с какими оксидами реагирует водород

Химические свойства основных оксидов

Химические свойства основных оксидов

Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать здесь.

1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.

CuO + H₂O ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворимый гидроксид)

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:

основный оксид + кислота = соль + вода

основный оксид + кислотный оксид = соль

При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:

Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота).

Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N₂O₅, NO₂, SO₃ и т.д.).

Основные оксиды, которым соответствуют щелочи	Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания
Реагируют со всеми кислотами и их оксидами	Реагируют только с сильными кислотами и их оксидами
Na2O + SO2 → Na2SO3	CuO + N2O5 → Cu(NO3)2

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.

При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:

основный оксид + амфотерный оксид = соль

CuO + Al₂O₃ ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворимый гидроксид)

Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.

4. Взаимодействие оксидов металлов с восстановителями.

При оценке окислительно-восстановительной активности металлов и их ионов можно использовать электрохимический ряд напряжений металлов:

Восстановительные свойства (способность отдавать электроны) у простых веществ-металлов здесь увеличиваются справа налево, окислительные свойства ионов металлов — увеличиваются наоборот, слева направо. При этом некоторые ионы металлов в промежуточных степенях окисления могут проявлять также восстановительные свойства (например ион Fe 2+ можно окислить до иона Fe 3+ ).

Более подробно про окислительно-восстановительные реакции можно прочитать здесь.

Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.

4.1. Восстановление углем или угарным газом.

Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов до простых веществ только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.

FeO + C = Fe + CO

Активные металлы, расположенные в ряду активности левее алюминия, активно взаимодействуют с углеродом, поэтому при взаимодействии их оксидов с углеродом образуются карбиды и угарный газ:

CaO + 3C = CaC₂ + CO

Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:

CuO + CO = Cu + CO₂

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)

При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.

3ZnO + 2Al = Al₂O₃ + 3Zn

но не взаимодействует с медью:

ZnO + Cu ≠

Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + Mg = Cu + MgO

Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:

При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.

4.4. Восстановление аммиаком.

Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + 3H₂O + N₂

5. Взаимодействие оксидов металлов с окислителями.

Источник

Физические и химические свойства водорода

Атомная масса – 1 а.е.м. Молекула водорода двухатомна – Н₂.

Химические свойства водорода

При обычных условиях молекулярный водород проявляет сравнительно низкую реакционную способность, что объясняется высокой прочностью связей в молекуле. При нагревании вступает во взаимодействие практически со всеми простыми веществами, образованными элементами главных подгрупп (кроме благородных газов, B, Si, P, Al). В химических реакциях может выступать как в роли восстановителя (чаще), так и окислителя (реже).

1. Реакции взаимодействия с простыми веществами – неметаллами. Водород реагирует с галогенами, причем, реакция взаимодействия со фтором при обычных условиях, в темноте, со взрывом, с хлором – при освещении (или УФ-облучении) по цепному механизму, с бромом и йодом только при нагревании; кислородом (смесь кислорода и водорода в объемном отношении 2:1 называют «гремучим газом»), серой, азотом и углеродом:

2H₂ + O₂ = 2H₂O + Q (t);

H₂ + S = H₂S (t = 150 – 300C);

3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃ (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H₂ + C ↔ CH₄ (t, p, kat).

2. Реакции взаимодействия со сложными веществами. Водород реагирует с оксидами малоактивных металлов, причем он способен восстанавливать только металлы, стоящие в ряду активности правее цинка:

CuO + H₂ = Cu + H₂O (t);

Fe₂O₃ + 3H₂ = 2Fe + 3H₂O (t);

WO₃ + 3H₂ = W + 3H₂O (t).

Водород реагирует с оксидами неметаллов:

H₂ + CO₂ ↔ CO + H₂O (t);

2H₂ + CO ↔ CH₃OH (t = 300C, p = 250 – 300 атм., kat = ZnO, Cr₂O₃).

Водород вступает в реакции гидрирования с органическими соединениями класса циклоалканов, алкенов, аренов, альдегидов и кетонов и др. Все эти реакции проводят при нагревании, под давлением, в качестве катализаторов используют платину или никель:

2Na +H₂ ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H₂ ↔ CaH₂ (t, p).

Физические свойства водорода

По данным современной космохимии водород является самым распространенным элементом Вселенной. Основная форма существования водорода в космическом пространстве – отдельные атомы. По распространенности на Земле водород занимает 9 место среди всех элементов. Основное количество водорода на Земле находится в связанном состоянии – в составе воды, нефти, природного газа, каменного угля и т.д. В виде простого вещества водород встречается редко – в составе вулканических газов.

Получение водорода

Различают лабораторные и промышленные способы получения водорода. К лабораторным способам относят взаимодействие металлов с кислотами (1), а также взаимодействие алюминия с водными растворами щелочей (2). Среди промышленных способов получения водорода большую роль играют электролиз водных растворов щелочей и солей (3) и конверсия метана (4):

Примеры решения задач

Задание	При взаимодействии 23,8 г металлического олова с избытком соляной кислоты выделился водород, в количестве, достаточном, чтобы получить 12,8 г металлической меди Определите степень окисления олова в полученном соединении.
Решение	Исходя из электронного строения атома олова (…5s 2 5p 2 ) можно сделать вывод, что для олова характерны две степени окисления — +2, +4. На основании этого составим уравнения возможных реакций:

Найдем количество вещества меди:

v(Cu) = m(Cu)/M(Cu) = 12,8/64 = 0,2 моль.

Согласно уравнению 3, количество вещества водорода:

Зная массу олова, найдем его количество вещества:

v(Sn) = m(Sn)/M(Sn) = 23,8/119 = 0,2 моль.

Сравним количества вещества олова и водорода по уравнения 1 и 2 и по условию задачи:

v(Sn): v(H₂) = 0,2:0,2 = 1:1 (условие задачи).

Следовательно, олово взаимодействует с соляной кислотой по уравнению 1 и степень окисления олова равна +2.

ОтветСтепень окисления олова равна +2.

Задание	Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?
Решение	При действии цинка на соляную кислоту выделяется водород:

который при нагревании восстанавливает оксид меди (II) до меди (2):

Найдем количества веществ в первой реакции:

v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль;

v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль.

Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно:

Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку:

v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль.

В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu, и потеря массы составит:

m(СuО) — m(Сu) = 0,031×80 — 0,031×64 = 0,50 г.

Масса твердой смеси СuО с Сu после пропускания водорода составит:

Источник

Водород: химия водорода

Водород

Положение в периодической системе химических элементов

Водород расположен в главной подгруппе I группы (или в 1 группе в современной форме ПСХЭ) и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода:

+1H 1s 1 1s

Физические свойства

Водород – лёгкий газ без цвета, вкуса и запаха, очень плохо растворим в воде. В смеси с воздухом или кислородом крайне взрывоопасен и горюч.

Нахождение в природе

Водород — это самый распространённый элемент во Вселенной. Доля атомов водорода составляет примерно 88,6 % всех атомов (при этом доля атомов гелия — примерно 11,3 %, а доля остальных элементов вместе взятых порядка 0,1%). Водород входит в состав звезд и межзвездного газа.

В земной коре водород составляет только 1% по массе. При этом почти весь водород встречается на Земле в виде соединений. Это связано с высокой реакционной способностью водорода.

Способы получения

Для промышленного получения водорода используют следующие методы:

Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe₂O₃:

Электролиз водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → H₂ + Cl₂ + 2NaOH

Для лабораторного получения водорода используют следующие методы:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + Н₂

2Al + 2KOH + 6H₂O → 2K[Al(OH)₄] + 3Н₂

NaH + H₂O → NaOH + H₂

Химические свойства

2Na + H₂ → 2NaH

2. Водород реагирует с неметаллами.

2.1. С серой водород реагирует с образованием сероводорода :

2.2. С галогенами водород реагирует с образованием галогеноводородов:

С фтором реакция протекает со взрывом:

2.3. C углеродом реакция протекает только в жестких условиях:

2.5. Реакция водорода с азотом протекает при нагревании и под давлением, в присутствии катализатора :

2.6. Реакция водорода с фосфором протекает плохо и только в специальных условиях.

2.7. Реакция водорода с кремнием не протекает.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Водород также реагирует с оксидом азота (II):

В жестких условиях водород может восстанавливать кремний из оксида :

4. Водород вступает в реакции присоединения с органическими веществами: алкенами, алкинами, алкадиенами, некоторыми циклоалканами, аренами.

Также водород вступает в реакции присоединения с карбонильными соединениями (альдегидами и кетонами), реагирует со сложными эфирами, нитрилами, нитросоединениями, и некоторыми другими классами органических соединений. Более подробно эти реакции рассмотрены в блоке «Органическая химия».

Источник

Водород

В трудах химиков XVI-XVIII вв. упоминался «горючий» или «воспламеняемый воздух», который в сочетании с обычным давал взрывчатые смеси. Получали его, действуя на некоторые металлы (железо, цинк, олово) разбавленными растворами кислот – серной и соляной. Первым ученым, описавшим свойства этого газа, был Г.Кавендиш. Он определил его плотность и изучил горение на воздухе, однако приверженность теории флогистона помешала исследователю разобраться в сути происходящих процессов. Кавендиш принял «горючий воздух» (водород) за чистый флогистон – невидимую субстанцию, которую тела теряют при горении или при растворении в кислотах. Тогда металлы считали сложными веществами, содержащими флогистон, его-то они якобы и выделяют под действием кислоты.

Дальнейшее развитие химии показало ошибочность этой теории. Теперь общеизвестно, что водород входит в состав кислот, а металлы являются простыми веществами. Однако способ получения водорода, открытый в те времена, используется в лабораториях до сих пор. Для этого в аппарат Киппа загружают палочки, отлитые из цинка, и заливают 20-процентную серную кислоту:

А.Л.Лавуазье в 1779 г. получил водород при разложении воды, пропуская ее пары через раскаленную докрасна железную трубку с железными опилками. При температуре красного каления железо вступает в реакцию с водяным паром, и выделяется водород: 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂↑

Аппарат Киппа

Лавуазье также доказал, что при взаимодействии «горючего воздуха» с кислородом образуется вода, причем газы реагируют в объемном соотношении 2:1. Это позволило ученому определить состав воды – Н₂О. Название элемента – Hydrogenium – Лавуазье и его коллеги образовали от греческих слов «гидор» — «вода» и «геннао» — «рождаю». Русское слово «водород», т.е. «рождающий воду», является точным переводом латинского названия.

Водород относится к числу наиболее распространенных химических элементов. В земной коре он встречается почти исключительно в виде соединений: входит в состав нефти, природного газа, каменного угля, некоторых минералов. В свободном состоянии он обнаружен в незначительном количестве в вулканических газах, а также среди продуктов разложения органических веществ микроорганизмами. Но конечно, самое известное соединение водорода – это его оксид, вода. По оценкам ученых, на Земле 1,4∙10 18 т поверхностных вод, и еще около 1,3∙10 13 т – в виде пара в атмосфере. Обширны также запасы подземных вод.

Кроме того, водород самый распространенный элемент во Вселенной. Энергия, излучаемая Солнцем и другими звездами, выделяется в результате ядерных реакций с участием его ядер.

Элемент образует несколько изотопов: наряду с обычным водородом с относительной атомной массой 1 (его называют протием, 1 Н), на Земле встречаются два тяжелых изотопа – дейтерий( 2 Н или D) и тритий ( 3 Н или Т). Содержание дейтерия в природном водороде очень незначительно: лишь один из 100 тыс. атомов водорода является атом дейтерия. Этот изотоп был выделен в 1931 г. при испарении жидкого водорода. Радиоактивного трития еще меньше – примерно один атом на каждые 10 18 атомов 1 Н. Недавно зафиксировано образование сверхтяжелых изотопов водорода – 4 Н и 5 Н.

Водород – бесцветный газ без вкуса и запаха, слаборастворимый в воде. Он в 14,5 раз легче воздуха – самый легкий из газов. Поэтому водородом раньше наполняли аэростаты и дирижабли.

Молекулы Н₂ настолько малы, что способны легко проходить не только через мелкие поры, но и сквозь металлы. Некоторые из них, например никель и палладий, могут поглощать большое количество водорода и удерживать его в атомарном виде в пустотах кристаллической решетки. Нагретая до 250 о С палладиевая фольга свободно пропускает водород: этим пользуются для тщательной очистки его от других газов.

