Водород вода пероксид водорода егэ

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.

10-й
класс (первый
год обучения)

Водород. Пероксид водорода

П
л а н

1.
Положение в таблице Д.И.Менделеева,
строение атома, изотопы.

2.
Краткая история открытия и происхождение
названия.

3.
Физические свойства.

4.
Химические свойства.

5.
Качественная реакция на водород.

6.
Нахождение в природе.

7.
Основные методы получения и области
применения.

8.
Пероксид водорода.

Водород
– элемент с порядковым номером 1,
имеет А_r =
1, электронная формула 1s¹.
Атом водорода наименьший по размерам
и самый легкий из всех элементов
Периодической системы. Условно водород
размещают в Ia и в VIIa группах. Подобно
щелочным металлам, атом водорода способен
отдавать 1 электрон, превращаясь при
этом в положительно заряженный ион
(протон). В то же время атом водорода
может принимать 1 электрон для завершения
своего внешнего уровня, превращаясь в
отрицательно заряженный гидрид-ион
Н^– (аналогично
галогенам). По электроотрицательности
водород занимает промежуточное положение
между типичными металлами и типичными
неметаллами. В соединениях водород
проявляет степень окисления +1, реже –1,
и может входить как в состав катионов,
так и в состав анионов:

Природный
водород содержит три изотопа:  протий
,  дейтерий
,  тритий
. Протий и дейтерий являются стабильными
изотопами, тритий – радиоактивный
(период его полураспада составляет
12,26 года), на Земле его содержится около
300 кг. Водород – единственный химический
элемент, изотопы которого получили свои
персональные названия. Поскольку в
естественной смеси изотопов преобладает
протий, можно утверждать, что свойства
природного водорода обусловлены в
основном его свойствами.

Первооткрывателем
водорода считается Г.Кавендиш. В 1766 г.
он собрал и исследовал газ, выделяющийся
при действии кислот на металлы, и назвал
его «горючий воздух». В 1787 г. А.Лавуазье
определил «горючий воздух» как новый
химический элемент и дал ему современное
название, которое в переводе с греческого
означает «рождающий воду».

Ф
и з и ч е с к и е  с в о й с т в а

Молекула
водорода двухатомна, образована за счет
ковалентной неполярной одноцентровой
связи (Н–Н). Водород – бесцветный, очень
легкий (плотность равна 0,09 г/л – самое
легкое вещество на Земле), термически
устойчивый газ (переходит в атомарное
состояние при 2000 °С). Мало растворим
в воде и в органических растворителях,
не имеет запаха. При высоких температурах
проявляет уникальное физическое
свойство – растворяется во многих
металлах (никель, платина, палладий).
Такая отличительная черта обусловлена
способностью молекул водорода
диффундировать через кристаллическую
решетку металла. Наибольшая растворимость
отмечена для палладия (850 объемов водорода
на один объем металла).

Смесь
2-х объемов водорода и 1-го объема кислорода
получила название «гремучий газ».
Водород обладает высокой теплопроводностью
(в семь раз больше, чем у воздуха), т.к.
его легкие молекулы движутся с огромной
скоростью.

Х
и м и ч е с к и е  с в о й с т в а

Из-за
высокой прочности ковалентной неполярной
связи молекулярный водород химически
малоактивен. При обычной температуре
водород реагирует только со фтором и,
при освещении, с хлором. Но реакционная
способность водорода значительно
повышается при нагревании, а также в
присутствии таких катализаторов, как
никель, платина или палладий (растворяясь
в этих металлах, молекулы водорода
распадаются на атомы, а атомарный водород
обладает значительной химической
активностью). Кроме того, большой
химической активностью обладает
атомарный водород в момент выделения.
В реакциях водород чаще всего выступает
в роли восстановителя, реже окислителя.

Н₂ (–).

О₂ (+):

2H₂ +
O₂  2H₂O.

Металлы
(+/–):*

2Na
+ H₂  2NaН,

Ca
+ H₂  CaH₂,

Cu
+ H₂  реакция
не идет.

Неметаллы
(+/–):

H₂ +
F₂ =
2HF (и с другими галогенами при разных
условиях),

Н₂О
(–).

