Ūdeņradi saturošu savienojumu piemēri. Ūdeņradis. Fizikālās un ķīmiskās īpašības, iegūšana. Ūdeņraža iegūšanas metodes

Struktūra un fizikālās īpašībasūdeņradisŪdeņradis ir divatomu gāze H2. Tam nav ne krāsas, ne smaržas. Tā ir vieglākā gāze. Pateicoties šai īpašībai, to izmantoja gaisa balonos, dirižabļos un līdzīgās ierīcēs, taču ūdeņraža plašu izmantošanu šiem nolūkiem kavē tā sprādzienbīstamība, kas sajaukta ar gaisu.

Ūdeņraža molekulas ir nepolāras un ļoti mazas, tāpēc starp tām ir maza mijiedarbība. Tā rezultātā viņam ir ļoti zemas temperatūras kušanas (-259°C) un vārīšanās (-253°C). Ūdeņradis praktiski nešķīst ūdenī.

Ūdeņradim ir 3 izotopi: parastais 1H, deitērijs 2H vai D un radioaktīvais tritijs 3H vai T. Smagie ūdeņraža izotopi ir unikāli ar to, ka tie ir 2 vai pat 3 reizes smagāki par parasto ūdeņradi! Tāpēc parastā ūdeņraža aizstāšana ar deitēriju vai tritiju būtiski ietekmē vielas īpašības (piemēram, parastā ūdeņraža H2 un deitērija D2 viršanas temperatūra atšķiras par 3,2 grādiem). Ūdeņraža mijiedarbība ar vienkāršām vielāmŪdeņradis ir nemetāls ar vidēju elektronegativitāti. Tāpēc tai ir gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības.

Ūdeņraža oksidējošās īpašības izpaužas reakcijās ar tipiskiem metāliem - galveno apakšgrupu elementiem I-II grupas periodiskās tabulas. Aktīvākie metāli (sārmzemju un sārmzemju), karsējot ar ūdeņradi, dod hidrīdus - cietas sāļiem līdzīgas vielas, kas kristāla režģī satur hidrīdjonu H-. 2Na + H2 = 2NaH ; Ca + H2 = CaH2Ūdeņraža reducējošās īpašības izpaužas reakcijās ar tipiskākiem nemetāliem nekā ūdeņradis: 1) Mijiedarbība ar halogēniem H2+F2=2HF

Mijiedarbība ar fluora analogiem - hloru, bromu, jodu notiek līdzīgi. Samazinoties halogēna aktivitātei, samazinās reakcijas intensitāte. Reakcija ar fluoru notiek normālos apstākļos ar sprādzienu, reakcijai ar hloru ir nepieciešams apgaismojums vai karsēšana, un reakcija ar jodu notiek tikai ar spēcīgu karsēšanu un ir atgriezeniska. 2) Mijiedarbība ar skābekli 2H2 + O2 \u003d 2H2O Reakcija notiek ar lielu siltuma izdalīšanos, dažreiz ar sprādzienu. 3) Mijiedarbība ar sēru H2 + S = H2S Sērs ir daudz mazāk aktīvs nemetāls nekā skābeklis, un mijiedarbība ar ūdeņradi norit vienmērīgi.b 4) Mijiedarbība ar slāpekli 3H2 + N2↔ 2NH3 Reakcija ir atgriezeniska, ievērojamā mērā norit tikai katalizatora klātbūtnē, karsējot un zem spiediena. Produktu sauc par amonjaku. 5) Mijiedarbība ar oglekli C + 2H2↔ CH4 Reakcija notiek elektriskā lokā vai ļoti augstā temperatūrā. Kā blakusprodukti veidojas arī citi ogļūdeņraži. 3. Ūdeņraža mijiedarbība ar kompleksām vielāmŪdeņradim ir arī reducējošas īpašības reakcijās ar sarežģītām vielām: 1) metālu oksīdu, kas atrodas elektroķīmiskajā spriegumu virknē pa labi no alumīnija, kā arī nemetālu oksīdu samazināšana: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O ; CuO + H2 Cu + H2O Ūdeņradi izmanto kā reducētāju metālu ieguvei no oksīda rūdām. Reakcijas notiek karsējot 2) pievienošanās organiskajām nepiesātinātajām vielām; С2Н4 + Н2(t;p) → С2Н6 Reakcijas notiek katalizatora klātbūtnē un zem spiediena. Citas ūdeņraža reakcijas pagaidām neskarsim. 4. Ūdeņraža iegūšana Rūpniecībā ūdeņradi iegūst, pārstrādājot ogļūdeņražu izejvielas - dabas un saistīto gāzi, koksu u.c. Laboratorijas metodes ūdeņraža iegūšanai:


1) Metālu, kas atrodas metālu spriegumu elektroķīmiskajā rindā pa kreisi no ūdeņraža, mijiedarbība ar skābēm. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Metālu mijiedarbība pa kreisi no magnija metālu elektroķīmiskā sprieguma rindā, s auksts ūdens. Šajā gadījumā veidojas arī sārms.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Metāls, kas atrodas metālu elektroķīmiskā sprieguma virknē pa kreisi no mangāna, noteiktos apstākļos spēj izspiest ūdeņradi no ūdens (magnijs - no karsta ūdens, alumīnijs - ar nosacījumu, ka oksīda plēve tiek noņemta no virsma).

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

Metāls, kas atrodas metāla spriegumu elektroķīmiskajā sērijā pa kreisi no kobalta, spēj izspiest ūdeņradi no ūdens tvaikiem. Tas arī veido oksīdu.

3Fe + 4H2Opar Fe3O4 + 4H23) Metālu, kuru hidroksīdi ir amfotēriski, mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem.

Metāli, kuru hidroksīdi ir amfotēriski, izspiež ūdeņradi no sārmu šķīdumiem. Jums jāzina 2 šādi metāli - alumīnijs un cinks:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + + 3H2

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

Šajā gadījumā veidojas kompleksie sāļi - hidroksoalumināti un hidroksozinkāti.

Visas līdz šim uzskaitītās metodes ir balstītas uz vienu un to pašu procesu - metāla oksidēšanu ar ūdeņraža atomu oksidācijas stāvoklī +1:

М0 + nН+ = Мn+ + n/2 H2

4) Aktīvo metālu hidrīdu mijiedarbība ar ūdeni:

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

Šis process ir balstīts uz ūdeņraža mijiedarbību oksidācijas stāvoklī -1 ar ūdeņradi oksidācijas stāvoklī +1:

5) Elektrolīze ūdens šķīdumi sārmi, skābes, daži sāļi:

2H2O 2H2 + O2

5. Ūdeņraža savienojumiŠajā tabulā kreisajā pusē elementu šūnas, kas veido jonu savienojumus, hidrīdus, ar ūdeņradi ir izceltas ar gaišu ēnu. Šīs vielas satur hidrīdjonu H-. Tās ir cietas, bezkrāsainas sāļiem līdzīgas vielas un reaģē ar ūdeni, izdalot ūdeņradi.

IV-VII grupu galveno apakšgrupu elementi veido molekulāras struktūras savienojumus ar ūdeņradi. Dažreiz tos sauc arī par hidrīdiem, taču tas nav pareizi. Tie nesatur hidrīdjonu, tie sastāv no molekulām. Parasti vienkāršākie šo elementu ūdeņraža savienojumi ir bezkrāsainas gāzes. Izņēmumi ir ūdens, kas ir šķidrums, un fluorūdeņradis, kas, kad telpas temperatūra gāzveida, bet normāli apstākļi- šķidrums.

Tumšās šūnas norāda elementus, kas veido savienojumus ar ūdeņradi, kam piemīt skābas īpašības.

Tumšas šūnas ar krustiņu apzīmē elementus, kas veido savienojumus ar ūdeņradi, kam piemīt pamata īpašības.

