Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.
Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.
В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других - неметаллические (принимает электрон).
В природе встречаются изотопы водорода: 1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).

Простое вещество водород

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069; незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема H2). Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.

Получение водорода

В лаборатории :

1.Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2

2.Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

3.Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H 2 O → NaOH +H 2
СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий или кремний:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н 2 SO 4 или Na 2 SO 4 . На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде - 1 объем кислорода.
2H 2 O → 2H 2 +О 2

Промышленное получение водорода

1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

В сумме:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000 о С:
С + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.

3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или нике­левого катализатора:
СH 4 → С + 2Н 2

4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н 2 О + 2NaCl→ Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Химические свойства водорода

• В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
• Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов Н:Н или Н 2
• Благодаря этому обобщению электронов молекула Н 2 более энергети­чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н 2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
• Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
• Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине­ния типа RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН.

1) С галогенами образует галогеноводороды:
Н 2 + Cl 2 → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

2) С кислородом:
2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом.

3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром):
Н 2 + S → H 2 S (сероводород),

4) С азотом с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН 2 + N 2 → 2NН 3

5) С углеродом при высоких температурах:
2Н 2 + С → СН 4 (метан)

6) С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды (водород – окислитель):
Н 2 + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H — построен подобно хлориду Na + Cl —

Со сложными веществами:

7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4Н 2 О

8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие.

9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
С n Н 2n + Н 2 → С n Н 2n+2 .

Цель занятия. На этом занятии вы узнаете о, пожалуй, самых важных химических элементах для жизни на земле – водороде и кислороде, узнаете об их химических свойствах, а также о физических свойствах простых веществ, ими образуемых, узнаете больше о роли кислорода и водорода в природе и жизни человека.

Водород – самый распространённый элемент во Вселенной. Кислород – самый распространённый элемент на Земле. Вместе они образуют воду – вещество, которое составляет больше половины массы человеческого тела. Кислород – газ, необходимый нам для дыхания, а без воды мы не смогли бы прожить и нескольких дней, так что без сомнения можно считать кислород и водород важнейшими химическими элементами, необходимыми для жизни.

Строение атомов водорода и кислорода

Таким образом, водород проявляет неметаллические свойства. В природе водород встречается в виде трёх изотопов, протия , дейтерия и трития , изотопы водорода очень сильно отличаются друг от друга по физическим свойствам, поэтому им даже присвоены индивидуальные символы.

Если вы не помните или не знаете, что такое изотопы, поработайте с материалами электронного образовательного ресурса «Изотопы как разновидности атомов одного химического элемента». В нём вы узнаете, чем отличаются друг от друга изотопы одного элемента, к чему приводит наличие нескольких изотопов у одного элемента, а также познакомитесь с изотопами нескольких элементов.

Таким образом, возможные степени окисления кислорода ограничены значениями от –2 до +2. Если кислород принимает два электрона (становясь анионом) или образует две ковалентные связи с менее электроотрицательными элементами, он переходит в степень окисления –2. Если кислород образует одну связь с другим атомом кислорода, а вторую – с атомом менее электроотрицательного элемента, он переходит в степень окисления –1. Образуя две ковалентные связи со фтором (единственным элементом с более высоким значением электроотрицательности), кислород переходит в степень окисления +2. Образуя одну связь с другим атомом кислорода, а вторую – с атомом фтора – +1. И наконец, если кислород образует одну связь с менее электроотрицательным атомом, а вторую – со фтором, он будет находиться в степени окисления 0.

Физические свойства водорода и кислорода, аллотропия кислорода

Водород – бесцветный газ без вкуса и запаха. Очень лёгкий (в 14,5 раз легче воздуха). Температура сжижения водорода – -252,8 °C – почти самая низкая среди всех газов (уступает только гелию). Жидкий и твёрдый водород – очень лёгкие бесцветные вещества.

Кислород – бесцветный газ без вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. При температуре -182,9 °C превращается в тяжёлую жидкость голубого цвета, при -218 °C затвердевает с образованием кристаллов синего цвета. Молекулы кислорода парамагнитны, то есть кислород притягивается магнитом. Кислород плохо растворим в воде.

В отличие от водорода, образующего молекулы только одного типа, , кислород проявляет аллотропию и образует молекулы двух типов, то есть элемент кислород образует два простых вещества: кислород и озон .

Химические свойства и получение простых веществ

Водород.

Связь в молекуле водорода – одинарная, однако это одна из самых прочных одинарных связей в природе, и чтобы разорвать её необходимо затратить много энергии, по этой причине водород весьма малоактивен при комнатной температуре, однако при повышении температуры (или в присутствии катализатора) водород легко взаимодействует со многими простыми и сложными веществами.

Водород с химической точки зрения является типичным неметаллом. То есть он способен взаимодействовать с активными металлами с образованием гидридов, в которых он проявляет степень окисления –1. С некоторыми металлами (литий, кальций) взаимодействие протекает даже при комнатной температуре, однако довольно медленно, поэтому при синтезе гидридов используют нагревание:

,

.

Образование гидридов прямым взаимодействием простых веществ возможно только для активных металлов. Уже алюминий не взаимодействует с водородом непосредственно, его гидрид получают обменными реакциями.

С неметаллами водород также реагирует только при нагревании. Исключениями являются галогены хлор и бром, реакция с которыми может быть индуцирована светом:

.

Реакция со фтором также не требует нагревания, она протекает со взрывом даже при сильном охлаждении и в абсолютной темноте.

Реакция с кислородом протекает по разветвлённому цепному механизму, поэтому скорость реакции стремительно возрастает, и в смеси кислорода с водородом в соотношении 1:2 реакция протекает со взрывом (такая смесь носит название «гремучий газ»):

.

Реакция с серой протекает гораздо более спокойно, практически без выделения тепла:

.

Реакции с азотом и йодом протекают обратимо:

,

.

Это обстоятельство сильно затрудняет получение аммиака в промышленности: процесс требует использования повышенного давления для смешения равновесия в сторону образования аммиака. Йодоводород прямым синтезом не получают, поскольку имеется несколько гораздо более удобных способов его синтеза.

С малоактивными неметаллами () водород непосредственно не реагирует, хотя его соединения с ними известны.

В реакциях со сложными веществами водород в большинстве случаев выступает в роли восстановителя. В растворах водород может восстанавливать малоактивные металлы (располагающиеся после водорода в ряду напряжений ) из их солей:

При нагревании водород может восстанавливать многие металлы из их оксидов. При этом чем активнее металл, тем сложнее его восстановить и тем более высокая для этого нужна температура:

.

Металлы более активные, чем цинк, практически невозможно восстановить водородом.

Водород в лаборатории получают взаимодействием металлов с сильными кислотами. Чаще всего используют цинк и соляную кислоту:

Реже используется электролиз воды в присутствии сильных электролитов:

В промышленности водород получают как побочный продукт при получении едкого натра электролизом раствора хлорида натрия:

Кроме того, водород получают при переработке нефти.

Получение водорода фотолизом воды – один из наиболее перспективных способов в будущем, однако на сегодняшний момент промышленное применение этого метода затруднительно.

Поработайте с материалами электронных образовательных ресурсов Лабораторная работа «Получение и свойства водорода» и Лабораторная работа «восстановительные свойства водорода». Изучите принцип действия аппарата Киппа и аппарата Кирюшкина. Подумайте, в каких случаях удобнее использовать аппарат Киппа, а в каких – Кирюшкина. Какие свойства проявляет водород в реакциях?

Кислород.

Связь в молекуле кислорода двойная и весьма прочная. Поэтому кислород довольно малоактивен при комнатной температуре. При нагревании он, однако, начинает проявлять сильные окислительные свойства.

Кислород без нагревания реагирует с активными металлами (щелочными, щелочноземельными и некоторыми лантаноидами):

При нагревании кислород взаимодействует с большинством металлов с образованием оксидов:

,

,

.

Серебро и менее активные металлы не окисляются кислородом.

Кислород также реагирует с большинством неметаллов с образованием оксидов:

,

,

.

Взаимодействие с азотом происходит только при очень высоких температурах, около 2000 °C.

С хлором, бромом и йодом кислород не реагирует, хотя многие их оксиды можно получить косвенным путём.

Взаимодействие кислорода со фтором можно провести при пропускании электрического разряда через смесь газов:

.

Фторид кислорода(II) – нестойкое соединение, легко разлагается и является очень сильным окислителем.

В растворах кислород является сильным, хотя и медленным, окислителем. Как правило, кислород способствует переходу металлов в более высокие степени окисления:

Присутствие кислорода часто позволяет растворять в кислотах металлы, расположенные сразу за водородом в ряду напряжений :

При нагревании кислород может окислять низшие оксиды металлов:

.

Кислород в промышленности не получают химическими способами, его получают из воздуха перегонкой.

В лаборатории используют реакции разложения богатых кислородом соединений – нитратов, хлоратов, перманганатов при нагревании:

Также можно получить кислород при каталитическом разложении перекиси водорода:

Кроме того, для получения кислорода может использоваться приведённая выше реакция электролиза воды.

Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Получение кислорода и его свойства».

Как называется используемый в лабораторной работе метод собирания кислорода? Какие ещё способы собирания газов существуют и какие из них подходят для собирания кислорода?

Задание 1. Посмотрите видеофрагмент «Разложение перманганата калия при нагревании».

Ответьте на вопросы:

1. 1. Какой из твёрдых продуктов реакции растворим в воде?
   2. Какой цвет имеет раствор перманганата калия?
   3. Какой цвет имеет раствор манганата калия?

Напишите уравнения протекающих реакций. Уравняйте их, используя метод электронного баланса.

Обсудите выполнение задания с учителем на или в видеокомнате.

Озон.

Молекула озона трёхатомна и связи в ней менее прочные, чем в молекуле кислорода, что приводит к большей химической активности озона: озон легко окисляет многие вещества в растворах или в сухом виде без нагревания:

Озон способен легко окислить оксид азота(IV) до оксида азота(V), а оксид серы(IV) до оксида серы(VI) без катализатора:

Озон постепенно разлагается с образованием кислорода:

Для получения озона используются специальные приборы – озонаторы, в которых через кислород пропускают тлеющий разряд.

В лаборатории для получения незначительных количеств озона иногда используют реакции разложения пероксосоединений и некоторых высших оксидов при нагревании:

Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Получение озона и исследование его свойств».

Объясните, почему обесцвечивается раствор индиго. Напишите уравнения реакций, протекающих при смешении растворов нитрата свинца и сульфида натрия и при пропускании через полученную взвесь озонированного воздуха. Для реакции ионного обмена составьте ионные уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции составьте электронный баланс.

Обсудите выполнение задания с учителем на или в видеокомнате.

Химические свойства воды

Для лучшего ознакомления с физическими свойствами воды и её значимостью поработайте с материалами электронных образовательных ресурсов «Аномальные свойства воды» и «Вода – важнейшая жидкость на Земле».

Вода обладает огромной важностью для любых живых организмов – по сути многие живые организмы состоят из воды более чем наполовину. Вода является одним из наиболее универсальных растворителей (при высоких температурах и давлениях её возможности как растворителя существенно возрастают). С химической точки зрения вода является оксидом водорода, при этом в водном растворе она диссоциирует (хотя и в очень малой степени) на катионы водорода и гидроксид-анионы:

.

Вода взаимодействует со многими металлами. С активными (щелочными, щелочноземельными и некоторыми лантаноидами) вода реагирует без нагревания:

С менее активными взаимодействие происходит при нагревании.

В периодической системе водород располагается в двух абсолютно противоположных по своим свойствам группах элементов. Данная особенность делают его совершенно уникальным. Водород не просто представляет собой элемент или вещество, но также является составной частью многих сложных соединений, органогенным и биогенным элементом. Поэтому рассмотрим его свойства и характеристики более подробно.

Выделение горючего газа в процессе взаимодействия металлов и кислот наблюдали еще в XVI веке, то есть во время становления химии как науки. Известный английский ученый Генри Кавендиш исследовал вещество, начиная с 1766 года, и дал ему название «горючий воздух». При сжигании этот газ давал воду. К сожалению, приверженность ученого теории флогистона (гипотетической «сверхтонкой материи») помешала ему прийти к правильным выводам.

Французский химик и естествоиспытатель А. Лавуазье вместе с инженером Ж. Менье и при помощи специальных газометров в 1783 г. провел синтез воды, а после и ее анализ посредством разложения водяного пара раскаленным железом. Таким образом, ученые смогли прийти к правильным выводам. Они установили, что «горючий воздух» не только входит в состав воды, но и может быть получен из нее.

