Требования к написанию и оформлению реферата

Реферат по дисциплине:

«Общая, неорганическая и органическая химия»

По теме:

«Водород и его соединения»
Содержание . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2
Введение . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3

1. 
   Характеристика водорода как химического элемента . . 4
   
   1. 
      Положение в Периодической системе химических элементов. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
      
   2. 
      Строение атома . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
      
2. 
   Водород – простое вещество . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
   
   1. 
      Физические свойства и получение водорода . . . . . . . . 5
      
   2. 
      Химические свойства водорода . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
      
   3. 
      Применение водорода . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
      
3. 
   Соединения водорода . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
   
   1. 
      Вода . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
      
   2. 
      Гидриды . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12
      
   3. 
      Пероксид водорода . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
      

Заключение . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14
Список литературы. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

Введение
Водород — наиболее распространенный элемент во Вселенной. Он занимает третье место в ряду по распространенности элементов на Земле (после кислорода и кремния). На водород в химически связанной форме приходится около 15,4% всех атомов в земной коре и океанах. По массе это

девятый по распространенности элемент (0,9%) и десятый (0,15%), если рассматривать только горные породы земной коры.
Почти до конца XVIII в. этот элемент был неразрывно связан с концепцией флогистона, и Г. Кавендиш, выделивший и идентифицировавший, как принято считать, этот газ в 1766 г. и окончательно установивший, что вода является соединением кислорода и водорода, в январе 1784 г. сообщал Королевскому обществу о своих открытиях в следующих словах: «По-видимому, имеются все основания полагать, что дефлогистированый воздух — это просто вода, лишенная своего флогистона, а вода состоит из дефлогистированного воздуха, соединенного с флогистоном».
Значение водорода в развитии экспериментальной и теоретической химии трудно переоценить. Можно выделить значительные даты в изучении роли водорода: Г. Дэви после изучения галогеноводородных кислот признал водород неотъемлемым элементом любых кислот вообще, с тех пор теории кислот и оснований играют в химии очень важную роль. Другие значительные вехи таковы: теория электролитической диссоциации С. Аррениуса и
В.Оствальда, созданная в 1880-хгг.; введение С. Сёренсеном в 1909 г. шкалы рН для концентрации ионов водорода; теория титрования кислот и оснований и теория индикаторов; введенная И. Брёнстедом в 1923 г. плодотворная концепция кислот и сопряженных с ними оснований как доноров и акцепторов протона соответственно. Самым важным соединением водорода, конечно же, является вода. Фактически водород образует больше химических соединений, чем любой другой элемент, включая углерод, и поэтому изучение его строения, свойств, а также свойств его соединений - одна из важнейших задач неорганической химии.
Цель работы:
- охарактеризовать водород как химический элемент;
- рассмотреть свойства водорода как простого вещества;
- дать характеристику важнейшим соединениям водорода.

1. 
   Характеристика водорода как химического элемента
   
   1. 
      Положение в Периодической системе химических элементов.
      

Особенность положения водорода в Периодической системе заключается в том, что он располагается в первом периоде, состоящем всего из двух химических элементов – водорода и гелия.
Однако водород имеет свойства, присущие как щелочным элементам, так и галогенам. Со щелочными элементами водород сближает степень окисления +1, обусловленная его способностью отдавать 1s-электрон, спектр излучения и способность замещать щелочные элементы в их соединениях. С галогенами – степень окисления -1, приобретаемая при присоединении 1s-электрона с заполнением внешнего энергетического уровня, строение молекулы, состоящей из двух атомов. Водород, также как и галогены, имеет низкие температуры плавления и кипения (t_пл= - 259,2 ºС, t_кип= - 252,8 ºС). Однако, в свойствах водорода и галогенов имеются и различи: потенциал ионизации водорода гораздо выше, чем у галогенов.
Исходя из этого, Д.И. Менделеев помещал водород и в первой, и в седьмой группах короткопериодной формы Периодической системы.

2. 
   Строение атома.
   

Электронная формула атома водорода 1s¹. В отличие от атомов других химических элементов (исключая гелий) его валентный электрон непосредственно находится под воздействием атомного ядра, так как в атоме водорода нет экранирующего электронного слоя. Поэтому энергия ионизации атома водорода велика (13,6 эВ).[2]
Несмотря на простую электронную конфигурацию, водород может существовать в более чем 50 различных формах, большая часть которых хорошо изучена. Такое количество форм возникает, во-первых, из- за возможности существования в газовой фазе таких атомных, молекулярных и ионизированных частиц, как Н, Н₂, Н⁺ и т.д.; во-вторых, из-за наличия трех изотопов ₁¹Н, ₁²Н (D) и ₁³Н (Т) существуют частицы D, D₂, HD, DT и т.д.
Водород представлен в природе преимущественно атомами, ядром которых является протон. Кроме того, земной водород содержит около 0,0156 % атомов дейтерия, в состав ядра которых входит также нейтрон, именно поэтому изменяется атомная масса водорода в разных образцах.
Добавление второго нейтрона приводит к неустойчивости ядра. Тритий радиоактивен, его период полураспада равен 12,33 лет, а испускаемые им β⁻ -частицы обладают низкой энергией. [1]

2. 
   Водород – простое вещество.
   
   1. 
      Физические свойства и получение водорода.
      

Водород – простое вещество существует в виде очень прочных двухатомных молекул Н₂. В нормальных условиях водород – газ, в 14,5 раза легче воздуха, самый легкий из всех газов. Он не имеет цвета, вкуса, запаха, температура плавления – 295 ºС, температура кипения −253 ºС, плотность твердого водорода 0,08 г/см³ – это самое легкое твердое вещество на Земле.
Водород можно получить при действии воды или разбавленных кислот на электроположительные металлы — щелочные, щелочноземельные, металлы 3-й и 4-й групп, лантаниды. Эти реакции протекают энергично, иногда даже со взрывом.
Удобными лабораторными методами служат взаимодействие амальгамы натрия или металлического кальция с водой, а также цинка с соляной (хлороводородной) кислотой (в аппарате Киппа). Используют также реакцию алюминия или ферросилиция с водным раствором гидроксида натрия. Для получения небольших количеств водорода удобно использовать гидриды металлов, которые при действии воды выделяют вдвое больше водорода по сравнению с его содержанием в самом гидриде, например:
СаН₂ + 2Н₂О → Са(ОН)₂ + 2Н₂
Удобным источником водорода (и кислорода) является электролизер с подкисленной водой и платиновыми электродами. При получении
водорода в больших количествах очень чистый продукт может быть получен электролизом теплого водного раствора гидроксида бария с никелевыми электродами. Этот метод дорог, но становится экономически оправданным в
промышленном масштабе, если он сочетается с производством хлора (и щелочи) (см. т. 2, с. 148). В других промышленных процессах используют
эндотермическую реакцию водяного пара с углеводородами или коксом:
С Н₄+Н₂О ^1100°С СО + ЗН₂
С + Н₂О ^{1000 °С} СО + Н₂ (водяной газ)

2. 
   Химические свойства водорода
   

Связь Н—Н является одной из самых прочных σ-связей (Е = 436 кДж),поэтому термическая диссоциация водорода становится заметной лишь при температуре выше 2000 °С. Этим объясняется тот факт, что при комнатной температуре водород относительно мало реакционноспособен.
При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, легко восстанавливает водные растворы хлорида палладия (II):
PdCl₂(ж) + Н₂ → Рd(тв) + 2HCl(ж)
Эту реакцию можно использовать как чувствительный тест на присутствие водорода. При облучении УФ-светом водород взаимодействует с хлором и бромом, при нагревании —с кислородом, серой, селеном, азотом, углеродом, иодом. Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму. Чем легче реагирующее вещество образует свободные радикалы, тем энергичнее протекает процесс. Взаимодействие с хлором — пример неразветвленной цепной реакции. Она начинается с распада молекулы хлора на атомы, содержащие неспаренный электрон, т. е. являющиеся свободными радикалами. Это становится возможным либо при облучении светом (фотохимическая активация), либо при нагревании (термическая активация):
С1₂ → 2С1• (инициирование цепи)
Cl• + Н₂ = НС1 + Н• (развитие цепи)
Н• + С1₂ = НС1 + Cl•
Реакция с кислородом начинается лишь при температуре выше 400 °С, а на воздухе — примерно при 600 °С. Однако в присутствии катализатора (платины, соединений родия) она становится возможной и при комнатной температуре. Взрыв гремучего газа — водородокислородной смеси — пример разветвленного цепного процесса, когда инициирование цепи включает не одну, а несколько стадий:
Н₂ → 2Н•
Н₂ + О₂= 2ОН•
Н• +О₂ = ОН• + •О•
•О• + Н₂ = ОН• + Н•
ОН• + Н₂ = Н₂О + Н•
Взрывного протекания процесса удается избежать, если работать с чистым водородом. Такой водород сгорает на воздухе, давая бесцветное пламя с высокой температурой.
В этих химических реакциях водород является восстановителем, т. е. отдает электрон: Н - е = Н⁺. В лабораторной практике водород используют в качестве восстановителя при получении металлов, а также оксидов и галогенидов в низких степенях окисления:
Bi₂О ₃ + ЗН₂ = 2Bi + ЗН₂О
Мn₃О ₄ + Н₂ = ЗМnО + Н₂О
2FeCl₃ + Н₂ = 2FeCl₂ + 2НС1
Чем выше температура, тем активнее водород. При 1000 °С он восстанавливает сульфаты до сульфидов:
BaSО₄ + 4Н₂ = BaS + 4Н₂О
Еще более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. За доли секунды атомы водорода рекомбинируют в молекулы с выделением энергии в видимом диапазоне — водород «светится». Высокой восстановительной активностью обладает также водород в момент выделения, образующийся при взаимодействии металла с кислотой. Данная реакция протекает на поверхности цинка, и образующийся при восстановлении ионов Н⁺ водород в первый момент содержит некоторую долю атомов Н, адсорбированных поверхностным слоем металла. Этим и объясняется его сильная восстановительная активность. Такой водород восстанавливает, например, СrСl₃ в СrСl₂:
2 СrСl₃ + 2НСl + 2Zn = 2 СrСl₂ + 2ZnCl₂ + Н₂
Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота(II):
2NO + 2Н₂ = N₂ + 2Н₂О
используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.
Восстановительные свойства водород проявляет также в реакциях гидрирования органических соединений, а также в процессах гидроформилирования:
RCH = CH ₂ + СО + Н₂ = RCH₂CH₂CHO
В настоящее время разрабатываются новые эффективные катализаторы, позволяющие осуществлять эти процессы при комнатной температуре.
При взаимодействии с активными металлами водород является окислителем: присоединяет электрон, превращаясь в гидрид-ион Н⁻ .
Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов получают прямым синтезом из простых веществ. Энергетические затраты на разрыв связи в молекуле Н₂ компенсируются энергией, выделяющейся при образовании ионной кристаллической решетки гидрида.
Н₂ + 2Nа → 2NаН
Н₂ + Са → СаН₂

3. 
   Применение водорода.
   

Водород находит широкое применение в промышленности. Значительное количество водорода расходуется на синтез аммиака. Часть
водорода идет на получение хлороводорода и соляной кислоты, гидрогенизацию растительных жиров, восстановление металлов (Mo, W, Fe) из оксидов. Высокотемпературное водород-кислородное пламя используют для сварки, резки и плавления металлов, для создания высокотемпературного поля для выращивания из оксидных расплавов монокристаллов искусственных минералов (рубины, изумруды и т.д.) . Были даже предложения использовать его для освещения помещений: цилиндр из негашеной извести, внесенный в такое пламя, начинает интенсивно светиться ярким белым светом, подобно мощной электролампе. В лабораторной практике водород используют для создания восстановительной атмосферы, в синтезе гидридов в качестве восстановителя.
Синтез-газ применяется в производстве метанола:
СО + 2H₂ ^{CuО, ZnО} СН₃ОН
альдегидов:
С Н₃-СН = СН ₂ ^HCo(CO) СН₃СН₂СН₂СНО
и высших алифатических спиртов, используемых в качестве детергентов.
Еще в 1930-е гг. были разработаны основы метода синтеза углеводородов из синтез-газа — неорганического сырья (синтез Фишера—Тропша):