вкуса. Вода - самое распространенное вещество на поверхности Земли. В человеческом организме содержится 63–68% воды.

Физические свойства воды во многом являются аномальными. При нормальном атмосферном давлении вода кипит при 100 °C. Температура замерзания чистой воды 0 °C. B отличие от других жидкостей плотность воды при охлаждении возрастает не монотонно, а имеет максимум при +4 °C. Теплоемкость воды очень высока и составляет 418 кДж/моль·K. Теплоемкость льда при 0 °C составляет 2,038 кДж/моль·K. Аномально высокой является теплота плавления льда. Электропроводность воды очень мала. Аномальные физические свойства воды объясняют ее строение. Валентный угол H–O–H равен 104,5°. Молекула воды представляет собой искаженный тетраэдр, в двух вершинах которого располагаются атомы водорода, а две другие заняты орбиталями неподеленных пар электронов атома кислорода, не участвующих в образовании химических связей.

Вода является стабильным соединением, ее разложение на кислород и водород происходит лишь под действием постоянного электрического тока или при температуре около 2000 °C:

Вода непосредственно взаимодействует с металлами, стоящими в ряду стандартных электронных потенциалов до водорода. Продуктами реакции в зависимости от природы металла могут быть соответствующие гидроксиды и оксиды. Скорость реакции в зависимости от природы металла также изменяется в широких пределах. Так, натрий вступает в реакцию водой уже при комнатной температуре, реакция сопровождается выделением большого количества тепла; железо реагирует с водой при температуре 800 °С:

Водород был открыт во второй половине 18 столетия английским ученым в области физики и химии Г. Кавендишем. Он сумел выделить вещество в чистом состоянии, занялся его изучением и описал свойства.

Такова история открытия водорода. В ходе экспериментов исследователь определил, что это горючий газ, сгорание которого в воздухе дает воду. Это привело к определению качественного состава воды.

Что такое водород

О водороде, как о простом веществе, впервые заявил французский химик А. Лавуазье в 1784 году, поскольку определил, что в состав его молекулы входят атомы одного вида.

Название химического элемента по-латыни звучит как hydrogenium (читается «гидрогениум»), что означает «воду рождающий». Название отсылает к реакции горения, в результате которой образуется вода.

Характеристика водорода

Обозначение водорода Н. Менделеев присвоил этому химическому элементу первый порядковый номер, разместив его в главной подгруппе первой группы и первом периоде и условно в главной подгруппе седьмой группы.

Атомарный вес (атомная масса) водорода составляет 1,00797. Молекулярная масса H 2 равна 2 а. е. Молярная масса численно равна ей.

Представлен тремя изотопами, имеющими специальное название: самый распространенный протий (H), тяжелый дейтерий (D), радиоактивный тритий (Т).

Это первый элемент, который может быть полностью разделен на изотопы простым способом. Основывается он на высокой разнице масс изотопов. Впервые процесс был осуществлен в 1933 году. Объясняется это тем, что лишь в 1932 году был выявлен изотоп с массой 2.

Физические свойства

В нормальных условиях простое вещество водород в виде двухатомных молекул является газом, без цвета, у которого отсутствует вкус и запах. Мало растворим в воде и других растворителях.

Температура кристаллизации — 259,2 о C, температура кипения — 252,8 о C. Диаметр молекул водорода настолько мал, что они обладают способностью к медленной диффузии через ряд материалов (резина, стекло, металлы). Это свойство находит применение, когда требуется очистить водород от газообразных примесей. При н. у. водород имеет плотность, равную 0,09 кг/м3.

Возможно ли превращение водорода в металл по аналогии с элементами, расположенными в первой группе? Учеными установлено, что водород в условиях, когда давление приближается к 2 млн. атмосфер, начинает поглощать инфракрасные лучи, что свидетельствует о поляризации молекул вещества. Возможно, при еще более высоких давлениях, водород станет металлом.

Это интересно: есть предположение, что на планетах-гигантах, Юпитере и Сатурне, водород находится в виде металла. Предполагается, что в составе земного ядра тоже присутствует металлический твердый водород, благодаря сверхвысокому давлению, создаваемому земной мантией.

