Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU Кислород

2 какие из перечисленных ниже названий соответствуют формуле н2o: оксид водорода, гидрид кислорода, пероксид водорода, водород, вода, кислородный водород?

Н2O — оксид водорода, вода, гидрид кислорода.

Источник:

Решебник по химии за 8 класс к учебнику Химия. 8 класс О.С.Габриелян
Решебник

по

химии

за 8 класс (О.С.Габриелян, 2022 год),
задача №2
к главе «Глава 3. Соединения химических элементов. § 18. Важнейшие классы бинарных соединений — оксиды и летучие водородные соединения».


Все задачи

← 1 Выпишите из приведенного ниже перечня формул в два столбика формулы оксидов металлов и оксидов неметаллов и дайте их названия: Na2O, N2O5, NaOH, HNO3, CuO, SO2, SCl2, Cl2O7, FeS, Fe2O3, Cu2O, CuF2, P2O5.

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Водородные соединения. оксиды

На этом уроке учащиеся на наглядных примерах разберут отличия водородных соединений и оксидов, научатся называть и составлять их формулы, изучат свойства наиболее распространенных оксидов и водородных соединений. Благодаря иллюстрациям и разнообразным примерам ученикам понравится изложение нового материала.

Само
название «водородные соединения» говорит о том, что в состав данных
соединений входит водород
. К таким соединениям относятся гидриды и
летучие водородные соединения
. Давайте разберемся, в чем их отличие.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Гидриды
– это бинарные соединения металлов I
и
II A
групп
с водородом. Например: CaH2,
NaH, BaH2,
LiH. Все эти гидриды твердые,
нелетучие, тугоплавкие вещества с ионным типом связи
.

Летучие
водородные соединения
– это бинарные соединения неметаллов с
водородом. Эти соединения могут быть как жидкостями (например, Н2О),
так игазами (HCl,
NH3).

Рассмотрим
свойства хлороводорода – HCl.
Это бесцветный газ, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде. В 1 объёме
воды растворяется 500 объёмов хлороводорода.  Хлороводород «дымит» на
воздухе
, т.е. он поглощает пары воды из воздуха, образуя при этом туманное
облако.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Раствор
хлороводорода в воде называют соляной кислотой. Это бесцветная
жидкость
, «дымит» на воздухе, тяжелее воды. Соляная кислота содержится в
желудочном соке человека и некоторых животных.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Еще
одни важным летучим водородным соединением является метан – СН4.
Метан – бесцветный газ, плохо растворим в воде, легче воздуха, не имеет
запаха. Его еще называют болотным газом, т.к. он образуется на дне болот
и водоемов при разложении растительных остатков без доступа кислорода. Кроме
того,  метан содержится в природном и попутном нефтяном газе.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Известным
и распространенным водородным соединением является аммиак – NH3.
Аммиак является бесцветным газом, имеет резкий запах, в 1 объёме воды растворяется
700 объёмов аммиака, он почти в 2 раза легче воздуха. Раствор аммиака в воде
называют нашатырным спиртом, который широко используют в медицине.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Сероводород
H2S
– тоже известное летучее водородное соединение. Он является бесцветным газом,
имеет запах тухлых яиц, ядовит, в 1 объеме воды растворяется 3 объёма
сероводорода, он тяжелее воздуха.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Оксиды

Оксиды

это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является
кислород в степени окисления -2.

В
названии оксидов
сначала указывают слово оксид в
именительном падеже (от лат. названия кислорода – «оксигениум»), а затем
название элемента
в родительном падеже.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Например:
CaOоксид
кальция
, K2O
– оксид калия
, Al2O3
– оксид алюминия
. А если элемент имеет несколько степеней
окисления или переменную валентность, то после названия оксида в скобках
римскими цифрами указывают численное значение степени окисления
. Например: Fe2O3
– оксид железа (
III)
(читается:
«оксид железа три»), CuO
– оксид меди (
II)
(читается: «оксид меди два»), CrO3
– оксид хрома (
VI)
(читается: «оксид хрома шесть»).

По
агрегатному состоянию оксиды делят на
твёрдые: к ним
относятся такие оксиды, как Al2O3,
SiO2,
Fe2O3  и
др., жидкие оксиды – это H2O,
SO3,
газообразными являются такие оксиды, как СО2, NO2,
SO2 и
др.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Познакомимся
с вами с наиболее важными оксидами.

Вода
– Н2О
– самое распространенное и самое
необходимое вещество на планете. Почти ¾ поверхности земного шара
занято водой
. Однако, это вода морей и океанов, которая является солёной.
Она непригодна для питья, для сельского хозяйства, для промышленности. Кроме
того, тело человека на 2/3 состоит из воды. Вода составляет до 80%
массы клетки
и выполняет важные функции: защитную, транспортную и др. У
некоторых медуз вода занимает почти 99% от массы тела. Содержание воды в
огурцах и арбузах превышает 90%. Большинство реакций и процессов в различных
отраслях промышленности тоже протекают в растворах. Однако запасы пресной воды
малы, всего 3% от общего объёма, поэтому нужно беречь и экономить воду.
Без воды невозможно представить жизнь человека, который потребляет ее для
бытовых нужд.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

В
природе постоянно происходит круговорот воды. Под влиянием солнечного
тепла часть воды испаряется в атмосферу. При охлаждении воздуха образуются
водяные капельки, из которых состоят облака. Эти мелкие капельки сливаются в
более крупные и выпадают на землю в виде осадков: снега, дождя, града.

Круговорот
воды в природе

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Еще
одним известным оксидом является диоксид углерода, углекислый газ, или оксид
углерода (
IV)
CO2.
Это бесцветный газ, не имеет запаха, в 1,5 раза тяжелее воздуха. В 1
объёме воды растворяется 1 объем углекислого газа.  В воздухе содержится
0,03% (по объему) диоксида углерода
.

Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

Большое
количество углекислого газа вызывает удушье. Например, в «Собачьей
пещере» вблизи Неаполя, известной еще из древности, заходившие сюда собаки
постоянно погибали из-за скопившегося газа, который стелется по дну пещеры
слоем до полуметра. Углекислый газ образуется при дыхании, сгорании топлива,
тлении и гниении различных организмов
. Большое содержание углекислого газа
в минеральной воде «Нарзан», находящейся в Кисловодске. Углекислый газ
используют для получения газированных вод, а твердый диоксид углерода, или«сухой лед» используют для хранения продуктов питания, в частности
мороженого. Т.к. углекислый газ не поддерживает горение, его используют
для тушения пожаров. В медицине углекислый газ используют для углекислотных
ванн.

Негашеная
известь, или СаО
, является белым, тугоплавким веществом,
которое энергично реагирует с водой, при этом образуется гашеная известь.
Негашеная известь применяется для получения вяжущих строительных материалов.

Основная
часть литосферы – это оксид кремния (IV)
SiO2.
Он входит в состав минералов и горных пород. Этот оксид образует кварц,
кварцевый песок, кремнезем, горный хрусталь
и др. соединения.

Еще
одно соединение, которое является основой литосферы – это оксид алюминия – Al2O3.
Он также входит в состав минералов и горных пород. Этот оксид образует
корунд, рубин, сапфир, каолин
и др. соединения.

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Положение в периодической системе химических элементов

Водород расположен в главной подгруппе I группы  и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

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).

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода 1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

Степень окисленияТипичные соединения
1кислоты 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

-1гидриды 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

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.

Видеоопытполучения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторныйспособ 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 500-550оС 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 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.

Видеоопытполучения 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

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Mg2Si 4HCl → 2MgCl2 SiH4

Видеоопытполучения силана из силицида магния можно посмотреть 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 лабораторныйспособ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

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

4P       3KOH      3H2O   →   3KH2PO2      PH3↑

Строение  и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

CH4 — метанNH3 — аммиакH2O — водаHF –фтороводород
SiH4 — силанPH3 — фосфинH2S — сероводородHCl –хлороводород
AsH3 — арсинH2Se — селеноводородHBr –бромоводород
H2Te — теллуроводородHI –иодоводород

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.).

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислотыобразуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

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    2H2OH2S    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    2HNO3(конц.)  →  S    2NO2    2H2O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H2S     8HNO3(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      H2SO4(конц.)  →  S      SO2      2H2O

Либо до оксида серы (IV):

H2S      3H2SO4(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.

Видеоопытвзаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

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

Видеоопытсгорания 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 

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация  водорода в основном состоянии:

1H 1s1     1s Водород: химия водорода | CHEMEGE.RU

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.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий