МИНСКИЙ КОЛЛЕДЖ ТЕХНОЛОГИИ И ДИЗАЙНА ЛЕГКОЙ ПРОМЫШЛЕННОСТИ

Реферат

по дисциплине: Химия

Тема: «Водород и его соединения»

Подготовила: учащаяся Iкурса343 группы

Вискуп Елена

Проверил: Алябьева Н.В.

Минск 2009

Строение атома водорода в периодической системе

Степени окисления

Распространенность в природе

Водород как простое вещество

Соединения водорода

Список литературы

Строение атома водорода в периодической системе

Первый элемент периодической системы (1-й период, порядковый номер 1). Не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами и не принадлежит ни к какой группе, поэтому в таблицах условно помещается в IА группу и/или VIIA-группу.

Атом водорода наименьший по размерам и самый легкий среди атомов всех элементов. Электронная формула атома 1s 1 . Обычная форма существования элемента в свободном состоянии - двухатомная молекула.

Степени окисления

Атом водорода в соединениях с более электроотрицательными элементами проявляет степень окисления +1, например HF, H 2 O и др. А в соединениях с металлами-гидридах - степень окисления атома водорода равна -1, например NaH, CaH 2 и др. Обладает значением электроотрицательности средним между типичными металлами и неметаллами. Способен каталитически восстанавливать в органических растворителях, таких как уксусная кислота или спирт, многие органические соединения: ненасыщенные соединения до насыщенных, некоторые соединения натрия-до аммиака или аминов.

Распространенность в природе

Природный водород состоит из двух стабильных изотопов - протия 1 Н, дейтерия 2 Н и трития 3 Н. По-другому дейтерий обозначают как D, а тритий как Т. Возможны различные комбинации, например НТ, HD, TD, H 2 , D 2 , T 2 . Водород больше распространен в природе в виде различных соединений с серой (H 2 S), кислородом (в виде воды), углеродом, азотом и хлором. Реже в виде соединений с фосфором, йодом, бромом и другими элементами. Входит в состав всех растительных и животных организмов, нефти, ископаемых углей, природного газа, ряда минералов и пород. В свободном состоянии встречается очень редко в небольших количествах – в вулканических газах и продуктах разложения органических остатков. Водород является самым распространенным элементом во Вселенной (около 75%). Он входит в состав Солнца и большинства звезд, а также планет Юпитера и Сатурна, которые в основном состоят из водорода. На отдельных планетах водород может существовать в твердом виде.

Водород как простое вещество

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Физические свойства - газ без цвета и запаха. Быстрее других газов распространяется в пространстве, проходит через мелкие поры, при высоких температурах сравнительно легко проникает сквозь сталь и другие материалы. Обладает высокой теплопроводностью.

Химические свойства . В обычном состоянии при низких температурах малоактивен, без нагревания реагирует с фтором и хлором (при наличии света).

H 2 + F 2 2HF H 2 +Cl 2 hv 2HCl

С неметаллами взаимодействует активнее, чем с металлами.

При взаимодействии с различными веществами может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Соединения водорода

Одним из соединений водорода являются галогены. Они образуются при соединении водорода с элементами VIIA группы. HF, HCl, HBr и HIпредставляют собой бесцветные газы, хорошо растворимые в воде.

Cl 2 + H 2 OHClO + HCl; HClO-хлорная вода

Так как HBr и HI типичные восстановители, то их нельзя получить по обменной реакции как HCl.

CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HF

Вода - самое распространенное в природе соединение водорода.

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

Не имеет ни цвета, ни вкуса, ни запаха. Очень слабый электролит, но активно реагирует со многими металлами и неметаллами, основными и кислотными оксидами.

2Н 2 О+2Na = 2NaOH + H 2

Н 2 О + BaO = Ba(OH) 2

3Н 2 О + P 2 O 5 = 2H 3 PO 4

Тяжелая вода (D 2 O) – изотопная разновидность воды. Растворимость веществ в тяжелой воде значительно меньше чем в обычной. Тяжелая вода ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Накапливается в остатке электролиза при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Гидриды – взаимодействие водорода с металлами (при высокой температуре)или менее электроотрицательными чем водород неметаллами.

Si + 2H 2 =SiH 4

Сам же водород был открыт в первой половине 16в. Парацельсом. В 1776 Г. Кавендиш впервые исследовал его свойства, в 1783-1787 А. Лавуазье показал, что водород входит в состав воды, включил его в список химических элементов и предложил название «гидроген».

Список литературы

1. М.Б. Волович, О.Ф. Кабардин, Р.А. Лидин, Л.Ю. Аликберова, В.С. Рохлов, В.Б. Пятунин, Ю.А. Симагин, С.В Симонович/Справочник школьника/Москва «АСТ-ПРЕСС КНИГА» 2003.

2. И.Л. Кнуняц /Химическая энциклопедия/Москва «Советская энциклопедия»1988

3. И.Е. Шиманович /Химия 11/Минск «Народная асвета»2008

4. Ф.Коттон, Дж. Уилкинсон/Современная неорганическая химия/ Москва «Мир» 1969

Водород

Водород – первый элемент и один из двух представителей I периода Периодической системы. Атом водорода состоит из двух частиц – протона и электрона, между которыми существуют лишь силы притяжения. Водород и металлы IА-группы проявляют степень окисления +1, являются восстановителями и имеют сходство оптических спектров. Однако в состоянии однозарядного катиона Н + (протона) водород не имеет аналогов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до завершения внешнего электронного слоя. Подобно галогенам, водород проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию, и по составу молекул Э 2 . Но молекулярная орбиталь (МО) Н 2 не имеет ничего общего с таковыми молекул галогенов, в то же время МО Н 2 имеет определенное сходство с МО двухатомных молекул щелочных металлов, существующих в парообразном состоянии.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. На Земле по распространенности занимает 9-е место; в свободном состоянии встречается редко, и основная часть его входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также сложных веществ живых организмов.

Природный водород представляет собой смесь стабильных изотопов протия 1 Н (99,985%) и дейтерия 2 H (2 D), радиоактивного трития 3 Н (3 Т).

Простые вещества. Возможны молекулы легкого водорода – Н 2 (дипротий), тяжелого водорода – D 2 ­ (дидейтерий), Т 2 (дитритий), HD (протодейтерий), НТ (прототритий), DТ (дейтеротритий).

Н 2 (диводород, дипротий) – бесцветный трудносжижаемый газ, очень мало растворяется в воде, лучше – в органических растворителях, хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). В обычных условиях сравнительно мало активен и непосредственно взаимодей­ствует лишь со фтором; при повышенных температурах реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомарного водорода Н 0 , образующегося при термическом разложении молекулярного водорода или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса.

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами, оксидами металлов, галогенидами:

Н 2 0 + Cl 2 = 2Н +1 Cl; 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О; СuО + Н 2 = Сu + Н 2 О

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными ме­таллами:

2Nа + Н 2 0 = 2NаН –1

Получение и применение водорода. В промышленности водород получают главным образом из природ­ных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа. Производство водорода осно­вано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (II):

СН 4 + Н 2 О = СО + 3Н 2 (кат. Ni, 800°С)

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 (кат. Fe, 550°С)

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. Электролиз воды (электролитом обычно служит водный раствор щелочи) обеспечивает получение наиболее чистого водорода.

В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на растворы серной или хлороводородной кислоты:

Zn + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + Н 2

Водород используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлороводорода, для гидрогенизации твердого и жидкого топлива, жиров и т. д. В виде водяного газа (в смеси с СО) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), позволяющая сваривать и разрезать тугоплавкие металлы, кварц и пр. Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.

Соединения водорода (–I). Соединения водорода с менее электроотрицательными элементами, в которых он отрицательно поляризован относятся к гидридам , т.е. в основном его соединения с металлами.

В простых солеобразных гидридах существует анион Н – . Наиболее полярная связь наблюдается в гидридах активных металлов – щелочных и щелочно-земельных (например, КН, СаН 2). В химическом отно­шении ионные гидриды ведут себя как оснóвные соединения.

LiН + Н 2 О = LiОН + Н 2­­

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неметаллических элементов (например, гидриды состава SiH 4 и ВН 3). По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

SiH 4 + 3Н 2 О = Н 2 SiO 3 + 4Н 2

При гидролизе оснóвные гидриды образуют щелочь, а кислотные – кислоту.

Многие переходные металлы образуют гидриды с преимущественно металлическим характером связи нестехиометрического состава. Идеализированный состав металлических гидридов чаще всего отвечает формулам: М +1 Н (VН, NbН, ТаН), М +2 Н 2 (TiН 2 , ZrH 2) и М +3 Н 3 (UН 3 , РаН 3).

Соединения водорода (I). Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью. При обычных условиях – это газы (НCl, Н 2 S, Н 3 N), жид­кости (Н 2 О, НF, НNO 3), твердые вещества (Н 3 РO 4 , Н 2 SiO 3). Свойства этих соединений сильно зависят от природы электроотрицательного элемента.

Литий

Литий достаточно широко распространен в земной коре. Он входит в состав многих минералов, содержится в каменном угле, почвах, морской воде, а также в живых организмах. Наиболее ценны минералы – сподумен LiAl(SiО 3) 2 , амблигонит LiAl(PО 4)F и лепидолит Li 2 Al 2 (SiО 3) 3 (F,OH) 2 .

Простое вещество. Li (литий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл самый легкий из металлов. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой (Li 2 О, Li 3 N). Воспламенятся при умеренном нагревании (выше 200°С); окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель. По сравнению с натрием и собственно щелочными металлами (подгруппа калия) литий является химически менее активным металлом. В обычных условиях бурно реагирует со всеми галогенами. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в СО 2 . С металлами литий образует интерметаллические соединения. Кроме того, образует твердые растворы с Na, Al, Zn и с некоторыми другими металлами. Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород, еще легче взаимодействует с кислотами.

2Li + Н 2 О = 2LiОН + Н 2

2Li + 2НCl = 2LiСl + Н 2

3Li + 4НNO 3 (разб.) = 2LiNO 3 + NO + 2Н 2 O

Литий хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.

Получение и применение. Литий получают при вакуум-термическом восстановлении сподумена или оксида лития в качестве восстановителя применяют кремний или алюминий.

2Li 2 О + Si = 4Li + SiО 2

3Li 2 О + 2Al = 6Li + A1 2 О 3

При электролитическом восстановлении используют расплав эвтектической смеси LiCl-KCl.

Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Так, у сплавов алюминия с содержанием до 1% Li повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение 2% Li в техническую медь значительно увеличивает ее электрическую проводимость и т. д. Важнейшей областью применения лития является атомная энергетика (в качестве теплоносителя в атомных реакторах). Его используют как источник получения трития (3 Н).

Соединения лития (I). Бинарные соединения лития – бесцветные кристаллические вещества; являются солями или солеподобными соединениями. По химической природе, растворимости и характеру гидролиза они напоминают производные кальция и магния. Плохо растворимы LiF, Li 2 CО 3 , Li 3 PО 4 и др.

Пероксидные соединения для лития малохарактерны. Однако для него известны пероксид Li 2 О 2 , персульфид Li 2 S 2 и перкарбид Li 2 C 2 .

Оксид лития Li 2 О – оснóвный оксид, получается взаимодействием простых веществ. Активно реагирует с водой, кислотами, кислотными и амфотерными оксидами.

Li 2 О + Н 2 О = 2LiOH

Li 2 О + 2НCl(разб.) = 2LiCl + H 2 О

Li 2 О + CО 2 = Li 2 CО 3

Гидроксид лития LiOH – сильное основание, но по растворимости и силе уступает гидроксидам остальных щелочных металлов, и в отличие от них, при накаливании LiOH разлагается:

2LiOH ↔ Li 2 О + Н 2 О (800-1000°С, в атмосфере Н 2)

LiOH получают электролизом водных растворов LiCl. Применяется как электролит в аккумуляторах.

При совместной кристаллизации или сплавлении солей лития с однотипными соединениями других щелочных металлов образуются эвтектические смеси (LiNО 3 –KNО 3 и др.); реже образуются двойные соединения, например M +1 LiSО 4 , Na 3 Li(SО 4) 2 ∙6H 2 О и твердые растворы.

Расплавы солей лития и их смесей являются неводными растворителями; в них растворяется большинство металлов. Эти растворы имеют интенсивную окраску и являются очень сильными восстановителями. Растворение металлов в расплавленных солях важно для многих электрометаллургических и металлотермических процессов, для рафинирования металлов, проведения различных синтезов.

Натрий

Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Важнейшие минералы натрия: каменная соль или галит NaCl, мирабилит или глауберова соль Na 2 SO 4 ∙10H 2 О, криолит Na 3 AlF 6 , бура Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 О и др.; входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Соединения натрия содержатся в гидросфере (около 1,5∙10 т), в живых организмах (так, в крови человека ионы Na + составляют 0,32%, в мышечной ткани – до 1,5%).

Простое вещество. Na (натрий) – серебристо-белый, легкий, очень мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота (с азотом реагирует только при нагревании). Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С ртутью образует амальгаму (в отличие от чистого натрия, реакция с водой протекает спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет.

2Na + Н 2 О = 2NaOH + Н 2

2Na + 2НCl(разб.) = 2NaCl + Н 2

2Na + 2NaOH(ж) = 2Na 2 О + H 2

2Na + H 2 = 2NaH

2Na + Hal 2 = 2NaHal (комн., Hal = F, Cl; 150-200° C, Hal = Br, I)

2Na + NH 3 (г) = 2NaNH 2 + H 2

Co многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Так, с оловом дает ряд соединений: NaSn 6 , NaSn 4 , NaSn 3 , NaSn 2 , NaSn, Na 2 Sn, Na 3 Sn и др.; с некоторыми металлами дает твердые растворы.

Натрий хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина.

Получение и применение натрия. Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При электролитическом восстановлении NaCl используют эвтектическую смесь, например, NaCl-KCl (температура плавления почти на 300°С ниже, чем температура плавления NaCl).

2NaCl(ж) = 2Na + Cl 2 (эл. ток)

Натрий используется в металлотермии, органическом синтезе, ядерных энергетических установках (в качестве теплоносителя), клапанах авиационных двигателей, химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450-650° С.

Соединения натрия (I). Наиболее характерны ионные соединения кристаллического строения, отличающиеся тугоплавкостью, хорошо растворяются в воде. Труднорастворимы некоторые производные со сложными анионами, как гексагидроксостибат (V) Na; мало растворим NaHCO 3 (в отличие от карбоната).

При взаимодействии с кислородом натрий (в отличие от лития) образует не оксид, а пероксид: 2Na + O 2 = Na 2 O 2

Оксид натрия Na 2 O получают восстановлением Na 2 O 2 металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид NaO 3 и надпероксид натрия NaO 2 .

Из соединений натрия важное значение имеют его хлорид, гидроксид, карбонаты и многочисленные другие производные.

Хлорид натрия NaCl является основой для целого ряда важнейших производств, таких, как производство натрия, едкого натра, соды, хлора и др.

Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода ) NaOH – очень сильное основание. Применяется в разнообразных отраслях промышленности, главные из которых – производство мыл, красок, целлюлозы и др. Получают NaOH электролизом водных растворов NaCl и хи­мическими методами. Так, распространен известковый способ – взаимодействие раствора карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашеной известью):

Na 2 CO 3 + Са(ОН) 2 = 2NaOH + СаСO 3

Карбонаты натрия Na 2 CO 3 (кальцинированная сода ), Na 2 СО 3 ∙10Н 2 О (кристаллическая сода ), NaHCO 3 (питьевая сода ) используются в химической, мыловаренной, бумажной, текстильной, пищевой промышленности.

Подгруппа калия (калий, рубидий, цезий, франций)

Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлы. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Комплексообразование с неорганическими лигандами для К + , Rb + , Cs + нехарактерно.

Наиболее важными минералами калия являются: сильвин КCl, сильвинит NaCl∙KCl, карналлит KCl∙MgCl 2 ∙6H 2 О, каинит KCl∙MgSО 4 ∙3H 2 О. Калий (вместе с натрием) входит в состав живых организмов и всех силикатных пород. Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет (наиболее долгоживущий изотоп Fr с периодом полураспада 22 мин.).

Простые вещества. К (калий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, расплавом гидроксида калия. Практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). Образует интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Rb (рубидий) – белый, мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель; энергично реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Cs (цезий) – белый (на срезе светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О 2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н 2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. He реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет.

Fr (франций) – белый, весьма легкоплавкий щелочной металл. Радиоактивен. Самый реакционноспособный из всех металлов, по химическому поведению подобен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Н 2 . Выделены соединения франция FrClО 4 и Fr 2 методом осаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.

Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах, а также под слоем парафинового или вазелинового масла. Калий, кроме того, хорошо сохраняется под слоем керосина или бензина.

Получение и применение. Калий получают электролизом расплава КCl и натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида калия. Рубидий и цезий чаще получают вакуум-термическим восстановлением их хлоридов металлическим кальцием. Все щелочные металлы хорошо очищаются возгонкой в вакууме.

Металлы подгруппы калия при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны, и эта способность делает их ценным материалом для изготовления фотоэлементов.

Соединения калия (I), рубидия (I), цезия (I). Производные калия и его аналогов являются преимущественно солями и солеподобными соединениями. По составу, кристаллическому строению, растворимости и характеру сольволиза их соединения проявляют большое сходство с однотипными соединениями натрия.

В соответствии с усилением химической активности в ряду K–Rb–Cs возрастает тенденция к образованию пероксидных соединений. Так, при сгорании они образуют надпероксиды ЭО 2 . Косвенным путем можно получить также пероксиды Э 2 О 2 и озониды ЭО 3 . Пероксиды, надпероксиды и озониды – сильные окислители, легко разлагаются водой и разбавленными кислотами:

2КО 2 + 2Н 2 О = 2КОН + Н 2 О 2 + О 2

2КО 2 + 2НCl = 2КCl + Н 2 О 2 + О 2

4КО 3 + 2Н 2 О = 4КОН + 5О 2

Гидроксиды ЭОН – самые сильные основания (щелочи); при накаливании, подобно NaOH, возгоняются без разложения. При растворении в воде выделяется значительное количество теплоты. Наибольшее значение в технике имеет КОН (едкое кали), получаемый электролизом водного раствора КCl.

В противоположность аналогичным соединениям Li + и Na + их оксохлораты (VII) ЭОCl 4 , хлороплатинаты (IV) Э 2 РlCl 6 , нитритокобальтаты (III) Э 3 [Со(NO 2) 6 ] и некоторые другие труднорастворимы.

Из производных подгруппы наибольшее значение имеют соединения калия. Около 90% солей калия потребляется в качестве удобрении. Его соединения применяются также в производстве стекла, мыла.

Подгруппа меди (медь, серебро, золото)

Для меди наиболее характерны соединения со степенями окисления +1 и +2, для золота +1 и +3, а для серебра +1. Все они обладают ярко выраженной склонностью к комплексообразованию.

Все элементы IB-группы относятся к сравнительно малораспространенным. Наибольшее значение из природных соединений меди имеют минералы: медный колчедан (халькопирит ) CuFeS 2 , медный блеск Cu 2 S, а также куприт Cu 2 О, малахит CuСО 3 ∙Cu(ОН) 2 и др. Серебро входит в состав сульфидных минералов других металлов (Pd, Zn, Cd и др.). Для Cu, Ag и Au довольно обычны также арсенидные, стибидные и сульфидарсенидные минералы. Медь, серебро и особенно золото встречаются в природе в самородном состоянии.

Все растворимые соединения меди, серебра и золота ядовиты.

Простые вещества. Си (медь) – красный, мягкий, ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствии влаги и СO 2 , при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой. Переводится в раствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии O 2 , цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами металлов. Реагирует при нагревании с галогеноводородами.

Cu + H 2 SO 4 (конц., гор.) = CuSО 4 + SO 2 + H 2 O

Cu + 4НNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

ЗCu + 8НNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 O

2Cu + 4НCl(разб.) + O 2 = 2CuCl 2 + 2Н 2 O

Cu + Cl 2 (влаж., комн.) = CuCl 2

2Cu + O 2 (нагр.) = 2CuО

Cu + 4KCN(конц.) + Н 2 O = 2K + 2KOH + H 2

4Cu + 2O 2 + 8NH 3 + 2Н 2 O = 4OH

2Cu + СO 2 + O 2 + Н 2 O = Cu 2 СO 3 (ОН) 2 ↓

Ag (серебро) – белый, тяжелый, пластичный металл. Малоактивный (благородный металл); не реагирует с кислородом, водой, разбавленными хлороводородной и серной кислотами. Слабый восстановитель; реагирует с кислотами-окислителями. Чернеет в присутствии влажного H 2 S.

