Химические свойства Водорода. В большинстве соединений Водород проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий I группу системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион Водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H - построен подобно хлориду Na + Cl-. Этот и некоторые других факты (близость физических свойств Водорода и галогенов галогенов замещать Водород в органических соединениях) дают основание относить Водород также и к VII группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный Водород обладает повышенной химические активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом Водород образует воду: Н 2 + 1 /2 О 2 = Н 2О с выделением 285,937 кДж/моль, то есть 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объему) от 4 до 94% Н 2, а водородо- воздушной смеси - от 4 до 74% Н 2 (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом). Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов: CuO + H 2 = Cu + H 2 O, Fe3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, и т. д. С галогенами Водород образует галогеноводороды, например: Н 2 + Cl2 = 2НСl. При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака: ЗН2 + N 2 = 2NН 3 лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях. При нагревании Водород энергично реагирует с серой: Н 2 + S = H 2 S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax: 2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан). Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя гидриды: Н 2 + 2Li = 2LiH. Важное практическое значение имеют реакции Водорода с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН3 ОН и другие. Ненасыщенные углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например: С nН 2n + Н 2 = С n Н 2n+2 . Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.
большинстве соединений Водород проявляет
валентность (точнее, степень окисления) +1,
подобно натрию и другим щелочным
металлам; обычно он и рассматривается как
аналог этих металлов, возглавляющий I
группу системы Менделеева. Однако в
гидридах металлов ион Водорода заряжен
отрицательно (степень окисления -1), то есть
гидрид Na + H - построен подобно хлориду Na
+ Cl-. Этот и некоторые других факты
(близость физических свойств Водорода и
галогенов галогенов замещать
Водород в органических соединениях) дают
основание относить Водород также и к VII
группе периодической системы. При
обычных условиях молекулярный Водород
сравнительно мало активен,
непосредственно соединяясь лишь с
наиболее активными из неметаллов (с
фтором, а на свету и с хлором). Однако при
нагревании он вступает в реакции со
многими элементами. Атомарный Водород
обладает повышенной химические
активностью по сравнению с молекулярным.
С кислородом Водород образует воду:
Н 2 + 1 /2 О 2 = Н 2О
с выделением 285,937 кДж/моль, то
есть 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1
атм). При обычных температурах реакция
протекает крайне медленно, выше 550°С - со
взрывом. Пределы взрывоопасности
водородо-кислородной смеси составляют
(по объему) от 4 до 94% Н 2, а водородо-
воздушной смеси - от 4 до 74% Н 2 (смесь 2
объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется
гремучим газом). Водород используется для
восстановления многих металлов, так как
отнимает кислород у их оксидов:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O,
Fe3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, и т. д.
С галогенами Водород образует
галогеноводороды, например:
Н 2 + Cl2 = 2НСl.
При этом с фтором Водород взрывается
(даже в темноте и при - 252°С), с хлором и
бромом реагирует лишь при освещении или
нагревании, а с иодом только при
нагревании. С азотом Водород
взаимодействует с образованием аммиака:
ЗН2 + N 2 = 2NН 3
лишь на катализаторе и при
повышенных температуpax и давлениях. При
нагревании Водород энергично реагирует с
серой:
Н 2 + S = H 2 S (сероводород),
значительно труднее с селеном и
теллуром. С чистым углеродом Водород
может реагировать без катализатора только
при высоких температуpax:
2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан).
Водород непосредственно реагирует с
некоторыми металлами (щелочными,
щелочноземельными и другими), образуя
гидриды:
Н 2 + 2Li = 2LiH.
Важное практическое значение имеют
реакции Водорода с оксидом углерода (II),
при которых образуются в зависимости от
температуры, давления и катализатора
различные органические соединения,
например НСНО, СН3 ОН и другие.
Ненасыщенные углеводороды реагируют с
Водородом, переходя в насыщенные,
например:
С nН 2n + Н 2 = С n Н 2n+2 .
Роль Водород и его соединений в
химии исключительно велика. Водород
обусловливает кислотные свойства так
называемых протонных кислот. Водород
склонен образовывать с некоторыми
элементами так называемую водородную
связь, оказывающую определяющее влияние
на свойства многих органических и
неорганических соединений.