АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Лекция № 1. Водород

Читайте также:
  1. АЛКИНЫ (АЦЕТИЛЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ).
  2. Атом водорода
  3. Атом водорода
  4. Ацетиленовые углеводороды.
  5. В АТОМЕ ВОДОРОДА
  6. Водородная связь
  7. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
  8. Водородный показатель pH
  9. Водородоподобные атомы. Энергетические уровни. Квантовые числа.
  10. Естествознание как отрасль научного познания. Классификация наук. (плюс то, что у вас в лекциях)
  11. Занятие 32. Диссоциация воды. Понятие о водородном
  12. И сразу наконец лекция здесь начинается
    стр.
  Введение. Предмет химии …………………………………………………………………  
Лекции 1-2 Современное атомно-молекулярное учение. Основные понятия химии, законы стехиометрии ……………………………………………………………………………….  
Лекции 3-4 Основные положения квантово-механической теории строения атома …………………  
Лекции 5-6 Периодический закон Д.И. Менделеева в свете квантово-механических представлений  
Лекции 7-8 Атомное ядро. Радиоактивность.Распространенность химических элементов ………...  
Лекции 9-10 Основы теории химической связи. Метод валентных связей …………………………….  
Лекция 11 Предсказание геометрической формы молекул. Метод Гиллеспи ……………………….  
Лекция 12 Метод молекулярных орбиталей ……………………………………………………………  
Лекция 13 Ионная связь ………………………………………………………………………………….  
Лекции 14-15 Металлическая связью Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие. Агрегатное состояние вещества …………………………………………………………….  
Лекции 16-19 Координационные соединения ……………………………………………………………..  
Лекции 20-21 Основы химической термодинамики ………………………………………………………  
Лекции 22–23 Химическая кинетика ………………………………………………………………………..  
Лекция 24 Общая характеристика растворов.Разбавленные растворы неэлектролитов. Коллигативные свойства растворов ………………………………………………………..  
Лекции 25-26 Растворы электролитов ……………………………………………………………………...  
Лекция 27 Гидролиз солей. Буферные растворы ………………………………………………………  
Лекция 28 Теории кислот и оснований …………………………………………………………………  
Лекция 29 Окислительно-восстановительные реакции в растворах ………………………………….  
Лекции 30-31 Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Гальванический элементы. Электролиз ………………………………………….  
Лекция 32 Коллоидные растворы ……………………………………………………………………….  
  Тематический глоссарий …………………………………………………………………….  
  Список рекомендуемой литературы …………………….....................................………….  
  Оглавление …………………………………………………………………………………...  

 

Лекции по общей химии / Учебное пособие для студентов химических специальностей

Э.А. Гюннер, В.Ф. Шульгин, Н.С. Певзнер

 

 

Редактор: Н.А. Василенко

____________________________________________________________________________________

Подписано к печати 25.09.09 г. Формат 60x84/8 Бумага тип. ОП

Объем 6,5 п.л. Тираж экз. Заказ Цена договорная

____________________________________________________________________________________

 

95007, г. Симферополь, проспект им. В.И. Вернадского, 4

Таврический национальный университет им. В.И. Вернадского

 

ТАВРИЧЕСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Им. В.И. ВЕРНАДСКОГО

Э.А. ГЮННЕР, В.Ф. ШУЛЬГИН, Н.С. ПЕВЗНЕР

ЛЕКЦИИ ПО ХИМИИ

ЭЛЕМЕНТОВ

учебное пособие

для студентов химических специальностей

Симферополь - 2010

 

Учебное пособие издается по решению научно-методического совета

Таврического национального университета им. В.И. Вернадского от _ _ 2010 г.

Рекомендовано методической комиссией химического факультета Таврического

национального университета им. В.И. Вернадского

Рецензент: профессор, доктор химических наук, А.М. Федоренко

Э.А. Гюннер, В.Ф. Шульгин, Н.С. Певзнер. Лекции по химии элементов / Учебное пособие для студентов химических специальностей. Симферополь: Таврический национальный университет им. В.И. Вернадского, 2010. - 94 с.; ил.

 

 

 

© Э.А. Гюннер, В.Ф. Шульгин, Н.С. Певзнер, 2010

Лекция № 1. Водород

Водород расположен в первом периоде периодической системы химических элементов (элемент № 1). Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один электрон (1s 1) и является электронным аналогом щелочных металлов. В то же время, до завершения валентного уровня атому водорода недостает одного электрона, что роднит его с галогенами. По этой причине водород часто помещают как в первую, так и в седьмую группу периодической системы.

Водород представлен в природе тремя изотопами: протий 1H, дейтерий 2H (D), тритий 3H (T). Протий и дейтерий стабильные изотопы (содержание дейтерия в природном водороде составляет 0,015%). Тритий радиоактивен (период полураспада 12,26 года), образуется в верхних слоях атмосферы под действием космических лучей и содержится в природном водороде в исчезающе малом количестве.Водород, наряду с гелием, самый распространенный элемент Вселенной, он составляет до половины массы звезд и основную массу межзвездной материи. Содержание водорода в земной коре (кларк) составляет 3 мол.%. Водород - элемент-органоген и входит в состав органических соединений.

Простое вещество водород - H 2 - бесцветный газ, не имеющий вкуса и запаха, не обладающий физиологическим действием, т.пл. -259,2 °С (14 К), т.кип. -252,8 °С (20 К). Водород - самый легкий из газов (в 14,5 раз легче воздуха), с высокой скоростью диффузии, легко проникающий через разнообразные перегородки. Плохо растворим в воде, но хорошо растворим в некоторых металлах (Ni, Pt, Pd).

Получение водорода. В промышленности водород получают конверсией метана или угля водяным паром, а также неполным окислением метана:

t t

CH4 + H2O = CO + 3H2; C + H2O = CO + H2;

t

2CH4 + O2 = 2CO + 4H2

Лабораторные методы получения водорода:

1. Действие кислот на металлы (обычно действуют на цинк соляной кислотой в аппарате Киппа).

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2­

2. Действие щелочей на алюминий.

2Al + 6KOH + 6H2O = 2K3[Al(OH)6] + 3H2­

3. Электролиз водных растворов щелочей на никелевых электродах.

эл.ток

2H2O = 2H2­ + O2­

4. Взаимодействие гидрида кальция с водой.

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2­

Химические свойства. Особенности строения электронной оболочки атома водорода обуславливают его способность к присоединению одного электрона. Поэтому водород может выступать как окислитель, образуя соединения в степени окисления -1. В то же время невысокая электроотрицательность водорода (2,2 по Л. Полингу) способствует потере одного электрона и образованию соединений в степени окисления +1.

+e- -e-

H- ¾ H ¾® H+

Довольно высокая энергия диссоциации молекулы Н 2 (435 кДж/моль) обуславливает инертность водорода в обычных условиях. При комнатной температуре водород реагирует только со фтором:

H2 + F2 = 2HF

При нагревании водород реагирует со многими неметаллами (Cl2, Br2, O2, N2, S, C), проявляя при этом свойства восстановителя. Взаимодействие с хлором и кислородом инициируется ультрафиолетовым облучением и протекает по радикальному механизму. При этом реакция с хлором протекает по неразветвленному цепному механизму и включает ряд стадий:

 

1. Инициация цепи

(фотохимическая диссоциация): Cl2 + hn ® 2Cl·

2. Рост (развитие) цепи: Cl· + H2 ® HCl + ·H;

H· + Cl2 ® HCl + ·Cl

3. Обрыв цепи: H· + ·Cl ® HCl

Реакция водорода с кислородом идет по механизму цепной разветвленной реакции, включая следующие стадии:

 

1. Инициация цепи: H2 + O2 ® ·OH + HO·

2. Рост цепи: HO· + H2 ® H2O + H·

3. Разветвление цепи: H· + O2 ® ·OH + ·O·;

·O· + H2 ® ·OH + ·H

4. Обрыв цепи: HO· + ·H ® H2O

При нагревании водород реагирует со щелочными и щелочноземельными металлами, образуя соответствующие гидриды - бинарные соединения водорода в степени окисления -1.

t

2Na + H2 = 2NaH-1

гидрид натрия

При повышенных температурах водород восстанавливает металлы из их оксидов и галогенидов:

t t

CuO + H2 = Cu + H2O; CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl

Восстановительные свойства водород способен проявлять также и по отношению к оксидам неметаллов и органическим соединениям, например,

t

N2O + H2 = N2 + H2O

нитробензол анилин

Большое значение для синтеза органических соединений имеет реакция каталитического присоединения водорода по кратным связям углерод - углерод (гидрогенизация или гидрирование):

t

C2H4 + H2 ® C2H6

Pd

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 | 29 | 30 | 31 | 32 | 33 | 34 | 35 | 36 | 37 | 38 | 39 | 40 | 41 | 42 | 43 | 44 | 45 | 46 | 47 | 48 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.009 сек.)