Ag + 2H 2 SO 4 (конц., гор.) = Ag 2 SO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O

3Ag + 4HNO 3 (paзб.) = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O

4Ag + H 2 S + О 2 (воздух) = 2Ag 2 S + 2H 2 O

2Ag + Наl 2 (нагр.) = 2AgHal

4Ag + 8KCN + 2H 2 O + O 2 = 4K + 4KOH

Аи (золото) – желтый, ковкий, тяжелый, высокоплавкий металл. Устойчив в сухом и влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, концентрированной серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, азотом, углеродом, серой. В растворе простых катионов не образует. Переводится в раствор «царской водкой» , смесями галогенов и галогеноводородных кислот, кислородом в присутствии цианидов щелочных металлов. Окисляется нитратом натрия при сплавлении, дифторидом криптона.

Au + HNO 3 (конц.) + 4НCl(конц.) = Н + NO + 2Н 2 O

2Au + 6H 2 SeO 4 (конц., гор.) = Au 2 (SeO 4) 3 + 3SeO 2 + 6Н 2 O

2Au + 3Cl 2 (до 150°C) = 2AuCl 3

2Au + Cl 2 (150-250°С) = 2AuCl

Au + 3Наl + 2ННаl(конц.) = Н + NO + 2Н 2 О (Hal = Cl, Br, I)

4Au + 8NaCN + 2Н 2 О + О 2 = 4Na + 4KOH

Au + NaN0 3 = NaAuО 2 + NO

Получение и применение. Медь получают пирометаллургическим восстановлением окисленных сульфидных концентратов. Выделяющийся при обжиге сульфидов диоксид серы SO 2 идет на производство серной кислоты, а шлак используется для производства шлакобетона, каменного литья, шлаковаты и пр. Восстановленную черновую медь очищают электрохимическим рафинированием. Из анодного шлама извлекают благородные металл, селен, теллур и др. Серебро получают при переработке полиметаллических (серебряно-свинцово-цинковых) сульфидных руд. После окислительного обжига, цинк отгоняют, медь окисляют, а черновое серебро подвергают электрохимическому рафинированию. При цианидном способе добычи золота сначала золотоносную породу отмывают водой, затем обрабатывают раствором NaCN на воздухе; при этом золото образует комплекс Na, из которого его осаждают цинком:

Na + Zn = Na 2 + 2Au↓

Этим способом можно выделять и серебро из бедных руд. При ртутном способе золотоносную породу обрабатывают ртутью с целью получения амальгамы золота, затем ртуть отгоняется.

Си, Ag и Au друг с другом и со многими другими металлами образуют сплавы. Из сплавов меди наибольшее значение имеют бронзы (90% Cu, 10% Sn), томпак (90% Cu, 10% Zn), мельхиор (68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe), нейзильбер (65% Cu, 20% Zn, 15% Ni), латунь (60% Cu, 40% Zn), а также монетные сплавы.

Ввиду высокой тепло- и электропроводимости, ковкости, хороших литейных качеств, большого сопротивления на разрыв и химической стойкости медь широко используется в промышленности, электротехнике, машиностроении. Из меди изготавливают электрические провода и кабели, различную промышленную аппаратуру (котлы, перегонные кубы и т.п.)

Серебро и золото вследствие мягкости обычно сплавляют с другими металлами, чаще с медью. Сплавы серебра служат для изготовления ювелирных и бытовых изделий, монет, радиодеталей, серебряно-цинковых аккумуляторов, в медицине. Сплавы золота применяются для электрических контактов, для зубопротезирования, в ювелирном деле.

Соединения меди (I), серебра (I) и золота (I). Степень окисления +1 наиболее характерна для серебра; у меди и, в особенности, у золота эта степень окисления проявляется реже.

Бинарные соединения Cu (I), Ag (I) и Au (I) – твердые кристаллические солеподобные вещества, в большинстве нерастворимые в воде. Производные Ag (I) образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ, а Cu (I) и Au (I) – при восстановлении соответствующих соединений Cu (II) и Au (III).

Для Cu (I) и Ag (I) устойчивы амминокомплексы типа [Э(NH 3) 2 ] + , и поэтому большинство соединений Cu (I) и Ag (I) довольно легко растворяется в присутствии аммиака, так:

CuCl + 2NH 3 = Cl

Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2(OH)

Гидроксиды типа [Э(NH 3) 2 ](OH) значительно устойчивее, чем ЭОН, и по силе приближаются к щелочам. Гидроксиды ЭОН неустойчивы, и при попытке их получения по обменным реакциям выделяются оксиды CuО (красный), Ag 2 O (темно-коричневый), так:

2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O + 2NaNO 3 + Н 2 O

Оксиды Э 2 O проявляют кислотные свойства при взаимодействии с соответствующими основными соединениями образуются купраты (I), аргентаты (I) и аураты (I).

Cu 2 O + 2NаОН(конц.) + Н 2 O = 2Na

Нерастворимые в воде и кислотах галогениды ЭНаl довольно значительно растворяются в растворах галогеноводородных кислот или основных галогенидов:

CuCl + HC1 = H AgI + KI = K

Аналогично ведут себя нерастворимые в воде цианиды ЭCN, сульфиды Э 2 S и пр.

Большинство соединений Cu (I) и Au (I) легко окисляется (даже кислородом воздуха), переходя в устойчивые производные Cu (II) и Au (III).

4CuCl + O 2 + 4НCl = 4CuCl 2 + 2Н 2 О

Для соединений. Cu (I) и Au (I) характерно диспропорционирование:

2CuC1 = СuCl 2 + Cu

3AuCl + КCl = K + 2Au

Большинство соединений Э (I) при небольшом нагревании и при действии света легко распадаются, поэтому их обычно хранят в банках из темного стекла. Светочувствительность галогенидов серебра используется для приготовления светочувствительных эмульсий. Оксид меди (I) применяют для окрашивания стекла, эмалей, а также в полупроводниковой технике.

Соединения меди (II). Степень окисления +2 характерна только для меди. При растворении солей Cu (II) в воде или при взаимодействии CuО (черного цвета) и Cu(ОН) 2 (голубого цвета) с кислотами образуются голубые аквакомплексы 2+ . Такую же окраску имеет большинство кристаллогидратов, например, Cu(NO 3) 2 ∙6H 2 O; встречаются также кристаллогидраты Cu (II), имеющие зеленую и темно-коричневую окраску.

При действии аммиака на растворы солей меди (II) образуются аммиакаты:

Cu(OH) 2 ↓ + 4NH 3 + 2H 2 = (OH) 2

Для меди (II) характерны также анионные комплексы – купраты (II). Так, Сu(ОН) 2 при нагревании в концентрированных растворах щелочей частично растворяется, образуя синие гидроксокупраты (II) типа M 2 +1 . В водных растворах гидроксокупраты (II) легко разлагаются.

В избытке основных галогенидов CuHal 2 образуют галогенокупраты (II) типа M +1 и М 2 +1 [СuНаl 4 ]. Известны также анионные комплексы Cu (II) с цианид-, карбонат-, сульфат- и другими анионами.

Из соединений меди (II) технически наиболее важен кристаллогидрат CuSO 4 ∙5H 2 O (медный купорос ) применяется для получения красок, для борьбы с вредителями и болезнями растений, служит исходными продуктом для получения меди и ее соединений и т. д.

Соединения меди (III), серебра (III), золота (III). Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Соединения меди (III) и серебра (III) неустойчивы и являются сильными окислителями.

Исходным продуктом для получения многих соединений золота является АuCl 3 , который получают взаимодействием порошка Аu с избытком Cl 2 при 200°С.

Галогениды, оксид и гидроксид Au (III) – амфотерные соединения с преобладанием кислотных свойств.

NaOH + Au(OH) 3 = Na

Au(OH) 3 + 4HN0 3 = H + 3H 2 O

AuHal 3 + M +1 Hal = M

Нитрато- и цианоаураты (III) водорода выделены в свободном состоянии. В присутствии солей щелочных металлов образуются аураты, например: М +1 , M +1 и др.

Соединения золота (V) и(VII). Взаимодействием золота и фторида криптона (II) получен пентафторид золота AuF 5:

2Au + 5KrF 2 = 2AuF 5 + 5Кr

Пентафторид AuF 5 проявляет кислотные свойства, с оснóвными фторидами образует фтороаураты (V).

NaF + AuF 5 = Na

Соединения Au (V) – очень сильные окислители. Так, AuF 5 окисляет даже XeF 2:

AuF 5 + XeF 2 = XeF 4 + AuF 3

Известны также соединения типа XeFAuF 6 , XeF 5 AuF 6 и некоторые другие.

Известен крайне неустойчивый фторид AuF 7 .

Водород

ВОДОРО́Д -а; м. Химический элемент (H), лёгкий газ без цвета и запаха, образующий в соединении с кислородом воду.

◁ Водоро́дный, -ая, -ое. В-ые соединения. В-ые бактерии. В-ая бомба (бомба огромной разрушительной силы, взрывное действие которой основано на термоядерной реакции). Водоро́дистый, -ая, -ое.

водоро́д

(лат. Hydrogenium), химический элемент VII группы периодической системы. В природе встречаются два стабильных изотопа (протий и дейтерий) и один радиоактивный (тритий). Молекула двухатомна (Н 2). Газ без цвета и запаха; плотность 0,0899 г/л, t кип - 252,76°C. Соединяется с многими элементами, с кислородом образует воду. Самый распространённый элемент космоса; составляет (в виде плазмы) более 70% массы Солнца и звёзд, основная часть газов межзвёздной среды и туманностей. Атом водорода входит в состав многих кислот и оснований, большинства органических соединений. Применяют в производстве аммиака, соляной кислоты, для гидрогенизации жиров и др., при сварке и резке металлов. Перспективен как горючее (см. Водородная энергетика).

ВОДОРОД

ВОДОРО́Д (лат. Hydrogenium), H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794. Химический символ водорода Н читается в нашей стране «аш», как произносится эта буква по-французски.
Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида - трития (см. ТРИТИЙ) 3 Н (период полураспада Т 1/2 12,43 года). Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ) ), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов (см. ГАЛОГЕНЫ) ).
Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos - первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном (см. ПРОТОН (элементарная частица)) , символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (см. ДЕЙТЕРИЙ) (лат Deuterium, от греческого deuteros - второй), для его обозначения используют символs 2 Н, или D (читается «де»), ядро d - дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos - третий), символ 2 Н или Т (читается «те»), ядро t - тритон.
Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s 1 . В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, –1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,024 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.
В свободном виде - легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.
История открытия
Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в 16 и 17 веках на заре становления химии как науки. Знаменитый английский физик и химик Г. Кавендиш (см. КАВЕНДИШ Генри) в 1766 исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона (см. ФЛОГИСТОН) помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик А. Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) совместно с инженером Ж. Менье (см. МЕНЬЕ Жан Батист Мари Шарль) , используя специальные газометры, в 1783 осуществил синтез воды, а затем и ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из нее получен. В 1787 Лавуазье пришел к выводу, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, и, следовательно, относится к числу химических элементов. Он дал ему название hydrogene (от греческого hydor - вода и gennao - рождаю) - «рождающий воду». Установление состава воды положило конец «теории флогистона». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев (см. СОЛОВЬЕВ Михаил Федорович) в 1824. На рубеже 18 и 19 веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами других элементов), и вес (масса) атома водорода был принят за единицу сравнения атомных масс элементов. Массе атома водорода приписали значение, равное 1.
Нахождение в природе
На долю водорода приходится около 1% массы земной коры (10-е место среди всех элементов). В свободном виде водород на нашей планете практически не встречается (его следы имеются в верхних слоях атмосферы), но в составе воды распространен на Земле почти повсеместно. Элемент водород входит в состав органических и неорганических соединений живых организмов, природного газа, нефти, каменного угля. Он содержится, разумеется, в составе воды (около 11% по массе), в различных природных кристаллогидратах и минералах, в составе которых имеется одна или несколько гидроксогрупп ОН.
Водород как элемент доминирует во Вселенной. На его долю приходится около половины массы Солнца и других звезд, он присутствует в атмосфере ряда планет.
Получение
Водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент - метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом:
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 и CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2
Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка с соляной кислотой.
Физические и химические свойства
При обычных условиях водород - легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м 3) бесцветный газ. Температура плавления –259,15 °C, температура кипения –252,7 °C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м 3 и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н 2 /Н - в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0 °C растворимость составляет менее 0,02 см 3 /мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо - в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.
Существует в виде двухатомных молекул Н 2 . Константа диссоциации Н 2 на атомы при 300 К 2,56·10 -34 . Энергия диссоциации молекулы Н 2 на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н 2 0,07414 нм.
Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин (см. СПИН) , то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н 2) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н 2) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н 2 и 25% п-Н 2 . Физические свойства п- и о-Н 2 немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 К. Превращение о-Н 2 в п-Н 2 сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.
В научной литературе неоднократно высказывались соображения о том, что при высоких давлениях (выше 10 ГПа) и при низких температурах (около 10 К и ниже) твердый водород, обычно кристаллизующийся в гексагональной решетке молекулярного типа, может переходить в вещество с металлическими свойствами, возможно, даже сверхпроводник. Однако пока однозначных данных о возможности такого перехода нет.
Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н 2 (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (со взрывом) только с газообразным фтором:
H 2 + F 2 = 2HF + Q.
Если смесь водорода и хлора при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор - металлический палладий (или платину). При поджигании смесь водорода и кислорода (так называемый гремучий газ (см. ГРЕМУЧИЙ ГАЗ) ) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде спокойно горит с выделением большого количества теплоты:
H 2 + 1/2O 2 = Н 2 О + 285,75 кДж/моль
С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400 °C в присутствии катализатора - железа:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.
Также только при нагревании водород реагирует с серой с образованием сероводорода H 2 S, с бромом - с образованием бромоводорода НBr, с иодом - с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором, кремнием, фосфором водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.
При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления –1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН 2 . Полимерный гидрид алюминия (AlH 3) x - один из самых сильных восстановителей - получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием, гафнием и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).
Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо, никель, свинец, вольфрам, медь и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450 °C и выше происходит восстановление железа водородом из его любого оксида, например:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем. Более активные металлы (в том числе и марганец) до металла из оксидов не восстанавливаются.
Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это - так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С 2 Н 4 , причем образуется этан С 2 Н 6:
С 2 Н 4 + Н 2 = С 2 Н 6 .
Взаимодействием оксида углерода(II) и водорода в промышленности получают метанол:
2Н 2 + СО = СН 3 ОН.
В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (см. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ) (два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э"... Н... Э"", причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.
Применение
Водород используют при синтезе аммиака NH 3 , хлороводорода HCl, метанола СН 3 ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием (см. ГИДРИРОВАНИЕ) природных растительных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода с водородом используют при сварке.
Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды - довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600 °C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются по меньшей мере до середины 21-го века.
Особенности обращения
Водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).
Биологическая роль
Биологическое значение водорода определяется тем, что он входит в состав молекул воды и всех важнейших групп природных соединений, в том числе белков, нуклеиновых кислот, липидов, углеводов. Примерно 10 % массы живых организмов приходится на водород. Способность водорода образовывать водородную связь играет решающую роль в поддержании пространственной четвертичной структуры белков, а также в осуществлении принципа комплементарности (см. КОМПЛЕМЕНТАРНОСТЬ) в построении и функциях нуклеиновых кислот (то есть в хранении и реализации генетической информации), вообще в осуществлении «узнавания» на молекулярном уровне. Водород (ион Н +) принимает участие в важнейших динамических процессах и реакциях в организме - в биологическом окислении, обеспечивающим живые клетки энергией, в фотосинтезе у растений, в реакциях биосинтеза, в азотфиксации и бактериальном фотосинтезе, в поддержании кислотно-щелочного равновесия и гомеостаза (см. ГОМЕОСТАЗ) , в процессах мембранного транспорта. Таким образом, наряду с кислородом и углеродом водород образует структурную и функциональную основы явлений жизни.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "водород" в других словарях:

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия

Лекция 29

Водород. Вода

План лекции:

Вода. Химические и физические свойства

Роль водорода и воды в природе

Водород как химический элемент

Водород - это единствен­ный элемент периодической системы Д. И. Менделеева, мес­тоположение которого неоднозначно. Его химический символ в таблице Менделеева записан дважды: и в IA,и в VIIAгруппах. Это объясняется тем, что водород имеет ряд свойств, объединяющих его как с щелочными металлами, так и с галогенами (табл. 14).

Таблица 14

Сравнение свойств водорода со свойствами щелочных металлов и галогенов

Сходство с щелочными металлами	Сходство с галогенами
На внешнем энергетическом уровне атомы водорода содержат один элект­рон. Водород относится к s-элемен­там	До завершения внешнего и единственного уровня атомам водорода, как и атомам гало­генов, недостает одного элект­рона
Водород проявляет восстано­вительные свойства. В резуль­тате окисления водород полу­чает наиболее часто встречаю­щуюся в его соединениях степень окисления +1	Водород, как и галогены, в соединениях с щелочными и щелочноземельными метал­лами имеет степень окисле­ния -1, что подтверждает его окислительные свойства.
Предполагается наличие в космосе твердого водорода с металлической кристалличе­ской решеткой.	Подобно фтору и хлору, водо­род при обычных условиях является газом. Его молеку­лы, как и молекулы галоге­нов, двухатомны и образованы за счет ковалентной неполяр­ной связи

В природе водород существует в виде трех изотопов с мас­совыми числами 1, 2 и 3: протий 1 1 Н, дейтерий 2 1 D и три­тий 3 1 Т. Первые два являются стабильными изотопами, а тре­тий - радиоактивен. В природной смеси изотопов преобла­дает протий. Количественные соотношения между изотопа­ми Н: D: Т составляют 1: 1,46 10 -5: 4,00 10 -15 .

Соединения изотопов водорода отличаются по свойствам друг от друга. Так, например, температура кипения и замерзания легкой протиевой воды (H 2 O) соответственно равны – 100 о С и 0 о С, а дейтериевой (D 2 O) – 101,4 о С и 3,8 о С. Скорость протекания реакций с участием легкой воды выше, чем тяжелой.

Во Вселенной водород является самым распространенным элементом - на его долю приходит­ся около 75% массы Вселенной или свыше 90% всех ее атомов. Водород входит в состав воды в ее важнейшую геологиче­скую оболочку Земли - гидросферу.

Водород образует, наряду с углеродом, все органические ве­щества, т. е. входит в состав живой оболочки Земли - био­сферы. В земной коре - литосфере - массовое содержание водо­рода составляет всего лишь 0,88%, т. е. он занимает 9-е мес­то среди всех элементов. Воздушная оболочка Земли - атмосфера содержит менее миллионной части общего объема, приходящейся на долю молекулярного водорода. Он встречается только в верхних слоях атмосферы.

Получение и применение водорода

Впервые водород был получен в XVI веке средневековым врачом и алхимиком Парацельсом, при погружении железной пластины в серную кислоту, а в 1766 году английским химиком Генри Кавендишом было доказано, что водород получается не только при взаимодействии железа с серной кислотой, но и других металлов с другими кислотами. Кавендиш также описал впервые свойства водорода.

В лабораторных условиях водород получают:

1. Взаимодействием металлов с кислотой:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

В промышленности водород получают следующими способами:

1. Электролиз водных растворов солей, кислот и щелочей. Чаще всего используют раствор поваренной соли:

2NaCl + 2H 2 O →эл. ток H 2 + Cl 2 + NaOH

2. Восстановление водяного пара раскаленным коксом:

С + Н 2 О → t СО + Н 2

Образующаяся смесь угарного газа и водорода называется водяным газом (синтез газ), и широко используется для синтеза различных химических продуктов (аммиака, метанола и др.). Для выделения водорода из водяного газа угарный газ превращают в углекислый, при нагревании с парами воды:

СО + Н 2 → t СО 2 + Н 2

3. Нагревание метана в присутствии паров воды и кислорода. Этот способ в настоящее время является основным:

2СН 4 + О 2 + 2Н 2 О → t 2СО 2 + 6Н 2

Водород широко применяется для:

1. промышленного синтеза аммиака и хлороводорода;

2. получения метанола и синтетического жидкого топлива в составе синтез-газа (2 объема водорода и 1 объем СО);

3. гидроочистки и гидрокрекинга нефтяных фрак­ций;

4. гидрогенизации жидких жиров;

5. резки и сварки металлов;

6. получения вольфрама, молибдена и рения из их оксидов;

7. космических двигателей в качестве топлива.

8. в термоядерных реакторах в качестве топлива использу­ются изотопы водорода.

Физические и химические свойства водорода

Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Плотность при н.у. 0,09 г/л (в 14 раз легче воздуха). Водород плохо растворим в воде (только 2 объема газа на 100 объемов воды), однако хорошо поглощается d-метал­лами - никелем, платиной, палладием (в одном объеме пал­ладия растворяется до 900 объемов водорода).

В химических реакциях водород проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Чаще всего водород выступает в качестве восстановителя.

1. Взаимодействие с неметаллами . Водород с неметаллами образует летучие водородные соединения (см. лекция 25).

С галогенами скорость реакции и условия протекания изменяются от фтора к иоду: с фтором водород реагирует со взрывом даже в темноте, с хлором реакция идет довольно спокойно при небольшом облучении светом, с бромом и иодом реакции обратимы и идут только при нагревании:

H 2 + F 2 → 2HF

H 2 + Cl 2 → hν 2HCl

H 2 + I 2 → t 2HI

С кислородом и серой водород реагирует при небольшом нагревании. Смесь кислорода и водорода в соотношении 1:2 называется гремучим газом :

Н 2 + О 2 → t Н 2 О

H 2 + S → t H 2 S

С азотом, фосфором и углеродом реакция происходит при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора. Реакции обратимы:

3H 2 + N 2 →кат., р, t2NH 3

2H 2 + 3P →кат., р, t3PH 3

H 2 + C →кат., p, t CH 4

2. Взаимодействие со сложными веществами. При высокой температуре водород восстанавливает металлы из их оксидов:

CuO + H 2 → t Cu + H 2 O

3. При взаимодействие со щелочными и щелочноземельными металлами водород проявляет окислительные свойства:

2Na + H 2 → 2NaH

Ca + H 2 → CaH 2

4. Взаимодействие с органическими веществами. Водород активно взаимодействует с со многими органическими веществами, такие реакции называются реакциями гидрирования. Подобные реакции более подробно будут рассмотрены в III части сборника «Органическая химия».

Водород (лат. Hydrogenium), H, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,0079. При обычных условиях Водород - газ; не имеет цвета, запаха и вкуса.

Распространение Водорода в природе. Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле - воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). В свободном состоянии Водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного Водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве Водород в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе Водород является самым распространенным элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звезд, основную часть газов межзвездной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного Н 2 , метана СН 4 , аммиака NH 3 , воды Н 2 О, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т. д. В виде потока протонов Водород входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула Водорода. Обыкновенный Водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: легкого Водорода, или протия (1 H), и тяжелого Водорода, или дейтерия (2 Н, или D). В природных соединениях Водорода на 1 атом 2 Н приходится в среднем 6800 атомов 1 Н. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым Водородом, или тритием (3 Н, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T ½ = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4·10 -15 % от общего числа атомов Водорода). Получен крайне неустойчивый изотоп 4 Н. Массовые числа изотопов 1 Н, 2 Н, 3 Н и 4 Н, соответственно 1, 2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только один протон, дейтерия - один протон и один нейтрон, трития - один протон и 2 нейтрона, 4 Н - один протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов Водорода обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом Водорода имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом Водород может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н - при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома Водород, а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра. Атом Водорода используется как модельный в квантовомеханических расчетах энергетических уровней других, более сложных атомов.

Молекула Водород Н 2 состоит из двух атомов, соединенных ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (то есть распада на атомы) составляет 4,776 эв. Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414Å. При высоких температурах молекулярный Водород диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарный Водород образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование Водорода в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы Н 2 .

Физические свойства Водорода. Водород - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°С и 1 атм. Водород кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,8°С и -259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура Водорода очень низка (-240°С), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см 2 (12,8 атм), критическая плотность 0,0312 г/см 3 . Из всех газов Водород обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°С и 1 атм 0,174 вт/(м·К), то есть 4,16·10 -4 кал/(с·см·°С). Удельная теплоемкость Водорода при 0°С и 1 атм С p 14,208 кДж/(кг·К), то есть 3,394 кал/(г·°С). Водород мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°С и 1 атм), но хорошо - во многих металлах (Ni, Pt, Pa и других), особенно в палладии (850 объемов на 1 объем Pd). С растворимостью Водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия Водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий Водород очень легок (плотность при -253°С 0,0708 г/см 3) и текуч (вязкость при -253°С 13,8 спуаз).

Химические свойства Водорода. В большинстве соединений Водород проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий I группу системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион Водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H - построен подобно хлориду Na + Cl - . Этот и некоторые других факты (близость физических свойств Водорода и галогенов, способность галогенов замещать Водород в органических соединениях) дают основание относить Водород также и к VII группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный Водород обладает повышенной химические активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом Водород образует воду:

Н 2 + 1 / 2 О 2 = Н 2 О

с выделением 285,937 кДж/моль, то есть 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объему) от 4 до 94% Н 2 , а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% Н 2 (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом). Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, и т. д.

С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н 2 + Cl 2 = 2НСl.

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях. При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н 2 + S = H 2 S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан).

Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя гидриды:

Н 2 + 2Li = 2LiH.

Важное практическое значение имеют реакции Водорода с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие. Ненасыщенные углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например:

С n Н 2n + Н 2 = С n Н 2n+2 .

Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

Получение Водорода. Основные виды сырья для промышленного получения Водорода - газы природные горючие, коксовый газ и газы нефтепереработки. Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешевой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия):

СН 4 + H 2 О = СО + ЗН 2 ,

и неполное окисление углеводородов кислородом:

СН 4 + 1 / 2 О 2 = СО + 2Н 2

Образующийся оксид углерода (II) также подвергается конверсии:

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 .

Водород, добываемый из природного газа, самый дешевый.

Из коксового газа и газов нефтепереработки Водород выделяют путем удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем Водород, при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор КОН или NaOH (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях Водород получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской Водород в баллонах.

Применение Водорода. В промышленном масштабе Водород стали получать в конце 18 века для наполнения воздушных шаров. В настоящее время Водород широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака. Крупным потребителем Водорода является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина и других продуктов, получаемых синтезом из Водорода и оксида углерода (II). Водород применяют для гидрогенизации твердого и тяжелого жидкого топлив, жиров и других, для синтеза HCl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы Водорода - дейтерий и тритий.

Фенолы

Строение
Гидроксильная группа в молекулах органических соединений может быть связана с ароматическим ядром непосредственно, а может быть отделена от него одним или несколькими атомами углерода. Можно ожидать, что в зависимости от этого свойства веществ будут существенно отличаться друг от друга из-за взаимного влияния групп атомов (вспомните одно из положений теорииБутлерова). И действительно, органические соединения, содержащие ароматический радикал фенил С 6 Н 5 -, непосредственно связанный с гидроксильной группой, проявляют особые свойства, отличные от свойств спиртов. Такие соединения называют фенолами.

Фенолы - органические вещества, молекулы которых содержат радикал фенил, связанный с одной или несколькими гидроксигруппами.
Так же как и спирты, фенолы классифицируют по атомности, т. е. по количеству гидроксильных групп.Одноатомные фенолы содержат в молекуле одну гидроксильную группу:

Существуют и другие многоатомные фенолы , содержащие три и более гидроксиль-ные группы в бензольном кольце.
Познакомимся подробнее со строением и свойствами простейшего представителя этого класса - фенолом С6Н50Н. Название этого вещества и легло в основу названия всего класса - фенолы.

Физические свойства
Твердое бесцветное кристаллическое вещество, tºпл = 43 °С, tº кип = °С, с резким характерным запахом. Ядовит. Фенол при комнатной температуре незначительно растворяется в воде. Водный раствор фенола называют карболовой кислотой. При попадании на кожу он вызывает ожоги, поэтому с фенолом необходимо обращаться осторожно.
Строение молекулы фенола
В молекуле фенола гидроксил непосредственно связан с атомом углерода бензольного ароматического ядра.
Вспомним строение групп атомов, образующих молекулу фенола.
Ароматическое кольцо состоит из шести атомов углерода, образующих правильный шестиугольник, вследствие,sр 2 -гибридизации электронных орбиталей шести атомов углерода. Эти атомы связаны Þ-связями. Не участвующие в образовании ст-связей р-электроны каждого атома углерода, перекрывающиеся по разные стороны плоскости Þ-связей, образуют две части единого шестиэлектронного п -облака, охватывающего все бензольное кольцо (ароматическое ядро). В молекуле бензола С6Н6 ароматическое ядро абсолютно симметрично, единое электронное п -облако равномерно охватывает кольцо атомов углерода под и над плоскостью молекулы (рис. 24). Ковалентная связь между атомами кислорода и водорода гидроксиль-ного радикала сильно полярна, общее электронное облако связи О-Н смещено в сторону атома кислорода, на котором возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода - частичный положительный заряд. Кроме того, атом кислорода в гидроксильной группе имеет две неподеленные, принадлежащие только ему электронные пары.

В молекуле фенола гидроксильный радикал взаимодействует с ароматическим ядром, при этом неподеленные электронные пары атома кислорода взаимодействуют с единым тс-облаком бензольного кольца, образуя единую электронную систему. Такое взаимодействие неподеленных электронных пар и облаков тг-связей называют сопряжением. В результате сопряжения неподеленной электронной пары атома кислорода гидроксигруппы с электронной системой бензольного кольца уменьшается электронная плотность на атоме кислорода. Это снижение компенсируется за счет большей поляризации связи О-Н, что, в свою очередь, приводит к увеличению положительного заряда на атоме водорода. Следовательно, водород гидроксильной группы в молекуле фенола имеет «кислотный» характер.
Логично предположить, что сопряжение электронов бензольного кольца и гидроксильной группы сказывается не только на ее свойствах, но и на реакционной способности бензольного кольца.
В самом деле, как вы помните, сопряжение неподеленных пар атома кислорода с л-облаком бензольного кольца приводит к перераспределению электронной плотности в нем. Она понижается у атома углерода, связанного с ОН-группой (сказывается влияние электронных пар атома кислорода) и повышается у соседних с ним атомов углерода (т. е. положения 2 и 6, или орто-положения). Очевидно, что повышение электронной плотности у этих атомов углерода бензольного кольца приводит к локализации (сосредоточению) отрицательного заряда на них. Под влиянием этого заряда происходит дальнейшее перераспределение электронной плотности в ароматическом ядре - смещение ее от 3-го и 5-го атомов (.мета-положение) к 4-му (орто-положение). Эти процессы можно выразить схемой:

Таким образом, наличие гидроксильного радикала в молекуле фенола приводит к изменению л-облака бензольного кольца, увеличению электронной плотности у 2, 4 и 6-го атомов углерода (орто-, дара-положения) и уменьшению электронной плотности у 3-го и 5-го атомов углерода (мета-положения).
Локализация электронной плотности в орто- и пара-положениях делает их наиболее вероятными для атак электрофильных частиц при взаимодействии с другими веществами.
Следовательно, влияние радикалов, составляющих молекулу фенола, взаимно, и оно определяет его характерные свойства.
Химические свойства фенола
Кислотные свойства
Как уже было сказано, атом водорода гидроксильной группы фенола обладает кислотным характером. Кислотные свойства у фенола выражены сильнее, чем у воды и спиртов. В отличие от спиртов и воды фенол реагирует не только с щелочными металлами, но и с щелочами с образованием фенолятов.
Однако кислотные свойства у фенолов выражены слабее, чем у неорганических и карбоновых кислот. Так, например, кислотные свойства фенола примерно в 3000 раз меньше, чем у угольной кислоты. Поэтому, пропуская через водный раствор фенолята натрия углекислый газ, можно выделить свободный фенол:

Добавление к водному раствору фенолята натрия соляной или серной кислоты также приводит к образованию фенола.
Качественная реакция на фенол
Фенол реагирует с хлоридом железа(ІІІ) с образованием интенсивно окрашенного в фиолетовый цвет комплексного соединения.
Эта реакция позволяет обнаруживать его даже в очень незначительных количествах. Другие фенолы, содержащие одну или несколько гидроксильных групп в бензольном кольце, также дают яркое окрашивание сине-фиолетовых оттенков в реакции с хлоридом железа(ІІІ).
Реакции бензольного кольца
Наличие гидроксильного заместителя значительно облегчает протекание реакций электрофильного замещения в бензольном кольце.
1. Бромирование фенола. В отличие от бензола для бромирования фенола не требуется добавления катализатора (бромида железа(ІІІ)).
Кроме того, взаимодействие с фенолом протекает селективно (избирательно): атомы брома направляются в орто- и пара-положения, замещая находящиеся там атомы водорода. Селективность замещения объясняется рассмотренными выше особенностями электронного строения молекулы фенола. Так, при взаимодействии фенола с бромной водой образуется белый осадок 2,4,6-трибромфенола.
Эта реакция, так же как и реакция с хлоридом железа(ІІІ), служит для качественного обнаружения фенола.

2. Нитрование фенола также происходит легче, чем нитрование бензола. Реакция с разбавленной азотной кислотой идет при комнатной температуре. В результате образуется смесь орто- и пара-изомеров нитрофенола:

3. Гидрирование ароматического ядра фенола в присутствии катализатора происходит легко.
4. Поликонденсация фенола с альдегидами, в частности, с формальдегидом, происходит с образованием продуктов реакции - фенолформальдегидных смол и твердых полимеров.
Взаимодействие фенола с формальдегидом можно описать схемой:

Вы, наверное, заметили, что в молекуле димера сохраняются «подвижные» атомы водорода, а значит, возможно дальнейшее продолжение реакции при достаточном количестве реагентов.
Реакция поликонденсации, т. е. реакция получения полимера, протекающая с выделением побочного низкомолекулярного продукта (воды), может продолжаться и далее (до полного израсходования одного из реагентов) с образованием огромных макромолекул. Процесс можно описать суммарным уравнением:

Образование линейных молекул происходит при обычной температуре. Проведение же этой реакции при нагревании приводит к тому, что образующийся продукт имеет разветвленное строение, он твердый и нерастворимый в воде. В результате нагревания феноло-формальдегидной смолы линейного строения с избытком альдегида получаются твердые пластические массы с уникальными свойствами. Полимеры на основе феноло-формальдегидных смол применяют для изготовления лаков и красок, пластмассовых изделий, устойчивых к нагреванию, охлаждению, действию воды, щелочей и кислот, они обладают высокими диэлектрическими свойствами. Из полимеров на основе фенолформальдегидных смол изготавливают наиболее ответственные и важные детали электроприборов, корпуса силовых агрегатов и детали машин, полимерную основу печатных плат для радиоприборов.

Клеи на основе феноло-формальдегидных смол способны надежно соединять детали самой различной природы, сохраняя высочайшую прочность соединения в очень широком диапазоне температур. Такой клей применяется для крепления металлического цоколя ламп освещения к стеклянной колбе. Теперь вам стало понятно, почему фенол и продукты на его основе находят широкое применение (схема 8).