Что образует летучее водородное соединение

Летучие водородные соединения

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды) при нормальных условиях.

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Источник

Водородные соединения: гидриды и их свойства

H2 это элемент IА-группы, порядковый № 1. Заряд атомного ядра +1, потому что в ядре 1 протон. Вокруг ядра вращается всего 1 электрон. До завершения уровня атому не хватает 1 электрона. Завершать энергетический уровень атом водорода может различными способами: образовывать летучие водородные соединения и гидриды.

Способы завершения энергетического уровня

Магний по своим свойствам и химической связи располагается между ионными и ковалентными гидридами. С водой и водными растворами MgH2 реагирует с выделением H2, но не так энергично, как ионные гидриды.

Соединения железа с водородом крайней неустойчивы и в чистом виде не обнаружены. Формула неустойчивого гидрида железа выглядит так: C5H5Fe.

Металлические соединения

Металлические — соединения переходных металлов. Фактически они являются твёрдым раствором H2 в металле, атомы водорода помещаются в кристаллическую решётку металла. Их образованию всегда способствует адсорбция водорода на поверхности металла.

Физические свойства: пред­став­ля­ют со­бой кри­стал­лические ве­ще­ст­ва с металлическим бле­ском. Обладают интенсивной окраской, проявляют металлические или полупроводниковые свойства. Устойчивы на воздухе. С кислородом и водой реагируют медленно. Магнитными, механическими, тепло- и электропроводными свойствами схожи с металлами.

Химическая связь очень прочная.

Применение: применяются в качестве источников водорода особой чистоты (который используется в топливных элементах), также для удаления водорода из газовых смесей.

Получение: реакция металла с водородом при обычной температуре или при нагревании: Ti + H2 = (150-200°С) TiH2.

При взаи­мо­дей­ст­вии H2 с ин­тер­ме­тал­лическими со­еди­не­ния­ми, такими как TiFe, LaNi5, мож­но по­лу­чить гидриды ин­тер­ме­тал­ли­дов TiFeH2, LaNi5H6, ко­то­рые с вы­со­кой ско­ро­стью об­ра­ти­мо по­гло­ща­ют во­до­род при ат­мо­сфер­ном дав­ле­нии.

В прикрепленных таблицах указано содержание водорода, температура разложения, плотность и пр., что поможет в более глубоком понимании физических свойств водорода разных типов гидридов.

Особенности водородных соединений

Как и в любом разделе химии, водородные соединения имеют свои исключения. В их числе He, Ne, Ar, Kr, Pm, Os, Ir, Rn, Fr и Ra. Они не образуют бинарные соединения с водородом.

Информация, изложенная выше доказывает то, что химия интереснейший и увлекательный предмет, который стоит потраченного внимания и времени.

Источник

Летучие водородные соединения.

Бинарные соединения.

«Би»- означает два. Бинарные соединения состоят из атомов двух ХЭ.

Оксиды.

Оксиды —очень распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной.

Названия оксидов образуются по схеме:

Примеры оксидов. У некоторых есть тривиальное (историческое)название.

CO –оксид углерода(II) угарный газ (монооксид углерода)

Na₂O — оксид натрия

Al₂O₃ — оксид алюминия глинозём

FeO — оксид железа(II)

Fe₂О₃ — оксид железа(III) гематит (красный железняк)

SO₂ — оксид серы (IV) сернистый газ

CaO — оксид кальция негашёная известь

SiO₂ — оксид кремния песок (кремнезём)

MnO — оксид марганца(II)

N2O— оксид азота (I) «веселящий газ»

N2O3— оксид азота (III)

NO2— оксид азота (IV) «лисий хвост»

N2O5— оксид азота (V)

Индексы в формуле расставляем с учётом степени окисления ХЭ:

Записать оксиды, расставить степени окисления ХЭ. Уметь по названию составлять формулу оксида.

Другие бинарные соединения.

Летучие водородные соединения.

В ПС внизу есть горизонтальная строка «Летучие водородные соединения».
Там перечислены формулы: RH4 RH3 RH2 RH
Каждая формула относится к своей группе.

Например, написать формулу летучего водородного соединения N(азот).

Находим его в ПС и смотрим, какая формула записана под V группой.

Там RH3. Вместо R подставляем элемент азот, получается аммиак NH3.

SiH4 – силан бесцветный газ с неприятным запахом
PH3 – фосфин ядовитый газ с запахом гнилой рыбы

NH3 аммиак газ с резким раздражающим запахом.

Его раствор в воде называется нашатырным спиртом.

Гидриды металлов.

Источник

Водородные соединения. Оксиды

Урок 19. Химия 8 класс

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока «Водородные соединения. Оксиды»

Само название «водородные соединения» говорит о том, что в состав данных соединений входит водород. К таким соединениям относятся гидриды и летучие водородные соединения. Давайте разберемся, в чем их отличие.

Гидриды – это бинарные соединения металлов I и II A групп с водородом. Например: CaH₂, NaH, BaH₂, LiH. Все эти гидриды твердые, нелетучие, тугоплавкие вещества с ионным типом связи.

Летучие водородные соединения – это бинарные соединения неметаллов с водородом. Эти соединения могут быть как жидкостями (например, Н₂О), так и газами (HCl, NH₃).

Рассмотрим свойства хлороводорода – HCl. Это бесцветный газ, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде. В 1 объёме воды растворяется 500 объёмов хлороводорода. Хлороводород «дымит» на воздухе, т.е. он поглощает пары воды из воздуха, образуя при этом туманное облако.

Раствор хлороводорода в воде называют соляной кислотой. Это бесцветная жидкость, «дымит» на воздухе, тяжелее воды. Соляная кислота содержится в желудочном соке человека и некоторых животных.

Известным и распространенным водородным соединением является аммиак – NH₃. Аммиак является бесцветным газом, имеет резкий запах, в 1 объёме воды растворяется 700 объёмов аммиака, он почти в 2 раза легче воздуха. Раствор аммиака в воде называют нашатырным спиртом, который широко используют в медицине.

Сероводород – H₂S – тоже известное летучее водородное соединение. Он является бесцветным газом, имеет запах тухлых яиц, ядовит, в 1 объеме воды растворяется 3 объёма сероводорода, он тяжелее воздуха.

В названии оксидов сначала указывают слово оксид в именительном падеже (от лат. названия кислорода – «оксигениум»), а затем название элемента в родительном падеже.

Например: CaO – оксид кальция, K₂O – оксид калия, Al₂O₃ – оксид алюминия. А если элемент имеет несколько степеней окисления или переменную валентность, то после названия оксида в скобках римскими цифрами указывают численное значение степени окисления. Например: Fe₂O₃ – оксид железа (III) (читается: «оксид железа три»), CuO – оксид меди (II) (читается: «оксид меди два»), CrO₃ – оксид хрома (VI) (читается: «оксид хрома шесть»).

По агрегатному состоянию оксиды делят на твёрдые: к ним относятся такие оксиды, как Al₂O₃, SiO₂, Fe₂O₃ и др., жидкие оксиды – это H₂O, SO₃, газообразными являются такие оксиды, как СО₂, NO₂, SO₂ и др.

Познакомимся с вами с наиболее важными оксидами.

Вода – Н₂О – самое распространенное и самое необходимое вещество на планете. Почти ¾ поверхности земного шара занято водой. Однако, это вода морей и океанов, которая является солёной. Она непригодна для питья, для сельского хозяйства, для промышленности. Кроме того, тело человека на 2/3 состоит из воды. Вода составляет до 80% массы клетки и выполняет важные функции: защитную, транспортную и др. У некоторых медуз вода занимает почти 99% от массы тела. Содержание воды в огурцах и арбузах превышает 90%. Большинство реакций и процессов в различных отраслях промышленности тоже протекают в растворах. Однако запасы пресной воды малы, всего 3% от общего объёма, поэтому нужно беречь и экономить воду. Без воды невозможно представить жизнь человека, который потребляет ее для бытовых нужд.

В природе постоянно происходит круговорот воды. Под влиянием солнечного тепла часть воды испаряется в атмосферу. При охлаждении воздуха образуются водяные капельки, из которых состоят облака. Эти мелкие капельки сливаются в более крупные и выпадают на землю в виде осадков: снега, дождя, града.

Круговорот воды в природе

Еще одним известным оксидом является диоксид углерода, углекислый газ, или оксид углерода (IV) – CO₂. Это бесцветный газ, не имеет запаха, в 1,5 раза тяжелее воздуха. В 1 объёме воды растворяется 1 объем углекислого газа. В воздухе содержится 0,03% (по объему) диоксида углерода.

Большое количество углекислого газа вызывает удушье. Например, в «Собачьей пещере» вблизи Неаполя, известной еще из древности, заходившие сюда собаки постоянно погибали из-за скопившегося газа, который стелется по дну пещеры слоем до полуметра. Углекислый газ образуется при дыхании, сгорании топлива, тлении и гниении различных организмов. Большое содержание углекислого газа в минеральной воде «Нарзан», находящейся в Кисловодске. Углекислый газ используют для получения газированных вод, а твердый диоксид углерода, или «сухой лед» используют для хранения продуктов питания, в частности мороженого. Т.к. углекислый газ не поддерживает горение, его используют для тушения пожаров. В медицине углекислый газ используют для углекислотных ванн.

Негашеная известь, или СаО, является белым, тугоплавким веществом, которое энергично реагирует с водой, при этом образуется гашеная известь. Негашеная известь применяется для получения вяжущих строительных материалов.

Основная часть литосферы – это оксид кремния (IV) – SiO₂. Он входит в состав минералов и горных пород. Этот оксид образует кварц, кварцевый песок, кремнезем, горный хрусталь и др. соединения.

Еще одно соединение, которое является основой литосферы – это оксид алюминия – Al₂O₃. Он также входит в состав минералов и горных пород. Этот оксид образует корунд, рубин, сапфир, каолин и др. соединения.

Источник

Водород: химия водорода и его соединений

Водород

Положение в периодической системе химических элементов

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Соединения водорода

Типичные соединения водорода:

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H₂ → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

ZnO + H₂ → Zn + H₂O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H₂ → Cu + H₂O

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеН_х. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Способы получения

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

2Na + H₂ → 2NaH

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

NaH + H₂O → NaOH + H₂

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

NaH + HCl → NaCl + H₂

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

2NaH + O₂ = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl₂ = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Физические свойства

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

Химические свойства

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Ag + Н₂O ≠

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO₂):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Источник