С
оксидами водород вступает в реакции
восстановления.

Основные
оксиды (+/–):

CuO
+ H₂ Cu
+ H₂O,

Na₂O
+ H₂  реакция
не идет.

Кислотные
оксиды (–/+):

СO₂ +
H₂ СO
+ H₂O.

Основания
(–).

Кислоты
(–).

Соли
(–).

К
а ч е с т в е н н о й  р е а к ц и е й 
на водород является его сгорание с
характерным «хлопком». Горит водород
бесцветным пламенем.

По
данным современной космохимии, водород
– наиболее распространенный элемент
Вселенной (в состав космической материи
входит 63% водорода, 36% гелия и 1% всех
остальных элементов). На Земле водород
встречается в основном в связанном виде
(вода, нефть, уголь, минералы, живые
организмы). В виде простого вещества
водород находится в незначительных
количествах в верхних слоях атмосферы.

О
с н о в н ы е  м е т о д ы  п о л у ч е
н и я  
и  о б л а с т и  п р и
м е н е н и я

Лабораторные
методы получения водорода:

взаимодействие
металлов, стоящих в ряду напряжения до
водорода, с растворами кислот-неокислителей:

Zn
+ 2HCl = ZnCl₂ +
H₂;

взаимодействие
амфотерных металлов и кремния с растворами
щелочей:

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

Si
+ 2NaOH + H₂O
= Na₂SiO₃ +
2H₂;

взаимодействие
щелочных и щелочно-земельных металлов
с водой:

2Na
+ 2H₂O
= 2NaOH + H₂,

Ca
+ 2H₂O
= Сa(OH)₂ +
H₂;

взаимодействие
гидридов активных металлов с водой:

NaH
+ H₂O
= NaOH + H₂.

В
промышленности водород
получают, используя следующие методы:

электролиз
разбавленных растворов щелочей, серной
кислоты, хлоридов щелочных металлов:

2H₂O  2H₂ +
O₂,

2NaCl
+ 2H₂O  H₂ +
Cl₂ +
2NaOH;

восстановление
водяного пара металлами (магний, цинк,
железо):

восстановление
водяного пара раскаленным коксом:

конверсия
метана:

крекинг
углеводородов:

Области
применения водорода:

• в
химической отрасли промышленности –
сырье для производства аммиака,
хлороводорода, метанола;

• в
пищевой отрасли промышленности для
гидрогенизации растительных масел при
производстве маргарина;

• в
металлургии для восстановления металлов
из их оксидов;

• для
заполнения аэростатов, воздушных шаров,
зондов;

• использование
«водородной горелки» для сварки и резки
металлов;

• жидкий
водород – один из наиболее эффективных
видов ракетного топлива;

• большую
актуальность в настоящее время имеет
вопрос о применении водорода как
экологически чистого топлива.

К
важнейшим соединениям водорода относятся
вода и пероксид водорода.

П
е р о к с и д  в о д о р о д а – тяжелая,
взрывоопасная жидкость голубоватого
цвета. В лабораторной практике и в быту
обычно используют 30%-й раствор пероксида
водорода (пергидроль) или его 3%-й раствор
(перекись). Получают пероксид водорода
при взаимодействии пероксидов активных
металлов с сильными кислотами:

BaO₂ +
H₂SO₄ =
BaSO₄ +
H₂O₂.

Раствор
пероксида водорода имеет кислую реакцию
среды, т.е. пероксид водорода можно
рассматривать как слабую двухосновную
кислоту H–O–O–H:

Взаимодействует
с основаниями (реакция протекает без
изменения пероксидной группировки):

H₂O₂ +
Ba(OH)₂ =
BaO₂ +
2H₂O.

Разлагается
на свету и под действием катализаторов
(катализатор – диоксид марганца или
ферменты крови):

В
реакциях пероксид водорода проявляет
окислительно-восстановительную
двойственность за счет иона кислорода
(О^–):

Пероксид
водорода применяется в основном для
получения антисептических средств, а
также для реставрации живописи на основе
свинцовых белил. Практическое применение
нашли пероксиды щелочных металлов –
их используют для получения кислорода
на космических кораблях и подводных
лодках.

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.).

Всего: 121    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 121    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы