Ростислав Лидин - Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

2) ослабевает

3) не изменяется

4) не знаю

Водород – первый элемент Периодической системы (1-й период, порядковый номер 1). Не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами и не принадлежит ни к какой группе (в таблицах условно помещается в IA– и/или в VIIA-группу).

Атом водорода наименьший по размерам и самый легкий среди атомов всех элементов. Электронная формула атома 1s 1, характерные степени окисления 0, +I и реже – I. Состояние H Iсчитается устойчивым (соединения с H -I– сильные восстановители).

Шкала степеней окисления водорода:

По электроотрицательности (2,10) водород занимает промежуточное положение между типичными металлами и типичными неметаллами. Проявляет амфотерные свойства – металлические и неметаллические. Входит в состав катионов (катионы оксония Н 3O +и аммония NH 4+, аквакатионы металлов) и многочисленных анионов – кислыхкислотных остатков (HS -, HCO 3 -и др.).

Природный водород содержит изотоп 1Н — протий с примесью стабильного изотопа 2H(D) – дейтерия и следами радиоактивного изотопа 3Н(Т) – трития (на Земле всего 2 кг трития). В химии символом Н в формулах веществ обозначается содержащаяся в них природная смесь изотопов с преобладанием изотопа протий, а сами вещества рассматриваются как почти изотопночистые соединения протия.

Водород – наиболее распространенный элемент в космосе (Солнце, большие планеты Юпитер и Сатурн, звезды, межзвездная среда, туманности); в состав космической материи входит 63 % Н, 36 % Не и 1 % всех остальных элементов.

В природе – третийпо химической распространенности элемент (после О и Si), основа гидросферы. Встречается в химически связанном виде (вода, живые организмы, нефть, природный уголь, минералы), содержится в верхних слоях атмосферы.

Водород Н 2.Простое вещество. Бесцветный газ без запаха и вкуса. Молекула содержит ковалентную σ-связь Н – Н. Очень легкий, термически устойчивый до 2000 °C. Весьма мало растворим в воде. Хемосорбируется металлами Fe, Ni, Pd, Pt, где находится в атомном состоянии.

Водород Н 2может проявлять в одних условиях восстановительные свойства (чаще), в других – окислительные свойства (реже):

восстановитель Н 2 0– 2е -= 2Н I

окислитель Н 2 0 + 2е -= 2Н -I

Сильный восстановитель при высоких температурах, водород реагирует с неметаллами и оксидами малоактивных металлов, выполняет роль окислителя в реакциях с типичными металлами:

Очень высокой восстановительной способностью обладает атомарный водород Н 0(водород in statu nascendi, лат., – в момент возникновения), который получают непосредственно в зоне проводимой реакции (время жизни Н 00,5 с); например, гранулы магния вносят в подкисленный раствор переманганата калия, протекают реакции:

а) образование атомарного водорода

Mg + 2Н += Mg 2++ 2Н 0

б) восстановление перманганат-иона атомарным водородом

5Н 0+ 3H ++ MnO 4 -= Mn 2++ 4Н 2O

Другой пример – восстановление нитробензола в анилин (реакция Зинина):

а) Fe + 2Н += Fe 2++ 2Н 0

б) C 6H 5NO 2+ 6Н 0= C 6H 5NH 2+ 2Н 2O

Получить атомарный водород можно также пропусканием водорода Н 2над никелевым катализатором.

Атомарный водород легко восстанавливает при комнатной температуре весьма устойчивые соединения, например KNO 3и O 2:

2Н 0(Zn, разб. HCl) + KNO 3= KNO 2+ H 2O

2H 0(Zn, разб. HCl) + O 2= Н 2O 2

Аналогично протекают реакции при использовании амфигенов (Zn, Al) в щелочной среде:

а) Zn + 2OH -+ 2H 2O = [Zn(OH) 4] 2-+ 2Н 0

б) 8Н 0+ KNO 3= NH 3↑ + КОН + 2Н 2O (кипячение)

Качественная реакция – сгорание собранного в пробирку водорода с «хлопком» («гремучая» смесь с воздухом при содержании Н 24—74 % по объему).

Применяется водород как восстановитель и гидрирующий агент в синтезе технически важных продуктов (редкие металлы, NH 3, НCl, органические вещества).

Вода Н 2O.Бинарное соединение. Бесцветная жидкость (слой более 5 м толщиной окрашен в голубой цвет), без вкуса и запаха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [:: ОН 2] (sр 3-гибридизация). Летучее вещество, термически устойчивое до 1000 °C.

В обычных условиях полярные молекулы воды образуют между собой водородные связи. Это обусловливает аномалию температур плавления и кипения воды – они значительно выше, чем у ее химических аналогов (H 2S и других). Затвердевание воды в лед сопровождается увеличением объема на 9 %, т. е. лед легче жидкой воды (вторая аномалия воды). Наибольшую плотность вода имеет не при 0 °C, а при 4 °C (третья аномалия воды). Твердая вода (лед) легко возгоняется.

Природная вода по изотопному составу водорода в основном 1Н 2O с примесью 1Н 2НО и 2Н 2O, по изотопному составу кислорода в основном Н 2 16O с примесью Н 2 18O и Н 2 17O. В малой степени подвергается диссоциации до Н +, или, точнее, до Н 3O +, и ОН; очень слабый электролит. Катион оксония Н 3O +имеет строение незавершенного тетраэдра [: O(Н) 3] (sр 3-гибридизация). Образует кристаллогидраты со многими солями, аквакомплексы – с катионами металлов. Реагирует с металлами, неметаллами, оксидами. Вызывает электролитическую диссоциацию кислот, оснований и солей, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Подвергается электролизу в присутствии сильных электролитов. Почти универсальный жидкий растворитель неорганических веществ.

Для химических целей природную воду очищают перегонкой ( дистиллированная вода), для промышленных целей умягчают, устраняя «временную» и «постоянную» жесткость, или полностью обессоливают, пропуская через иониты в кислотной Н +-форме и щелочной ОН -– форме (ионы солей осаждаются на ионитах, а ионы Н +и ОН -переходят в воду и взаимно нейтрализуются). Питьевую воду обеззараживают хлорированием (старый способ) или озонированием (современный, но дорогой способ; озон не только окисляет вредные примеси подобно хлору, но и увеличивает содержание растворенного кислорода).

Уравнения важнейших реакций:

Примеры гидролиза бинарных соединений:

6H 2O + Al 2S 3= 2Al(ОН) 3↓ + 3H 2S↑

2H 2O + SF 4= SO 2↑ + 4HF↑ (40–60 °C)

6H 2O + Mg 3N 2= 3Mg(OH) 2↓ + 2NH 3↑ (кипячение)

2H 2O + CaC 2= Ca(OH) 2↓ + C 2H 2↑

Вода – окислитель за счет H I:

Электролиз воды: