Водород конспект егэ

1. Положение водорода в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение водорода
3. Физические свойства
4. Способы получения 
5. Химические свойства 
5.1. Взаимодействие с простыми веществами 
5.1.1. Взаимодействие с активными металлами
5.1.2. Взаимодействие с серой 
5.1.3. Взаимодействие с кремнием
5.1.4. Взаимодействие с азотом
5.1.5. Взаимодействие с углеродом
5.2. Взаимодействие со сложными веществами
5.2.1. Взаимодействие с оксидами металлов
5.2.2. Взаимодействие с органическими веществами
6. Применение водорода

Водородные соединения металлов 
1. Способы получения 
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с водой
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с окислителями

Летучие водородные соединения 
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения силана
3. Способы получения аммиака
4. Способы получения фосфина
5. Способы получения сероводорода
6. Химические свойства силана

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 1s¹     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:

Степень окисления	Типичные соединения
+1	кислоты H2SO4, H2S, HCl и др. вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr) кислые соли (NaHCO3  и др.) основания NaOH, Cu(OH)2 основные соли (CuOH)2CO3
-1	гидриды металлов NaH, CaH2 и др.

Способы получения

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

СН₄ + Н₂O → СО + 3Н₂

Также возможна паровая конверсия угля:

C⁰ + H₂⁺O → C⁺²O + H₂⁰

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

Ca  +  H₂  → CaH₂

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

H₂   +   S   →  H₂S

1.3. Водород не реагирует с кремнием.

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

3Н₂  + N₂  →  2NH₃

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом.

C   +   2H₂ →  CH₄

1.6. Водород горит, взаимодействует с кислородом со взрывом:

2H₂  +   O₂  →  2H₂O

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):

N₂O  +  H₂  =  N₂  +  H₂O

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:

Ca + H₂ →   CaH₂

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).

CH4 — метан	NH3 — аммиак	H2O — вода	HF –фтороводород
SiH4 — силан	PH3 — фосфин	H2S — сероводород	HCl –хлороводород
	AsH3 — арсин	H2Se — селеноводород	HBr –бромоводород
		H2Te — теллуроводород	HI –иодоводород

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Mg₂Si + 4HCl → 2MgCl₂ + SiH₄

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поскольку 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:

2NH₄Cl    +  Са(OH)₂   →  CaCl₂  + 2NH₃  +   2Н₂O

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:

Ca₃N₂    +   6H₂O  →  ЗСа(OH)₂    +    2NH₃

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

N₂    +   3Н₂    ⇄    2NH₃

Процесс проводят при температуре 500-550^оС 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:

Ca₃P₂    +   6H₂O  →   3Са(ОН)₂    +   2PH₃

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

Mg₃P₂      +   6HCl →   3MgCl₂    +   2PH₃↑

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

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

4P    +   3KOH   +   3H₂O   →   3KH₂PO₂   +   PH₃↑

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:

S  +  H₂  →  H₂S

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: хлорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

2CrCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O  →   2Cr(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Химические свойства силана

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

SiН₄ + 2О₂ = SiO₂ + 2Н₂О

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

SiH₄    +   2H₂O   →  SiO₂   +  4H₂

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами:

SiH₄    +   2NaOH   +   H₂O   →   Na₂SiO₃   +   4H₂

4. Силан при нагревании разлагается:

SiH₄ → Si + 2H₂

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:

PH₃   +   HI   →  PH₄I

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

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

2PH₃    +   4O₂  →   P₂O₅   +   3H₂O

PH₃    +   2O₂  →   H₃PO₄

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.

PH₃    +   8HNO₃  →   H₃PO₄   +    8NO₂    +  4H₂O

Серная кислота также окисляет фосфин:

PH₃    +  3H₂SO₄      →    H₃PO₄   +    3SO₂    +  3H₂O

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):

2H₂S   +   O₂    →   2S    +   2H₂O

В избытке кислорода:

2H₂S   +   3O₂  →   2SO₂  +   2H₂O           

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:

H₂S   +  4Cl₂   +   4H₂O →  H₂SO₄  +  8HCl

Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

H₂S  +  2HNO_3(конц.)  →  S  +  2NO₂  +  2H₂O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H₂S   +  8HNO_3(конц.)  →  H₂SO₄  +  8NO₂   +   4H₂O

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

Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:

2H₂S  +  SO₂  →  3S   +  2H₂O

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S  +  2FeCl₃  →  2FeCl₂  +  S  +  2HCl

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

3H₂S   +   K₂Cr₂O₇   +    4H₂SO₄    →   3S    +   Cr₂(SO₄)₃   +   K₂SO₄   +   7H₂O

2H₂S   +   4Ag  +  O₂  →  2Ag₂S  +  2H₂O

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

H₂S   +   H₂SO_4(конц.)  →  S   +   SO₂   +   2H₂O

Либо до оксида серы (IV):

H₂S   +   3H₂SO_4(конц.)  →  4SO₂   +  4H₂O

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:

H₂S   +   Pb(NO₃)₂   →  PbS   +   2HNO₃

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.

Вода

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:

Mg + 2H₂O → Mg(OH)₂ + H₂

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

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ +3H₂

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

Fe + 4Н₂O → Fe₃O₄ + 4Н₂

• 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):

Н₂O + СаО = Са(OH)₂

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

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

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

Например, сульфид алюминия разлагается водой:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S

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

Например, фосфид кальция разлагается водой:

Са₃Р₂ + 6Н₂О →  3Са(ОН)₂ + 2РН₃↑

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например, фосфид хлора (V) разлагается водой:

PCl₅ + 4H₂O → H₃PO₄ + 5HCl

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

Водород (лат. hydrogenium = греч. ὕδωρ — вода + γεννάω — рождаю) — самый легкий химический элемент, при обычных условиях — газ
без цвета, запаха и вкуса. В соединении с кислородом образует воду.

Водород — самый распространенный элемент Вселенной, входит в состав всего живого и небесных тел (73% массы Солнца).

Степени окисления

Проявляет степени окисления: -1, 0, +1.

Получение

В промышленности водород получают различными методами:

• Конверсия с водяным паром при t = 1000 °C

CH₄ + H₂O → CO + H₂

• Методом газификации угля, торфа, сланца

C + H₂O → CO + H₂

• Электролизом водных растворов щелочей

H₂O → H₂↑ + O₂↑

• Каталитическим окислением кислородом (неполное окисление)

CH₄ + O₂ → CO + H₂

Лабораторные методы традиционно отличаются от промышленных своей простотой. В лаборатории водород получают:

• Вытеснением водорода из кислот

Fe + HCl → FeCl₂ + H₂↑

• Гидролизом гидридов

CaH₂ + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

• Взаимодействием активных металлов с водой

Ca + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

• Реакцией цинка или алюминия с раствором щелочи

Al + NaOH + H₂O → Na[Al(OH)₄] + H₂↑

Химические свойства

В реакциях водород проявляет себя как восстановитель и окислитель. Как восстановитель реагирует с элементами, электроотрицательность которых
выше, чем у водорода:

• Как восстановитель реагирует с кислородом, галогенами, азотом, серой, оксидами металлов. При комнатной температуре из перечисленных
  реакция идет только со фтором.

H₂ + O₂ → (t) H₂O

H₂ + F₂ → HF (со взрывом в темноте)

H₂ + Cl₂ → (t) HCl (со взрывом только на свету)

H₂ + N₂ → NH₃

H₂ + S → H₂S

H₂ + ZnO → Zn + H₂O



• Как окислитель реагирует с металлами

Na + H₂ → NaH (гидрид натрия)

Mg + H₂ → MgH₂

Вода

Химические свойства:

• Реакция с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из воды.

K + H₂O → KOH + H₂

• Реакции с основными и кислотными оксидами

Реагирует с основными оксидами — с образованием оснований (реакция идет, если основание растворимо), и с кислотными оксидами —
с образованием соответствующих кислот. Не забывайте сохранять степени окисления!

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

P₂O₅ + H₂O → H₃PO₄

• Гидролиз солей

Отмечу здесь реакцию двойного гидролиза, которая заключается в гидролизе одной соли по катиону (CrBr₃),
а другой — по аниону (Na₂CO₃).

Na₂CO₃ + CrBr₃ + H₂O → Cr(OH)₃↓ + CO₂ + NaBr

• Реакция с гидридами активных металлов

LiH + H₂O → LiOH + H₂↑

• Реакции с C, CO, CH₄

C + H₂O → CO + H₂

H₂O + CO → (кат.) CO₂ + H₂

H₂O + CH₄ → (кат.) CO + H₂

• С галогенами

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты — без нагревания)

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO₃ (соляная и хлорноватая кислоты — при нагревании)

Кристаллогидраты

Кристаллогидраты — кристаллические соединения, содержащие молекулы воды как самостоятельные структурные единицы. Вода, входящая в
состав кристаллогидратов, называется кристаллической. Примеры: CaSO₄*2H₂O,
Na₂SO₄*10H₂O.

При нагревании кристаллогидраты теряют воду. Одним из наиболее известных кристаллогидратов является медный купорос: CuSO₄*5H₂O.
Медный купорос имеет характерный голубой цвет, а безводный сульфат меди — белый.

В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует
вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата меди.

Пероксид водорода

Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.

K₂O₂ + H₂O → KOH + H₂O₂

BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:

H₂O₂ → H₂O + O₂↑

Также перекись проявляет окислительные свойства:

KCl + H₂O₂ + H₂SO₄ → Cl₂ + K₂SO₄ + H₂O

Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки,
предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Водород — это самый легкий газ (он в 14,4 раза легче воздуха), не имеет цвета, вкуса и запаха. Мало растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется 18 мл водорода). При температуре — 252,8°С и атмосферном давлении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород бесцветен.
Кроме водорода с массовым числом 1 существуют изотопы с массовыми числами 2 и 3 — дейтерий D и тритий Т.ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Для водорода характерны следующие реакции с простыми веществами (с Al, B, Si, P соединения водорода получают косвенным путём):
1. Взаимодействие с неметаллами

При поджигании или в присутствии платинового катализатора реагирует с кислородом, реакция протекает со взрывом.
O2 + 2H2 = 2H2O,
Смесь двух объёмов водорода и одного объёма кислорода называется гремучим газом.
При нагревании водород обратимо взаимодействует с серой:
S + H2 ⇔ H2S 
С азотом — при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора (железо):
N2 + 3H2 = 2NH3 
С галогенами образует галогеноводороды:
F2 + H2 = 2HF,

реакция протекает со взрывом при любой температуре,
Cl2 + H2 = 2HCl,

реакция протекает только на свету.
С сажей взаимодействует при сильном нагревании:
C + 2H2 = CH4 
2. Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

Водород образует с активными металлами гидриды:
Na + H2 = 2NaH 
Ca + H2 = CaH2 
Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 ↑
3. Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:
CuO + H2 = Cu + H2O
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
WO3 + 3H2 = W + 3H2O
4. Гидрирование органических соединений

При действии водорода на ненасыщенные углеводороды в присутствии никель—катализатора и повышенной температуре происходит реакция гидрирования:
CH2=CH2 + H2 = CH3-CH3
Водород восстанавливает альдегиды до спиртов:
CH3CHO + H2 = C2H5OH
ПОЛУЧЕНИЕ:
Вплоть до конца XIX века получение водорода было делом достаточно хлопотным. Добывали его в мизерных количествах, растворяя обычные металлы в кислотах, а также щелочные и щелочноземельные в воде. Только после того, как электричество начали производить в промышленных масштабах, появилась возможность относительно легко добывать его тоннами с помощью электролиза. Выглядит электролитический процесс примерно так: в ванну с водой опускают два электрода, на одном — положительный потенциал, на другом — отрицательный. На плюсе в результате прохождения тока выделяется кислород, а на минусе — водород.
В промышленности

1.Электролиз водных растворов солей:
2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2 
2.Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000°C:
H2O + C ⇔ H2 + CO
3.Из природного газа.
Конверсия с водяным паром:
CH4 + H2O ⇔ CO + 3H2 (1000°C)
Каталитическое окисление кислородом:
2CH4 + O2 ⇔ 2CO + 4H2 
4. Крекинг и реформинг углеводородов в процессе переработки нефти.
В лаборатории

1.Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и соляную кислоту:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 
2.Взаимодействие кальция с водой:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 
3.Гидролиз гидридов:
NaH + H2O = NaOH + H2 
4.Действие щелочей на цинк или алюминий:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 
Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2 
5.С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:
2H3O+ + 2e = H2 + 2H2O
ПРИМЕНЕНИЕ:

Водород используют при синтезе аммиака NH3, хлороводорода HCl, метанола СН3ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием природных растительных масел получают твёрдый жир — маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода с водородом используют при сварке.
ВОДА:

1. Взаимодействие с металлами:

Ca +2H2O = Ca(OH)2 + H2

Mg(порошок) + 2H2O + Mg(OH)2 + H2

2Al (без оксидной плёнки) + 6H2O =2Al(OH)3 + 3H2O

Zn +H2O = ZnO + H2

3Fe +4H2O = Fe3O4 + 4H2O

1. С неметаллами:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2

H2O + Cl2 = HCl + HClO

1. С оксидами:

СaO + H2O = Ca(OH)2

P2O5 + 3H2O + 2H3PO4

1. С органическими веществами:

СН2=СН2 + Н2О = С2Н5ОН

1. Получение аквакомплексов:

CuSO4 + 5H2O = CuSO4 · 5H2O

Na2CO3 + 10H2O = Na2CO3 · 10H2O

ПЕРОКСИД ВОДОРОДА:

2H2O2 = 2H2O + O2

H2O2 + 2KI = I2 + 2KOH

NaNO2 + H2O2 = NaNO3 + H2O

PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O

2KMnO4 + 7H2O2 + 5H2SO4 = 2MnSO4 + 7O2 + 2SO2 + K2SO4 + 12H2O

Что такое водород

Водород — самый легкий элемент в периодической таблице Менделеева.

Его атомный номер один. Одноатомная форма водорода составляет около 75% барионной массы, она считается самым распространенным веществом во всей Вселенной. Водородная плазма является основным веществом звезд, кроме компактных.

Водород имеет три изотопа:

• протий (1Н);
• дейтерий (2Н);
• тритий (3Н).

К общей характеристике относятся следующие свойства: не имеет цвета, запаха, вкуса. Двухатомная форма (H2) не токсична, но в сочетании с воздухом (или O2) легко воспламеняется и взрывоопасна. Опасность взрыва проявляется и в присутствии других окисляющих газов, например фтора, хлора.

На Земле водород присутствует в составе молекулярных соединений, например, воды. Его роль в кислотно-щелочных реакциях нельзя недооценивать.

История открытия

Первым среди ученых, кто заметил водород, был великий алхимик и врач Средневековья Теофраст Парацельс. В своих алхимических экспериментах, надеясь найти «философский камень», смешивая металлы с кислотами, Парацельс получил неизвестный доселе горючий газ. Правда, отделить этот газ от воздуха не удалось.

Всего через полтора века после Парацельса французскому химику Лемери удалось выделить водород из воздуха и проверить его горючесть. Правда, Лемери не понимал, что полученный им газ был чистым водородом. В то же время к подобным химическим экспериментам привлекался и русский ученый Ломоносов, но прорыв в изучении водорода совершил английский химик Генри Кавендиш, по праву считающийся первооткрывателем водорода.

В 1766 году Кавендишу удалось получить чистый водород, который он назвал «горючим воздухом». Еще через 20 лет талантливому французскому химику Антуану Лавуазье удалось синтезировать воду и извлечь из нее этот самый «горючий воздух» — водород. И, кстати, именно Лавуазье предложил название водорода: «Hydrogenium», также известный как «водород».

Место в таблице Менделеева

Расположение химических элементов в периодической таблице Менделеева основано на их атомном весе, рассчитанном относительно атомного веса водорода. То есть, другими словами, водород и его атомный вес – это краеугольный камень таблицы Менделеева, точка опоры, на основе которой великий химик создал свою систему. Поэтому неудивительно, что водород занимает почетное первое место в таблице Менделеева.

Кроме того, водород обладает следующими характеристиками:

• Атомная масса водорода равна 1,00795.
• Водород имеет три изотопа, каждый из которых имеет индивидуальные свойства.
• Водород — легкий элемент с низкой плотностью.
• Водород обладает как восстановительными, так и окислительными свойствами.
• Вступая в химические реакции с металлами, водород принимает свой электрон и становится окислителем. Такие соединения называются гидратами.

Строение молекулы

Водород – газ, его молекула состоит из двух атомов.

Так выглядит молекула водорода.

Молекулярный водород, образованный из таких двухатомных молекул, взрывается при зажигании зажженной спички. Когда молекула водорода взрывается, она распадается на атомы, которые становятся ядрами гелия. Так происходят ядерные реакции на Солнце и других звездах: за счет постоянного распада молекул водорода наша звезда обжигает и согревает нас своим теплом.

Нахождение в природе, изучение его свойств

Звездная температура позволяет водороду существовать в виде плазмы. Она составляет около 6000°С. Однако пространство между звездами заполнено отдельными молекулами, атомами и ионами, часто образующими молекулярные скопления различных размеров и форм – облака. Плотность вещества не является постоянной величиной, как и его температура.

В земной коре водород считается десятым по распространенности элементом. Его массовая доля составляет 1%. При этом она достигает 17% по количеству атомов. Это второе место после кислорода, доля которого составляет 52%. Отсюда важная роль водорода в природе, особенно в химических превращениях.

Водород, в отличие от кислорода, не может существовать в свободном состоянии, только в связанном. Исключение составляет атмосфера, в сухом остатке которой находится 0,00005 % простого вещества — водорода.

Все органические вещества содержат водород. Его доля в живых клетках велика (по числу атомов его удельный вес достигает 63%).

В составе воды водород имеет большое значение в ходе геохимических процессов. Поэтому вулканические газы вызывают выделение некоторого количества водорода по разломам (причина — рифтогенез). По этой же причине водород часто встречается в районе угольных месторождений.

Природные минералы могут содержать H2 в виде ионов аммония, гидроксильных ионов и воды.

Причина появления молекул Н2 в атмосфере – разложение формальдегида, участника окисления метана и других органических соединений. Также причиной их образования является неполное сгорание топлива и биомассы, фиксация азота некоторыми микроорганизмами, содержащимися в воздухе.

Молекулы водорода легкие, поэтому они имеют высокую тепловую скорость. Попадая в верхние слои атмосферы, такие молекулы часто улетают в космос, при этом их потери могут достигать 3 кг в секунду.

Химические и физические свойства

Начиная говорить о химических свойствах водорода, необходимо указать на исключительную прочность его двухатомной молекулы. Для того, чтобы он распался и атомы взаимодействовали с другими участниками химической реакции, необходима энергия:

12H2→ 2H-432 кДж

Нормальные температурные условия обеспечивают протекание реакций только с высокоактивными металлами, например, с кальцием:

12Са+Н2 → СаН2

Исключение составляет реакция с фтором, продуктом которой является фтористый водород:

12F2+H2→ 2HF

При возможности повышения температуры (или при других воздействиях, например, при освещении) водород может реагировать с большинством металлов и неметаллов:

12О2+2Н2→ 2Н2О

В реакциях с галогенами образуются галогеноводороды:

12H2+F2→ 2HF (взрыв происходит в темноте)

12H2+Cl2→ 2HCl (происходит легкий взрыв)

При взаимодействии с оксидами водород проявляет восстановительные свойства:

12CuO+H2→ H2O+Cu

Высокая температура позволяет реагировать с сажей:

12С+2Н2→ СН4

Когда активные металлы соединяются с водородом, образуются гидриды, такие как гидрид натрия (NaH), гидрид кальция (CaH2), гидрид магния (MgH2). К таким твердым веществам, подобным солям и легко гидролизующимся, относятся:

12СаН2+2Н2→ Са(ОН)2+2Н2

Оксиды металлов, реагируя с водородом, восстанавливаются с выделением воды:

12Fe2O3+3H2→ 2Fe+3H2O

Благодаря свойствам водорода он нашел применение для восстановления органических веществ. Реакции протекают с участием катализатора, а также при высоких параметрах давления и температуры. Например, насыщенные алканы образуются при гидрировании алкенов и ненасыщенных алкинов.

Физические свойства водорода:

1. в 14,5 раз легче воздуха. Поэтому молекулы движутся быстрее других молекул газа, передавая тепло.
2. Обладает высокой теплопроводностью (в 7 раз выше, чем у воздуха).
3. Двухатомная молекула.
4. Плотность — 0,08987 г/л, температура кипения — 252,76°С, удельная теплота сгорания — 120,9*106 Дж/кг, растворимость в воде — 18,8 мл/л

Он хорошо растворяется в металлах, поэтому может диффундировать в них. Нерастворим в серебре.

Электронная схема водорода

Порядок заполнения оболочек атома водорода (H) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6д → 7р.

На подуровне «s» может находиться до 2 электронов, на «s» до 6, на «d» до 10 и на «f» до 14 электронов

Водород имеет 1 электрон, заполните электронные оболочки в порядке, описанном выше:

1 электрон на 1s подуровень

Степень окисления водорода

Атомы водорода в соединениях имеют степени окисления 1, 0, -1.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на обмене электронами, поэтому, если заряд атома виртуально увеличивается, то степень окисления отрицательная (электроны переносят отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Соединения водорода

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

Типичные соединения водорода:

Степень окисления	Типичные соединения
+1	кислоты H2SO4, H2S, HCl и др. вода H2O и другие летучие соединения водорода (HCl, HBr) кислые соли (NaHCO3 и др.) основания NaOH, Cu(OH)2 основные соли (CuOH)2CO3
-один	гидриды металлов NaH, CaH2 и др.

Вычисление водорода

В химических реакциях, кроме жидких и твердых веществ, участвуют и газы. Расчеты с газообразными веществами обычно производятся в единицах объема

Равные объемы разных газов при одинаковых условиях содержат одинаковое количество молекул. Например, 22,4 литра любого газообразного вещества при 0°C и давлении 101,325 кПа содержат
молекулы.

Плотность газа р – это отношение молярной массы газа (М) к его молярному объему

Относительная плотность газов рассчитывается как отношение их молекулярных масс по уравнению:

Вычисление объема газов по уравнениям химических реакций

Пример 1

Какой объем 6,8 г
в нормальных условиях?

Решение:

набирать объем в нормальных условиях
— XL.

Решая пропорцию, находим:

Ответ: 4,48 литра.

Пример #2

Какой объем водорода при стандартных условиях выделится при растворении 3,25 г цинка в избытке соляной кислоты?

Решение:

Напишем уравнение реакции и приравняем его:

Составим пропорцию на основе уравнения реакции и решим задачу:

Ответ: 1,12 литра.

Пример №3

Какой объем водорода потребуется для восстановления 28,8 г FeO? Решение:

Напишем уравнение реакции:

Из уравнения реакции видно, что для восстановления 1 моля (72 г) FeO требуется 1 моль (22,4 л) водорода.

Для восстановления 72 г FeO требуется 22,4 литра

Ответ: 8,96 литра.

Пример №4

Для получения кислорода в лаборатории используют термическое разложение бертолетовой соли. Какой объем кислорода и сколько KS1 образуется из 4,9 г этой соли при стандартных условиях?

Решение:

Запишем уравнение реакции разложения бертолетовой соли
и приравниваем:

Ответ: 1344 литра
и 2,98 г KS1.

Расчет объемных отношений газов из химических уравнений

Пример №5

В каком объемном соотношении необходимо взять водород и кислород, чтобы они прореагировали без остатка? Какой объем кислорода вступит в реакцию с 10 л водорода?

Решение:

1) Запишем уравнение реакции взаимодействия кислорода с водородом:

2Н2 + 02 = 2Н20.

Из уравнения известно, что 2 моля водорода без остатка реагируют с 1 молем кислорода.

2 моля водорода занимают объем 44,8 л, а 1 моль кислорода — 22,4 л. Соотношение объемов будет:

Следовательно, водород без остатка реагирует с кислородом в объемных соотношениях, представляющих собой небольшие целые числа — 2:1, т.е. 2 литра водорода без остатка реагируют с 1 литром кислорода.

2) Найдите объем кислорода, вступившего в реакцию с 10 л водорода. 1 литр кислорода взаимодействует с 2 литрами водорода,

от 10 л — xlx = 5 литров.

Ответ: 2:1; 5л

Расчет абсолютной и относительной плотности газов

Пример №6

Рассчитайте абсолютную плотность фтористого водорода и его относительную плотность по отношению к водороду.

Решение:

1) Найдите плотность HF.

Молярная масса 1 моль HF равна 20 г, а молярный объем 22,4 л,

2) Найдите относительную плотность HF из

Пример №7

Относительная плотность паров серы по отношению к азоту при комнатной температуре составляет 9,14. Определите формулу паров серы.

Решение:

Определим молярную массу паров серы.

Если относительная молекулярная масса паров серы равна 256, то, разделив ее на относительную атомную массу серы — 32, получим число атомов в молекуле паров серы, т.е. 256 : 32 = 8.

Итак, формула паров серы

Способы получения водорода

Водород представляет собой бесцветный газообразный элемент без запаха с плотностью 1/14 по отношению к воздуху. В свободном виде встречается редко. Обычно водород сочетается с другими химическими элементами: кислородом, углеродом.

Производство водорода для промышленных и энергетических нужд осуществляется различными способами. Наиболее популярны:

• электролиз воды;
• метод концентрации;
• низкотемпературная конденсация;
• адсорбция.

Водород можно выделить не только из газовых соединений или воды. Водород получают путем воздействия высоких температур на древесину и древесный уголь, а также путем переработки биоотходов.

Атомарный водород для производства энергии получают методом термической диссоциации молекулярного вещества в платиновой, вольфрамовой или палладиевой проволоке. Его нагревают в водородной среде при давлении менее 1,33 Па. Для получения водорода используют и радиоактивные элементы.

Электролиз воды

Самый простой и популярный способ извлечения водорода — электролиз воды. Это позволяет получать практически чистый водород. Другими преимуществами этого метода являются:

Принцип работы электролизного генератора водорода:

• доступность сырья;
• получение элемента давления;
• возможность автоматизации процесса за счет отсутствия движущихся частей.

Процедура расщепления жидкости электролизом обратна сжиганию водорода. Суть его в том, что под действием постоянного тока на электродах, погруженных в водный раствор электролита, выделяется кислород и водород.

Дополнительным преимуществом является производство побочных продуктов промышленной ценности. Поэтому кислород в больших объемах необходим для катализа технологических процессов в энергетике, очистки почв и водоемов, утилизации бытовых отходов. Тяжелая вода, полученная электролизом, используется в энергетике в ядерных реакторах.

Получение водорода концентрированием

Этот метод основан на выделении элемента из содержащих его газовых смесей. Таким образом, большая часть вещества, производимого в промышленных объемах, извлекается путем паровой конверсии метана. Водород, полученный в этом процессе, используется в энергетике, нефтепереработке, ракетостроении, а также для производства азотных удобрений. Процесс получения Н2 осуществляется разными способами:

• короткий цикл;
• криогенный;
• мембрана.

Последний метод считается наиболее эффективным и наименее затратным.

Конденсация под действием низких температур

Этот метод получения H2 заключается в сильном охлаждении газообразных соединений под давлением. В результате они превращаются в двухфазную систему, которая впоследствии разделяется сепаратором на жидкую составляющую и газ. Жидкие среды используются для охлаждения:

• вода;
• сжиженный этан или пропан;
• жидкий аммиак.

Эта процедура не так проста, как кажется. Невозможно сразу чисто отделить углеводородные газы. Часть компонентов будет выходить с отбираемым из сепарационного отсека газом, что неэкономично. Проблему можно решить путем глубокого охлаждения сырья перед сепарацией. Но это требует много энергии.

В современных низкотемпературных конденсаторных системах дополнительно предусмотрены колонны деметанизации или деэтанизации. Газовая фаза удаляется с последней ступени разделения, а жидкость после теплообмена направляется в дистилляционную колонну вместе с потоком сырого газа.

Способ адсорбции

При адсорбции для выделения водорода используют адсорбенты — твердые вещества, поглощающие необходимые компоненты газовой смеси. В качестве адсорбентов используются активированный уголь, силикатный гель и цеолиты. Для осуществления этого процесса используются специальные устройства – циклические адсорбенты или молекулярные сита. При реализации под давлением этот метод может восстановить 85 процентов водорода.

Сравнивая адсорбцию с низкотемпературной конденсацией, можно отметить снижение материальных и эксплуатационных затрат на процесс в среднем на 30 процентов. Адсорбционный метод производит водород для получения энергии и с использованием растворителей. Этот метод позволяет извлекать из газовой смеси 90% Н2 и получать конечный продукт с концентрацией водорода до 99,9%.

Добыча водорода в условиях домашнего хозяйства

Методы получения высокотемпературного водорода в домашних условиях неприменимы. Здесь чаще всего используется электролиз воды.

Чтобы получить водород дома, нужен специальный аппарат – электролизер. Вариантов такого оборудования на рынке множество, устройства предлагают как известные технологические корпорации, так и небольшие производители. Фирменные агрегаты стоят дороже, но и качество сборки у них выше.

Прибор имеет небольшой размер и удобен в использовании. Его основные детали:

• реформатор;
• система очистки;
• топливные элементы;
• компрессорное оборудование;
• резервуар для хранения водорода.

В качестве сырья берется простая водопроводная вода, а электричество поступает из обычной розетки. Солнечные батареи экономят электроэнергию.

«Бытовой» водород используется в системах отопления или приготовления пищи. Они также обогащают топливно-воздушную смесь для увеличения мощности автомобильных двигателей.

Еще дешевле сделать устройство самостоятельно в домашних условиях. Сухой элемент представляет собой герметичный контейнер, состоящий из двух электродных пластин в емкости с раствором электролита. Всемирная паутина предлагает множество схем сборки устройств разных моделей:

• с двумя фильтрами;
• с верхним или нижним расположением контейнера;
• с двумя или тремя клапанами;
• с оцинкованной доской;
• на электродах.

Простое устройство для получения водорода создать несложно. Потребуется:

• лезвие из нержавеющей стали;
• прозрачная трубка;
• фурнитура;
• пластиковый контейнер (1,5 л);
• водяной фильтр и обратный клапан.

Кроме того, понадобятся различные метизы: гайки, шайбы, болты. В первую очередь нужно разрезать лист на 16 квадратных отсеков, у каждого из них срезать по одному уголку. В противоположном углу требуется просверлить отверстие для прикручивания пластин. Для обеспечения постоянного тока пластины должны быть соединены по схеме: плюс-минус-плюс-минус. Эти детали изолированы друг от друга трубкой, а в месте соединения болтом и шайбами ​​(три штуки между пластинами). На плюс и минус ставится 8 пластин.

При правильном монтаже края пластин не будут касаться электродов. Собранные части опускают в пластиковый контейнер. В месте соприкосновения стен делаются два крепежных отверстия с помощью болтов. Установите предохранительный клапан для удаления избыточного газа. Фурнитура крепится на крышку контейнера, а швы герметизируются силиконом.

Чтобы протестировать устройство, выполните несколько действий:

1. Залейте жидкость.
2. Накрыв колпачком, один конец трубки подсоедините к штуцеру.
3. Второй опустите в воду.
4. Подключитесь к источнику питания.

После подключения устройства к розетке через несколько секунд будет заметен процесс электролиза и осаждения.

Чистая вода не обладает хорошей электропроводностью. Для улучшения этого показателя нужно создать раствор электролита путем добавления щелочи – гидроксида натрия. Он есть в таких составах для прочистки труб, как «Крот».

Практическое применение

Поскольку водород в 14 раз легче воздуха, в старину им наполняли воздушные шары и дирижабли. Но после серии авиакатастроф конструкторам пришлось искать замену водороду (помните, чистый водород — взрывоопасное вещество, и малейшей искры было достаточно, чтобы вызвать взрыв).

Взрыв дирижабля Гинденбург в 1937 году, причиной взрыва стало возгорание водорода (из-за короткого замыкания), на котором летел этот огромный дирижабль.

Поэтому для таких самолетов вместо водорода стали использовать гелий, который к тому же легче воздуха, получение гелия более трудоемко, но он не такой взрывоопасный, как водород.

Однако водород оказался очень хорошим компонентом ракетного топлива. А автомобили, работающие на водородном топливе, более экологичны, чем их дизельные и бензиновые аналоги.

Водород также используется для очистки различных видов топлива, особенно на основе нефти и производных.

Существующие установки

Спрос на водород растет из-за перехода на более чистые и легкие нефтяные топлива, а нефтяное сырье становится все тяжелее. В этом смысле сложно представить современный НПЗ без установки по производству водорода. ДПВ может отсутствовать только в составе НПЗ, работающих по профилю первичной переработки нефти. Стоит отметить, что для производств с развитой архитектурой вторичных процессов ресурсов одного ПЛК может быть недостаточно.