- •12. Азот и фосфор
- •5.1. Общая характеристика. Нахождение в природе. Получение
- •5.2. Простые вещества
- •5.2.1. Структура и физические свойства
- •5.2.2. Химические свойства
- •5.3. Аммиак и соли аммония
- •5.3.1. Получение аммиака
- •5.3.2. Физические и химические свойства
- •5.3.3. Соли аммония
- •5.4. Оксиды и гидроксиды азота. Соли
- •5.4.1. Получение оксидов и кислот
- •5.4.2. Свойства и применение
- •5.4.3. Нитраты и нитриты
- •5.5. Кислородосодержащие соединения фосфора
- •5.6. Минеральные удобрения
- •14. Общая характеристика. Степени окисления
- •7.3.2. Природные соединения алюминия
- •7.3.3. Физические свойства
- •7.3.4. Химические свойства
- •7.3.5. Оксиды и соли p-элементов
- •7.3.6. Производство алюминия
- •16. Углерод и кремний
- •6.1. Общая характеристика. Нахождение в природе. Получение
- •6.2. Структура и физические свойства простых веществ
- •17. Константа равновесия
- •2.3.2. Сдвиг равновесия
- •19. Строение атома и химическая связь
- •3.1. Электронное строение атома
- •3.1.1. Современная модель атома
- •20. Общая характеристика
- •Получение и свойства s-металлов
- •7.2.4. Сложные вещества s-элементов. Производство соды
- •2.1.1. Термохимия
- •2.1.2. Энтропия. Энергия гиббса
- •2.1.3. Формула гиббса. Разрешенность процессов с позиции термодинамики
- •22. Метан
- •6.5. Кислородосодержащие соединения углерода
- •6.5.1. Общая характеристика и свойства
- •6.6.3. Цемент
- •25. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы
- •4.2.4. Буферные растворы
- •3.2. Получение простых веществ.
- •3.3. Физические свойства г2
- •27. Кислородосодержащие соединения хлора
- •Взаимодействие г2 с водородом. Получение hCl и ее свойства. Галогеноводородные кислоты
- •32. Соли аммония
- •5.4. Оксиды и гидроксиды азота. Соли
- •5.4.1. Получение оксидов и кислот
- •5.4.2. Свойства и применение
- •2.1. Распространенность водорода
- •2.2. Сходство водорода с другими элементами
- •2.2.1. Сходство с галогенами
- •2.2.2. Сходство со щелочными металлами
- •40. Особенности водорода
- •2.2.2. Кинетическое уравнение
- •2.2.3. Механизм химических реакций
- •2.2.4. Влияние температуры на скорость
- •2.2.5. Катализ
2.2.1. Сходство с галогенами
(1) Роднит водород с Г (и одновременно резко отличает его от ЩМ) сравнительно высокая электроотрицательность Н. (Сравним, у лития ЭО равна 1, в то время как у водорода – 2,1, а у иода – 2,5.) В результате чего атомы Н друг с другом образуют не металлическую связь, как ЩМ, а ковалентную. А т.к. она направлена и насыщаема, то при одном неспаренном электроне могут сформироваться лишь двухатомные молекулы , как и в случае галогенов ().
(2) И водород, и галогены, стремясь завершить валентные уровни своих атомов, проявляют окислительные свойства. Однако Н из-за малого Z ядра имеет меньшее сродство к электрону, чем даже иод. Поэтому как окислитель слабее, чем. (Сравним:, а даже у иода.) Как следствие, водород реагирует лишь с достаточносильными восстановителями; такими, как, например, ЩМ и щелочно-земельные металлы (ЩЗМ):
,
.
(3) Продукты данных реакций (они называются гидридами) – твердые вещества, имеющие ионную решетку, как и галиды (в частности, хлориды NaCl или ). Но гидриды (в отличие от галидов)очень сильные восстановители. Поскольку Н– слишком слабо удерживает электрон (из-за сравнительно малого сродства к нему атома водорода). Вследствие этого гидриды (но не галиды) при обычных условиях окисляются даже водородом воды:
.
Эту реакцию используют для получения (например, в полевых условиях). А также для осушки газов (т.е. очистки их от влаги), для чего газы пропускают через трубку с гранулами (мелкими кусочками) гидрида кальция.
2.2.2. Сходство со щелочными металлами
(1) Водород и щелочные металлы имеют одинаковые конфигурации внешнего электронного уровня (s1) и, как следствие, похожие оптические спектры.
(2) Со ЩМ водород объединяет способность отдавать электроны и, значит, восстанавливать другие элементы. Однако, из-за малого радиуса атома Н (и, как следствие, высокой энергии его ионизации) как восстановительгораздо слабее, чем ЩМ (сравним: , a, например, Е0 (Na+/ Na)= –2,71 В).
Поэтому реагируют с лишьдостаточно сильные окислители (из простых веществ это Г2, О2, N2 и S).
Имея дело с водородом на практике, следует помнить, что смесь его с О2, содержащая от 7 до 67% (об.) ,взрывоопасна (причем взрыв может произойти от искры или при контакте с нагретым предметом). В то же время струя чистого водорода спокойно горит в кислороде. (Продукт и взрыва, и горения одинаков – вода.)
При горении скорость реакции сравнительно небольшая и определяется быстротой смешивания инаповерхности водородной струи. А в смеси имолекулыуже максимально перемешаны, поэтому скорость процесса многократно выше.
Отметим, что реакции синтеза хлороводорода и аммиака:
,
имеют промышленное значение.
Благодаря восстановительным свойствам, водород (как и ЩМ) вытесняет металлы из их оксидов. Это используется в металлургии, например, при получении железа (из руды):
(3) Сходство водорода и ЩМ проявляется также в том, что в водном растворе продукты их окисления присутствуют в виде однозарядных гидратированных катионов (в отличие от галогенов).
39. Энтропи́я (от греч. ἐντροπία — поворот, превращение) в естественных науках — мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов. 2 закон реакции могут самопроизвольно идти только с потерей энергии.