=================================================================================

29). galvenās apakšgrupas elementu īpašību vispārīgie raksturojumi 7gr. Hlors. zinātniskās īpašības. Sālsskābe. Halogēnu apakšgrupā ietilpst fluors, hlors, broms, jods un astatīns (astatīns ir radioaktīvs elements, maz pētīts). Tie ir VII grupas p-elementi periodiska sistēma D.I. Mendeļejevs. Ārējā enerģijas līmenī to atomos ir 7 elektroni ns2np5. Tas izskaidro to īpašību kopību.

Viņi viegli pievieno vienu elektronu vienlaikus, parādot oksidācijas stāvokli -1. Halogēniem ir šāds oksidācijas stāvoklis savienojumos ar ūdeņradi un metāliem.

Tomēr halogēna atomiem papildus fluoram var būt arī pozitīvas oksidācijas pakāpes: +1, +3, +5, +7. Iespējamās oksidācijas pakāpju vērtības ir izskaidrojamas ar elektronisko struktūru, kuru fluora atomiem var attēlot ar shēmu

Tā kā fluors ir viselektronegatīvākais elements, tas var pieņemt tikai vienu elektronu katrā 2p apakšlīmenī. Tam ir viens nepāra elektrons, tāpēc fluors ir tikai vienvērtīgs, un oksidācijas pakāpe vienmēr ir -1.

Hlora atoma elektronisko struktūru izsaka shēma Hlora atomam ir viens nepāra elektrons 3p apakšlīmenī un parastais (neuzbudinātais) hlora stāvoklis ir monovalents. Bet, tā kā hlors atrodas trešajā periodā, tam ir vēl piecas 3d apakšlīmeņa orbitāles, kas var uzņemt 10 elektronus.

Fluoram nav brīvu orbitāļu, kas nozīmē, ka ķīmisko reakciju laikā atomā nenotiek pāru elektronu atdalīšanās. Tāpēc, apsverot halogēnu īpašības, vienmēr jāņem vērā fluora un savienojumu īpašības.

Halogēnu ūdeņraža savienojumu ūdens šķīdumi ir skābes: HF - fluorūdeņražskābe (fluorūdeņražskābe), HCl - sālsskābe (sālsskābe), HBr - bromūdeņražskābe, HI - jodūdeņražskābe.

Hlors (lat.Chlorum), Cl, ķīmiskais elements Mendeļejeva periodiskās sistēmas VII grupa, atomskaitlis 17, atommasa 35,453; pieder pie halogēnu grupas. Normālos apstākļos (0°C, 0,1 MN/m2 vai 1 kgf/cm2) dzeltenzaļa gāze ar asu, kairinošu smaku. Dabīgais hlors sastāv no diviem stabiliem izotopiem: 35Cl (75,77%) un 37Cl (24,23%).

Hlora ķīmiskās īpašības. Cl atoma ārējā elektroniskā konfigurācija ir 3s23p5. Saskaņā ar to hlors savienojumos uzrāda oksidācijas pakāpes -1, +1, +3, +4, +5, +6 un +7. Atoma kovalentais rādiuss ir 0,99Å, Cl jonu rādiuss ir 1,82Å, hlora atoma elektronu afinitāte ir 3,65 eV un jonizācijas enerģija ir 12,97 eV.

Ķīmiski hlors ir ļoti aktīvs, tas savienojas tieši ar gandrīz visiem metāliem (ar dažiem tikai mitruma klātbūtnē vai karsējot) un ar nemetāliem (izņemot oglekli, slāpekli, skābekli, inertās gāzes), veidojot atbilstošos hlorīdus, reaģē ar daudziem savienojumiem, aizvieto ūdeņradi piesātinātajos ogļūdeņražos un savienojas ar nepiesātinātajiem savienojumiem. Hlors izspiež bromu un jodu no to savienojumiem ar ūdeņradi un metāliem; no hlora savienojumiem ar šiem elementiem to izspiež fluors. sārmu metāli mitruma pēdu klātbūtnē tie mijiedarbojas ar hloru aizdedzinot, vairums metālu ar sauso hloru reaģē tikai karsējot, hlora atmosfērā fosfors aizdegas, veidojot PCl3, bet tālāk hlorējot - PCl5; sērs ar hloru, karsējot, dod S2Cl2, SCl2 un citus SnClm. Arsēns, antimons, bismuts, stroncijs, telūrs enerģiski mijiedarbojas ar hloru. Hlora un ūdeņraža maisījums sadedzina ar bezkrāsainu vai dzeltenzaļu liesmu, veidojot hlorūdeņradi (tā ir ķēdes reakcija). Hlors ar skābekli veido oksīdus: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, kā arī hipohlorītus (hipohlorskābes sāļus), hlorītus, hlorātus un perhlorātus. Visi hlora skābekļa savienojumi veido sprādzienbīstamus maisījumus ar viegli oksidējamām vielām. Hlors ūdenī tiek hidrolizēts, veidojot hipohlorskābes un sālsskābes: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Hlorējot sārmu ūdens šķīdumus aukstumā, veidojas hipohlorīti un hlorīdi: 2NaOH + Cl2 \u003d NaClO + NaCl + H2O, un karsējot - hlorāti. Hlorējot sauso kalcija hidroksīdu, iegūst balinātāju. Kad amonjaks reaģē ar hloru, veidojas slāpekļa trihlorīds. Organisko savienojumu hlorēšanā hlors vai nu aizstāj ūdeņradi, vai pievienojas ar vairākām saitēm, veidojot dažādus hloru saturošus organiskos savienojumus. Hlors veido starphalogēnu savienojumus ar citiem halogēniem. Fluorīdi ClF, ClF3, ClF3 ir ļoti reaģējoši; piemēram, ClF3 atmosfērā stikla vate spontāni aizdegas. Ir zināmi hlora savienojumi ar skābekli un fluoru - Hlora oksifluorīdi: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 un fluora perhlorāts FClO4. Sālsskābe (sālsskābe, sālsskābe, hlorūdeņradis) - HCl, hlorūdeņraža šķīdums ūdenī; spēcīga vienbāziskā skābe. Bezkrāsains (tehniskā sālsskābe ir dzeltenīga Fe, Cl2 u.c. piemaisījumu dēļ), "kūpošs" gaisā, kodīgs šķidrums. Maksimālā koncentrācija 20 °C temperatūrā ir 38 % no svara. Sālsskābes sāļus sauc par hlorīdiem.

Mijiedarbība ar spēcīgiem oksidētājiem (kālija permanganāts, mangāna dioksīds), izdalot gāzveida hloru:

Mijiedarbība ar amonjaku, veidojot biezus baltus dūmus, kas sastāv no mazākajiem amonija hlorīda kristāliem:

kvalitatīva reakcija uz sālsskābe un tā sāls ir tā mijiedarbība ar sudraba nitrātu, kas veido slāpekļskābē nešķīstošas ​​sudraba hlorīda biezpiena nogulsnes:

===============================================================================

1. Ūdeņradis. vispārīgās īpašības

Ūdeņradis H - pirmais elements periodiskajā sistēmā, visizplatītākais elements Visumā (92%); iekšā zemes garoza masas daļaūdeņradis ir tikai 1%.

Pirmo reizi tīrā veidā izolējis G. Kavendišs 1766. gadā. 1787. gadā. A. Lavuazjē pierādīja, ka ūdeņradis ir ķīmisks elements.
Ūdeņraža atoms sastāv no kodola un viena elektrona. Elektroniskā konfigurācija ir 1S1. Ūdeņraža molekula ir diatomiska. Saite ir kovalenta nepolāra.
Atoma rādiuss - (0,08 nm);
jonizācijas potenciāls (PI) - (13,6 eV);
elektronegativitāte (EO) - (2,1);
oksidācijas pakāpes - (-1; +1).

2. Ūdeņradi saturošu savienojumu piemēri
HCL, H2O, H2S04 utt.

Šajā uzdevumā jums ir jādod vispārīgās īpašības elements ūdeņradis.

Šī uzdevuma secība

  • Pierakstiet elementa ūdeņraža atrašanās vietu ķīmisko elementu periodiskajā tabulā;
  • Aprakstiet šo ķīmisko elementu;
  • Pierakstiet savienojumus, kas satur ūdeņradi.

Ūdeņradis ir šāds savienojums

Ūdeņradis - ir pirmais elementu periodiskās sistēmas elements, ko apzīmē ar simbolu H. Šis elements ir galvenās apakšgrupas pirmajā grupā, kā arī pirmajā mazajā periodā galvenās apakšgrupas septītajā grupā.

Pateicoties ļoti mazam atomu masaŪdeņradis tiek uzskatīts par vieglāko elementu. Turklāt tā blīvums ir arī ļoti zems, tāpēc tas ir arī viegluma etalons. Tāpēc, piemēram, burbulis, piepildīta ar ūdeņradi, mēdz pacelties gaisā.

Tā ir visizplatītākā viela uz mūsu planētas un ārpus tās. Galu galā gandrīz visa starpzvaigžņu telpa un zvaigznes sastāv tieši no šī savienojuma.

Ir vairāki galvenie savienojumu veidi, kas satur ūdeņradi

  • Ūdeņraža halogenīdi: piemēram, HCl, HI, HF utt. Tas ir, tie, kuriem ir vispārējā formula Hhal.
  • Nemetālu gaistošie ūdeņraža savienojumi: H2S, CH4.
  • Hidrīdi: NaH, LiH.
  • Hidroksīdi, skābes: NaOH, HCl.
  • Ūdeņraža hidroksīds: H2O.
  • Ūdeņraža peroksīds: H2O.
  • Daudzas organiskie savienojumi: ogļūdeņraži, olbaltumvielas, tauki, lipīdi, vitamīni, hormoni, ēteriskās eļļas un citi.
  • Apzīmējums - H (Ūdeņradis);
  • Latīņu nosaukums - Hydrogenium;
  • Periods - I;
  • grupa - 1 (Ia);
  • Atommasa - 1,00794;
  • Atomskaitlis - 1;
  • Atoma rādiuss = 53 pm;
  • Kovalentais rādiuss = 32 pm;
  • Elektronu sadalījums - 1s 1;
  • kušanas temperatūra = -259,14°C;
  • viršanas temperatūra = -252,87°C;
  • Elektronegativitāte (pēc Paulinga / saskaņā ar Alpredu un Ročovu) \u003d 2,02 / -;
  • Oksidācijas stāvoklis: +1; 0; - viens;
  • Blīvums (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm 3;
  • Molārais tilpums = 14,1 cm 3 / mol.

Bināri ūdeņraža savienojumi ar skābekli:

Ūdeņradi ("ūdens dzemdēšana") 1766. gadā atklāja angļu zinātnieks G. Kavendišs. Šis ir vienkāršākais elements dabā - ūdeņraža atomam ir kodols un viens elektrons, iespējams, šī iemesla dēļ ūdeņradis ir visizplatītākais elements Visumā (vairāk nekā puse no vairuma zvaigžņu masas).

Par ūdeņradi mēs varam teikt, ka "spole ir maza, bet dārga". Neskatoties uz savu "vienkāršību", ūdeņradis dod enerģiju visām dzīvajām būtnēm uz Zemes - uz Saules notiek nepārtraukta kodoltermiskā reakcija, kuras laikā no četriem ūdeņraža atomiem veidojas viens hēlija atoms, šo procesu pavada milzīga daudzuma enerģija (sīkāku informāciju skatiet sadaļā Kodolsintēze).

Zemes garozā ūdeņraža masas daļa ir tikai 0,15%. Tikmēr lielākā daļa (95%) no visiem zināmajiem uz Zemes ķīmiskās vielas satur vienu vai vairākus ūdeņraža atomus.

Savienojumos ar nemetāliem (HCl, H 2 O, CH 4 ...) ūdeņradis atdod savu vienīgo elektronu vairāk elektronegatīviem elementiem, uzrādot oksidācijas pakāpi +1 (biežāk), veidojot tikai kovalentās saites(sk. Kovalentā saite).

Savienojumos ar metāliem (NaH, CaH 2 ...) ūdeņradis, gluži pretēji, uzņem savu vienīgo s-orbitālo vēl vienu elektronu, tādējādi cenšoties pabeigt savu elektronu slāni, parādot oksidācijas pakāpi -1 (retāk) , biežāk veidojot jonu saiti (sk. Jonu saiti), jo ūdeņraža atoma un metāla atoma elektronegativitātes atšķirība var būt diezgan liela.

H2

Gāzveida stāvoklī ūdeņradis ir divatomisku molekulu formā, veidojot nepolāru kovalento saiti.

Ūdeņraža molekulām ir:

  • lieliska mobilitāte;
  • liels spēks;
  • zema polarizējamība;
  • mazs izmērs un svars.

Ūdeņraža gāzes īpašības:

  • vieglākā gāze dabā, bezkrāsains un bez smaržas;
  • slikti šķīst ūdenī un organiskajos šķīdinātājos;
  • nelielos daudzumos šķīst šķidros un cietos metālos (īpaši platīnā un pallādijā);
  • grūti sašķidrināt (zemās polarizējamības dēļ);
  • ir visaugstākā siltumvadītspēja no visām zināmajām gāzēm;
  • karsējot, tas reaģē ar daudziem nemetāliem, parādot reducētāja īpašības;
  • istabas temperatūrā reaģē ar fluoru (notiek sprādziens): H 2 + F 2 = 2HF;
  • reaģē ar metāliem, veidojot hidrīdus, kam piemīt oksidējošas īpašības: H 2 + Ca = CaH 2;

Savienojumos ūdeņradis uzrāda savas reducējošās īpašības daudz spēcīgāk nekā oksidējošais. Ūdeņradis ir spēcīgākais reducētājs pēc oglēm, alumīnija un kalcija. Ūdeņraža reducējošās īpašības plaši izmanto rūpniecībā, lai no oksīdiem un gallīdiem iegūtu metālus un nemetālus (vienkāršas vielas).

Fe2O3 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O

Ūdeņraža reakcijas ar vienkāršām vielām

Ūdeņradis pieņem elektronu, spēlējot lomu reducētājs, reakcijās:

  • Ar skābeklis(aizdedzinot vai katalizatora klātbūtnē) attiecībā 2:1 (ūdeņradis:skābeklis) veidojas sprādzienbīstama detonējoša gāze: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
  • Ar pelēks(karsējot līdz 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
  • Ar hlors(aizdedzinot vai apstarojot ar UV stariem): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
  • Ar fluors: H 2 0 + F 2 \u003d 2H + 1 F
  • Ar slāpeklis(karsējot katalizatoru klātbūtnē vai augstā spiedienā): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Ūdeņradis ziedo elektronu, spēlējot lomu oksidētājs, reakcijās ar sārmains un sārmzeme metāli, lai veidotu metālu hidrīdus - sāļiem līdzīgus jonu savienojumus, kas satur hidrīdjonus H - ir nestabilas baltas krāsas kristāliskas vielas.

Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1

Retāk ir gadījumi, kad ūdeņradis uzrāda oksidācijas pakāpi -1. Reaģējot ar ūdeni, hidrīdi sadalās, reducējot ūdeni līdz ūdeņradim. Kalcija hidrīda reakcija ar ūdeni ir šāda:

CaH 2 -1 + 2H 2 +1 0 \u003d 2H 2 0 + Ca (OH) 2

Ūdeņraža reakcijas ar sarežģītām vielām

  • augstā temperatūrā ūdeņradis reducē daudzus metālu oksīdus: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
  • metilspirts tiek iegūts ūdeņraža reakcijas rezultātā ar oglekļa monoksīdu (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
  • hidrogenēšanas reakcijās ūdeņradis reaģē ar daudzām organiskām vielām.

Sīkāk ūdeņraža un tā savienojumu ķīmisko reakciju vienādojumi ir aplūkoti lapā "Ūdeņradis un tā savienojumi - ķīmisko reakciju vienādojumi, kuros iesaistīts ūdeņradis".

Ūdeņraža pielietojums

  • kodolenerģētikā tiek izmantoti ūdeņraža izotopi - deitērijs un tritijs;
  • ķīmiskajā rūpniecībā ūdeņradi izmanto daudzu organisko vielu, amonjaka un hlorūdeņraža sintēzei;
  • iekšā Pārtikas rūpniecībaūdeņradi izmanto cieto tauku ražošanā, hidrogenējot augu eļļas;
  • metālu metināšanai un griešanai izmanto augstu ūdeņraža sadegšanas temperatūru skābeklī (2600 ° C);
  • dažu metālu ražošanā kā reducētāju izmanto ūdeņradi (skat. iepriekš);
  • tā kā ūdeņradis ir viegla gāze, to izmanto aeronautikā kā pildvielu baloni, baloni, dirižabļi;
  • Kā degvielu izmanto ūdeņradi sajaucot ar CO.

AT pēdējie laiki zinātnieki lielu uzmanību pievērš alternatīvu atjaunojamās enerģijas avotu meklēšanai. Viena no perspektīvām jomām ir "ūdeņraža" enerģija, kurā par degvielu tiek izmantots ūdeņradis, kura sadegšanas produkts ir parasts ūdens.

Ūdeņraža iegūšanas metodes

Rūpnieciskās metodes ūdeņraža ražošanai:

  • metāna pārvēršana (ūdens tvaiku katalītiskā reducēšana) ar ūdens tvaiku augstā temperatūrā (800°C) uz niķeļa katalizatora: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
  • oglekļa monoksīda pārvēršana ar tvaiku (t=500°C) uz Fe 2 O 3 katalizatora: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
  • metāna termiskā sadalīšanās: CH 4 \u003d C + 2H 2;
  • cietā kurināmā gazifikācija (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
  • ūdens elektrolīze (ļoti dārga metode, kurā iegūst ļoti tīru ūdeņradi): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratorijas metodes ūdeņraža iegūšanai:

  • iedarbība uz metāliem (parasti cinku) ar sālsskābi vai atšķaidītu sērskābi: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2;
  • ūdens tvaiku mijiedarbība ar karstām dzelzs skaidām: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.

Vispārējā shēma "Ūdeņradis"

es. Ūdeņradis ir ķīmisks elements

a) Pozīcija RESP

  • sērijas numurs №1
  • periods 1
  • I grupa (galvenā apakšgrupa "A")
  • relatīvā masa Ar(H)=1
  • Nosaukums latīņu valodā Hydrogenium (kas rada ūdeni)

b) Ūdeņraža izplatība dabā

Ūdeņradis ir ķīmisks elements.

Zemes garozā(litosfēra un hidrosfēra) - 1% no svara (10. vieta starp visiem elementiem)

ATMOSFĒRA - 0,0001% pēc atomu skaita

Visizplatītākais elements Visumā – 92% no visiem atomiem (zvaigžņu un starpzvaigžņu gāzes galvenā sastāvdaļa)

Ūdeņradis - ķīmisks

elements

Savienojumos

H 2 O - ūdens(11% no svara)

CH 4 - metāna gāze(25% no svara)

organisko vielu(nafta, degošas dabasgāzes un citi)

Dzīvnieku un augu organismos(tas ir, olbaltumvielu, nukleīnskābju, tauku, ogļhidrātu un citu sastāvā)

Cilvēka ķermenī vidēji satur apmēram 7 kilogramus ūdeņraža.

c) Ūdeņraža valence savienojumos


II. Ūdeņradis ir vienkārša viela (H2)

Kvīts

1. Laboratorija (Kipp aparāts)

A) Metālu mijiedarbība ar skābēm:

Zn+ 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

sāls

B) Aktīvo metālu mijiedarbība ar ūdeni:

2Na + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2

bāze

2. Rūpniecība

· ūdens elektrolīze

e-pasts strāva

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2

· No dabasgāzes

t, Ni

CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2

Ūdeņraža atrašana dabā.

