Физичните и химичните свойства на водорода накратко. Водородът е какъв вид вещество? Химични и физични свойства на водород

Този комплекс от упражнения за изпомпване на средните мускули на Бери могат да се извършват у дома. Всички движения са доста прости, безопасни, но ефективни.

Този мускул често забравя. По-точно, тя трябва да бъде обучена и изпомпване. Особено момичета, които изпълняват упражнения за задници главно, за да подобрят формата си.

Gluteus medius е под големия мускул. И изглежда, че не засяга формата на задника.

Това е измамно впечатление. Мускулът има голямо влияние върху това как гръбът на човешкото тяло е по-нисък от гърба. Но по-важното е, че средният назъбен мускул е отговорен за много тазови функции и за работата на гърба. Това означава, че състоянието му пряко засяга здравето на мускулно-скелетната система и целия организъм като цяло.

Ако някога сте имали болки в гърба при повдигане на тежести и след прилагане на такива усилия, може да не се съмнявате, че вашият Gluteus Medius не е достатъчно развит и се нуждае от обучение.

Добре изпомпваната средна мускулатура отнема по-голямата част от усилията при повдигане на тежести и много други сложни телевизии. Но ако се развие лошо, тогава всички усилия се срутват на гърба, на гръбначния стълб. Това, което изключително отрицателно влияе върху състоянието му.

И този мускул осигурява върховното движение на хип и е отговорно за стабилно ходене. В нараняванията и патологиите, походката на мъжа става неестествена - котка.

Как и какви движения да направят?

Стойте направо, поставяйки краката на ширината на раменете и приемате в ръцете на глупости гири. Вижте точно пред себе си.
Сега огънете малко крака в коленете. И задните части ще проникнат назад. Док в долната част на гърба. Дръжте главата си направо. Ръцете са пропуснати.
Без да променяте позите си, дръпнете ръцете няколко пъти с гири до гърдите. Опитайте се да вдигнете и намалите теглото, така че основните усилия да отчитат мускулите на свещениците и корема, а не на гърба. В никакъв случай не предпазвайте гърба си. През цялото време продължават да го запазят.

Това упражнение за разклащане на средния назъбен мускул е изключително важно да се запази здравето на гърба. Тъй като имитира процеса на повдигане на тежести от пода. Това е точно физическа дейностКои много хора правят погрешно, причинявайки вреда на гръбначния стълб.

Стойте на четири крака, поставяйки коленете си под бедрата, и ръцете са под раменете ви.
Затегнете гира в огъването на коляното на един крак.
Сега вдигнете този крак малко нагоре, опитвайки се да не вземете дъмбел и да не паднете. Поддържащ баланс, използвайки силата на седалището, без гири на половината от тялото. И самият черупка се стреми да запази мускулите на задника, които са на един с него половината от тялото.
Дръжте равновесие за няколко секунди. След това сменете крака си от гири. Повторете 2-3 пъти за левия и десния крак.

Съвет: За да улесните баланса, вдигнете крака си в издишване. И си представете чаша с вода в гърба ми. Направете всичко възможно, за да не го хвърлим.

Такси напред с гири

Това седанство е добре познато и ефективно упражнение. И не само за изпомпване на средния мускул, но и за развитието на ставите на долните крайници и подобряване на баланса.

Станете нагоре, поставяйки краката на ширината на раменете и приемайте гири.
Преместете един крак напред. Вторият е малко пътуващ.
Огънете двата крака в коленете, така че предната част на предната част е вертикална, в гърба - тя е почти успоредна на пода. Дръжте ръцете си, а гърбът е прав.
Поддръжка за няколко секунди. След това се върнете в първоначалното положение и сменете краката на някои места.
Направете упражнение 5-10 пъти за всеки крак за всеки от 2-3 подхода.

Съвет: по-лесно е да се намери баланс, когато пада напред, разберете нещо правилно и устойчиво и го погледнете.

Мост с увеличение на крака

Легнете на гърба, разтягайки ръцете си по тялото и краката се огъват в коленете.
Откъснете обратно в задната област от Мата.
След това откъснете пода и бедрата.
Затворете, докато почувствате, че сте висяли във въздуха, триенето на пода подмет и рамене.
Сега изправете един крак, опитвайки се да поддържате баланс само едно спиране.
Дръжте няколко минути, постепенно увеличавайте времето до 10 секунди.
Връщане в началната позиция. И повторете упражнението, смяна на краката.
Прекарайте 4 подхода за 3-6 пъти с всеки крак.

Клякам с товар

Това е идеалното упражнение за развитието на много мускули в дъното на тялото, включително Gluteus Medius.

Водород. Имоти, получаване, приложение.

Исторически справочник

Водород - първият елемент на pshe d.i. Менделеева.

Руското име на водород показва, че той "води до вода"; Латински хидрогеген » означава същото.

За първи път отделянето на горимия газ в взаимодействието на някои метали с киселини се наблюдава от Робърт Бойл и неговите съвременници през първата половина на XVI век.

Но водородът е отворен само през 1766 г. от английския химик Хенри Кавенндис, който е установил, че с взаимодействието на металите с разредени киселини се откроява някои "запалим въздух". Наблюдаването на изгарянето на водород във въздуха, Cavendish установи, че резултатът е вода. Беше през 1782 година.

През 1783 г. френският химик Antoine Laurent Lavauzier разпредели водород чрез разлагане на водата с горещо желязо. През 1789 г. водородът се изолира по време на разграждането на вода под действието на електрически ток.

Разпространение в природата

Водородът е основният елемент на пространството. Например, слънцето е 70% от масата му се състои от водород. Водородни атоми във вселената на няколко десетки хиляди пъти повече от всички атоми на всички метали.

В земната атмосфера има и водород под формата на просто вещество - газ състав Н2. Водородът е много по-лесен от въздуха и затова се намира в горните слоеве Атмосфера.

Но много повече върху земята на асоциирания водород: в края на краищата тя е част от водата, сложното вещество, което е често срещано на нашата планета. Водород, свързан с молекули, съдържат и масло и природен газМного минерали и скали. Водородът е част от всички органични вещества.

Характеристики на водородния елемент.

Водород има двоен характер, поради тази причина, в някои случаи водородът се поставя в подгрупа от алкални метали, а в други - в подгрупата халоген.

Електронна конфигурация 1. 1 . Водородният атом се състои от един протон и един електрон.
Водородният атом може да загуби електрон и да се превърне в Н + катион, а в това е подобно на алкалните метали.
Водородният атом може също да прикрепи електрон, образуващ анион Н -, в това отношение, водородът е подобен на халогените.
Връзките са винаги едновалентни
CO: +1 и -1.

Физични свойства на водород

Водородът е газ, без цвят, вкус и мирис. 14.5 пъти по-леко от въздуха. Малко разтворимо във вода. Тя има висока топлопроводимост. При t \u003d -253 ° C - втечнена, при t \u003d -259 ° C - втвърдява се. Водородните молекули са толкова малки, че могат бавно да дифундират чрез много материали - каучук, стъкло, метали, който се използва при почистване на водород от други газове.

Известен е 3 водороден изотоп: - FTIA, - деутерий, - тритий. Основната част от естествения водород се дължи. Деутерий е част от тежката вода, която е обогатена повърхностни води Океан. Тритий - радиоактивен изотоп.

Химични свойства на водород

Водород - неметални, има молекулна структура. Водородната молекула се състои от два атома, взаимосвързани с ковалентна неполярна връзка. Свързващата енергия в водородната молекула е 436 kJ / mol, която обяснява ниската химична активност на молекулен водород.

Взаимодействие с халогени. При нормална температура водородът реагира само с флуор:

H 2 + F 2 \u003d 2HF.

С хлор - само в светлината, образувайки хлорид, реакцията е по-малко енергично с бром, той не стига до края с йод дори при високи температури.

Взаимодействие с кислород - при нагряване, по време на запалването, реакцията протича с експлозия: 2Н2 + 02 \u003d 2H2O.

Водородният изгаря в кислород с подчертаване на голямо количество топлина. Температурата на пламъка на водородния кислород е 2800 ° С.

Смес от 1 част от кислород и 2 части водород - "закаляваща смес", е най-експлозивна.

Взаимодействие със сиво - при нагряване H 2 + S \u003d H2S.
Взаимодействие с азот. При нагряване, високо налягане и в присъствието на катализатор:

3H2 + N2 \u003d 2NH3.

Взаимодействие с азотен оксид (II). Използва се в системи за почистване при производството на азотна киселина: 2Не + 2Н2 \u003d N2 + 2H2O.
Взаимодействие с метални оксиди. Водородът е добър редуциращ агент, възстановява много метали от техните оксиди: CUO + H2 \u003d CU + H2O.
Силен редуциращ агент е атомен водород. Образува се от молекулярно в електрическо изпускане при условия на ниско налягане. Висока редуцираща активност има водород по време на разпределениетоОбразуване с киселинно редукция с киселина.
Метално взаимодействие . За високи температури Той е свързан с алкални и алкални земни метали и образувайки бели кристални вещества - метални хидриди, показващи свойствата на окислителя: 2NA + H2 \u003d 2NAH;

Са + Н2 \u003d CAH2.

Получаване на водород

В лабораторията:

Метално взаимодействие с разредени разтвори на сяра и солни киселини,

Zn + 2HCL \u003d ZnCl 2 + Н2.

Взаимодействието на алуминий или силиций с водни разтвори, алкалис:

2AL + 2NAOH + 10H2O \u003d 2NA + 3H2;

Si + 2NaOH + H2O \u003d Na2 Si0 3 + 2H2.

В индустрията:

Електролиза водни решения Натриев и калиев хлориди или електролиза на вода по време на присъствието на хидроксиди:

2NACL + 2H2O \u003d Н2 + С12 + 2НАОН;

2N 2 O \u003d 2N 2 + O 2.

Метод на преобразуване. Първоначално се получава воден газ, преминаване на водни двойки чрез гореща кокс при 1000 ° C:

C + H2O \u003d CO + H2.

След това въглеродният оксид (II) се окислява в въглероден оксид (IV), преминаваща смес от водна газа с излишък от водна пара над нагрята до 400-450 ° С с Fe 2O 3 катализатор:

CO + H2O \u003d CO 2 + Н2.

Полученият въглероден оксид (IV) се абсорбира от вода, този метод се получава с 50% промишлен водород.

Преобразуване на метан: СН 4 + Н20 \u003d СО + 3Н2.

Реакцията протича в присъствието на никелов катализатор при 800 ° С.

Термично разлагане на метан при 1200 ° С: СН4 \u003d С + 2Н2.
Дълбоко охлаждане (до -196 ° C) кокс газ. При тази температура всички газообразни вещества са кондензирани, с изключение на водород.

Използването на водород

Използването на водород се основава на неговите физични и химични свойства:

като лек газ, той се използва за запълване на балона (в смес с хелий);
за получаване на високи температури се използва кислород-водородният пламък, когато се заваряват метали;
тъй като редуциращият агент се използва за получаване на метали (молибден, волфрам и др.) От техните оксиди;
за получаване на амоняк и изкуствено течно гориво, за хидрогениране на мазнини.

Сграда I. физически свойства водородВодород - дихоманки Газ Н2. Няма цвят, без миризма. Това е най-лесният газ. Поради този имот той се използва в аеростати, дирижабли и подобни устройства, но опасността от експлозия в сместа с въздуха пречи на широкото използване на водород.

Водородните молекули са не-полярни и много малки, така че между тях има малко взаимодействие. В това отношение той има много ниски точки на топене (-259 ° C) и кипене (-253 ° C). Водородът е практически неразтворим във вода.

Водородът има 3 изотоп: нормален 1Н, деутерий 2Н или d, и радиоактивен тритий 3N или T. тежки изотопи на водород са уникални в това по-тежки от обичайния водород в 2 или дори 3 пъти! Ето защо заместването на обикновения водород върху деутерий или тритий е забележимо повлиян от свойствата на веществото (така, точката на кипене на конвенционалния водород Н2 и деутерий D2 се различават с 3.2 градуса). Взаимодействието на водород с прости вещества Водород - неметал на средната електрическа негативност. Следователно тя е присъща и на окислителни и рехабилитационни свойства.

Окислителните свойства на водород се проявяват в реакции с типични метали - елементи на основните подгрупи Група I-II Менделеев маси. Най-активните метали (алкална и алкална пръст), когато се нагрява с водород, получават хидриди - твърди физиологични вещества, съдържащи в кристална решетка Хидрид йон n-. 2na + H2 \u003d 2NA ; CA + H2 \u003d SAN2 Редуциращите свойства на водород се проявяват в реакции с по-типични неметали от водород: 1) взаимодействие с халогени H2 + F2 \u003d 2HF

По същия начин, взаимодействието с аналози на флуор - хлор, бром, йод. Тъй като халогенната активност намалява, интензивността на реакцията се намалява. Реакцията с флуор се появява при нормални условия с експлозия, за реакция с хлор изисква осветление или нагряване и реакцията с йод протича само със силно нагряване и обратимо. 2) взаимодействие с кислород2N2 + O2 \u003d 2N2O Реакцията протича с високо освобождаване на топлина, понякога с експлозия. 3) взаимодействие със сиво H2 + S \u003d H2S SURFUR - много по-малко активен неметален от кислород и взаимодействието с водород продължава спокойно. 4) Взаимодействие с азот 3Н2 + N2↔ 2NH3 реакцията е обратима, протича до забележима степен в присъствието на катализатор, когато се нагрява и под налягане. Продуктът се нарича амоняк. 5) Сътрудничество с въглерод C + 2N2↔ CH4 реакцията протича в електрическа дъга или при много високи температури. Други въглеводороди се образуват като странични продукти. 3. взаимодействието на водород със сложни вещества Водород експонати намалява свойствата и реакциите със сложни вещества: 1) възстановяване на метални оксиди електрохимичен ред Подчертава правото на алуминий, както и неметални оксиди: FE2O3 + 2H2 2FE + 3H2O ; CUO + H2 CU + H2OCARROW се използва като редуциращ агент за екстрахиране на метали от оксидни руди. Реакциите вървят при нагряване.2) Прикрепете към органични непредвидени вещества; C2H4 + Н2 (t; p) → C2H6 реакции се обработват в присъствието на катализатор и под налягане. Все още няма да се отнасяме до други водородни реакции. 4. Получаване на водородВ индустрията водородът се получава чрез преработка на въглеводородни суровини - естествен и свързан газ, кокс и др. Лабораторни методи за производство на водород:

1) взаимодействието на металите в електрохимичния ред метални напрежения вляво от водород, с киселини. Li k ba sr ca na mg al mn zn cr fe cd co ni sn pb (Н2) cu hg ag pb mg + 2HC1 \u003d mgCl2 + H22) взаимодействието на метали в електрохимичния ред метални напрежения вляво от магнезий, с студена вода. Той също така формира алкални.

2na + 2H2O \u003d 2NAOH + H2 метал, разположен в електрохимичния ред метални напрежения вляво от манган, може да покаже водород от водата, когато определени условия (Магнезий - от топла вода, алуминий - подлежащ на отстраняване на оксидния филм от повърхността).

Mg + 2H2O mg (OH) 2 + Н2

Металът, разположен в електрохимичния ред на напреженията на металите в лявата кобалт, е в състояние да проявява водород от водна пара. Това също образува оксид.

3FE + 4H2OPAR FE3O4 + 4H23) Метална реакция, хидроксиди на амфофорни, с алкални разтвори.

Метали, хидроксиди от които са амфофорни, стискат водород от алкални разтвори. Трябва да знаете 2 такъв метал - алуминий и цинк:

2AL + 2NAOH + 6H2O \u003d 2NA + + 3H2

Zn + 2Koh + 2H2O \u003d K2 + H2

В същото време се формират комплексни соли - Хидроксиалитеки и хидроксотоцити.

Всички изброени досега методи са базирани на същия процес - метална окисление в водородния атом в степента на окисление +1:

M0 + nn + \u003d mn + + n / 2 h2

4) взаимодействието на хидриди активни метали с вода:

SAN2 + 2N2O \u003d SA (IT) 2 + 2N2

Този процес се основава на взаимодействието на водород в степента на окисление -1 с водород в степента на окисление +1:

5) електролиза на водни алкални разтвори, киселини, някои соли:

2N2O 2N2 + O2

5. водородни съединенияВ тази таблица клетките на елементите, образуващи се с водород-хидриди, се изолират върху лявата сянка. Тези вещества са в техния състав хидрид йон N-. Те са твърди безцветни физиологични вещества и реагират с вода с водородното освобождаване.

Елементи на основните подгрупи от IV-VII групи с водородни съединения на молекулната структура. Понякога те също се наричат \u200b\u200bхидриди, но е неправилно. В техния състав няма хидриден йон, те се състоят от молекули. Като правило най-простите водородни съединения на тези елементи са безцветни газове. Изключения - вода, която е течна, и флуорид, който стайна температура Газообразни, но при нормални условия - течност.