Подобно Н₂, дейтерий при нормальных условиях – газ, состоящий из молекул D₂. Однако по сравнению с обычным водородом он имеет более высокую температуру кипения (-249 о С ).

Химические свойства водорода

В химических реакциях водород может быть как восстановителем (что для него более характерно), так и окислителем.

Водород взаимодействует как восстановитель:

Смесь 2 объемов Н₂ и 1 объема О₂ при поджигании взрывается (так называемый «гремучий газ»);

б) с серой при нагревании:

в) с хлором при поджигании и облучении смеси газов УФ-светом:

г) с фтором при обычных условиях:

д) с азотом при повышенном давлении и нагревании в присутствии катализаторов(реакция необратима):

Как окислитель водород взаимодействует только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами. В результате образуются гидриды металлов, представляющие собой солеобразные ионные соединения, которые содержат гидрид-ионы Н — :

Гидриды металлов – нестойкие кристаллические вещества белого цвета. Они являются сильными восстановителями, так как степень окисления – 1 малохарактерна для водорода. Так, при действии воды гидриды разлагаются, восстанавливая при этом воду до водорода:

а) При высокой температуре водород может восстанавливать большинство оксидов металлов; например:

в) Водород способен присоединяться ко многим органическим молекулам. Такие реакции называются гидрированием и будут подробно рассмотрены в разделе «Органическая химия».

Получение водорода

Существует достаточно много способов получения водорода. Рассмотрим наиболее широко используемые лабораторные (первые три) и промышленные способы.

Применение водорода

В химической промышленности водород служит сырьем для получения аммиака NH₃, хлороводорода НСl, метанола СН₃ОН и других органических веществ. В пищевой промышленности водород используют для выработки твердых жиров путем гидрогенизации растительных масел. В металлургии водород используется для восстановления некоторых цветных металлов из их оксидов. Как уже отмечалось выше, водород – очень легкий газ, поэтому им заполняют воздушные шары, зонды и другие летательные аппараты. Высокая экзотермичность реакции горения водорода в кислороде обусловливает использование «водородной» горелки для сварки и резки металлов (температура водородного пламени достигает 2600 о С ). Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива.

В последние годы все больше внимание уделяется водородной энергетике, т.е. использованию водорода в качестве топлива, в частности для двигателей внутреннего сгорания. Это представляет особый интерес с экологической точки зрения, так как при горении водорода в выделяющихся газах не содержится вредных веществ (продукт горения – вода!).

Пероксид водорода (Н₂О₂)

Раствор пероксида водорода имеет кислую реакцию среды, что обусловлено диссоциацией его молекул по типу слабой кислоты:

Как кислота пероксид водорода взаимодействует с основаниями:

Некоторые пероксиды металлов, например Na₂O₂, BaO₂, можно рассматривать как соли слабой кислоты пероксида водорода. Из них можно получать Н₂О₂ действием более сильных кислот:

Графическая формула пероксида водорода: Н – О – О – Н. «Пероксидный мостик» из двух атомов кислорода обусловливает неустойчивость молекулы. При хранении на свету, нагревании, в присутствии катализатора пероксид водорода разлагается на воду и кислород:

Данная реакция относится к типу реакций диспропорционирования. Способность пероксида водорода к самоокислению-самовосстановлению объясняется тем, что атомы кислорода в его молекуле находятся в промежуточной степени окисления – 1. Этим же обусловлено участие Н₂О₂ в различных реакциях в роли окислителя или в роли восстановителя. В реакциях с типичными восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя и восстанавливается до воды или гидроксид-ионов; например:

При взаимодействии с сильными окислителями Н₂О₂ проявляет восстановительные свойства и окисляется до свободного кислорода; например:

Пероксид водорода применяют как дезинфицирующее средство в медицине для полосканий, промываний и как кровоостанавливающее средство в виде 3%-ного раствора.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водород» Водород.docx (235 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водород и Вселенная» Водород-и-Вселенная.docx (219 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Вода» Вода.docx (227 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водородная связь» Водородная-связь.docx (249 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Вода и ее свойства» Вода-и-её-свойства.docx (217 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водные ресурсы» ВОДНЫЕ-РЕСУРСЫ.docx (213 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42

Источник