В 1787 году Лавуазье выдвинул предположение, что исследуемый газ является простым веществом и, соответственно, относится к числу первичных химических элементов. Он назвал его hydrogene (от греческих слов hydor - вода + gennao - рождаю), т. е. «рождающий воду».

Русское название «водород» в 1824 году предложил химик М. Соловьев. Определение состава воды ознаменовало конец «теории флогистона». На стыке XVIII и XIX веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами прочих элементов) и его масса была принята за основную единицу сравнения атомных масс, получив значение, равное 1.

Физические свойства

Водород является легчайшим из всех известных науке веществ (он в 14,4 раз легче воздуха), его плотность составляет 0,0899 г/л (1 атм, 0 °С). Данный материал плавится (затвердевает) и кипит (сжижается), соответственно, при -259,1 °С и -252,8 °С (только гелий обладает более низкими t° кипения и плавления).

Критическая температура водорода крайне низка (-240 °С). По этой причине его сжижение - довольно сложный и затратный процесс. Критическое давление вещества - 12,8 кгс/см², а критическая плотность составляет 0,0312 г/см³. Среди всех газов водород имеет наибольшую теплопроводность: при 1 атм и 0 °С она равняется 0,174 вт/(мхК).

Удельная теплоемкость вещества в тех же условиях - 14,208 кДж/(кгхК) или 3,394 кал/(гх°С). Данный элемент слабо растворим в воде (около 0,0182 мл/г при 1 атм и 20 °С), но хорошо - в большинстве металлов (Ni, Pt, Pa и прочих), особенно в палладии (примерно 850 объемов на один объем Pd).

С последним свойством связана его способность диффундирования, при этом диффузия через углеродистый сплав (к примеру, сталь) может сопровождаться разрушением сплава из-за взаимодействия водорода с углеродом (этот процесс называется декарбонизация). В жидком состоянии вещество очень легкое (плотность - 0,0708 г/см³ при t° = -253 °С) и текучее (вязкость - 13,8 спуаз в тех же условиях).

Во многих соединениях этот элемент проявляет валентность +1 (степень окисления), подобно натрию и прочим щелочным металлам. Обычно он рассматривается в качестве аналога этих металлов. Соответственно он возглавляет I группу системы Менделеева. В гидридах металлов ион водорода проявляет отрицательный заряд (степень окисления при этом -1), то есть Na+H- имеет структуру, подобную хлориду Na+Cl-. В соответствии с этим и некоторыми другими фактами (близость физических свойств элемента «H» и галогенов, способность его замещения галогенами в органических соединениях) Hydrogene относят к VII группе системы Менделеева.

В обычных условиях молекулярный водород имеет низкую активность, непосредственно соединяясь только с самыми активными из неметаллов (с фтором и хлором, с последним - на свету). В свою очередь, при нагревании он взаимодействует со многими химическими элементами.

Атомарный водород имеет повышенную химическую активность (если сравнивать с молекулярным). С кислородом он образует воду по формуле:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

выделяя 285,937 кДж/моль тепла или 68,3174 ккал/моль (25 °С, 1 атм). В обычных температурных условиях реакция протекает довольно медленно, а при t° >= 550 °С - неконтролируемо. Пределы взрывоопасности смеси водород + кислород по объему составляют 4–94 % Н₂, а смеси водород + воздух - 4–74 % Н₂ (смесь из двух объемов Н₂ и одного объема О₂ называют гремучим газом).

Данный элемент используют для восстановления большинства металлов, так как он отнимает кислород у оксидов:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O и т. д.

С разными галогенами водород образует галогеноводороды, к примеру:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl.

Однако при реакции с фтором водород взрывается (это происходит и в темноте, при -252 °С), с бромом и хлором реагирует только при нагревании или освещении, а с йодом - исключительно при нагревании. При взаимодействии с азотом образуется аммиак, но лишь на катализаторе, при повышенных давлениях и температуре:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃.

При нагревании водород активно реагирует с серой:

Н₂ + S = H₂S (сероводород),

и значительно труднее - с теллуром или селеном. С чистым углеродом водород реагирует без катализатора, но при высоких температурах:

2Н₂ + С (аморфный) = СН₄ (метан).

