Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - Лидин Ростислав Александрович. Страница 18
В природе – третийпо химической распространенности элемент (после О и Si), основа гидросферы. Встречается в химически связанном виде (вода, живые организмы, нефть, природный уголь, минералы), содержится в верхних слоях атмосферы.
ВодородН 2.Простое вещество. Бесцветный газ без запаха и вкуса. Молекула содержит ковалентную ?-связь Н – Н. Очень легкий, термически устойчивый до 2000 °C. Весьма мало растворим в воде. Хемосорбируется металлами Fe, Ni, Pd, Pt, где находится в атомном состоянии.
Водород Н 2может проявлять в одних условиях восстановительные свойства (чаще), в других – окислительные свойства (реже):
восстановительН 2 0– 2е -= 2Н I
окислительН 2 0 + 2е -= 2Н -I
Сильный восстановитель при высоких температурах, водород реагирует с неметаллами и оксидами малоактивных металлов, выполняет роль окислителя в реакциях с типичными металлами:
Очень высокой восстановительной способностью обладает атомарный водород Н 0(водород in statu nascendi,лат., – в момент возникновения), который получают непосредственно в зоне проводимой реакции (время жизни Н 00,5 с); например, гранулы магния вносят в подкисленный раствор переманганата калия, протекают реакции:
а) образование атомарного водорода
Mg + 2Н += Mg 2++ 2Н 0
б) восстановление перманганат-иона атомарным водородом
5Н 0+ 3H ++ MnO 4 -= Mn 2++ 4Н 2O
Другой пример – восстановление нитробензола в анилин (реакция Зинина):
а) Fe + 2Н += Fe 2++ 2Н 0
б) C 6H 5NO 2+ 6Н 0= C 6H 5NH 2+ 2Н 2O
Получить атомарный водород можно также пропусканием водорода Н 2над никелевым катализатором.
Атомарный водород легко восстанавливает при комнатной температуре весьма устойчивые соединения, например KNO 3и O 2:
2Н 0(Zn, разб. HCl) + KNO 3= KNO 2+ H 2O
2H 0(Zn, разб. HCl) + O 2= Н 2O 2
Аналогично протекают реакции при использовании амфигенов (Zn, Al) в щелочной среде:
а) Zn + 2OH -+ 2H 2O = [Zn(OH) 4] 2-+ 2Н 0
б) 8Н 0+ KNO 3= NH 3^ + КОН + 2Н 2O (кипячение)
Качественная реакция– сгорание собранного в пробирку водорода с «хлопком» («гремучая» смесь с воздухом при содержании Н 24—74 % по объему).
Применяется водород как восстановитель и гидрирующий агент в синтезе технически важных продуктов (редкие металлы, NH 3, НCl, органические вещества).
ВодаН 2O.Бинарное соединение. Бесцветная жидкость (слой более 5 м толщиной окрашен в голубой цвет), без вкуса и запаха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [:: ОН 2] (sр 3-гибридизация). Летучее вещество, термически устойчивое до 1000 °C.
В обычных условиях полярные молекулы воды образуют между собой водородные связи. Это обусловливает аномалию температур плавления и кипения воды – они значительно выше, чем у ее химических аналогов (H 2S и других). Затвердевание воды в лед сопровождается увеличением объема на 9 %, т. е. лед легче жидкой воды (вторая аномалия воды). Наибольшую плотность вода имеет не при 0 °C, а при 4 °C (третья аномалия воды). Твердая вода (лед) легко возгоняется.
Природная вода по изотопному составу водорода в основном 1Н 2O с примесью 1Н 2НО и 2Н 2O, по изотопному составу кислорода в основном Н 2 16O с примесью Н 2 18O и Н 2 17O. В малой степени подвергается диссоциации до Н +, или, точнее, до Н 3O +, и ОН; очень слабый электролит. Катион оксония Н 3O +имеет строение незавершенного тетраэдра [: O(Н) 3] (sр 3-гибридизация). Образует кристаллогидраты со многими солями, аквакомплексы – с катионами металлов. Реагирует с металлами, неметаллами, оксидами. Вызывает электролитическую диссоциацию кислот, оснований и солей, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Подвергается электролизу в присутствии сильных электролитов. Почти универсальный жидкий растворитель неорганических веществ.
Для химических целей природную воду очищают перегонкой ( дистиллированная вода),для промышленных целей умягчают, устраняя «временную» и «постоянную» жесткость, или полностью обессоливают, пропуская через иониты в кислотной Н +-форме и щелочной ОН -– форме (ионы солей осаждаются на ионитах, а ионы Н +и ОН -переходят в воду и взаимно нейтрализуются). Питьевую воду обеззараживают хлорированием (старый способ) или озонированием (современный, но дорогой способ; озон не только окисляет вредные примеси подобно хлору, но и увеличивает содержание растворенного кислорода).
Уравнения важнейших реакций:
Примеры гидролиза бинарных соединений:
6H 2O + Al 2S 3= 2Al(ОН) 3v + 3H 2S^
2H 2O + SF 4= SO 2^ + 4HF^ (40–60 °C)
6H 2O + Mg 3N 2= 3Mg(OH) 2v + 2NH 3^ (кипячение)
2H 2O + CaC 2= Ca(OH) 2v + C 2H 2^
Вода – окислитель за счет H I:
Электролиз воды:
Электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала, поэтому электролиз проводят в присутствии сильных электролитов.
а) в нейтральномрастворе (электролит Na 2SO 4)
катод2H 2O + 2е -= H 2^ + 2OH
анод2Н 2O – 4е -= O 2^ + 4H +
раствор ОН -+ Н += Н 2O
б) в кисломрастворе (электролит H 2SO 4)
катод2Н ++ 2е - =Н 2^
анод2Н 2O – 4е -= O 2^ + 4Н +
в) в щелочномрастворе (электролит NaOH)
катод2Н 2O + 2е -= Н 2^ + 2OН -
анод4OН -– 4е -= O 2^ + 2Н 2O
Один из методов обнаружения воды основан на переходе во влажной атмосфере белого сульфата меди(II) CuSO 4в голубой медный купорос CuSO 45Н 2O.
Известна изотопная разновидность воды — тяжелая водаD 2O ( 2Н 2O); в природных водах массовое отношение D 2O: Н 2O = 1: 6000.
Плотность, температуры плавления и кипения тяжелой воды выше, чем у обыкновенной. Растворимость большинства веществ в тяжелой воде значительно меньше, чем в обычной воде. Она ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Тяжелая вода накапливается в остатке электролита при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.