Тъмните клетки маркира елементи, които образуват с водородни съединения, показващи киселинни свойства.

Тъмните клетки с кръст са елементи, образуващи се с водородни съединения, които показват основните свойства.

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

29). основни характеристики Свойства на елементите на основната подгрупа от 7g. Хлор. Свойства на Лора. Солна киселина.Подгрупата на халогените включва флуор, хлор, бром, йод и астат (Astat - радиоактивен елемент, Малко проучено). Това са P-елементи на VII група от периодичната система D.I. Imendeev. На външното енергийно ниво, техните атоми имат 7 NS2NP5 електрона. Това обяснява общата част от техните свойства.

Те лесно се присъединяват към един електрон, показващ степента на окисление -1. Такава степен на окисление на халогени има в съединения с водород и метали.

Въпреки това, халогенните атоми, с изключение на флуорид, могат също да показват положителни степени на окисление: +1, +3, +5, +7. Възможните стойности на окислението се обясняват с електронната структура, която при флуорните атоми може да бъде представена

Като най-електрически елемент, флуорът може да приема само един електрон с 2р.

Електронната структура на хлорния атом се изразява от схемата на хлор атом Един несвратен електрон на 3P пионер и конвенционално (неизследвано) състояние на хлор моновалент. Но тъй като хлорът е в третия период, той има още пет орбитали 3D-Suplevels, в които могат да се настанят 10 електрона.

Флуорът няма свободен орбитал и следователно с химични реакции, сдвоеният електрон в атома не се отделя. Следователно, по време на изследването на халогена, винаги е необходимо да се вземат предвид характеристиките на флуор и съединения.

Водните разтвори на халогенни водородни съединения са киселини: HF - флуориден водород (водопровод), НС1 хлорид (водород), HBR - броми (NI - йод.

Хлор (lat.chlorum), cl, химичен елемент VII група от периодична система Mendeleeev, атомен номер 17, атомна маса 35.453; се отнася до семейството на халогените. При нормални условия (0 ° С, 0.1 mN / m2, или 1 kgf / cm2), жълто-зелен газ с остър досадна миризма. Естественият хлор се състои от две стабилни изотопи: 35SL (75.77%) и 37С1 (24.23%).

Химични свойства Хлор. Външна електронна конфигурация на атома CL 3S2ZP5. Съгласно това, хлор в съединенията проявява степента на окисление -1, + 1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентният радиус на атома от 0.99Å, йонният радиус на Cl- 1.82А, афинитетът на хлорния атом към електрона е 3.65 eV, йонизационната енергия е 12.97 eV.

Химически хлор е много активен, директно се свързва с почти всички метали (с някои само в наличието на влага или при нагряване) и с неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород, инертни газове), образувайки подходящи хлориди, реагират с много съединения , замества водород в крайни въглеводороди и се присъединява към ненаситени съединения. Хлор измества бром и йод от техните съединения с водород и метали; От хлорни съединения с тези елементи се захранва с флуор. Алкални метали В присъствието на следи от влага, влагата взаимодейства с хлора със запалване, повечето метали реагират със сух хлор само когато фосфорът се нагрява, фосфорът се премахва в хлорната атмосфера, образувайки РС13 и с допълнително хлориране - RSL5; Хлорната сяра при нагряване дава S2C12, SCL2 и друг SNCLM. Арсен, антимон, бисмут, стронций, Tellur взаимодействат енергично с хлор. Смес от хлор с водород свети с безцветен или жълто-зелен пламък с образуването на хлороводород (това е верижна реакция). При кислород хлорни форми оксиди: CL2O, Clo2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, както и хипохлорити (хлорни кисели соли), хлорит, хлорази и перхлорати. Всичко кислородни съединения Хлор образуват експлозивни смеси с лесно окислителни вещества. Хлорът във водата е хидролизиран, образувайки хлорозна и солна киселина: CL2 + Н20 \u003d NCLO + НС1. Когато хлоровите водни разтвори, хипохлорити и хлориди се образуват от алкални: 2НАОН + С12 \u003d NaClo + NaCl + Н20, и когато се нагрява, е хлорат. Хлорирането на калциев хидроксид се получава чрез хлорен вар. При взаимодействие на амоняк с хлор се образува три хлорид азот. В хлориране на органични съединения, хлор или замества водород, или е прикрепен в множество отношения, образувайки различен хлор-съдържащ органични съединения. Хлор образува междуземно съединения с други халогени. Флуориди CLF, CLF3, CLF3 са много реактивни; Например, в атмосферата CLF3, стъклената вата е самопредложение. Известни хлорни съединения с кислород и флуор - хлорни оксифлуориди: clo3f, clo2f3, clof, clof3 и флуор perchlorate fclo4. Солна киселина (хлороводород, хлороводород, хлороводород) - НС1, разтвор на хлороводород във вода; Силна моноза киселина. Безцветна (техническа солна киселина е жълтеникава поради примеси FE, CL2 и др.), "Пушене" във въздуха, каустична течност. Максималната концентрация при 20 ° С е 38 тегл.%. Солена солна киселина се наричат \u200b\u200bхлориди.

