Водород теория для 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.

Химические свойства водорода

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

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

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

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

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

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

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

с неметаллами

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

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

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

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

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

c оксидами неметаллов

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

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

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

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

c солями

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

Химические свойства галогенов

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

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

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

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

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

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

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

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

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

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

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

фосфором

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

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

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

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

серой

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

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

Взаимодействие галогенов с металлами

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

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

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

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

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

Взаимодействие галогенов с водой

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

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

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

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

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

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

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

а при нагревании:

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

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

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