Ответы:

2. Медь. 3. 114 мл. 4. 8.1 г. 5. Сu, 50.8 г. 6. 0.2 моль Zn, 0.15 моль Mg, 0.25 моль Cu. 7. 10.8 г. 8. 1 моль/л. 9. 20.54%. 10. 60.5 % Zn, 39.5 % Si. 11. Zn. 12. 46.3% Fe; 53.7 % Zn. 13. 2.6 г Zn, 8.1 г ZnO.

Часть II. Химия неметаллов

Глава 18. Химия водорода

Водород  элемент I (и VII) группы I периода периодической системы. Природный водород состоит из двух стабильных изотопов: протия ¹Н (99.9 %) и дейтерия ²Н(D) (0.1 %). Искусственным путем получают неустойчивый радиоактивный изотоп тритий ³Н(Т).

Это самый распространенный элемент Вселенной. В свободном виде на Земле встречается редко, в основном в виде соединений с неметаллами (вода, нефть, природный газ).

Электронная структура атома -1s¹.

Валентность: I.

Степени окисления: 1, 0, +1.

Медико-биологическое значение

Перенос водорода по биохимической цепочке организма является одним из фундаментальнейших процессов в живой природе. Многие реакции организма протекают лишь при определенной величине концентрации ионов водорода.

Простое вещество

Физические свойства

Легкий бесцветный газ без запаха. Плохо растворяется в воде и органических растворителях. Хорошо растворим во многих металлах: никеле, платине, палладии.

Получение

I. Промышленные способы.

1) Взаимодействие водяного пара с раскаленным коксом и далее с оксидом углерода(II) (нагревание, катализатор):

H₂O + C  CO + H₂ (синтез-газ)

Н₂O + CO D CO₂ + H₂ (конверсия при избытке воды)

2) Конверсия метана с водяным паром (катализатор Ni, MgO, Al₂O₃):

H₂O + CH₄ D CO + 3H₂

H₂O + CO + 3H₂ D CO₂ + 4H₂

3) Железо-паровой метод:

4H₂O + 3Fe  Fe₃O₄ + 4H₂ (t⁰  570 ⁰С )

H₂O + Fe  FeO + H₂ ( t⁰  570 ⁰C)

4) Электролиз воды (обычно раствора щелочи):

2H₂O 2H₂ + O₂

5) Крекинг углеводородов:

СH₄  C + 2H₂; C₂H₆  C₂H₄ + H₂

II. Лабораторные способы:

1) Восстановление воды активными металлами:

а) 2H₂O + Ca  Ca(OH)₂ + H₂ (щелочные и щелочноземельные);

б) Н₂O + Mg  MgO + H₂ (нагревание, другие активные металлы);

в) 6H₂О + 2Al + 6NaOH  2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂

2) Восстановление разбавленных кислот металлами (кроме HNO₃):

H₂SO₄ + Zn  ZnSO₄ + H₂

3) восстановление воды гидридами активных металлов:

2H₂O + CaH₂  Ca(OH)₂ + 2H₂

Химические свойства

В обычных условиях малоактивен, реагирует только со фтором. При нагревании вступает во взаимодействие практически со всеми элементами основных подгрупп (кроме благородных газов), проявляя свойства восстановителя при реакции с неметаллами и окислителя - с активными металлами.

1) Взаимодействие с неметаллами:

H₂ + Cl₂  2HCl ; 3H₂ + N₂ D 2NH₃

H₂ + S D H₂S ; 2H₂ + O₂ D 2H₂O

2) Взаимодействие со щелочными и щелочноземельными металлами:

2Na + H₂  2NaH; Ca + H₂  CaH₂ (гидриды)

3) Взаимодействие с оксидами неметаллов и малоактивных металлов:

CO₂ + H₂ D CO + H₂O; СuO + H₂  Cu + H₂O

4) Присоединение к органическим соединениям:

Соединения водорода

Соединения водорода со степенью окисления +1 способны проявлять слабые окислительные свойства:

2Н₂O + 2Na  2NaOH + H₂; 2Hcl + Zn  ZnCl₂ + H₂

При образовании ковалентной связи донорно-акцепторным путем протон выступает в роли акцептора:

H^ + H₂O  H₃O^ ; H^ + NH₃ 

В свою очередь, гидридион Н^ является сильным восстановителем, а также обладает выраженными донорными свойствами.

NaH + H₂O  NaOH + H₂

2LiH + B₂H₆  2Li[BH₄]