Водород
Водород – первый элемент и один из двух представителей I периода Периодической системы. Атом водорода состоит из двух частиц – протона и электрона, между которыми существуют лишь силы притяжения. Водород и металлы IА-группы проявляют степень окисления +1, являются восстановителями и имеют сходство оптических спектров. Однако в состоянии однозарядного катиона Н + (протона) водород не имеет аналогов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.
С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до завершения внешнего электронного слоя. Подобно галогенам, водород проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию, и по составу молекул Э 2 . Но молекулярная орбиталь (МО) Н 2 не имеет ничего общего с таковыми молекул галогенов, в то же время МО Н 2 имеет определенное сходство с МО двухатомных молекул щелочных металлов, существующих в парообразном состоянии.
Водород – самый распространенный элемент Вселенной, составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. На Земле по распространенности занимает 9-е место; в свободном состоянии встречается редко, и основная часть его входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также сложных веществ живых организмов.
Природный водород представляет собой смесь стабильных изотопов протия 1 Н (99,985%) и дейтерия 2 H (2 D), радиоактивного трития 3 Н (3 Т).
Простые вещества. Возможны молекулы легкого водорода – Н 2 (дипротий), тяжелого водорода – D 2 (дидейтерий), Т 2 (дитритий), HD (протодейтерий), НТ (прототритий), DТ (дейтеротритий).
Н 2 (диводород, дипротий) – бесцветный трудносжижаемый газ, очень мало растворяется в воде, лучше – в органических растворителях, хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). В обычных условиях сравнительно мало активен и непосредственно взаимодействует лишь со фтором; при повышенных температурах реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомарного водорода Н 0 , образующегося при термическом разложении молекулярного водорода или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса.
Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами, оксидами металлов, галогенидами:
Н 2 0 + Cl 2 = 2Н +1 Cl; 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О; СuО + Н 2 = Сu + Н 2 О
В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:
2Nа + Н 2 0 = 2NаН –1
Получение и применение водорода. В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа. Производство водорода основано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (II):
СН 4 + Н 2 О = СО + 3Н 2 (кат. Ni, 800°С)
СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 (кат. Fe, 550°С)
Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. Электролиз воды (электролитом обычно служит водный раствор щелочи) обеспечивает получение наиболее чистого водорода.
В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на растворы серной или хлороводородной кислоты:
Zn + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + Н 2
Водород используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлороводорода, для гидрогенизации твердого и жидкого топлива, жиров и т. д. В виде водяного газа (в смеси с СО) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), позволяющая сваривать и разрезать тугоплавкие металлы, кварц и пр. Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.
Соединения водорода (–I). Соединения водорода с менее электроотрицательными элементами, в которых он отрицательно поляризован относятся к гидридам , т.е. в основном его соединения с металлами.
В простых солеобразных гидридах существует анион Н – . Наиболее полярная связь наблюдается в гидридах активных металлов – щелочных и щелочно-земельных (например, КН, СаН 2). В химическом отношении ионные гидриды ведут себя как оснóвные соединения.
LiН + Н 2 О = LiОН + Н 2
К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неметаллических элементов (например, гидриды состава SiH 4 и ВН 3). По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.
SiH 4 + 3Н 2 О = Н 2 SiO 3 + 4Н 2
При гидролизе оснóвные гидриды образуют щелочь, а кислотные – кислоту.
Многие переходные металлы образуют гидриды с преимущественно металлическим характером связи нестехиометрического состава. Идеализированный состав металлических гидридов чаще всего отвечает формулам: М +1 Н (VН, NbН, ТаН), М +2 Н 2 (TiН 2 , ZrH 2) и М +3 Н 3 (UН 3 , РаН 3).
Соединения водорода (I). Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью. При обычных условиях – это газы (НCl, Н 2 S, Н 3 N), жидкости (Н 2 О, НF, НNO 3), твердые вещества (Н 3 РO 4 , Н 2 SiO 3). Свойства этих соединений сильно зависят от природы электроотрицательного элемента.
Литий
Литий достаточно широко распространен в земной коре. Он входит в состав многих минералов, содержится в каменном угле, почвах, морской воде, а также в живых организмах. Наиболее ценны минералы – сподумен LiAl(SiО 3) 2 , амблигонит LiAl(PО 4)F и лепидолит Li 2 Al 2 (SiО 3) 3 (F,OH) 2 .
Простое вещество. Li (литий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл самый легкий из металлов. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой (Li 2 О, Li 3 N). Воспламенятся при умеренном нагревании (выше 200°С); окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель. По сравнению с натрием и собственно щелочными металлами (подгруппа калия) литий является химически менее активным металлом. В обычных условиях бурно реагирует со всеми галогенами. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в СО 2 . С металлами литий образует интерметаллические соединения. Кроме того, образует твердые растворы с Na, Al, Zn и с некоторыми другими металлами. Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород, еще легче взаимодействует с кислотами.
2Li + Н 2 О = 2LiОН + Н 2
2Li + 2НCl = 2LiСl + Н 2
3Li + 4НNO 3 (разб.) = 2LiNO 3 + NO + 2Н 2 O
Литий хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.
Получение и применение. Литий получают при вакуум-термическом восстановлении сподумена или оксида лития в качестве восстановителя применяют кремний или алюминий.
2Li 2 О + Si = 4Li + SiО 2
3Li 2 О + 2Al = 6Li + A1 2 О 3
При электролитическом восстановлении используют расплав эвтектической смеси LiCl-KCl.
Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Так, у сплавов алюминия с содержанием до 1% Li повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение 2% Li в техническую медь значительно увеличивает ее электрическую проводимость и т. д. Важнейшей областью применения лития является атомная энергетика (в качестве теплоносителя в атомных реакторах). Его используют как источник получения трития (3 Н).
Соединения лития (I). Бинарные соединения лития – бесцветные кристаллические вещества; являются солями или солеподобными соединениями. По химической природе, растворимости и характеру гидролиза они напоминают производные кальция и магния. Плохо растворимы LiF, Li 2 CО 3 , Li 3 PО 4 и др.
Пероксидные соединения для лития малохарактерны. Однако для него известны пероксид Li 2 О 2 , персульфид Li 2 S 2 и перкарбид Li 2 C 2 .
Оксид лития Li 2 О – оснóвный оксид, получается взаимодействием простых веществ. Активно реагирует с водой, кислотами, кислотными и амфотерными оксидами.
Li 2 О + Н 2 О = 2LiOH
Li 2 О + 2НCl(разб.) = 2LiCl + H 2 О
Li 2 О + CО 2 = Li 2 CО 3
Гидроксид лития LiOH – сильное основание, но по растворимости и силе уступает гидроксидам остальных щелочных металлов, и в отличие от них, при накаливании LiOH разлагается:
2LiOH ↔ Li 2 О + Н 2 О (800-1000°С, в атмосфере Н 2)
LiOH получают электролизом водных растворов LiCl. Применяется как электролит в аккумуляторах.
При совместной кристаллизации или сплавлении солей лития с однотипными соединениями других щелочных металлов образуются эвтектические смеси (LiNО 3 –KNО 3 и др.); реже образуются двойные соединения, например M +1 LiSО 4 , Na 3 Li(SО 4) 2 ∙6H 2 О и твердые растворы.
Расплавы солей лития и их смесей являются неводными растворителями; в них растворяется большинство металлов. Эти растворы имеют интенсивную окраску и являются очень сильными восстановителями. Растворение металлов в расплавленных солях важно для многих электрометаллургических и металлотермических процессов, для рафинирования металлов, проведения различных синтезов.
Натрий
Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Важнейшие минералы натрия: каменная соль или галит NaCl, мирабилит или глауберова соль Na 2 SO 4 ∙10H 2 О, криолит Na 3 AlF 6 , бура Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 О и др.; входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Соединения натрия содержатся в гидросфере (около 1,5∙10 т), в живых организмах (так, в крови человека ионы Na + составляют 0,32%, в мышечной ткани – до 1,5%).
Простое вещество. Na (натрий) – серебристо-белый, легкий, очень мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота (с азотом реагирует только при нагревании). Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С ртутью образует амальгаму (в отличие от чистого натрия, реакция с водой протекает спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет.
2Na + Н 2 О = 2NaOH + Н 2
2Na + 2НCl(разб.) = 2NaCl + Н 2
2Na + 2NaOH(ж) = 2Na 2 О + H 2
2Na + H 2 = 2NaH
2Na + Hal 2 = 2NaHal (комн., Hal = F, Cl; 150-200° C, Hal = Br, I)
2Na + NH 3 (г) = 2NaNH 2 + H 2
Co многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Так, с оловом дает ряд соединений: NaSn 6 , NaSn 4 , NaSn 3 , NaSn 2 , NaSn, Na 2 Sn, Na 3 Sn и др.; с некоторыми металлами дает твердые растворы.
Натрий хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина.
Получение и применение натрия. Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При электролитическом восстановлении NaCl используют эвтектическую смесь, например, NaCl-KCl (температура плавления почти на 300°С ниже, чем температура плавления NaCl).
2NaCl(ж) = 2Na + Cl 2 (эл. ток)
Натрий используется в металлотермии, органическом синтезе, ядерных энергетических установках (в качестве теплоносителя), клапанах авиационных двигателей, химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450-650° С.
Соединения натрия (I). Наиболее характерны ионные соединения кристаллического строения, отличающиеся тугоплавкостью, хорошо растворяются в воде. Труднорастворимы некоторые производные со сложными анионами, как гексагидроксостибат (V) Na; мало растворим NaHCO 3 (в отличие от карбоната).
При взаимодействии с кислородом натрий (в отличие от лития) образует не оксид, а пероксид: 2Na + O 2 = Na 2 O 2
Оксид натрия Na 2 O получают восстановлением Na 2 O 2 металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид NaO 3 и надпероксид натрия NaO 2 .
Из соединений натрия важное значение имеют его хлорид, гидроксид, карбонаты и многочисленные другие производные.
Хлорид натрия NaCl является основой для целого ряда важнейших производств, таких, как производство натрия, едкого натра, соды, хлора и др.
Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода ) NaOH – очень сильное основание. Применяется в разнообразных отраслях промышленности, главные из которых – производство мыл, красок, целлюлозы и др. Получают NaOH электролизом водных растворов NaCl и химическими методами. Так, распространен известковый способ – взаимодействие раствора карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашеной известью):
Na 2 CO 3 + Са(ОН) 2 = 2NaOH + СаСO 3
Карбонаты натрия Na 2 CO 3 (кальцинированная сода ), Na 2 СО 3 ∙10Н 2 О (кристаллическая сода ), NaHCO 3 (питьевая сода ) используются в химической, мыловаренной, бумажной, текстильной, пищевой промышленности.
Подгруппа калия (калий, рубидий, цезий, франций)
Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлы. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Комплексообразование с неорганическими лигандами для К + , Rb + , Cs + нехарактерно.
Наиболее важными минералами калия являются: сильвин КCl, сильвинит NaCl∙KCl, карналлит KCl∙MgCl 2 ∙6H 2 О, каинит KCl∙MgSО 4 ∙3H 2 О. Калий (вместе с натрием) входит в состав живых организмов и всех силикатных пород. Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет (наиболее долгоживущий изотоп Fr с периодом полураспада 22 мин.).
Простые вещества. К (калий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, расплавом гидроксида калия. Практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). Образует интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.
Rb (рубидий) – белый, мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель; энергично реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.
Cs (цезий) – белый (на срезе светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. He реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет.
Fr (франций) – белый, весьма легкоплавкий щелочной металл. Радиоактивен. Самый реакционноспособный из всех металлов, по химическому поведению подобен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Н 2 . Выделены соединения франция FrClО 4 и Fr 2 методом осаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.
Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах, а также под слоем парафинового или вазелинового масла. Калий, кроме того, хорошо сохраняется под слоем керосина или бензина.
Получение и применение. Калий получают электролизом расплава КCl и натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида калия. Рубидий и цезий чаще получают вакуум-термическим восстановлением их хлоридов металлическим кальцием. Все щелочные металлы хорошо очищаются возгонкой в вакууме.
Металлы подгруппы калия при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны, и эта способность делает их ценным материалом для изготовления фотоэлементов.
Соединения калия (I), рубидия (I), цезия (I). Производные калия и его аналогов являются преимущественно солями и солеподобными соединениями. По составу, кристаллическому строению, растворимости и характеру сольволиза их соединения проявляют большое сходство с однотипными соединениями натрия.
