Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

4. Конверсией углерода. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 oС:

C + H2O = CO↑ + H2↑; ∆Н > 0,

который затем в смеси с водяным паром пропускают над нагретым до 400–450 оС катализатором Fe2О3; происходит взаимодействие оксида углерода (II) с водяным паром:

СО + Н2О + (Н2) = СО2 + 2Н2↑; ∆Н > 0. 5. Крекингом метана:

to

CH4 C + 2H2;

to

2CH4 C2H2 + 3H2.

Важное промышленное значение приобретает выделение водорода из газов, образующихся при переработке нефти.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Рассмотрите каждую реакцию получения водорода с точки зрения

?окисления—восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.

2.Можно ли получить водород посредством взаимодействия: а) цинка с серной кислотой; б) магния с НCl; в) железа с НСl; г) кальция с водой; д) кальция с серной кислотой; е) цинка с азотной кислотой? Для всех возможных случаев составьте уравнения окислительно-восстано- вительных реакций.

3.Какой объем водорода может быть получен при действии хлороводородной кислоты на 10 г сплава железа с цинком, если массовая доля цинка в сплаве 60%?

Ответ: 3,66 л.

§3. Свойства водорода

Физические свойства. Водород — газ без цвета, вкуса и запаха. Самый легкий из всех газов: 1 л весит 0,09 г; в 14,4 раза легче воздуха; плотность при нормальных условиях (н.у.) 0,0899 г/л. Температура кипения (сжижения) –252,6 oС. Температура плавления –259 oС.

Водород очень мало растворим в воде (2 мл водорода в 100 мл воды); его характерной особенностью является растворимость в металлах. Например, один объем палладия растворяет до 850 объемов водорода. Растворение водорода в металлах представляет собой сложный физико-химический процесс.

хлор при комнатной температуре не взаимодействуют, при слабом освещении скорость реакции незначительна. При сильном освещении реакция протекает мгновенно со взрывом. Изучение механизма данного процесса показало, что он состоит из последовательных элементарных реакций замещения. Под влиянием света молекула хлора расщепляется на два атома:

Образовавшиеся атомы далее вызывают цепь элементарных реакций: атомарный хлор атакует молекулу водорода, что приводит к образованию хлороводорода и атомарного водорода:

Процессы подобного типа называют цепными химическими реакциями.

При пропускании водорода через расплавленную серу образуется сероводород:

H2 + S = H2S. Взаимодействие с азотом протекает обратимо:

3Н2 + N2 2NH3; ∆Н > 0.

Со щелочными и щелочноземельными металлами водород образует гидриды:

2Na + H2 = 2NaH;

2Li + H2 = 2LiH;

Ca + H2 = CaH2.

В этих реакциях водород является типичным окислителем. Присоединяя электрон, атом водорода превращается в гидрид-ион, электронная оболочка которого имеет конфигурацию 1s2 (как у гелия):

Ca – 2e– = Ca2+ (восстановитель); H2 + 2e– = 2H– (окислитель).

Соединения водорода с металлами (гидриды) являются типично ионными и характеризуются сильными восстановительными свойствами.

Уже в присутствии следов воды они разлагаются на соответствующий гидроксид и водород:

NaH + HOH = NaOH + H2↑. Водород восстанавливает многие металлы из оксидов:

CuO + H2 = Cu + H2O.

Данную реакцию используют для получения некоторых металлов. Таким образом, кроме взаимодействия с металлами водород в

остальных случаях проявляет восстановительные свойства.

Применение. Водород широко используют в различных отраслях производства: в анилинокрасочном производстве, в синтезе хлороводорода, аммиака (аммиак далее расходуется для производства азотных удобрений), при восстановлении некоторых цветных металлов из их руд. В пищевой промышленности водород широко применяют для получения заменителей животных жиров (маргаринов).

По сравнению с другими веществами водород имеет самое главное и несомненное преимущество: при горении он не образует вредных продуктов. С точки зрения перспективы водород — это топливо будущего, поэтому особое значение приобретают исследования, направленные на поиск экономически выгодных технологий его получения.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Каковы валентность и степень окисления водорода в составе простого

?2. вещества?Докажите, что в реакциях с неметаллами водород ведет себя как вос- становитель, а с металлами — как окислитель.

3.Почему при нормальных условиях скорость реакции между водородом и кислородом практически равна 0? (Ответ подтвердите с точки зрения

строения молекул Н2 и О2.)

4.Атомарный водород — более энергичный восстановитель, чем молекулярный. Почему?

5.Почему гидрид-ион обладает восстановительными свойствами? Подтвердите это на примере взаимодействия СаН2 с водой.

6.Почему возможна реакция СuО + Н2 = Сu + Н2О, но невозможен обратный процесс? Ответ обоснуйте.

7.Какой объем водорода будет израсходован для восстановления 24 г оксида меди (II)?

Ответ: 6,7 л.

8.При обработке 8,93 г оксида свинца (II) водородом образовалось 0,54 г воды. Какова масса восстановленного оксида? Какова масса полученного остатка?

Ответ: 6,696 г; 8,45 г.

9.При обработке образца смеси цинка и железа хлороводородной кис-

?лотой выделилось 0,896 л водорода, а при действии раствора щелочи на такой же образец смеси — 0,448 л водорода. Определите массовую долю (%) компонентов смеси.

Ответ: 53,71% Zn; 46,29% Fe.

10.Какой объем водорода выделится при взаимодействии 10 г смеси алюминия с оксидом алюминия с хлороводородной кислотой, если содер-

жание Аl2О3 составляет 60%?

Ответ: 4,98 л.

11.Взорвали 10 л смеси, состоящей из водорода (50%) и кислорода (50%). Какой объем жидкой воды образуется? Какой газ останется после взрыва?

Ответ: 4 мл Н2О; 2,5 л O2.

§4. Вода

Вода — это оксид водорода, в котором он проявляет степень окис-

ления +1, а кислород –2.

Физические свойства. Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость без запаха и вкуса. Она существует в трех агрегатных состояниях: твердое — лед, жидкое и газообразное — водяной пар. При 0 oС твердая и жидкая фазы находятся в состоянии динамического равновесия, поэтому температура плавления льда равна 0 oС. При 100 оС в равновесии находятся жидкая и газообразная фазы. Температура кипения воды равна 100 oС. При +4 оС она имеет наибольшую плотность, равную 1 г/см3. Выше или ниже этой температуры плотность воды меньше 1 г/см3. Эта особенность отличает воду от всех других веществ, плотность которых с пониже-

Молекулы воды взаимодействуют между собой с образованием водородной связи. Это явление получило название ассоциации воды. В состоянии пара относительная молекулярная масса воды равна 18, что соответствует формуле Н2О; при 4 оС она равна 36, при 0 оС — 54. Следовательно, при 4 оС ассоциировано две молекулы — (Н2О)2, а при

0 оС — три молекулы — (Н2О)3.

Химические свойства. Исходя из электронного строения и геометрической модели молекулы воды, легко объяснить, что одна из двух неподеленных электронных пар может присоединить протон, что соответствует уравнению:

Н2О: + Н+ Н3О+.

Из этого следует, что в водных растворах диссоциация кислот происходит с образованием иона оксония:

Н2О + НСl Н3О+ + Сl–.

Акцептируя ион водорода, вода ведет себя как основание.

С другой стороны, в водном растворе аммиака имеют место процессы, которые свидетельствуют о кислотных свойствах воды, поскольку она предоставляет протон для образования катиона аммония:

:NH3 + НОН HOH...NH3 NH4+ + :ОН–.

Таким образом, вода характеризуется амфотерными свойствами. Однако в чистой воде концентрации водородных и гидроксидных ионов одинаковы и равны 10–7 моль/л. Концентрация недиссоциированных молекул воды тоже постоянна — 55,55 моль/л.

Полярность и малые размеры молекулы воды определяют ее сильные гидратирующие свойства. Гидратация — это присоединение воды к веществу.

Молекула воды способна присоединяться к различным ионам, образуя гидраты. К ним относятся, например, кристаллогидраты (CuSO4 . 5Н2О, NaSO4 . 10Н2О, FeSO4 . 7Н2О и т.п.).

Гидратация имеет место при взаимодействии воды с оксидами, что приводит к образованию основания или кислоты:

В отличие от гидратации гидролиз, протекающий также при участии воды, приводит к разложению вещества. Вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты, вызывая их диссоциацию.

Вода как на холоде, так и при нагревании активно взаимодействует со многими металлами, стоящими в электрохимическом ряду напря-

жений до водорода. В этих реакциях образуются соответствующие оксиды или гидроксиды и выделяется водород:

t

2Fe + 3НОН = Fе2O3 + 3H2↑; 2Na + 2НОН = 2NaOH + H2↑;

Ca + 2HOH = Са(ОН)2 + Н2↑.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Составьте уравнения реакций, характеризующих каждое свойство

?воды. Рассмотрите эти реакции с точки зрения процессов окисления и восстановления.

Почему диссоциация происходит в водных растворах? Какова роль воды в процессе гидролиза?

2.Во сколько раз увеличится объем воды при ее переходе из жидкого состояния в газообразное?

Ответ: в 1244,4 раза.

3.Вычислите массовую долю (%) фосфорной кислоты в растворе, полу-

ченном при растворении 71 г Р2О5 в 129 г воды.

Ответ: 49%.

4.В 600 г раствора Н3РО4 с массовой долей 10% растворено 142 г Р2О5. Какова массовая доля (%) фосфорной кислоты в полученном растворе?

Ответ: 34,5%.

5.В 150 г 20%-ного раствора серной кислоты растворили 15,51 г SO2 и к полученному раствору прибавили 14 г гидроксида натрия. Определите состав и массу образовавшейся соли.

Ответ: 21 г NaHSO4.

§5. Пероксид водорода

Для молекулы пероксида водорода Н2О2 характерна угловая форма; между атомами кислорода и водорода сформированы σ-связи.

В лаборатории пероксид водорода получают действием разбавленной серной кислоты на пероксид бария:

ВаО2 + H2SO4 → Н2О2 + BaSO4↓.

Чистый пероксид водорода — бесцветная прозрачная жидкость с вяжущим, жгучим вкусом. С водой смешивается в любых соотношениях.

Водный раствор, содержащий 31% Н2О2, называется пергидролем.

При хранении Н2О2 разлагается (реакция диспропорционирования):

2Н2О2 = 2Н2О + О2.

В пероксиде водорода степень окисления обоих атомов кислорода равна –1. Такое промежуточное состояние окисления кислорода обусловливает как окислительные, так и восстановительные свойства пероксида водорода.

С более энергичными окислителями пероксид ведет себя как восстановитель:

5Н2О2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.

С сильными восстановителями в кислой среде пероксид водорода проявляет окислительные свойства:

2KI + Н2О2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2Н2О. Окислительные свойства пероксида водорода могут проявляться и

в щелочной, и в нейтральной средах:

Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

ПОВТОРИМ И ЗАПОМНИМ

! В Периодической системе элементов Д.И. Менделеева водород занимает первое место. Особенности строения атома водорода позволяют формально рассматривать его как s-элемент; в отличие

от остальных химических элементов у водорода нет истинных элемен- тов-аналогов. Для водорода характерны реакции, в которых он отдает электрон с образованием иона Н+, а также присоединяет электрон с образованием гидрид-иона Н–. В состоянии однозарядного катиона Н+ (протона) водород не имеет аналогов. Характерно, что только

для соединений водорода в степени окисления +1 имеет место особый вид химической связи — водородная связь. Самым распространенным соединением водорода является вода. Ее молекула построена по ковалентно-полярному типу связи, имеет угловую форму с валентным углом 104,5o. Молекулы воды образуют ассоциации благодаря водородным связям. Из химических свойств воды наибольшую практическую значимость имеют процессы гидратации и гидролиза. В обычных условиях вода взаимодействует с многими оксидами, щелочными и щелочноземельными металлами.

ГЛАВА 8 ГАЛОГЕНЫ

Изучив главу, нужно уметь:

установить конкретные проявления аналогии в свойствах галогенов и их соединений; обосновать эти закономерности с позиций изученных ранее теорий; на основании приведенных фактов делать аргументированное заключение о признаках, характеризующих естественную группу галогенов.

§ 1. Общая характеристика галогенов

Галогены — это естественная группа элементов-аналогов, расположенных в главной подгруппе VII группы Периодической системы элементов Д.И. Менделеева.

К галогенам относятся фтор F, хлор С1, бром Вr, иод I и астат At. Первые четыре элемента встречаются в природе в виде различных соединений. Астат получен только искусственным путем, радиоактивен (период полураспада равен 8,3 ч).

На наружном энергетическом уровне галогены содержат по 7 электронов с конфигурацией s2p5:

p s

Предвнешняя оболочка фтора содержит 2 электрона, хлора — 8, а брома, иода и астата — по 18 электронов. Галогены относятся к элементам р-семейства.

Первые два элемента относятся к типическим элементам, а бром, иод и астат объединяются в подгруппу брома.

Ниже представлены электронные конфигурации атомов галогенов:

Наличие одного неспаренного электрона на внешнем уровне указывает на то, что в нормальном, невозбужденном, состоянии галоге-