Взаимодействие със силни окислители (калиев перманганат, манганов диоксид) с освобождаване на газообразен хлор:

Взаимодействие с амоняк с образуването на дебел бял дим, състоящ се от най-малките кристали на амониев хлорид:

Качествена реакция Солната киселина и нейната сол са неговото взаимодействие със сребърен нитрат, в който формите на сребърна хлорид се утаяват неразтворими в азотна киселина:

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

Обозначение - Н (водород);
Латиница - хидрогеген;
Период - аз;
Група - 1 (IA);
Атомна маса - 1,00794;
Атомен номер - 1;
Радиус на атом \u003d 53 pm;
Ковалентен радиус \u003d 32 PM;
Електронно разпределение - 1S 1;
t топене \u003d -259,14 ° C;
t кипене \u003d -252,87 ° C;
Електричество (от Paulonga / от Alpreda и Rokhov) \u003d 2.02 / -;
Степента на окисление: +1; 0; -
Плътност (п. Y.) \u003d 0.0000899 g / cm 3;
Моларен обем \u003d 14.1 cm 3 / mol.

Двоични съединения на водород с кислород:

Английският учен е отворен водород ("препращаща вода"). Кавендиш през 1766 година. Това е най-лесният елемент в природата - водороден атом има ядро \u200b\u200bи един електрон, вероятно, поради тази причина водородът е най-често срещаният елемент във вселената (това е повече от половината от масата на повечето звезди).

Можем да кажем за водород, че "малка макара, да, пътища." Въпреки "простотата", водородът дава енергия на всички живи същества на земята - непрекъсната термонуклена реакция е в ход на слънцето, през която един атом на хелий е оформен от четири водородни атома, този процес е придружен от освобождаването на колосално количество енергия (виж ядрен синтез).

В земя Кор масова фракция Водородът е само 0,15%. Междувременно, огромният номер (95%) от всички известни на Земята химически вещества съдържат един или повече водородни атоми.

В съединения с неметали (НС1, Н20, СН4 ...), водородът дава собствени само електронен елементи на електрона, показващи степента на окисление +1 (по-често), образувайки само ковалентни връзки (Виж ковалентна комуникация).

В съединения с метали (NaH, CAH2 ...) водород, напротив, поема единствения си орбитал друг електрон, като по този начин се опитва да завърши електронния си слой, показващ степента на окисление -1 (по-рядко), образувайки се по-често ION комуникация (виж йонната връзка), защото разликата в електрическата активност на водородния атом и металния атом може да бъде доста голяма.

H 2.

В газообразно състояние водородът е под формата на две часови молекули, образувайки не-полярна ковалентна връзка.

Водородните молекули притежават:

голяма мобилност;
голяма сила;
ниска поляризимост;
малки размери и маса.

Свойства на водородния газ:

най-лесният газ в природата, без цвят и мирис;
слабо разтворени във вода и органични разтворители;
при незначителни преброявания се разтварят в течни и твърди метали (особено в платина и паладий);
трудно е да се втечнявате (поради тяхната малка поляризност);
има най-висока топлопроводимост на всички известни газове;
когато се нагрява, реагира с много неметали, показващи свойствата на редуциращия агент;
при стайна температура реагира с флуор (настъпи експлозия): Н2 + F2 \u003d 2HF;
с метали реагират на образуването на хидриди, показващи окислителни свойства: Н2 + Ca \u003d CAH2;

В съединения водородът проявява своите рехабилитационни свойства много повече от окислително. Водородът е най-силното редуциращо средство след въглища, алуминий и калций. Редуциращите свойства на водород се използват широко в промишлеността за производство на метали и неметали ( прости вещества) от оксиди и галий.

FE 2 O 3 + 3H2 \u003d 2FE + 3H2O

Водородни реакции с прости вещества

Водородът приема електрон, като играе роля ресторант, реакции:

от кислород (в запалването или в присъствието на катализатор), в съотношение 2: 1 (водород: кислород) е оформен експлозивен хармония газ: 2H2 0 + 0 2 \u003d 2H2 +1 O + 572 kJ
от грей (При нагряване до 150 ° С-300 ° С): Н2 0 + S ↔ H2 +1 s
от хлором (при запалване или облъчване на UV лъчи): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
от флуор: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
от азот (При нагряване в присъствието на катализатори или при високо налягане): 3Н2 0 + N2 ↔ 2NH3 +1

Водородът дава на електрона, играе роля окислител, в реакции с алкален и алкална Земя Метали с образуването на метални хидриди - солеви йонни съединения, съдържащи хидридни йони Н - са нестабилни кристални в към-ва.

Са + Н2 \u003d CAH2 -1 2NA + H 2 0 \u003d 2NAH -1

За водород е нехарактерно да се покаже степента на окисление -1. Реагиране с вода, хидриди се разлагат, възстановявайки водата към водород. Реакцията на калциев хидрид с вода е както следва:

CAH 2 -1 + 2H2 +1 0 \u003d 2H2 0 + СА (ОН) 2

Водородни реакции със сложни вещества

при високи температури водородът възстановява много метални оксиди: Zno + H2 \u003d ZN + H20
метилов алкохол се получава в резултат на реакция на водород с въглероден оксид (II): 2Н2 + СО → CH3OH
при реакции на хидрогениране водород реагира с много органични вещества.

Повече подробности са уравнения химична реакция Водород и неговите съединения се разглеждат на страницата "водород и неговите съединения - уравненията на химични реакции, включващи водород".

Използването на водород

в ядрената енергия се използват водородни изотопи - деутерий и тритий;
в химическата промишленост водородът се използва за синтезиране на много органични вещества, амоняк, хлорид;
в хранително-вкусовата промишленост В производството на твърда мазнина се използва водород чрез хидрогениране на растителни масла;
за заваряване и рязане на метали се използва висока температура на изгаряне на водород в кислород (2600 ° С);
при получаване на някои метали, водородът се използва като редуциращ агент (виж по-горе);
тъй като водородът е лек газ, той се използва в аеронавтиката като пълнител на балони, балони, дирижабъл;
тъй като водородното гориво се използва в сместа с CO.

В напоследък Учените обръщат голямо внимание на търсенето на алтернативни възобновяеми енергийни източници. Една от обещаващите зони е "водородната" енергия, в която водородът се използва като гориво, чийто горивен продукт е обикновена вода.

Методи за получаване на водород

Индустриални методи за производство на водород:

преобразуване на метан (каталитично намаляване на водните пари) водна пара при висока температура (800 ° C) на никелов катализатор: СН4 + 2Н20 \u003d 4Н2 + СО2;
превръщането на въглероден оксид с водна пара (T \u003d 500 ° C) на Fe2O3 катализатор: СО + Н20 \u003d СО2 + Н2;
термично разлагане на метан: СН4 \u003d С + 2Н2;
газификация на твърди горива (t \u003d 1000 ° C): С + Н20 \u003d СО + Н2;
електролиза на вода (много скъп метод, в който се получава много чист водород): 2Н20 → 2Н2 + 02.

Лабораторни методи за производство на водород:

действие върху метали (по-често цинк) солна или разредена със сярна киселина: Zn + 2HC1 \u003d ZCI2 + Н2; Zn + H2S04 \u003d ZNSO 4 + Н2;
взаимодействието на водните пари с топла железния чипс: 4H2O + 3FE \u003d FE3O 4 + 4H2.

Химични свойства на водород

При нормални условия молекулярният водород е сравнително активен, директно свързващ само с най-активните неметали (с флуор, и в светлина и с хлор). Въпреки това, когато се нагрява, тя влиза в реакцията с много елементи.

Водород влиза в реакции с прости и сложни вещества:

- Включване на водород с метали води до образование сложни вещества - хидриди, в химични формули, от които металния атом винаги стои на първо място:

При високи температури водород реагира директно с някои метали (алкална, алкална пръст и др.), образуващи бели кристални вещества - метални хидриди (Li H, Na, KN, SAN 2 и др.):

H 2 + 2li \u003d 2lih

Металните хидриди лесно се разлагат с вода с образуването на подходящ алкален и водород:

SA. H 2 + 2N 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2N 2

- когато взаимодействието на водород с неметали Образуват се падащи водородни съединения. В химическата формула на летящо водороден съединение, водороден атом може да стои както на първото, така и на второ място, в зависимост от местоположението в Phe (виж плочата в слайда):

1). С кислородВодородни форми вода:

Видео "Горес на водород"

2N 2 + O 2 \u003d 2N 2 O + Q

При нормални температури реакцията протича изключително бавно, над 550 ° С - с експлозия (смес 2 обеми H 2 и 1 обем O 2 се нарича разхим газ) .

Видео "Експлозия на радиостанцията"

Видео "Подготовка и експлозия на дрънчещата смес"

2). С халоген Водород формира халогенни породи, например:

H 2 + Cl 2 \u003d 2NSL

В същото време с флуор, водородните експлодира (дори на тъмно и при 252 ° С), с хлор и бром реагират само при осветени или нагряване, и с йод само при нагряване.

3). С азот Водородът взаимодейства с образуването на амоняк:

Zn 2 + N2 \u003d 2NN 3

само на катализатора и при повишени температури и налягания.

четири). Когато се нагрява, водородът реагира енергично със сиво:

Н2 + S \u003d Н2S (водороден сулфид),

това е много по-трудно при селен и тел.

5). С чист въглерод Водородът може да реагира без катализатор само при високи температури:

2N 2 + С (аморфно) \u003d CH4 (метан)

- Водородът влиза в заместване с метални оксиди В същото време се формира вода в продукти и металът се възстановява. Водород - проявява свойствата на редуциращия агент:

Използва се водород за да възстановите много металиТъй като отнема кислород от техните оксиди:

Fe 3 O 4 + 4H2 \u003d 3FE + 4N 2 O и т.н.

Използването на водород

Видео "Прилагане на водород"

В момента водородът се получава в огромни количества. Той е много голям в синтеза на амоняк, хидрогениране на мазнини и хидрогениране на въглища, масла и въглеводороди. В допълнение, водородът се използва за синтеза на солна киселина, метилов алкохол, синя киселина, с заваряване и коване метали, както и при производството на лампи с нажежаема жичка и скъпоценни камъни. Продава се, водородът влиза в цилиндрите под налягане над 150 атм. Те са боядисани в тъмно зелен цвят и са снабдени с червен надпис "водород".

Водородът се използва за превръщане на течните мазнини в твърдо (хидрогениране), производство на течно гориво чрез хидрогениране на въглища и мазут. В металургията, водородът се използва като редуциращ агент на оксиди или хлориди за получаване на метали и неметали (Германия, силиций, галий, цирконий, хафний, молибден, волфрам и др.).

Практическото използване на водород е разнообразно: те обикновено пълнят топки-сонди в химическата промишленост, служи като суровина, за да получат много много важни продукти (амоняк и т.н.), в храната - за производството на твърди мазнини, и. \\ T Така нататък. Високи температури (до 2600 ° C), получени чрез изгаряне на водород в кислород, се използват за топене на огнеупорни метали, кварц и др. Течният водород е един от най-ефективните струйни горива. Годишното световно потребление на водород надвишава 1 милион тона.

Симулатори

№2. Водород

Задачи за фиксиране

Номер 1
Направете уравнението на реакциите на водородните реакции със следните вещества: F2, CA, Al 2O3, живачен оксид (II), волфраков оксид (VI). Назовете реакционните продукти, посочете видовете реакции.

Номер 2.
Преобразуване на схемата:
Н20 -\u003e Н2 -\u003e Н2S -\u003e SO 2

Номер 3.
Изчислете масата на водата, която може да бъде получена при изгаряне на 8 g водород?