В соответствии с усилением химической активности в ряду K–Rb–Cs возрастает тенденция к образованию пероксидных соединений. Так, при сгорании они образуют надпероксиды ЭО 2 . Косвенным путем можно получить также пероксиды Э 2 О 2 и озониды ЭО 3 . Пероксиды, надпероксиды и озониды – сильные окислители, легко разлагаются водой и разбавленными кислотами:
2КО 2 + 2Н 2 О = 2КОН + Н 2 О 2 + О 2
2КО 2 + 2НCl = 2КCl + Н 2 О 2 + О 2
4КО 3 + 2Н 2 О = 4КОН + 5О 2
Гидроксиды ЭОН – самые сильные основания (щелочи); при накаливании, подобно NaOH, возгоняются без разложения. При растворении в воде выделяется значительное количество теплоты. Наибольшее значение в технике имеет КОН (едкое кали), получаемый электролизом водного раствора КCl.
В противоположность аналогичным соединениям Li + и Na + их оксохлораты (VII) ЭОCl 4 , хлороплатинаты (IV) Э 2 РlCl 6 , нитритокобальтаты (III) Э 3 [Со(NO 2) 6 ] и некоторые другие труднорастворимы.
Из производных подгруппы наибольшее значение имеют соединения калия. Около 90% солей калия потребляется в качестве удобрении. Его соединения применяются также в производстве стекла, мыла.
Подгруппа меди (медь, серебро, золото)
Для меди наиболее характерны соединения со степенями окисления +1 и +2, для золота +1 и +3, а для серебра +1. Все они обладают ярко выраженной склонностью к комплексообразованию.
Все элементы IB-группы относятся к сравнительно малораспространенным. Наибольшее значение из природных соединений меди имеют минералы: медный колчедан (халькопирит ) CuFeS 2 , медный блеск Cu 2 S, а также куприт Cu 2 О, малахит CuСО 3 ∙Cu(ОН) 2 и др. Серебро входит в состав сульфидных минералов других металлов (Pd, Zn, Cd и др.). Для Cu, Ag и Au довольно обычны также арсенидные, стибидные и сульфидарсенидные минералы. Медь, серебро и особенно золото встречаются в природе в самородном состоянии.
Все растворимые соединения меди, серебра и золота ядовиты.
Простые вещества. Си (медь) – красный, мягкий, ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствии влаги и СO 2 , при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой. Переводится в раствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии O 2 , цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами металлов. Реагирует при нагревании с галогеноводородами.
Cu + H 2 SO 4 (конц., гор.) = CuSО 4 + SO 2 + H 2 O
Cu + 4НNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
ЗCu + 8НNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 O
2Cu + 4НCl(разб.) + O 2 = 2CuCl 2 + 2Н 2 O
Cu + Cl 2 (влаж., комн.) = CuCl 2
2Cu + O 2 (нагр.) = 2CuО
Cu + 4KCN(конц.) + Н 2 O = 2K + 2KOH + H 2
4Cu + 2O 2 + 8NH 3 + 2Н 2 O = 4OH
2Cu + СO 2 + O 2 + Н 2 O = Cu 2 СO 3 (ОН) 2 ↓
Ag (серебро) – белый, тяжелый, пластичный металл. Малоактивный (благородный металл); не реагирует с кислородом, водой, разбавленными хлороводородной и серной кислотами. Слабый восстановитель; реагирует с кислотами-окислителями. Чернеет в присутствии влажного H 2 S.
Ag + 2H 2 SO 4 (конц., гор.) = Ag 2 SO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O
3Ag + 4HNO 3 (paзб.) = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O
4Ag + H 2 S + О 2 (воздух) = 2Ag 2 S + 2H 2 O
2Ag + Наl 2 (нагр.) = 2AgHal
4Ag + 8KCN + 2H 2 O + O 2 = 4K + 4KOH
Аи (золото) – желтый, ковкий, тяжелый, высокоплавкий металл. Устойчив в сухом и влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, концентрированной серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, азотом, углеродом, серой. В растворе простых катионов не образует. Переводится в раствор «царской водкой» , смесями галогенов и галогеноводородных кислот, кислородом в присутствии цианидов щелочных металлов. Окисляется нитратом натрия при сплавлении, дифторидом криптона.
Au + HNO 3 (конц.) + 4НCl(конц.) = Н + NO + 2Н 2 O
2Au + 6H 2 SeO 4 (конц., гор.) = Au 2 (SeO 4) 3 + 3SeO 2 + 6Н 2 O
2Au + 3Cl 2 (до 150°C) = 2AuCl 3
2Au + Cl 2 (150-250°С) = 2AuCl
Au + 3Наl + 2ННаl(конц.) = Н + NO + 2Н 2 О (Hal = Cl, Br, I)
4Au + 8NaCN + 2Н 2 О + О 2 = 4Na + 4KOH
Au + NaN0 3 = NaAuО 2 + NO
Получение и применение. Медь получают пирометаллургическим восстановлением окисленных сульфидных концентратов. Выделяющийся при обжиге сульфидов диоксид серы SO 2 идет на производство серной кислоты, а шлак используется для производства шлакобетона, каменного литья, шлаковаты и пр. Восстановленную черновую медь очищают электрохимическим рафинированием. Из анодного шлама извлекают благородные металл, селен, теллур и др. Серебро получают при переработке полиметаллических (серебряно-свинцово-цинковых) сульфидных руд. После окислительного обжига, цинк отгоняют, медь окисляют, а черновое серебро подвергают электрохимическому рафинированию. При цианидном способе добычи золота сначала золотоносную породу отмывают водой, затем обрабатывают раствором NaCN на воздухе; при этом золото образует комплекс Na, из которого его осаждают цинком:
Na + Zn = Na 2 + 2Au↓
Этим способом можно выделять и серебро из бедных руд. При ртутном способе золотоносную породу обрабатывают ртутью с целью получения амальгамы золота, затем ртуть отгоняется.
Си, Ag и Au друг с другом и со многими другими металлами образуют сплавы. Из сплавов меди наибольшее значение имеют бронзы (90% Cu, 10% Sn), томпак (90% Cu, 10% Zn), мельхиор (68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe), нейзильбер (65% Cu, 20% Zn, 15% Ni), латунь (60% Cu, 40% Zn), а также монетные сплавы.
Ввиду высокой тепло- и электропроводимости, ковкости, хороших литейных качеств, большого сопротивления на разрыв и химической стойкости медь широко используется в промышленности, электротехнике, машиностроении. Из меди изготавливают электрические провода и кабели, различную промышленную аппаратуру (котлы, перегонные кубы и т.п.)
Серебро и золото вследствие мягкости обычно сплавляют с другими металлами, чаще с медью. Сплавы серебра служат для изготовления ювелирных и бытовых изделий, монет, радиодеталей, серебряно-цинковых аккумуляторов, в медицине. Сплавы золота применяются для электрических контактов, для зубопротезирования, в ювелирном деле.
Соединения меди (I), серебра (I) и золота (I). Степень окисления +1 наиболее характерна для серебра; у меди и, в особенности, у золота эта степень окисления проявляется реже.
Бинарные соединения Cu (I), Ag (I) и Au (I) – твердые кристаллические солеподобные вещества, в большинстве нерастворимые в воде. Производные Ag (I) образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ, а Cu (I) и Au (I) – при восстановлении соответствующих соединений Cu (II) и Au (III).
Для Cu (I) и Ag (I) устойчивы амминокомплексы типа [Э(NH 3) 2 ] + , и поэтому большинство соединений Cu (I) и Ag (I) довольно легко растворяется в присутствии аммиака, так:
CuCl + 2NH 3 = Cl
Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2(OH)
Гидроксиды типа [Э(NH 3) 2 ](OH) значительно устойчивее, чем ЭОН, и по силе приближаются к щелочам. Гидроксиды ЭОН неустойчивы, и при попытке их получения по обменным реакциям выделяются оксиды CuО (красный), Ag 2 O (темно-коричневый), так:
2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O + 2NaNO 3 + Н 2 O
Оксиды Э 2 O проявляют кислотные свойства при взаимодействии с соответствующими основными соединениями образуются купраты (I), аргентаты (I) и аураты (I).
Cu 2 O + 2NаОН(конц.) + Н 2 O = 2Na
Нерастворимые в воде и кислотах галогениды ЭНаl довольно значительно растворяются в растворах галогеноводородных кислот или основных галогенидов:
CuCl + HC1 = H AgI + KI = K
Аналогично ведут себя нерастворимые в воде цианиды ЭCN, сульфиды Э 2 S и пр.
Большинство соединений Cu (I) и Au (I) легко окисляется (даже кислородом воздуха), переходя в устойчивые производные Cu (II) и Au (III).
4CuCl + O 2 + 4НCl = 4CuCl 2 + 2Н 2 О
Для соединений. Cu (I) и Au (I) характерно диспропорционирование:
2CuC1 = СuCl 2 + Cu
3AuCl + КCl = K + 2Au
Большинство соединений Э (I) при небольшом нагревании и при действии света легко распадаются, поэтому их обычно хранят в банках из темного стекла. Светочувствительность галогенидов серебра используется для приготовления светочувствительных эмульсий. Оксид меди (I) применяют для окрашивания стекла, эмалей, а также в полупроводниковой технике.
Соединения меди (II). Степень окисления +2 характерна только для меди. При растворении солей Cu (II) в воде или при взаимодействии CuО (черного цвета) и Cu(ОН) 2 (голубого цвета) с кислотами образуются голубые аквакомплексы 2+ . Такую же окраску имеет большинство кристаллогидратов, например, Cu(NO 3) 2 ∙6H 2 O; встречаются также кристаллогидраты Cu (II), имеющие зеленую и темно-коричневую окраску.
При действии аммиака на растворы солей меди (II) образуются аммиакаты:
Cu(OH) 2 ↓ + 4NH 3 + 2H 2 = (OH) 2
Для меди (II) характерны также анионные комплексы – купраты (II). Так, Сu(ОН) 2 при нагревании в концентрированных растворах щелочей частично растворяется, образуя синие гидроксокупраты (II) типа M 2 +1 . В водных растворах гидроксокупраты (II) легко разлагаются.
В избытке основных галогенидов CuHal 2 образуют галогенокупраты (II) типа M +1 и М 2 +1 [СuНаl 4 ]. Известны также анионные комплексы Cu (II) с цианид-, карбонат-, сульфат- и другими анионами.
Из соединений меди (II) технически наиболее важен кристаллогидрат CuSO 4 ∙5H 2 O (медный купорос ) применяется для получения красок, для борьбы с вредителями и болезнями растений, служит исходными продуктом для получения меди и ее соединений и т. д.
Соединения меди (III), серебра (III), золота (III). Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Соединения меди (III) и серебра (III) неустойчивы и являются сильными окислителями.
Исходным продуктом для получения многих соединений золота является АuCl 3 , который получают взаимодействием порошка Аu с избытком Cl 2 при 200°С.
Галогениды, оксид и гидроксид Au (III) – амфотерные соединения с преобладанием кислотных свойств.
NaOH + Au(OH) 3 = Na
Au(OH) 3 + 4HN0 3 = H + 3H 2 O
AuHal 3 + M +1 Hal = M
Нитрато- и цианоаураты (III) водорода выделены в свободном состоянии. В присутствии солей щелочных металлов образуются аураты, например: М +1 , M +1 и др.
Соединения золота (V) и(VII). Взаимодействием золота и фторида криптона (II) получен пентафторид золота AuF 5:
2Au + 5KrF 2 = 2AuF 5 + 5Кr
Пентафторид AuF 5 проявляет кислотные свойства, с оснóвными фторидами образует фтороаураты (V).
NaF + AuF 5 = Na
Соединения Au (V) – очень сильные окислители. Так, AuF 5 окисляет даже XeF 2:
AuF 5 + XeF 2 = XeF 4 + AuF 3
Известны также соединения типа XeFAuF 6 , XeF 5 AuF 6 и некоторые другие.
Известен крайне неустойчивый фторид AuF 7 .
Атом водорода по сравнению с атомами других элементов имеет простейшую структуру: он состоит из одного протона.
образующего атомное ядро, и одного электрона, расположенного на ls-орбитали. Уникальность атома водорода заключается в том, что его единственный валентный электрон находится непосредственно в поле действия ядра атома, поскольку он не экранируется другими электронами. Это обеспечивает ему специфические свойства. Он может в химических реакциях отдавать свой электрон, образуя катион Н + (подобно атомам щелочных металлов), или присоединять электрон от партнера с образованием аниона Н- (подобно атомам галогенов). Поэтому водород в периодической системе помещают чаще в IA группе, иногда в VIIA группе, но встречаются варианты таблиц, где водород не принадлежит ни к одной из групп периодической таблицы.
Молекула водорода двухатомна - Н2. Водород - самый легкий из всех газов. Вследствие неполярности и большой прочности молекулы Н2 (Е св = 436 кДж/моль) при нормальных условиях водород активно взаимодействует только со фтором, а при освещении также с хлором и бромом. При нагревании реагирует со многими неметаллами, хлором, бромом, кислородом, серой, проявляя восстановительные свойства, а вступая во взаимодействие со щелочными и щелочноземельными металлами, является окислителем и образует гидриды этих металлов:
Среди всех органогенов у водорода наименьшая относительная электроотрицательность (0Э0 = 2,1), поэтому в природных соединениях водород всегда проявляет степень окисления +1. С позиции химической термодинамики водород в живых системах, содержащих воду, не может образовывать ни молекулярный водород (Н 2), ни гидрид-ион (Н~). Молекулярный водород при обычных условиях химически малоактивен и при этом сильно летуч, из-за чего он не может удерживаться организмом и участвовать в обмене веществ. Гидрид-ион химически чрезвычайно активен и сразу взаимодействует даже с очень малым количеством воды с образованием молекулярного водорода. Поэтому водород в организме находится или в виде соединений с другими органогенами, или в виде катиона Н + .
Водород с элементами-органогенами образует только ковалентные связи. По степени полярности эти связи располагаются в следующий ряд:
Этот ряд очень важен для химии природных соединений, так как полярность этих связей и их поляризуемость предопределяют кислотные свойства соединений, т. е. диссоциацию с образованием протона.
Кислотные свойства. В зависимости от природы элемента, образующего связь Х-Н, выделяют 4 типа кислот:
ОН-кислоты (карбоновые кислоты, фенолы, спирты);
SH-кислоты (тиолы);
NH-кислоты (амиды, имиды, амины);
СН-кислоты (углеводороды и их производные).
С учетом высокой поляризуемости связи S-Н можно составить следующий ряд кислот по способности к диссоциации:
Концентрация катионов водорода в водной среде определяет ее кислотность, которая выражается с помощью водородного показателя рН = -lg (разд. 7.5). Большинство физиологических сред организма имеет реакцию, близкую к нейтральной (рН = 5,0-7,5), только у желудочного сока рН = 1,0-2,0. Это обеспечивает, с одной стороны, противомикробное действие, убивая многие микроорганизмы, занесенные в желудок с пищей; с другой стороны, кислая среда оказывает каталитическое действие при гидролизе белков, полисахаридов и других биосубстратов, способствуя получению необходимых метаболитов.
Окислительно-восстановительные свойства. Вследствие большой плотности положительного заряда катион водорода является довольно сильным окислителем (ф° = 0 В), окисляя активные и средней активности металлы при взаимодействии с кислотами и водой:
В живых системах таких сильных восстановителей нет, а окислительная способность катионов водорода в нейтральной среде (рН = 7) значительно понижена (ф° = -0,42 В). Поэтому в организме катион водорода не проявляет окислительных свойств, но активно участвует в окислительно-восстановительных реакциях, способствуя превращению исходных веществ в продукты реакции:
Во всех приведенных примерах атомы водорода своей степени окисления +1 не изменили.
Восстановительные свойства характерны для молекулярного и особенно для атомарного водорода, т. е. водорода в момент ныделения непосредственно в реакционной среде, а также для гидрид-иона:
Однако в живых системах таких восстановителей (Н2 или Н-) нет, и поэтому нет подобных реакций. Встречающееся в литературе, в том числе и в учебниках, мнение, что водород является носителем восстановительных свойств органических соединений, не соответствует действительности; так, в живых системах восстановителем биосубстратов выступает восстановленная форма кофермента дегидрогеназы, в которой донором электронов являются атомы углерода, а не атомы водорода (разд. 9.3.3).
Комплексообразующие свойства. Вследствие наличия у катиона водорода свободной атомной орбитали и высокого поляризующего действия самого катиона Н + он является активным ионом-комплексообразователем. Так, в водной среде катион водорода образует ион гидроксония Н3О + , а при наличии аммиака -ион аммония NH4:
Склонность к образованию ассоциатов. Атомы водорода сильнополярных связей О-Н и N--Н образуют водородные связи (разд. 3.1). Прочность водородной связи (от 10 до 100 кДж/моль) зависит от величины локализованных зарядов и длины водородной связи, т. е. от расстояния между атомами электроотрицательных элементов, участвующих в ее образовании. Для аминокислот, углеводов, белков, нуклеиновых кислот характерны следующие длины водородных связей, пм:
Благодаря водородным связям возникают обратимые межмолекулярные взаимодействия между субстратом и ферментом, между отдельными группами в природных полимерах, определяющие их вторичную, третичную и четвертичную структуру (разд. 21.4, 23.4). Ведущую роль водородная связь играет в свойствах воды как растворителя и реагента.
Вода и ее свойства. Вода - важнейшее соединение водорода. Все химические реакции в организме протекают только в водной среде, жизнь без воды невозможна. Вода как растворитель рассматривалась в разд. 6.1.
Кислотно-основные свойства. Вода как реагент с позиции кислотно-основных свойств является истинным амфолитом (разд. 8.1). Это проявляется и при гидролизе солей (разд. 8.3.1), и при диссоциации кислот и оснований в водной среде (разд. 8.3.2).
Количественной характеристикой кислотности водных сред является водородный показатель рН.
Вода как кислотно-основной реагент участвует в реакциях гидролиза биосубстратов. Например, гидролиз аденозинтрифосфата служит источником запасенной энергии для организма, ферментативный гидролиз ненужных белков служит для получения аминокислот, являющихся исходным материалом для синтеза необходимых белков. При этом катионы Н + или анионы ОН- являются кислотно-основными катализаторами реакций гидролиза биосубстратов (разд. 21.4, 23.4).
Окислительно-восстановительные свойства. В молекуле воды и водород, и кислород находятся в устойчивых степенях окисления. Поэтому вода не проявляет ярко выраженных окислительно-восстановительных свойств. Окислительно-восстановительные реакции возможны при взаимодействии воды только с очень активными восстановителями или очень активными окислителями, или в условиях сильной активации реагентов.
Вода может быть окислителем за счет катионов водорода при взаимодействии с сильными восстановителями, например щелочными и щелочноземельными металлами или их гидридами:
При высоких температурах возможно взаимодействие воды с менее активными восстановителями:
В живых системах их компонент вода никогда не выступает как окислитель, поскольку это привело бы к уничтожению этих систем из-за образования и необратимого удаления молекулярного водорода из организмов.
Вода может выступать в роли восстановителя за счет атомов кислорода например при взаимодействии с таким сильнейшим окислителем, как фтор:
Под действием света и при участии хлорофилла в растениях протекает процесс фотосинтеза с образованием О2 из воды (разд. 9.3.6):
Кроме непосредственного участия в окислительно-восстановительных превращениях вода и продукты ее диссоциации Н + и ОН- принимают участие как среда, которая способствует протеканию многих окислительно-восстановительных реакций вследствие ее высокой полярности ( = 79) и участия образуемых ею ионов в превращениях исходных веществ в конечные (разд. 9.1).
Комплексообразующие свойства. Молекула воды из-за наличия у атома кислорода двух неподеленных электронных пар является достаточно активным монодентатным лигандом, который с катионом водорода образует комплексный ион оксония Н 3 0 + , а с катионами металлов в водных растворах -достаточно устойчивые аквакомплексы, например [Са(Н 2 0) 6 ] 2+ , [ Fe(H 2 0) 6 ] 3+ , 2+ . В этих комплексных ионах молекулы ноды ковалентно связаны с комплексообразователями достаточно прочно. Катионы щелочных металлов аквакомплексов не образуют, а за счет электростатических сил образуют гидратированные катионы. Время оседлой жизни молекул воды в гидратных оболочках этих катионов не превышает 0,1 с, а их состав по числу молекул воды может легко изменяться.
Склонность к образованию ассоциатов. Вследствие большой полярности, способствующей электростатическому взаимодействию и образованию водородных связей, молекулы воды даже в чистой воде (разд. 6.1) образуют межмолекулярные ассоциаты, различающиеся по структуре, числу молекул и времени их оседлой жизни в ассоциатах, а также времени жизни самих ассоциатов. Таким образом, чистая вода является открытой сложной динамической системой. Под действием внешних факторов: радиоактивное, ультрафиолетовое и лазерное излучения, упругие волны, температура, давление, электрические, магнитные и электромагнитные поля от искусственных и естественных источников (космос, Солнце, Земля, живые объекты) - вода изменяет свои структурно-информационные свойства, а следовательно, изменяются ее биологические и физиологические функции.
Кроме самоассоциации молекулы воды гидратируют ионы, полярные молекулы и макромолекулы, образуя вокруг них гидратные оболочки, тем самым стабилизируют их в растворе и способствуют их растворению (разд. 6.1). Вещества, молекулы которых неполярны и имеют относительно небольшие размеры, способны только незначительно растворяться в воде, заполняя пустоты ее ассоциатов с определенной структурой. При этом в результате гидрофобного взаимодействия неполярные молекулы структурируют окружающую их гидратную оболочку, превращая ее в структурированный ассоциат, обычно с льдоподобной структурой, внутри которого расположена данная неполярная молекула.
В живых организмах можно выделить две категории воды -"связанную" и "свободную", последняя, по-видимому, есть только в межклеточной жидкости (разд. 6.1). Связанная вода, в свою очередь, подразделяется на "структурированную" (прочносвязанную) и "деструктурированную" (слабосвязанную или рыхлую) воду. Вероятно, все перечисленные выше внешние факторы влияют на состояние воды в организме, изменяя соотношения: "структурированная"/ "деструктурированная" и "связанная"/ "свободная" вода, а также ее структурно-динамические параметры. Это проявляется в изменениях физиологического состояния организма. Не исключено, что внутриклеточная вода непрерывно претерпевает регулируемые, в основном белками, пульсационные переходы из "структурированного" в "деструктурированное" состояние. Эти переходы взаимосвязаны с выталкиванием из клетки отслуживших метаболитов (шлаков) и всасыванием необходимых веществ. С современной точки зрения вода участвует в формировании единой внутриклеточной структуры, благодаря которой достигается упорядоченность процессов жизнедеятельности. Поэтому, по образному выражению А. Сент-Дьёрдьи, вода в организме является "матрицей жизни".
Вода в природе. Вода - самое важное и распространенное вещество на Земле. Поверхность земного шара на 75 % покрыта водой. Объем Мирового океана составляет 1,4 млрд. км 3 . Столько же воды находится в минералах в виде кристаллизационной воды. Атмосфера содержит 13 тыс. км 3 воды. В то же время запасы пресной воды, пригодной для питья и бытовых нужд, довольно ограничены (объем всех пресноводных водоемов составляет 200 тыс. км 3). Пресная вода, употребляемая в быту, содержит различные примеси от 0,05 до 1 г/л, чаще всего это соли: гидрокарбонаты, хлориды, сульфаты, - в том числе растворимые соли кальция и магния, присутствие которых делает воду жесткой (разд. 14.3). В настоящее время охрана водных ресурсов и очистка сточных вод являются наиболее актуальными экологическими проблемами.
В обычной воде присутствует около 0,02 % тяжелой воды D2O (D - дейтерий). Она накапливается при испарении или электролизе обычной воды. Тяжелая вода токсична. Тяжелую воду применяют для изучения движения воды в живых организмах. С ее помощью установлено, что скорость движения воды в тканях некоторых растений достигает 14 м/ч, а вода, выпитая человеком, за 2 ч полностью распределяется по его органам и тканям и лишь через две недели полностью выводится из организма. Живые организмы содержат от 50 до 93 % воды, которая является непременным участником всех процессов жизнедеятельности. Без воды жизнь невозможна. При продолжительности жизни 70 лет человек с пищей и питьем потребляет около 70 т воды.
В научной и медицинской практике широко используется дистиллированная вода - бесцветная прозрачная жидкость без запаха и вкуса, рН = 5,2-6,8. Это фармакопейный препарат для приготовления многих лекарственных форм.
Вода для инъекций (апирогенная вода) - также фармакопейный препарат. Эта вода не содержит пирогенных веществ. Пирогены - вещества бактериального происхождения - метаболиты или продукты жизнедеятельности бактерий, которые, попадая в организм, вызывают озноб, повышение температуры тела, головные боли, нарушение сердечно-сосудистой деятельности. Приготавливают апирогенную воду двойной перегонкой ноды (бидистиллят) с соблюдением асептических условий и используют в течение 24 ч.
Заканчивая раздел, необходимо подчеркнуть особенности водорода как биогенного элемента. В живых системах водород всегда проявляет степень окисления +1 и встречается или связанным полярной ковалентной связью с другими биогенными элементами, или в виде катиона Н + . Катион водорода является носителем кислотных свойств и активным комплексообразователем, взаимодействующим со свободными электронными парами атомов других органогенов. С позиции окислительно-восстановительных свойств связанный водород в условиях организма не проявляет свойств ни окислителя, ни восстановителя, однако катион водорода активно участвует во многих окислительно-восстановительных реакциях, не изменяя при этом своей степени окисления, но способствуя превращению биосубстратов в продукты реакции. Водород, связанный с электроотрицательными элементами, образует водородные связи.
Водород. Свойства, получение, применение.Историческая справка
Водород – первый элемент ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Русское название водорода указывает, что он «рождает воду»; латинское «гидрогениум» означает то же самое.
Впервые выделение горючего газа при взаимодействии некоторых металлов с кислотами наблюдали Роберт Бойль и его современники в первой половине XVI века.
Но водород был открыт лишь в 1766 году английским химиком Генри Кавендишем, который установил, что при взаимодействии металлов с разбавленными кислотами выделяется некий «горючий воздух». Наблюдая горение водорода на воздухе, Кавендиш установил, что в результате появляется вода. Это было в 1782 году.
В 1783 году году французский химик Антуан-Лоран Лавуазье выделил водород путем разложения воды раскаленным железом. В 1789 году водород был выделен при разложении воды под действием электрического тока.
Распространенность в природе
Водород – главный элемент космоса. Например, Солнце на 70 % своей массы состоит из водорода. Атомов водорода во Вселенной в несколько десятков тысяч раз больше, чем всех атомов всех металлов, вместе взятых.В земной атмосфере тоже есть немного водорода в виде простого вещества – газа состава Н 2 . Водород намного легче воздуха, и поэтому его находят в верхних слоях атмосферы.
Но гораздо больше на Земле связанного водорода: ведь он входит в состав воды, самого распространенного на нашей планете сложного вещества. Водород, связанный в молекулы, содержат и нефть, и природный газ, многие минералы и горные породы. Водород входит в состав всех органических веществ.
Характеристика элемента водорода.
Водород имеет двойственную природу, по этой причине в одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, а в других – в подгруппу галогенов.
Электронная конфигурация 1s 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона.
Атом водорода способен терять электрон и превращаться в катион H + , и в этом он сходен со щелочными металлами.
Атом водорода также может присоединять электрон, образуя при этом анион Н - , в этом отношении водород сходен с галогенами.
В соединениях всегда одновалентен
СО: +1 и -1.
Физические свойства водорода
Водород – это газ, без цвета, вкуса и запаха. В 14,5 раз легче воздуха. Мало растворим в воде. Обладает высокой теплопроводностью. При t= –253 °С – сжижается, при t= –259 °С – затвердевает. Молекулы водорода настолько малы, что способны медленно диффундировать через многие материалы – резину, стекло, металлы, что используется при очистке водорода от других газов.Известны 3 изотопа водорода: - протий, - дейтерий, - тритий. Основную часть природного водорода составляет протий. Дейтерий входит в состав тяжелой воды, которой обогащены поверхностные воды океана. Тритий – радиоактивный изотоп.
Химические свойства водорода
Водород – неметалл, имеет молекулярное строение. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Энергия связи в молекуле водорода составляет 436 кДж/моль, что объясняет низкую химическую активность молекулярного водорода.
Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:
С хлором - только на свету, образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.
Взаимодействие с кислородом – при нагревании, при поджигании реакция протекает со взрывом: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.
Смесь из 1 части кислорода и 2 частей водорода – «гремучая смесь», наиболее взрывоопасна.
Взаимодействие с серой – при нагревании H 2 + S = H 2 S.
Взаимодействие с азотом. При нагревании, высоком давлении и в присутствии катализатора:
Взаимодействие с оксидом азота (II). Используется в очистительных системах при производстве азотной кислоты: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие с оксидами металлов. Водород – хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения , образующийся при восстановлении металла кислотой.
Взаимодействие с активными металлами . При высокой температуре соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов, проявляя свойства окислителя: 2Na + H 2 = 2NaH;
Получение водорода
В лаборатории:
Взаимодействие металла с разбавленными растворами серной и соляной кислот,
Взаимодействие алюминия или кремния с водными растворами щелочей:
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .
В промышленности:
Электролиз водных растворов хлоридов натрия и калия или электролиз воды при присутствии гидроксидов:
2Н 2 О = 2Н 2 + О 2 .
Конверсионный способ. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 °С:
Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe 2 O 3:
CO +H 2 O = CO 2 + H 2 .
Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.
Конверсия метана: CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 .
Термическое разложение метана при 1200 °С: CH 4 = C + 2H 2 .
Глубокое охлаждение (до -196 °С) коксового газа. При этой температуре конденсируются все газообразные вещества, кроме 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 сварки металлов;
как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
для получения аммиака и искусственного жидкого топлива, для гидрогенизации жиров.
В периодической системе имеет свое определенное место положения, которое отражает проявляемые им свойства и говорит о его электронном строении. Однако есть среди всех один особый атом, который занимает сразу две ячейки. Он располагается в двух совершенно противоположных по проявляемым свойствам группах элементов. Это водород. Такие особенности делают его уникальным.
Водород - это не просто элемент, но и простое вещество, а также составная часть многих сложных соединений, биогенный и органогенный элемент. Поэтому рассмотрим его характеристики и свойства подробнее.
Водород как химический элемент
Водород - это элемент первой группы главной подгруппы, а также седьмой группы главной подгруппы в первом малом периоде. Данный период состоит всего из двух атомов: гелия и рассматриваемого нами элемента. Опишем основные особенности положения водорода в периодической системе.
- Порядковый номер водорода - 1, количество электронов такое же, соответственно, протонов столько же. Атомная масса - 1,00795. Существует три изотопа данного элемента с массовыми числами 1, 2, 3. Однако свойства каждого из них очень сильно различаются, так как увеличение массы даже на единицу именно для водорода является сразу двойным.
- То, что на внешнем он содержит всего один электрон, позволяет успешно проявлять ему как окислительные, так и восстановительные свойства. Кроме того, после отдачи электрона у него остается свободная орбиталь, которая принимает участие в образовании химических связей по донорно-акцепторному механизму.
- Водород - это сильный восстановитель. Поэтому основным местом его считается первая группа главной подгруппы, где он возглавляет самые активные металлы - щелочные.
- Однако при взаимодействии с сильными восстановителями, такими как, например, металлы, он может быть и окислителем, принимая электрон. Данные соединения получили название гидридов. По этому признаку он возглавляет подгруппу галогенов, с которыми является схожим.
- Благодаря совсем маленькой атомной массе, водород считается самым легким элементом. Кроме того, его плотность также очень мала, поэтому он также является эталоном легкости.
Таким образом, очевидно, что атом водорода - это совершенно уникальный, непохожий на все остальные элемент. Следовательно, свойства его тоже особенные, а образуемые простые и сложные вещества очень важны. Рассмотрим их далее.
Простое вещество
Если говорить о данном элементе как о молекуле, то нужно сказать, что она двухатомна. То есть водород (простое вещество) - это газ. Формула его эмпирическая будет записываться как Н 2 , а графическая - через одинарную сигма-связь Н-Н. Механизм образования связи между атомами - ковалентный неполярный.
- Паровая конверсия метана.
- Газификация угля - процесс подразумевает нагревание угля до 1000 0 С, в результате чего образуется водород и высокоуглеродный уголь.
- Электролиз. Данный метод может использоваться только для водных растворов различных солей, так как расплавы не приводят к разряжению воды на катоде.
Лабораторные способы получения водорода:
- Гидролиз гидридов металлов.
- Действие разбавленных кислот на активные металлы и средней активности.
- Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой.
Чтобы собрать образующийся водород, необходимо держать пробирку перевернутой вверх дном. Ведь данный газ нельзя собрать так, как, например, углекислый газ. Это водород, он намного легче воздуха. Быстро улетучивается, а в больших количествах при смешении с воздухом взрывается. Поэтому и следует переворачивать пробирку. После ее заполнения ее нужно закрыть резиновой пробкой.
Чтобы проверить чистоту собранного водорода, следует поднести к горлышку зажженную спичку. Если хлопок глухой и тихий - значит газ чистый, с минимальными примесями воздуха. Если же громкий и свистящий - грязный, с большой долей посторонних компонентов.
Области использования
При сгорании водорода выделяется настолько большое количество энергии (теплоты), что данный газ считается самым выгодным топливом. К тому же экологически чистым. Однако на сегодняшний день его применение в данной области ограничено. Это связано с непродуманными до конца и не решенными проблемами синтеза чистого водорода, который был бы пригоден для использования в качестве топлива в реакторах, двигателях и портативных устройствах, а также отопительных котлах жилых домов.
Ведь способы получения данного газа достаточно дорогостоящие, поэтому прежде необходимо разработать особый метод синтеза. Такой, который позволит получать продукт в большом объеме и с минимальными затратами.
Можно выделить несколько основных областей, в которых находит применение рассматриваемый нами газ.
- Химические синтезы. На основании гидрирования получают мыла, маргарины, пластмассы. При участии водорода синтезируется метанол и аммиак, а также другие соединения.
- В пищевой промышленности - как добавка Е949.
- Авиационная промышленность (ракетостроение, самолетостроение).
- Электроэнергетика.
- Метеорология.
- Топливо экологически чистого вида.
Очевидно, что водород так же важен, как и распространен в природе. Еще большую роль играют образуемые им различные соединения.
Соединения водорода
Это сложные, содержащие атомы водорода вещества. Можно выделить несколько основных типов подобных веществ.
- Галогеноводороды. Общая формула - HHal. Особое значение среди них имеет хлорид водорода. Это газ, который растворяется в воде с образованием раствора соляной кислоты. Данная кислота находит широкое применение практически во всех химических синтезах. Причем как органических, так и неорганических. Хлорид водорода - это соединение, имеющее эмпирическую формулу HCL и являющееся одним из крупнейших по объемам производства в нашей стране ежегодно. Также к галогеноводородам относятся йодоводород, фтороводород и бромоводород. Все они образуют соответствующие кислоты.
- Летучие Практически все они достаточно ядовитые газы. Например, сероводород, метан, силан, фосфин и прочие. При этом очень горючие.
- Гидриды - соединения с металлами. Относятся к классу солей.
- Гидроксиды: основания, кислоты и амфотерные соединения. В их состав обязательно входят атомы водорода, один или несколько. Пример: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 и прочие.
- Гидроксид водорода. Это соединение больше известно как вода. Другое название оксид водорода. Эмпирическая формула выглядит так - Н 2 О.
- Пероксид водорода. Это сильнейший окислитель, формула которого имеет вид Н 2 О 2 .
- Многочисленные органические соединения: углеводороды, белки, жиры, липиды, витамины, гормоны, эфирные масла и прочие.
Очевидно, что разнообразие соединений рассматриваемого нами элемента очень велико. Это еще раз подтверждает его высокое значение для природы и человека, а также для всех живых существ.
- это лучший растворитель
Как уже упоминалось выше, простонародное название данного вещества - вода. Состоит из двух атомов водорода и одного кислорода, соединенных между собой ковалентными полярными связями. Молекула воды является диполем, это объясняет многие проявляемые ею свойства. В частности то, что она является универсальным растворителем.
Именно в водной среде происходят практически все химические процессы. Внутренние реакции пластического и энергетического обмена в живых организмах также осуществляются с помощью оксида водорода.
Вода по праву считается самым важным веществом на планете. Известно, что без нее не сможет жить ни один живой организм. На Земле она способна существовать в трех агрегатных состояниях:
- жидкость;
- газ (пар);
- твердое (лед).
В зависимости от изотопа водорода, входящего в состав молекулы, различают три вида воды.
- Легкая или протиевая. Изотоп с массовым числом 1. Формула - Н 2 О. Это привычная форма, которую используют все организмы.
- Дейтериевая или тяжелая, ее формула - D 2 O. Содержит изотоп 2 Н.
- Сверхтяжелая или тритиевая. Формула выглядит как Т 3 О, изотоп - 3 Н.
Очень важны запасы пресной протиевой воды на планете. Уже сейчас во многих странах ощущается ее недостаток. Разрабатываются способы обработки соленой воды с целью получения питьевой.
Пероксид водорода - это универсальное средство
Данное соединение, как уже упоминалось выше, прекрасный окислитель. Однако с сильными представителями может вести себя и как восстановитель тоже. Кроме того, обладает выраженным бактерицидным эффектом.
Другое название данного соединения - перекись. Именно в таком виде его используют в медицине. 3% раствор кристаллогидрата рассматриваемого соединения - это медицинское лекарство, которое применяют для обработки небольших ран с целью их обеззараживания. Однако доказано, что при этом заживление ранения по времени увеличивается.
Также пероксид водорода используется в ракетном топливе, в промышленности для дезинфекции и отбеливания, в качестве пенообразователя для получения соответствующих материалов (пенопласта, например). Кроме того, перекись помогает очищать аквариумы, обесцвечивать волосы и отбеливать зубы. Однако при этом наносит вред тканям, поэтому специалистами в этих целях не рекомендуется.
Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . 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 (H 2).
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 Н 2 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 H 2 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 Hal 2 .
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 ns 2 np 5 , 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:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
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 и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или 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.