МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ИНСТИТУТ ЭЛЕКТРОННОЙ ТЕХНИКИ

(ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ)

________________________________________________________________

Т.И. Хаханина, Н.Г. Никитина, В.И. Гребенькова

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЕ РАЗРАБОТКИ

ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ

ПО КУРСУ «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

Утверждено редакционно-издательским советом института

МОСКВА 2007

УДК 546(076.1)

Рецензент профессор

ХАХАНИНА Т.И., НИКИТИНА Н.Г., ГРЕБЕНЬКОВА В.И. Учебно-методические разработки для самостоятельной работы студентов по курсу «Неорганическая химия».

М.: МГИЭТ (ТУ), 2007.

Предлагаемое пособие предназначено для оказания методической помощи студентам, изучающим курс «Неорганическая химия», при самостоятельной подготовке к контрольным мероприятиям (тестовым опросам, коллоквиумам, зачету), а также к лабораторным работам. Пособие содержит краткое изложение необходимых теоретических сведений, образцы тестовых опросов, предлагаемых перед каждой лабораторной работой, образцы решения типовых задач, а также упражнения и задачи для самостоятельной работы. В пособие включены вопросы, требующие от студента умения объяснять свойства соединений на основе современных представлений теории строения атомов и химической связи. На ряд вопросов (отмеченных *) приводятся ответы с пояснениями. Для решения задач приведены необходимые справочные данные.

1. Водород. Вода. Водород.

Элемент водород Н занимает особое место в Периодической системе. У него нет химических аналогов, он проявляет металлические и неметаллические свойства (поэтому часто в Периодической системе его помещают одновременно в IA и в VIIA подгруппы).

На Земле водород — третий по химической распространенности элемент, он встречается главным образом в связанном виде (вода, живые организмы, нефть, уголь, минералы), атомная доля водорода составляет 15,52%. Водород самый распространенный элемент космоса, в состав космической материи входит 63% Н, 36% Не и 1% остальных элементов (по массе).

Для водорода известно три изотопа: легкий водород (протий) ¹Н, тяжелый водород (дейтерий) ²Н (D) и сверхтяжелый водород (тритий) ³Н (Т). Протий и дейтерий — стабильные изотопы, а тритий радиоактивен (период полураспада 12,34 года). В природе преобладает легкий водород (99,985%), остальное — дейтерий.

Получение. В промышленности водород получают из природного газа при 800-900ºС в присутствии катализатора:

2СН₄ + О₂ + 2Н₂О = 2 СО₂ + 6Н₂ ,

а также из коксового газа и газов переработки нефти путем глубокого охлаждения (все газы, кроме водорода сжижаются).

Наряду с этим водород получают электролизом воды (точнее — водных растворов инертных электролитов — кислот, щелочей и солей):

2Н₂О = 2Н₂↑(катод) + О₂↑(анод)

и восстановлением водяного пара раскаленным коксом:

2Н₂O + С (кокс) = 2Н₂ + СO₂

В лаборатории его получают либо электролизом водных растворов щелочей, либо вытеснением из растворов кислот или из воды (в щелочной среде) активными металлами в аппарате Киппа.

Mg + 2НСI = MgCI₂ + Н₂↑

Zn + Н₂SO₄(разб.) = ZnSO₄+ Н₂↑

2Na + 2Н₂O = 2NaOH + Н₂↑

2А1 + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na[A1(OH)₄] + 3Н₂↑

СаН₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑

Физические свойства. Это самый легкий из газов (ρ = 0,09 г/л при н. у.), бесцветный, без запаха и вкуса, практически не растворяется в воде. При -240 ºС и давлении он сжижается. Если быстро испарять эту жидкость, образуется твердый водород в виде прозрачных кристаллов, плавящихся при -259,2 ºС.

Водород обладает способностью проникать во многие металлы (особенно хорошо в палладий, платину и никель); в них водород находится также в атомарном состоянии.

Химические свойства. Электронная конфигурация атома водорода 1s¹, характерные степени окисления в соединениях — чаще (+1), реже (-1).

+1 (в соединениях с неметаллами): Н₂O, Н⁺(Н₃О⁺), ОН^-, HCI, Н₂S, NaHS, NН₃, NH₄CI, NaOH, H₂SO₄ и др.;

0 (в свободном молекулярном и атомарном состоянии): Н₂ и Н⁰;

-1 (в соединениях с металлами): NaH, CaH₂, AIH₃, SnH₄ – гидриды.

Атом водорода имеет наименьшие размеры по сравнению с атомами других элементов, поэтому катион водорода (протон) Н⁺ обладает сильной проникающей способностью в электронные оболочки атомов других элементов. Атом водорода образует с атомами типичных неметаллов присущие только ему водородные связи.

По той же причине катион водорода не существует в водном растворе, он соединяется с одной молекулой воды и образует катион оксония Н₃O⁺, где все три связи Н - O одинаковые по длине, l_связи= 95 пикометров (пм).

В свободном виде водород образует двухатомную молекулу Н₂ с очень прочной ковалентной связью (Е_св= 436 кДж/моль).

Водород Н₂ обладает как восстановительными (чаще), так и окислительными свойствами (реже):

Восстановитель Н₂ - 2е = 2Н⁺

окислитель Н₂ +2е =2Н^-

При соответствующих условиях он активно реагирует со многими металлами, неметаллами, оксидами и др., например:

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O

Н₂ + Са = СаН₂

Н₂+ СuО = Сu + Н₂O

При этом образуются либо легколетучие (а часто при обычных условиях газообразные) ковалентные соединения водорода (Н₂О, H₂S, а также НСl, NH₃, SiH₄ и др.), либо твердые ионные гидриды (СаН₂). С кислородом водород при н.у. не взаимодействует, но при 700 ºС реакция заканчивается практически мгновенно со взрывом.

В химических реакциях водород вначале появляется в атомарном виде Н (водород in statu nasсendi (лат.) - в момент возникновения), а затем уже соединяется в молекулы (2Н = Н₂↑). Aтoмарный водород Н⁰ очень сильный восстановитель. Так, если в подкисленный раствор KMnO₄ внести гранулы цинка, то Zn восстанавливает водород до состояния Н⁰, а последний — перманганат калия (и почти все другие окислители):

10Н + 3Н₂SO₄(разб.) + 2KMnO₄ = 2MnSO₄ + 8Н₂О + K₂SO₄

Атомарный водород уже при н.у. восстанавливает многие оксиды металлов, непосредственно соединяется с серой, азотом и фосфором, а с кислородом образует пероксид водорода.

Вода

В природе наиболее распространенным соединением водорода является вода Н₂O. При 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 H₂S, H₂Se и Н₂Те).

Чистая вода не имеет цвета, вкуса и запаха, толстые слои воды (более 5 м) имеют голубую окраску. Вода кипит при 100 ºС, а затвердевает в лёд при 0 ºС, что сопровождается увеличением объема на 9%, т. е. лёд легче жидкой воды (вторая аномалия воды). Наибольшую плотность (ρ = 1,00 г/мл) вода имеет не при 0 ºС, а при 4 ºС (третья аномалия воды).

Вода чрезвычайно слабый электролит (2Н₂О ⇄ Н₃О⁺ + ОН^- ); электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала.

По химическим свойствам вода довольно активное вещество; в определенных условиях она реагирует со многими металлами и неметаллами, основными и кислотными оксидами, например:

2Н₂О + 2Li = 2LiOH + Н₂↑

Н₂О + Br₂ = НВr + HBrO

Н₂О + BаО = Bа(OH)₂

3Н₂О + Р₂О₅ = 2H₃РO₄

Благодаря полярности молекул воды в ней растворяются и диссоциируют многие ионные и ковалентные вещества типа оснований, кислот и солей, большинство солей вступает с водой в реакции обратимого гидролиза. Вода как растворитель способствует протеканию огромного числа обменных и окислительно-восстановительных реакций между веществами. Со многими безводными солями вода образует кристаллогидраты; один из методов обнаружения воды основан на переходе во влажной атмосфере белого сульфата меди(II) CuSO₄ в голубой медный купорос CuSO₄ ·5H₂О.

Известна изотопная разновидность воды — тяжелая вода D₂О; в природных водах массовое отношение D₂О : Н₂О = 1: 6000. Константы D₂О отличаются от таковых для обычной воды, t_пл. = 3,8 ºС, t_кип. = 101,4 ºС, ρ =1,105 г/мл. Растворимость большинства веществ в тяжелой воде значительно меньше, чем в обычной воде. Тяжелая вода ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Тяжелая вода накапливается в остатке электролита при многоразовом электролизе воды.