Водород

Первооткрыватель – Г. Кавендиш (1766 г.).

Положение в периодической системе – 1 период.

Электронная конфигурация (в основном состоянии) – 1s².

Степени окисления:             +1  (1s⁰)

                                                 0   1s¹

                                               -1  (1s²)

Энергия ионизации – 1312 кДж/моль.

Сродство к электрону – 72,8 кДж/моль.

Изотопы          – пропий

                        () – дейтерий

                        () – тритий

В свободном виде водород образует одно простое вещество Н₂, в молекуле которого два атома водорода соединены ковалентной σ-связью.

Т_кип. = 20,28 К.

Т_пл. = 14,01 К.

Получение

1. Взаимодействие металлов, стоящих в ряду напряжения перед водородом, с кислотами:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂.

2. Взаимодействие амфотерных металлов, например алюминия, с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂.

3. Восстановление воды щелочными или щелочноземельными металлами:

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂.

4. Электролиз водных растворов щелочей, кислот, солей:
                  Na₂SO₄
        2H₂O    2H₂ + O₂,
               электролиз

2NaCl + 2H₂O    H₂ + Cl₂ + 2NaOH.
                           электролиз

5. Восстановление водяного пара металлами (Mg, Zn, Fe и др.):

                           t
     3Fe + 4H₂O     Fe₃O₄ + 4H₂.

6. Конверсия метана:

CH₄ + H₂O → CO₂ + 3H₂,

CO + H₂O → CO₂ + H₂.

Химические свойства

1. Горение:

2H₂ + O₂ → 2H₂O + 484 кДж.

2. Реакции с неметаллами:

H₂ + Cl₂ → 2HCl,
                   t

H₂ + S → H₂S,
                     t, P
     3H₂ + N₂ → 2NH₃.

3. Реакция образования гидридов со щелочными и щелочноземельными металлами:

H₂ + 2K → 2KH.

4. Восстановление оксидов металлов:

WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O.

5. Гидрирование непредельных органических соединений:

                                Ni, t
CH₃–CH =CH₂ + H₂ → CH₃–CH₂–CH₃

Применение

1. Органический и неорганический синтез.

2. Получение высоких температур (горение).

3. Резка металлов.

4. Переработка нефти (реакции гидрирования).

Соединения

Вода (H₂O)

Пероксид водорода (H₂O₂)

Вода (H₂O)

Одним из наиболее распространенных веществ в природе является вода. Вода играет главенствующую роль в жизнедеятельности живых организмов, высока ее роль в промышленном производстве и быту. Являясь слабым электролитом, вода диссоциирует на ион водорода и гидроксид-ион:

H₂O H⁺ + OH^-       K=1,8·10^-16.

Так как ион водорода – частица очень маленькая, в водных растворах существует только в виде иона гидроксония:

H⁺ + H₂O H₃O⁺.

Вода является амфотерным соединением и в протолитических равновесиях способна принимать или отдавать протон, выступая соответственно в роли основания или кислоты.

Физические свойства

Вода – единственное химическое соединение, которое в природных условиях существует в виде трех агрегатных состояний: твердое вещество (лед), жидкое (вода), газообразное (водяной пар).

Т_кип. = 373 К (100 °С)

Т_пл. = 273 К (0°С)

В жидком состоянии – вещество без цвета, без запаха, без вкуса.

Тип связи – ковалентная полярная.

Гибридизация – sp³.

Угол между связями H–O – 109°.

Химические свойства

1. Реакции кислотно-основного взаимодействия:

а) взаимодействие с кислотными оксидами

H₂O + CO₂ H₂CO₃,

б) взаимодействие с основными оксидами

Na₂O + H₂O 2NaOH,

в) гидролиз солей

Na₂CO₃ + H₂O NaHCO₃ + NaOH,

MnCl₂ + H₂O MnOHCl + HCl.

2. Образование кристаллогидратов:

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄·5H₂O.

3. Окислительные свойства воды (взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода):

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑.

3Fe + 4H₂O Fe₃O₄ + 4H₂↑.

Пероксид водорода (H₂O₂)

Физические свойства

Бесцветная (слегка голубоватая) сиропообразная жидкость, без запаха.

T_пл.= -0,48 °C.

Плотность – 1,45 г/см³.

Химические свойства

1. Реакция разложения:

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂↑ + 197,5 кДж.

2. Окислительные свойства:

2KI + H₂O₂ = I₂ + 2KOH,

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O.

3. Восстановительные свойства:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂↑ + 8H₂O,

Ag₂O + H₂O₂ = 2Ag + H₂O + O₂↑.

4. Образование пероксидов металлов:

Ba(OH)₂ + H₂O₂ = BaO₂ + 2H₂O.