Ūdeņradis dabā ir plaši izplatīts, tā saturs zemes garozā (litosfērā un hidrosfērā) ir 1% pēc masas un 16% pēc atomu skaita. Ūdeņradis ir daļa no visizplatītākās vielas uz Zemes - ūdens (11,19% ūdeņraža pēc masas), savienojumos, kas veido akmeņogles, naftu, dabasgāzes, mālu, kā arī dzīvnieku un augu organismus (tas ir, ūdeņraža sastāvā). olbaltumvielas, nukleīnskābes, tauki, ogļhidrāti utt.). Ūdeņradis brīvā stāvoklī ir ārkārtīgi reti sastopams, nelielos daudzumos tas ir atrodams vulkāniskās un citās dabas gāzēs. Atmosfērā atrodas niecīgs brīvā ūdeņraža daudzums (0,0001% pēc atomu skaita). Zemei tuvākajā telpā ūdeņradis protonu plūsmas veidā veido Zemes iekšējo ("protonu") starojuma joslu. Ūdeņradis ir visizplatītākais elements kosmosā. Plazmas veidā tā veido apmēram pusi no Saules un vairuma zvaigžņu masas, lielāko daļu starpzvaigžņu vides gāzu un gāzveida miglāju. Ūdeņradis atrodas vairāku planētu atmosfērā un komētās brīva H 2 , metāna CH 4 , amonjaka NH 3 , ūdens H 2 O un radikāļu veidā. Protonu plūsmas veidā ūdeņradis ir daļa no Saules un kosmisko staru korpuskulārā starojuma.

Ir trīs ūdeņraža izotopi:
a) vieglais ūdeņradis - protijs,
b) smagais ūdeņradis - deitērijs (D),
c) supersmagais ūdeņradis - tritijs (T).

Tritijs ir nestabils (radioaktīvs) izotops, tāpēc dabā tas praktiski nav sastopams. Deitērijs ir stabils, taču tas ir ļoti mazs: 0,015% (no visa sauszemes ūdeņraža masas).

Ūdeņraža valence savienojumos

Savienojumos ūdeņradim piemīt valence es

Ūdeņraža fizikālās īpašības

Vienkārša viela ūdeņradis (H 2) ir gāze, vieglāka par gaisu, bezkrāsaina, bez smaržas, bez garšas, t kip \u003d - 253 0 C, ūdeņradis nešķīst ūdenī, deg. Ūdeņradi var savākt, izspiežot gaisu no mēģenes vai ūdens. Šajā gadījumā caurule ir jāapgriež otrādi.

Ūdeņraža iegūšana

Laboratorijā reakcijas rezultātā rodas ūdeņradis

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2.

Cinka vietā var izmantot dzelzi, alumīniju un dažus citus metālus, un sērskābes vietā var izmantot dažas citas atšķaidītas skābes. Iegūtais ūdeņradis tiek savākts mēģenē ar ūdens izspiešanas metodi (sk. 10.2. att. b) vai vienkārši apgrieztā kolbā (10.2. att. a).

Rūpniecībā ūdeņradi lielos daudzumos iegūst no dabasgāzes (galvenokārt metāna), mijiedarbojoties ar ūdens tvaiku 800 °C temperatūrā niķeļa katalizatora klātbūtnē:

CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2 (t, Ni)

vai apstrādāti augstā temperatūrā ar ūdens tvaiku akmeņoglēm:

2H 2 O + C \u003d 2H 2 + CO 2. (t)

Tīru ūdeņradi iegūst no ūdens, to sadalot elektrošoks(pakļauts elektrolīzei):

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (elektrolīze).