Химические свойства

В химическое взаимодействие с водородом вступают как простые, так и сложные вещества. Но малую активность водорода требуется увеличить созданием соответствующих условий – повышением температуры, применением катализаторов и др.

При нагревании в реакцию с водородом вступают такие простые вещества, как кислород (O 2), хлор(Cl 2), азот (N 2), сера(S).

Если поджечь чистый водород на конце газоотводной трубки в воздухе, он будет гореть ровно, но еле заметно. Если же поместить газоотводную трубку в атмосферу чистого кислорода, то горение продолжится с образованием на стенках сосуда капель воды, как результат реакции:

Горение воды сопровождается выделением большого количества теплоты. Это экзотермическая реакция соединения, в процессе которой водород окисляется кислородом с образованием оксида H 2 O. Это также и окислительно-восстановительная реакция, в которой водород окисляется, а кислород восстанавливается.

Аналогично происходит реакция с Cl 2 с образованием хлороводорода.

Для осуществления взаимодействия азота с водородом требуется высокая температура и повышенное давление, а также присутствие катализатора. Результатом является аммиак.

В результате реакции с серой образуется сероводород, распознавание которого облегчает характерный запах тухлых яиц.

Степень окисления водорода в этих реакциях +1, а в гидридах, описываемых ниже, – 1.

При реакции с некоторыми металлами образуются гидриды, например, гидрид натрия – NaH. Некоторые из этих сложных соединений используются в качестве горючего для ракет, а также в термоядерной энергетике.

Водород реагирует и с веществами из категории сложных. Например, с оксидом меди (II), формула CuO. Для осуществления реакции, водород меди пропускается над нагретым порошкообразным оксидом меди (II). В ходе взаимодействия реагент меняет свой цвет и становится красно-коричневым, а на холодных стенках пробирки оседают капельки воды.

Водород в ходе реакции окисляется, образуя воду, а медь восстанавливается из оксида до простого вещества (Cu).

Области применения

Водород имеет большое значение для человека и находит применение в самых разных сферах:

1. В химическом производстве – это сырье, в других отраслях – топливо. Не обходятся без водорода и предприятия нефтехимии и нефтепереработки.
2. В электроэнергетике это простое вещество выполняет функцию охлаждающего агента.
3. В черной и цветной металлургии водороду отводится роль восстановителя.
4. Сего помощью создают инертную среду при упаковке продуктов.
5. Фармацевтическая промышленность — пользуется водородом как реагентом в производстве перекиси водорода.
6. Этим легким газом наполняют метеорологические зонды.
7. Известен этот элемент и в качестве восстановителя топлива для ракетных двигателей.

Ученые единодушно пророчат водородному топливу пальму первенства в энергетике.

Получение в промышленности

В промышленности водород получают методом электролиза, которому подвергают хлориды либо гидроксиды щелочных металлов, растворенные в воде. Также можно получать водород этим способом непосредственно из воды.

Используется в этих целях конверсия кокса или метана с водяным паром. Разложение метана при повышенной температуре также дает водород. Сжижение коксового газа фракционным методом тоже применяется для промышленного получения водорода.

Получение в лаборатории

В лаборатории для получения водорода используют аппарат Киппа.

В качестве реагентов выступают соляная или серная кислота и цинк. В результате реакции образуется водород.

Нахождение водорода в природе

Водород чаще других элементов встречается во Вселенной. Основную массу звезд, в том числе Солнца, и иных космических тел составляет водород.

В земной коре его всего 0,15%. Он присутствует во многих минералах, во всех органических веществах, а также в воде, покрывающей на 3/4 поверхность нашей планеты.

В верхних слоях атмосферы можно обнаружить следы водорода в чистом виде. Находят его и в ряде горючих природных газов.

Газообразный водород является самым неплотным, а жидкий – самым плотным веществом на нашей планете. С помощью водорода можно изменить тембр голоса, если вдохнуть его, а на выдохе заговорить.

В основе действия самой мощной водородной бомбы лежит расщепление самого легкого атома.

10.1.Водород

Название "водород"относится и к химическому элементу, и к простому веществу. Элемент водород состоит из атомов водорода. Простое вещество водород состоит из молекул водорода.

а) Химический элемент водород

В естественном ряду элементов порядковый номер водорода – 1. В системе элементов водород находится в первом периоде в IA или VIIA группе.

Водород – один из самых распространенных элементов на Земле. Молярная доля атомов водорода в атмосфере, гидросфере и литосфере Земли (все вместе это называется земной корой) равна 0,17. Он входит в состав воды, многих минералов, нефти, природного газа, растений и животных. В теле человека в среднем содержится около 7 килограммов водорода.

Существуют три изотопа водорода:
а) легкий водород – протий ,
б) тяжелый водород – дейтерий (D),
в) сверхтяжелый водород – тритий (Т).

Тритий неустойчивый (радиоактивный) изотоп, поэтому в природе он практически не встречается. Дейтерий устойчив, но его очень мало: w D = 0,015% (от массы всего земного водорода). Поэтому атомная масса водорода очень мало отличается от 1 Дн (1,00794 Дн).

б) Атом водорода

Из предыдущих разделов курса химии вам уже известны следующие характеристики атома водорода:

Валентные возможности атома водорода определяются наличием одного электрона на единственной валентной орбитали. Большая энергия ионизации делает атом водорода не склонным к отдаче электрона, а не слишком высокая энергия сродства к электрону приводит к незначительной склонности его принимать. Следовательно, в химических системах образование катиона Н невозможно, а соединения с анионом Н не очень устойчивы. Таким образом, для атома водорода наиболее характерно образование с другими атомами ковалентной связи за счет своего одного неспаренного электрона. И в случае образования аниона, и в случае образования ковалентной связи атом водорода одновалентен.
В простом веществе степень окисления атомов водорода равна нулю, в большинстве соединений водород проявляет степень окисления +I, и только в гидридах наименее электроотрицательных элементов у водорода степень окисления –I.
Сведения о валентных возможностях атома водорода приведены в таблице 28. Валентное состояние атома водорода, связанного одной ковалентной связью с каким-либо атомом, в таблице обозначено символом "H-".

Таблица 28. Валентные возможности атома водорода

Валентное состояние				Примеры химических веществ
			I 0 –I	HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 , CH 4 , C 2 H 6 , NH 4 Cl, H 2 SO 4 , NaHCO 3 , KOH H 2 B 2 H 6 , SiH 4 , GeH 4
				NaH, KH, CaH 2 , BaH 2

в) Молекула водорода

Двухатомная молекула водорода Н 2 образуется при связывании атомов водорода единственной возможной для них ковалентной связью. Связь образуется по обменному механизму. По способу перекрывания электронных облаков это s-связь (рис. 10.1 а ). Так как атомы одинаковы, связь неполярная.

Межатомное расстояние (точнее равновесное межатомное расстояние, ведь атомы-то колеблются) в молекуле водорода r (H–H) = 0,74 A (рис.10.1 в ), что значительно меньше суммы орбитальных радиусов (1,06 A). Следовательно, электронные облака связываемых атомов перекрываются глубоко (рис. 10.1 б ), и связь в молекуле водорода прочная. Об этом же говорит и довольно большое значение энергии связи (454 кДж/моль).
Если охарактеризовать форму молекулы граничной поверхностью (аналогичной граничной поверхности электронного облака), то можно сказать, что молекула водорода имеет форму слегка деформированного (вытянутого) шара (рис. 10.1 г ).

г) Водород (вещество)

При обычных условиях водород – газ без цвета и запаха. В небольших количествах он нетоксичен. Твердый водород плавится при 14 К (–259 °С), а жидкий водород кипит при 20 К (–253 °С). Низкие температуры плавления и кипения, очень маленький температурный интервал существования жидкого водорода (всего 6 °С), а также небольшие значения молярных теплот плавления (0,117 кДж/моль) и парообразования (0,903 кДж/моль) говорят о том, что межмолекулярные связи в водороде очень слабые.
Плотность водорода r(Н 2) = (2 г/моль):(22,4 л/моль) = 0,0893 г/л. Для сравнения: средняя плотность воздуха равна 1,29 г/л. То есть водород в 14,5 раза "легче"воздуха. В воде он практически нерастворим.
При комнатной температуре водород малоактивен, но при нагревании реагирует со многими веществами. В этих реакциях атомы водорода могут как повышать, так и понижать свою степень окисления: Н 2 + 2е – = 2Н –I , Н 2 – 2е – = 2Н +I .
В первом случае водород является окислителем, например, в реакциях с натрием или с кальцием: 2Na + H 2 = 2NaH, (t ) Ca + H 2 = CaH 2 . (t )
Но более характерны для водорода восстановительные свойства: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, (t )
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. (t )
При нагревании водород окисляется не только кислородом, но и некоторыми другими неметаллами, например, фтором, хлором, серой и даже азотом.
В лаборатории водород получают в результате реакции