Данное вещество непосредственно реагирует с некоторыми из металлов (щелочными, щелочноземельными и прочими), образуя гидриды, например:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Немаловажное практическое значение имеют взаимодействия водорода и оксида углерода (II). При этом в зависимости от давления, температуры и катализатора образуются разные органические соединения: НСНО, СН₃ОН и пр. Ненасыщенные углеводороды в процессе реакции переходят в насыщенные, к примеру:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Водород и его соединения играют в химии исключительную роль. Он обусловливает кислотные свойства т. н. протонных кислот, склонен образовывать с разными элементами водородную связь, оказывающую значительное влияние на свойства многих неорганических и органических соединений.

Получение водорода

Основными видами сырья для промышленного производства этого элемента являются газы нефтепереработки, природные горючие и коксовые газы. Его также получают из воды посредством электролиза (в местах с доступной электроэнергией). Одним из важнейших методов производства материала из природного газа считается каталитическое взаимодействие углеводородов, в основном метана, с водяным паром (т. н. конверсия). Например:

СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂.

Неполное окисление углеводородов кислородом:

СН₄ + ½О₂ = СО + 2Н₂.

Синтезированный оксид углерода (II) подвергается конверсии:

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂.

Водород, производимый из природного газа, является самым дешевым.

Для электролиза воды применяется постоянный ток, который пропускается через раствор NaOH или КОН (кислоты не используют во избежание коррозии аппаратуры). В лабораторных условиях материал получают электролизом воды или в результате реакции между соляной кислотой и цинком. Однако чаще применяют готовый заводской материал в баллонах.

Из газов нефтепереработки и коксового газа данный элемент выделяют путем удаления всех остальных компонентов газовой смеси, так как они легче сжижаются при глубоком охлаждении.

Промышленным образом этот материал стали получать еще в конце XVIII века. Тогда его использовали для наполнения воздушных шаров. На данный момент водород широко применяют в промышленности, главным образом - в химической, для производства аммиака.

Массовые потребители вещества - производители метилового и прочих спиртов, синтетического бензина и многих других продуктов. Их получают синтезом из оксида углерода (II) и водорода. Hydrogene используют для гидрогенизации тяжелого и твердого жидкого топлива, жиров и пр., для синтеза HCl, гидроочистки нефтепродуктов, а также в резке/сварке металлов. Важнейшими элементами для атомной энергетики являются его изотопы - тритий и дейтерий.

Биологическая роль водорода

Около 10 % массы живых организмов (в среднем) приходится на этот элемент. Он входит в состав воды и важнейших групп природных соединений, включая белки, нуклеиновые кислоты, липиды, углеводы. Для чего он служит?

Этот материал играет решающую роль: при поддержании пространственной структуры белков (четвертичной), в осуществлении принципа комплиментарности нуклеиновых кислот (т. е. в реализации и хранении генетической информации), вообще в «узнавании» на молекулярном уровне.

Ион водорода Н+ принимает участие в важных динамических реакциях/процессах в организме. В том числе: в биологическом окислении, которое обеспечивает живые клетки энергией, в реакциях биосинтеза, в фотосинтезе у растений, в бактериальном фотосинтезе и азотфиксации, в поддержании кислотно-щелочного баланса и гомеостаза, в мембранных процессах транспорта. Наряду с углеродом и кислородом он образует функциональную и структурную основы явлений жизни.

В нашей повседневной жизни есть вещи, которые настолько распространены, что почти каждый человек знает о них. Например, всем известно, что вода - жидкость, она легко доступна и не горит, следовательно, она может гасить огонь. Но вы когда-нибудь задумывались почему это так?

Источник изображения: pixabay.com

Вода состоит из атомов водорода и кислорода. Оба этих элемента поддерживают горение. Итак, исходя из общей логики (не научной) из этого следует, что вода тоже должна гореть, верно? Тем не менее этого не происходит.

Когда происходит горение?

Горение -это химический процесс, в котором молекулы и атомы объединяются, при этом выделяется энергия в виде тепла и света. Чтобы что-нибудь сжечь вам потребуется две вещи - топливо как источник горения (например, лист бумаги, кусок дерева и т. д.) и окислитель (содержащийся в земной атмосфере кислород является основным окислителем). Также нам потребуется тепло необходимое для достижения температуры воспламенения вещества, чтобы начался процесс горения.