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 .

Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б ) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а ).

В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:

CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 +CO 2 (t , Ni)

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

2H 2 O + С = 2H 2 + CO 2 . (t )

Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (электролиз).

д) Соединения водорода

Гидриды (бинарные соединения, содержащие водород) делятся на два основных типа:
а) летучие (молекулярные) гидриды,
б) солеобразные (ионные) гидриды.
Элементы IVА – VIIA групп и бор образуют молекулярные гидриды. Из них устойчивы только гидриды элементов, образующих неметаллы:

B 2 H 6 ;CH 4 ; NH 3 ; H 2 O; HF
SiH 4 ;PH 3 ; H 2 S; HCl
AsH 3 ; H 2 Se; HBr
H 2 Te; HI
За исключением воды, все эти соединения при комнатной температуре – газообразные вещества, отсюда их название – "летучие гидриды" .
Некоторые из элементов, образующих неметаллы, входят в состав и более сложных гидридов. Например, углерод образует соединения с общими формулами C n H 2n +2 , C n H 2n , C n H 2n –2 и другие, где n может быть очень велико (эти соединения изучает органическая химия).
К ионным гидридам относятся гидриды щелочных, щелочноземельных элементов и магния. Кристаллы этих гидридов состоят из анионов Н и катионов металла в высшей степени окисления Ме или Ме 2 (в зависимости от группы системы элементов).

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH 2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

И ионные, и почти все молекулярные гидриды (кроме Н 2 О и НF) являются восстановителями, но ионные гидриды проявляют восстановительные свойства значительно сильнее, чем молекулярные.
Кроме гидридов, водород входит в состав гидроксидов и некоторых солей. Со свойствами этих, более сложных, соединений водорода вы познакомитесь в следующих главах.
Главными потребителями получаемого в промышленности водорода являются заводы по производству аммиака и азотных удобрений, где аммиак получают непосредственно из азота и водорода:

N 2 +3H 2 2NH 3 (Р , t , Pt – катализатор).

В больших количествах водород используют для получения метилового спирта (метанола) по реакции 2Н 2 + СО = СН 3 ОН (t , ZnO – катализатор), а также в производстве хлороводорода, который получают непосредственно из хлора и водорода:

H 2 + Cl 2 = 2HCl.

Иногда водород используют в металлургии в качестве восстановителя при получении чистых металлов, например: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.

1.Из каких частиц состоят ядра а) протия, б) дейтерия, в) трития?
2.Сравните энергию ионизации атома водорода с энергией ионизации атомов других элементов. К какому элементу по этой характеристике водород ближе всего?
3.Проделайте то же для энергии сродства к электрону
4.Сравните направление поляризации ковалентной связи и степень окисления водорода в соединениях: а) BeH 2 ,CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; б) CH 4 , SiH 4 ,GeH 4 .
5.Запишите простейшую, молекулярную, структурную и пространственную формулу водорода. Какая из них чаще всего используется?
6.Часто говорят: " Водород легче воздуха". Что под этим подразумевается? В каких случаях это выражение можно понимать буквально, а в каких –нет?
7.Составьте структурные формулы гидридов калия и кальция, а также аммиака, сероводорода и бромоводорода.
8.Зная молярные теплоты плавления и парообразования водорода, определите значения соответствующих удельных величин.
9.Для каждой из четырех реакций, иллюстрирующих основные химические свойства водорода, составьте электронный баланс. Отметьте окислители и восстановители.
10.Определите массу цинка, необходимого для получения 4,48 л водорода лабораторным способом.
11.Определите массу и объем водорода, который можно получить из 30 м 3 смеси метана и паров воды, взятых в объемном отношении 1:2, при выходе 80 %.
12.Составьте уравнения реакций, протекающихпри взаимодействии водорода а) со фтором, б) с серой.
13.Приведенные ниже схемы реакций иллюстрируют основные химические свойства ионных гидридов:

а) MH + O 2 MOH (t ); б) MH + Cl 2 MCl + HCl (t );
в) MH + H 2 O MOH + H 2 ; г) MH + HCl(p) MCl + H 2
Здесь М – это литий, натрий, калий, рубидий или цезий. Составьте уравнения соответствующих реакций в случае, если М – натрий. Проиллюстрируйте уравнениями реакций химические свойства гидрида кальция.
14.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения следующих реакций, иллюстрирующих восстановительные свойства некоторых молекулярных гидридов:
а) HI + Cl 2 HCl + I 2 (t ); б) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 (t ); в) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 (t ).

10.2 Кислород

Как и в случае водорода, слово "кислород" является названием и химического элемента, и простого вещества. Кроме простого вещества "кислород" (дикислород) химический элемент кислородобразует еще одно простое вещество, называемое " озон" (трикислород). Это аллотропные модификации кислорода. Вещество кислород состоит из молекул кислорода O 2 , а вещество озон состоит из молекул озона O 3 .

а) Химический элемент кислород

В естественном ряду элементов порядковый номер кислорода – 8. В системе элементов кислород находится во втором периоде в VIA группе.
Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В земной коре каждый второй атом – атом кислорода, то есть молярная доля кислорода в атмосфере, гидросфере и литосфереЗемли – около 50 %. Кислород (вещество) – составная часть воздуха. Объемная доля кислорода в воздухе –21 %. Кислород (элемент) входит в состав воды, многих минералов, а также растений и животных. В теле человека содержится в среднем 43 кг кислорода.
Природный кислород состоит из трех изотопов (16 О, 17 О и 18 О), из которых наиболее распространен самый легкий изотоп 16 О. Поэтому атомная масса кислорода близка к 16 Дн (15,9994 Дн).

б) Атом кислорода

Вам известны следующие характеристики атома кислорода.

Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода

Валентное состояние				Примеры химических веществ
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			–II –I 0 +I +II	H 2 O, SO 2 , SO 3 , CO 2 , SiO 2 , H 2 SO 4 , HNO 2 , HClO 4 , COCl 2 , H 2 O 2 O 2 ** O 2 F 2 OF 2
				NaOH, KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 Na 2 O 2 , K 2 O 2 , CaO 2 , BaO 2
				Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Эти оксиды можно рассматривать и как ионные соединения.
** Атомы кислорода в молекуле не находятся в данном валентном состоянии; это лишь пример вещества со степенью окисления атомов кислорода, равной нулю
Большая энергия ионизации (как у водорода) исключает образование из атома кислорода простого катиона. Энергия сродства к электрону довольно велика (почти в два раза больше, чем у водорода), что обеспечивает большую склонность атома кислорода к присоединению электронов и способность образовывать анионы О 2A . Но энергия сродства к электрону у атома кислорода все же меньше, чем у атомов галогенов и даже других элементов VIA группы. Поэтому анионы кислорода (оксид-ионы ) существуют только в соединениях кислорода с элементами, атомы которых очень легко отдают электроны.
Обобществляя два неспаренных электрона, атом кислорода может образовать две ковалентные связи. Две неподеленные пары электронов из-за невозможности возбуждения могут вступать только в донорно-акцепторное взаимодействие. Таким образом, без учета кратности связи и гибридизации атом кислорода может находиться в одном из пяти валентных состояний (табл. 29).
Наиболее характерно для атома кислорода валентное состояние с W к = 2, то есть образование двух ковалентных связей за счет двух неспаренных электронов.
Очень высокая электроотрицательность атома кислорода (выше – только у фтора) приводит к тому, что в большинстве своих соединений кислород имеет степень окисления –II. Существуют вещества, в которых кислород проявляет и другие значения степени окисления, некоторые из них приведены в таблице 29 в качестве примеров, а сравнительная устойчивость показана на рис. 10.3.

в) Молекула кислорода

Экспериментально установлено, что двухатомная молекула кислорода О 2 содержит два неспаренных электрона. Используя метод валентных связей, такое электронное строение этой молекулы объяснить невозможно. Тем не менее, связь в молекуле кислорода близка по свойствам к ковалентной. Молекула кислорода неполярна. Межатомное расстояние (r o–o = 1,21 A = 121 нм) меньше, чем расстояние между атомами, связанными простой связью. Молярная энергия связи довольно велика и составляет 498 кДж/моль.

г) Кислород (вещество)

При обычных условиях кислород – газ без цвета и запаха. Твердый кислород плавится при 55 К (–218 °С), а жидкий кислород кипит при 90 К (–183 °С).
Межмолекулярные связи в твердом и жидком кислороде несколько более прочные, чем в водороде, о чем свидетельствует больший температурный интервал существования жидкого кислорода (36 °С) и большие, чем у водорода, молярные теплоты плавления (0,446 кДж/моль) и парообразования (6,83 кДж/моль).
Кислород незначительно растворим в воде: при 0 °С в 100 объемах воды (жидкой!) растворяется всего 5 объемов кислорода (газа!).
Высокая склонность атомов кислорода к присоединению электронов и высокая электроотрицательность приводят к тому, что кислород проявляет только окислительные свойства. Эти свойства особенно ярко проявляются при высокой температуре.
Кислород реагирует со многими металлами: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (t );
неметаллами: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10 ,
и сложными веществами: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 .

Чаще всего в результате таких реакций получаются различные оксиды (см. гл. II § 5), но активные щелочные металлы, например натрий, сгорая, превращаются в пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

Структурная формула получившегося пероксида натрия (Na ) 2 ( O-O ).
Тлеющая лучинка, помещенная в кислород, вспыхивает. Это удобный и простой способ обнаружения чистого кислорода.
В промышленности кислород получают из воздуха путем ректификации (сложной разгонки), а в лаборатории – подвергая термическому разложению некоторые кислородсодержащие соединения, например:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 °С);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °С, MnO 2 – катализатор);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 °С)
и, кроме того, путем каталитического разложения пероксида водорода при комнатной температуре: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2­ (MnO 2 –катализатор).
Чистый кислород используют в промышленности для интенсификации тех процессов, в которых происходит окисление, и для создания высокотемпературного пламени. В ракетной технике в качестве окислителя используется жидкий кислород.
Огромное значение имеет кислород для поддержания жизнедеятельности растений, животных и человека. В обычных условиях человеку достаточно для дыхания кислорода воздуха. Но в условиях, когда воздуха не хватает, или он вообще отсутствует (в самолетах, при водолазных работах, в космических кораблях и т. п.), для дыхания готовят специальные газовые смеси, содержащие кислород. Применяют кислород и в медицине при заболеваниях, вызывающих затруднение дыхания.

д) Озон и его молекулы

Озон O 3 – вторая аллотропная модификация кислорода.
Трехатомная молекула озона имеет уголковую структуру, среднюю между двумя структурами, отображаемыми следующими формулами:

Озон – темно-синий газ с резким запахом. Из-за своей сильной окислительной активности он ядовит. Озон в полтора раза "тяжелее" кислорода и несколько больше, чем кислород, растворим в воде.
Озон образуется в атмосфере из кислорода при грозовых электрических разрядах:

3О 2 = 2О 3 ().

При обычной температуре озон медленно превращается в кислород, а при нагревании этот процесс протекает со взрывом.
Озон содержится в так называемом "озоновом слое" земной атмосферы, предохраняя все живое на Земле от вредного воздействия солнечного излучения.
В некоторых городах озон используется вместо хлора для дезинфекции (обеззараживания) питьевой воды.

Изобразите структурные формулы следующих веществ: OF 2 , H 2 O, H 2 O 2 , H 3 PO 4 , (H 3 O) 2 SO 4 , BaO, BaO 2 , Ba(OH) 2 . Назовите эти вещества. Опишите валентные состояния атомов кислорода в этих соединениях.
Определите валентность и степень окисления каждого из атомов кислорода.
2.Составьте уравнения реакций сгорания в кислороде лития, магния, алюминия, кремния, красного фосфора и селена (атомы селена окисляются до степени окисления +IV, атомы остальных элементов – до высшей степени окисления). К каким классам оксидов относятся продукты этих реакций?
3.Сколько литров озона можно получить (при нормальных условиях) а) из 9 л кислорода, б) из 8 г кислорода?

Вода – самое распространенное в земной коре вещество. Масса земной воды оценивается в 10 18 тонн. Вода – основа гидросферы нашей планеты, кроме того, она содержится в атмосфере, в виде льда образует полярные шапки Земли и высокогорные ледники, а также входит в состав различных горных пород. Массовая доля воды в человеческом организме составляет около 70 %.
Вода – единственное вещество, у которого во всех трех агрегатных состояниях есть свои особые названия.

Электронное строение молекулы воды (рис. 10.4 а ) нами было подробно изучено ранее (см. § 7.10).
Из-за полярности связей О–Н и уголковой формы молекула воды представляет собой электрический диполь .

Для характеристики полярности электрического диполя используется физическая величина, называемая "электрический момент электрического диполя" или просто "дипольный момент" .

В химии дипольный момент измеряют в дебаях: 1 Д = 3,34 . 10 –30 Кл. м

В молекуле воды – две полярные ковалентные связи, то есть два электрических диполя, каждый из которых обладает своим дипольным моментом (и ). Общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме этих двух моментов (рис. 10.5):

(Н 2 О) = ,

где q 1 и q 2 – частичные заряды (+) на атомах водорода, а и – межатомные расстояния О – Н в молекуле. Так как q 1 = q 2 = q , а , то

Экспериментально определенные дипольные моменты молекулы воды и некоторых других молекул приведены в таблице.

Таблица 30. Дипольные моменты некоторых полярных молекул

Молекула		Молекула		Молекула

Учитывая дипольный характер молекулы воды, ее часто схематически изображают следующим образом:
Чистая вода – бесцветная жидкость без вкуса и запаха. Некоторые основные физические характеристики воды приведены в таблице.

Таблица 31. Некоторые физические характеристики воды

Большие значения молярных теплот плавления и парообразования (на порядок больше, чем у водорода и кислорода) свидетельствуют о том, что молекулы воды, как в твердом, так и в жидком веществе, довольно прочно связаны между собой. Эти связи называют "водородными связями" .

ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ДИПОЛЬ, ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ, ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ, ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛЫ.
Сколько валентных электронов атома кислорода принимает участие в образовании связей в молекуле воды?
2.При перекрывании каких орбиталей образуются связи между водородом и кислородом в молекуле воды?
3.Составьте схему образования связей в молекуле пероксида водорода H 2 O 2 . Что вы можете сказать о пространственном строении этой молекулы?
4.Межатомные расстояния в молекулах HF, HCl и HBr равны, соответственно, 0,92; 1,28 и 1,41. Используя таблицу дипольных моментов, рассчитайте и сравните между собой частичные заряды на атомах водорода в этих молекулах.
5.Межатомные расстояния S – H в молекуле сероводорода равны 1,34 , а угол между связями 92°. Определите значения частичных зарядов на атомах серы и водорода. Что вы можете сказать о гибридизации валентных орбиталей атома серы?

10.4. Водородная связь

Как вы уже знаете, из-за существенной разницы в электроотрицательности водорода и кислорода (2,10 и 3,50) у атома водорода в молекуле воды возникает большой положительный частичный заряд (q ч = 0,33 е ), а у атома кислорода – еще больший отрицательный частичный заряд (q ч = –0,66 е ). Вспомним также, что у атома кислорода есть две неподеленные пары электронов на sp 3 -гибридных АО. Атом водорода одной молекулы воды притягивается к атому кислорода другой молекулы, и, кроме того, полупустая 1s-АО атома водорода частично акцептирует пару электронов атома кислорода. В результате этих взаимодействий между молекулами возникает особый вид межмолекулярных связей –водородная связь.
В случае воды образование водородной связи может быть схематически представлено следующим образом:

В последней структурной формуле тремя точками (пунктирный штрих, а не электроны!) показана водородная связь.

Водородная связь существует не только между молекулами воды. Она образуется, если соблюдаются два условия:
1) в молекуле есть сильно полярная связь Н–Э (Э – символ атома достаточно электроотрицательного элемента),
2) в молекуле есть атом Э с большим отрицательным частичным зарядом и неподеленной парой электронов.
В качестве элемента Э может быть фтор, кислород и азот. Существенно слабее водородные связи, если Э – хлор или сера.
Примеры веществ с водородной связью между молекулами: фтороводород, твердый или жидкий аммиак, этиловый спирт и многие другие.

В жидком фтороводороде его молекулы связаны водородными связями в довольно длинные цепи, а в жидком и твердом аммиаке образуются трехмерные сетки.
По прочности водородная связь – промежуточная между химической связью и остальными видами межмолекулярных связей. Молярная энергия водородной связи обычно лежит в пределах от 5 до 50 кДж/моль.
В твердой воде (то есть в кристаллах льда) все атомы водорода связаны водородными связями с атомами кислорода, при этом каждый атом кислорода образует по две водородные связи (используя обе неподеленные пары электронов). Такая структура делает лед более " рыхлым"по сравнению с жидкой водой, где часть водородных связей оказывается разорванной, и молекулы получают возможность несколько плотнее " упаковаться". Эта особенность структуры льда объясняет, почему, в отличие от большинства других веществ, вода в твердом состоянии имеет меньшую плотность, чем в жидком. Максимальной плотности вода достигает при 4 °С –при этой температуре рвется достаточно много водородных связей, а тепловое расширение еще не очень сильно сказывается на плотности.
Водородные связи имеют очень большое значение в нашей жизни. Представим себе на минуту, что водородные связи перестали образовываться. Вот некоторые последствия:

• вода при комнатной температуре стала бы газообразной, так как ее температура кипения понизилась бы до примерно –80 °С;
• все водоемы стали бы промерзать со дна, так как плотность льда была бы больше плотности жидкой воды;
• перестала бы существовать двойная спираль ДНК и многое другое.

Приведенных примеров достаточно, чтобы понять, что в этом случае природа на нашей планете стала бы совсем иной.

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ, УСЛОВИЯ ЕЕ ОБРАЗОВАНИЯ.
Формула этилового спирта СН 3 –СН 2 –О–Н. Между какими атомами разных молекул этого вещества образуются водородные связи? Составьте структурные формулы, иллюстрирующие их образование.
2.Водородные связи существуют не только в индивидуальных веществах, но и в растворах. Покажите с помощью структурных формул, как образуются водородные связи в водном растворе а) аммиака, б) фтороводорода, в) этанола (этилового спирта). = 2Н 2 О.
Обе эти реакции протекают в воде постоянно и с равной скоростью, следовательно, в воде существует равновесие: 2Н 2 О AН 3 О + ОН .
Это равновесие называется равновесием автопротолиза воды.

Прямая реакция этого обратимого процесса эндотермична, поэтому при нагревании автопротолиз усиливается, при комнатной же температуре равновесие сдвинуто влево, то есть концентрация ионов Н 3 О и ОН ничтожны. Чему же они равны?
По закону действующих масс

Но из-за того, что число прореагировавших молекул воды по сравнению с общим числом молекул воды незначительно, можно считать, что концентрация воды при автопротолизе практически не изменяется, и 2 = const Такая низкая концентрация разноименно заряженных ионов в чистой воде объясняет, почему эта жидкость, хоть и плохо, но все же проводит электрический ток.

АВТОПРОТОЛИЗ ВОДЫ, КОНСТАНТА АВТОПРОТОЛИЗА (ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ) ВОДЫ.
Ионное произведение жидкого аммиака (температура кипения –33 °С) равно 2·10 –28 . Составьте уравнение автопротолиза аммиака. Определите концентрацию ионов аммония в чистом жидком аммиаке. Электропроводность какого из веществ больше, воды или жидкого аммиака?

1. Получение водорода и его горение (восстановительные свойства).
2. Получение кислорода и горение веществ в нем (окислительные свойства).