Источник изображения auclip.ru

Например, рассмотрим процесс сжигания бумаги с использованием спичек. Бумага в этом случае будет являться топливом, газообразный кислород, содержащийся в воздухе будет выступать в качестве окислителя, а температура воспламенения будет достигаться благодаря горящей спичке.

Структура химического состава воды

Источник изображения: water-service.com.ua

Вода состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Ее химическая формула Н2О. Теперь интересно отметить, что два составных элемента воды действительно легко воспламеняющиеся вещества.

Почему водород является горючим веществом?

Атомы водорода имеют только один электрон и поэтому легко соединяется с другими элементами. Как правило в природе водород встречается в виде газа, молекулы которого состоят из двух атомов. Этот газ очень реактивный и быстро окисляется в присутствии окислителя, что делает его легковоспламеняемым.

Источник изображения: myshared.ru

При сгорании водорода происходит выделение большого количества энергии, поэтому его часто используют в сжиженном виде для запуска в космос космических аппаратов.

Кислород поддерживает горение

Как упоминалось ранее, для любого горения необходим окислитель. Есть много химических окислителей, в их числе кислород, озон, перекись водорода, фтор и т.д. В качестве основного окислителя, который в избытке содержится в атмосфере Земли является кислород. Он как правило является основным окислителем в большинстве пожаров. Именно поэтому для поддержания огня необходим постоянный приток кислорода.

Вода тушит огонь

Вода может гасить огонь по ряду причин, одной из которых является то, что это негорючая жидкость, несмотря на то, что состоит из двух элементов, которые могут по отдельности создать огненный ад.

Вода - самое распространенное средство тушения пожаров. Источник изображения: pixabay.com

Как мы уже говорили ранее, водород легко воспламеняется, все что для этого нужно это окислитель и температура воспламенения для начала реакции. Так как кислород является самым распространенным окислителем на Земле он быстро соединяется с атомами водорода с выделением большого количества света и тепла, при этом образуются молекулы воды. Вот как это происходит:

Обратите внимание на то, что смесь водорода с небольшим объемом кислорода или воздуха взрывоопасна и называется гремучим газом, она сгорает чрезвычайно быстро с громким хлопком, что воспринимается как взрыв. Катастрофа дирижабля "Гинденбург" в 1937 г. в Нью-Джерси унесла десятки жизней в результате возгорания водорода, которым была наполнена оболочка дирижабля. Легкая воспламеняемость водорода и его взрывоопасность в сочетании с кислородом - это главная причина того, что мы не получаем воду химическим путем в лабораториях.

• Обозначение - H (Hydrogen);
• Латинское название - Hydrogenium;
• Период - I;
• Группа - 1 (Ia);
• Атомная масса - 1,00794;
• Атомный номер - 1;
• Радиус атома = 53 пм;
• Ковалентный радиус = 32 пм;
• Распределение электронов - 1s 1 ;
• t плавления = -259,14°C;
• t кипения = -252,87°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,02/-;
• Степень окисления: +1; 0; -1;
• Плотность (н. у.) = 0,0000899 г/см 3 ;
• Молярный объем = 14,1 см 3 /моль.

Бинарные соединения водорода с кислородом:

Водород ("рождающий воду") был открыт английским ученым Г. Кавендишем в 1766 году. Это самый простой элемент в природе - атом водорода имеет ядро и один электрон, наверное, по этой причине водород является самым распространенным элементом во Вселенной (составляет более половины массы большинства звезд).

Про водород можно сказать, что "мал золотник, да дорог". Несмотря на свою "простоту", водород дает энергию всем живым существам на Земле - на Солнце идет непрерывная термоядерная реакция в ходе которой из четырех атомов водорода образуется один атом гелия, данный процесс сопровождается выделением колоссального количества энергии (подробнее см. Ядерный синтез).

В земной коре массовая доля водорода составляет всего 0,15%. Между тем, подавляющее число (95%) всех известных на Земле химических веществ содержат один или несколько атомов водорода.

В соединениях с неметаллами (HCl, H 2 O, CH 4 ...) водород отдает свой единственный электрон более электроотрицательным элементам, проявляя степень окисления +1 (чаще), образуя только ковалентные связи (см. Ковалентная связь).

В соединениях с металлами (NaH, CaH 2 ...) водород, наоборот, принимает на свою единственную s-орбиталь еще один электрон, пытаясь, таким образом, завершить свой электронный слой, проявляя степень окисления -1 (реже), образуя чаще ионную связь (см. Ионная связь), т. к., разность в электроотрицательности атома водорода и атома металла может быть достаточно большой.

H 2

В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, образуя неполярную ковалентную связь.

Молекулы водорода обладают:

• большой подвижностью;
• большой прочностью;
• малой поляризуемостью;
• малыми размерами и массой.

Свойства газа водорода:

• самый легкий в природе газ, без цвета и запаха;
• плохо растворяется в воде и органических растворителях;
• в незначительных кол-вах растворяется в жидких и твердых металлах (особенно в платине и палладии);
• трудно поддается сжижению (по причине своей малой поляризуемости);
• обладает самой высокой теплопроводностью из всех известных газов;
• при нагревании реагирует со многими неметаллами, проявляя свойства восстановителя;
• при комнатной температуре реагирует со фтором (происходит взрыв): H 2 + F 2 = 2HF;
• с металлами реагирует с образованием гидридов, проявляя окислительные свойства: H 2 + Ca = CaH 2 ;

В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Восстановительные свойства водорода широко используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов и галлидов.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Реакции водорода с простыми веществами

Водород принимает электрон, играя роль восстановителя , в реакциях:

• с кислородом (при поджигании или в присутствии катализатора), в соотношении 2:1 (водород:кислород) образуется взрывоопасный гремучий газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 кДж
• с серой (при нагревании до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• с хлором (при поджигании или облучении УФ-лучами): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• с фтором : H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• с азотом (при нагревании в присутствии катализаторов или при высоком давлении): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водород отдает электрон, играя роль окислителя , в реакциях с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием гидридов металлов - солеобразные ионные соединения, содержащие гидрид-ионы H - - это нестойкие кристаллические в-ва белого цвета.

Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Для водорода нехарактерно проявлять степень окисления -1. Реагируя с водой, гидриды разлагаются, восстанавливая воду до водорода. Реакция гидрида кальция с водой имеет следующий вид:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

Реакции водорода со сложными веществами

• при высокой температуре водород восстанавливает многие оксиды металлов: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• метиловый спирт получают в результате реакции водорода с оксидом углерода (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
• в реакциях гидрогенизации водород реагирует с многими органическими веществами.

Более подробно уравнения химических реакций водорода и его соединений рассмотрены на странице "Водород и его соединения - уравнения химических реакций с участием водорода ".

Применение водорода

• в атомной энергетике используются изотопы водорода - дейтерий и тритий;
• в химической промышленности водород используют для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода;
• в пищевой промышленности водород применяют в производстве твердых жиров посредство гидрогенизации растительных масел;
• для сварки и резки металлов используют высокую температуру горения водорода в кислороде (2600°C);
• при получении некоторых металлов водород используют в качестве восстановителя (см. выше);
• поскольку водород является легким газом, его используют в воздухоплавании в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов, дирижаблей;
• как топливо водород используют в смеси с СО.

В последнее время ученые уделяют достаточно много внимания поиску альтернативных источников возобновляемой энергии. Одним из перспективных направлений является "водородная" энергетика, в которой в качестве топлива используется водород, продуктом сгорания которого является обыкновенная вода.

Способы получения водорода

Промышленные способы получения водорода:

• конверсией метана (каталитическим восстановлением водяного пара) парами воды при высокой температуре (800°C) на никелевом катализаторе: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• конверсией оксида углерода с водяным паром (t=500°C) на катализаторе Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• термическим разложением метана: CH 4 = C + 2H 2 ;
• газификацией твердых топлив (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• электролизом воды (очень дорогой способ при котором получается очень чистый водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2 .

Лабораторные способы получения водорода:

• действием на металлы (чаще цинк) соляной или разбавленной серной кислотой: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ;
• взаимодействием паров воды с раскаленными железными стружками: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2 .