8.2 Водород, его получение

8.2.  Водород, его получение, свойства и применение. Пероксид водорода

Исторические сведения

Еще в средние века ученый Парацельс заметил, что при действии кислот на железо выделяются пузырьки какого-то «воздуха». Ломоносов называл его «горючим паром». Водород открыт в 1766 г. английским физико-химиком Г. Кавендишем при взаимодействии цинка с кислотами он наблюдал выделение газа, сгорающего на воздухе с образованием воды.

Кавендиш первым изучил свойства водорода. Он обнаружил, что это необычайно легкий газ – он в 14 раз легче воздуха. Это свойство водорода позже использовали для наполнения воздушных шаров и дирижаблей.

Вес водорода Кавендиш вычислил, вычитая из веса колбы с кислотой и цинком до реакции вес колбы после реакции. А как измерить объем выделившегося газа? Очень просто: возьмем сосуд с реагентами, выведем из него газоотводную трубку и накроем сосуд колбой, закрепленной на воде таким образом, чтобы давление в колбе было равно атмосферному, тогда мы сможем точно определить изменение объема газа в колбе при неизменном давлении. Разделим изменение веса сосуда до реакции и после – получим плотность водорода!

Взвешивание водорода

Кавендиш, так же, как и многие ученые того времени, считал, что в металлах присутствует флогистон – особое вещество, необходимое для горения. Полученный из эксперимента вес водорода не мог быть весом флогистона, ведь флогистон невесом. Для того, чтобы разрешить это противоречие, Кавендиш предположил, что водород – это соединение флогистона с кислородом.

Страница книги Кавендиша, эксперименты с водородом

Пытаясь удалить флогистон из воздуха, Кавендиш пропустил электрическую искру через смесь воздуха с водородом, и, к удивлению своему, обнаружил выделившуюся в результате реакции чистую воду без запаха, которая высыхала, не оставляя следа. Генри Кавендиш с большой осторожностью делал выводы из своих экспериментов, и на этот раз он только упомянул о том, что, видимо, опыт может быть истолкован как доказывающий отсутствие флогистона.

Водород в природе

В рукавах галактики M33 большое количество областей ионизированного водорода, в которых происходит рождение новых звезд

Водород – самый распространенный элемент в космосе (Солнце, большие планеты Юпитер и Сатурн, звезды, межзвездная среда, туманности); в состав космической материи входит 63 % H, 36 % He и 1 % всех остальных элементов. На Земле водород – третий по химической распространенности элемент (после O и Si), основа гидросферы. Встречается в химически связанном виде (вода, живые организмы, нефть, природный газ, минералы), содержится в верхних слоях атмосферы. В атмосфере водорода мало – около 1∙10^–5 %, зато в воде – более 10 %.

Атом водорода наименьший по размерам и самый легкий среди атомов всех элементов. В природном водороде присутствуют три изотопа: протий (99,984 %), дейтерий (0,016 %) и тритий, в незначительном количестве образующийся в верхних слоях атмосферы (на Земле всего 2 кг трития). У обычного водорода (протия) – самый простой атом, состоящий из одного протона и одного электрона, с электронной формулой 1s¹.

Физические свойства водорода

Водород Н₂ – это бесцветный газ, без запаха и вкуса, устойчив к нагреванию до 2000 °С. Практически не растворяется в воде. Водород переходит в жидкое состояние при очень низкой температуре: –252,87 °С и кристаллизуется при –259,19 °С.

Жидкий водород – самая легкая жидкость (плотность 0,067 г/см³ при температуре –250 °С), а твердый водород – самое легкое твердое вещество (плотность 0,076 г/см³). Примечательным свойством водорода является его способность растворяться в некоторых металлах (например, в платине и палладии). Так, 1 объем палладия может поглотить до 850 объемов водорода!

Химические свойства водорода

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.

Водород вступает в реакции с простыми и сложными веществами:

- Взаимодействие водорода с металлами приводит к образованию сложных веществ - гидридов, в химических формулах которых атом металла всегда стоит на первом месте:

   При высокой температуре Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (LiН, NaН, КН, СаН₂ и др.):

Н₂ + 2Li = 2LiH

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑

- При взаимодействии водорода с неметаллами образуются летучие водородные соединения. В химической формуле летучего водородного соединения, атом водорода может стоять как на первом так и на втором месте, в зависимости от местонахождения в ПСХЭ:

1). С кислородом Водород образует воду: 

          2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q 

При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом(смесь 2 объемов Н₂ и 1 объема О₂ называется гремучим газом). 

2). С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н₂ + Cl₂ = 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 йодом только при нагревании.

3). С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях.

4). При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н₂ + S = H₂S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром.

5). С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н₂ + С (аморфный) = СН₄ (метан)

- Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов, при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород - проявляет свойства восстановителя:

Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:

CuO + H₂ = Cu + H₂O,

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О, и т. д.

Применение водорода

В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной надписью "Водород".

    Водород используется для превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов (германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.).

    Практическое применение водорода многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в пищевой - для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде, используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое потребление водорода превышает 1 млн. т.  

Получение водорода

Генри Кавендиш впервые получил водород взаимодействием разбавленных серной и соляной кислот с металлами цинком, железом и оловом:

Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑,

Zn + 2HCl(разб.) = ZnCl2 + H2↑,

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑,

Fe + 2HCl(разб.) = FeCl2 + H2↑,

Sn + H2SO4(разб.) = SnSO4 + H2↑,

Sn + 2HCl(разб.) = SnCl2 + H2↑.

Получение водорода в промышленности ведут электролизом воды или водных растворов солей, например, хлорида натрия. Кроме того, в промышленных масштабах получают так называемый «водяной газ» – смесь водорода и монооксида углерода. Для этого водяной пар пропускают через колонну с раскаленным углеродом (коксом). Водород получают также взаимодействием природного газа (метана) с водой при высокой температуре.

В лаборатории для получения водорода используют взаимодействие разбавленных кислот (серной, соляной) с цинком (уравнение реакции см. выше), алюминия с растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

или реакции натрия и гидрида кальция с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑,

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2↓ + 2H2↑.

Пероксид (перекись) водорода

 Кроме воды, известно другое соединение водорода с кислородом - пероксид водорода (Н₂О₂). В природе он образуется как побочный продукт при окислении многих веществ кислородом воздуха. Следы его постоянно содержатся в атмосферных осадках. Пероксид водорода частично образуется также в пламени горящего водорода, но при остывании продуктов сгорания разлагается.

    В довольно больших концентрациях (до нескольких процентах) Н₂О₂ может быть получена взаимодействием водорода в момент выделения с молекулярным кислородом. Пероксид водорода частично образуется также при нагревании до 2000 °С влажного кислорода, при прохождении тихого электрического разряда сквозь влажную смесь водорода с кислородом и при действии на воду ультрафиолетовых лучей или озона.

Физические свойства

    Чистый пероксид водорода - бесцветная сиропообразная жидкость (с плотностью около 1,5 г/мл), под достаточно уменьшенным давлением перегоняющуюся без разложения. Замерзание  Н₂О₂  сопровождается сжатием (в отличие от воды). Белые кристаллы пероксида водорода плавятся при -0,5 °С, т. е. почти при той же температуре, что и лёд.

    Теплота плавления пероксида водорода составляет 13 кДж/моль, теплота испарения - 50 кДж/моль (при 25 °С). Под обычным давлением чистый  Н₂О₂  кипит при 152 °С с сильным разложением (причём пары могут быть взрывоопасны). Для его критических температуры и давления теоретически рассчитаны значения 458 °С и 214 атм. Плотность чистого  Н₂О₂  равна 1,71 г/см3 в твёрдом состоянии, 1,47 г/см3 при 0 °С и 1,44 г/см3 при 25 °С. Жидкий пероксид водорода, подобно воде, сильно ассоциирована. Показатель преломления  Н₂О₂  (1,41), а также её вязкость и поверхностное натяжение несколько выше, чем у воды (при той же температуре).

Химические свойства

Чем чище пероксид водорода, тем медленнее она разлагается при хранении. Особенно активными катализаторами разложения  Н₂О₂  являются соединения некоторых металлов (Сu, Fe, Mn и др.), причём заметно действуют даже такие их следы, которые не поддаются прямому аналитическому определению. Для связывания этил металлов к пероксиду водорода в качестве "стабилизатора" часто добавляют немного (порядка 1:10 000) пирофосфата натрия - Na₄P₂O₇.

    Сама по себе щелочная Среда не вызывает разложения пероксида водорода, но сильно способствует её каталитическому распаду. Напротив, кислотная среда этот распад затрудняет. Поэтому раствор  Н₂О₂  часто подкисляют серной или фосфорной кислотой. Разложение пероксида водорода идёт быстрее при нагревании и на свету, поэтому хранить его следует в тёмном прохладном месте.

    Подобно воде, пероксид водорода хорошо растворяет многие соли. С водой (также со спиртом) она смешивается в любых соотношениях. Разбавленный его раствор имеет неприятный "металлический" вкус. При действии на кожу крепких растворов получаются ожоги, причём обожженное место окрашивается в белый цвет.

    Ниже сопоставлена растворимость некоторых солей в воде и пероксиде водорода при 0 °С (г на 100 г растворителя):

	КСl	NaCl	NaNO3	Na2SO4	K2SO4
Н2О	28,2	35,6	73,3	4,9	7,3
Н2О2	63,3	20,5	30,9	26,7	96,1

Из приведённых примеров видно, что при переходе от Н₂О к  Н₂О₂ происходит не простое смещение растворимости в ту или иную сторону, а проявляется его сильная зависимость от химической природы солей.

    Несмотря на большое сходство пероксида водорода с водой по составу и ряду свойств, смеси их замерзают при гораздо более низкой температуре, чем каждое вещество в отдельности. Существуют смеси замерзающие лишь ниже -50 °С. При таких условиях может образоваться очень нестойкое соединений состава  Н₂О₂·2Н₂О. Следует отметить, что содержащие более 50%  Н₂О₂  водные растворы (равно как и безводный пероксид водорода) весьма склонны к переохлаждению. С эфиром пероксид водорода, подобно воде, смешивается лишь ограничено.

    Пероксид водорода является сильным окислителем, т. е. легко отдаёт свой лишний (по сравнению с более устойчивым соединением - водой) атом кислорода. Так, при действии безводной и даже высококонцентрированной  Н₂О₂  на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Практическое применение пероксида водорода основано главным образом на его окисляющем действии. Ежегодное мировое производство  Н₂О₂  превышает 100 тыс. т.

    Характерный для пероксида водорода окислительный распад может быть схематически изображён так:

Н₂О₂  = Н₂О + О (на окисление)

    Кислая среда более благоприятствует этому распаду, чем щелочная.

   Значительно менее характерен для пероксида водорода восстановительный распад по схеме:

Н₂О₂  = О₂ + ₂ Н (на восстановление)

    Щелочная Среда более благоприятствует такому распаду, чем кислая.

    Восстановительный распад пероксида водорода имеет место, например, в присутствии оксида серебра:

Ag₂O + Н₂О₂ = 2 Ag + H₂O + O₂

    Аналогично, по существу, протекает его взаимодействие с озоном (О₃ +  Н₂О₂ = 2 Н₂О + 2 О₂) и с перманганатом калия в кислой среде:

2 КMnO₄ + 5 Н₂О₂ + 3 H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2 MnSO₄ + 5 O₂ + 8 H₂O

    Последняя реакция применяется для количественного определения пероксида водорода.

    Пероксид водорода обладает очень слабо выраженными кислотными свойствами. При её взаимодействии с гидроксидами некоторых металлов образуются соответствующие пероксиды, которые следует рассматривать как соли пероксида водорода. Так идёт реакция, например, с гидроксидом бария:

Ва(ОН)₂ +  Н₂О₂  = ВаО₂ + 2 Н₂О

    Соли пероксида водорода характеризуются наличием в молекулах пероксидной цепочки из двух атомов кислорода. У нормальных оксидов подобные цепочки не имеется. Например:

Na-O-O-Na и О=С=О

    В связи с этим отношение пероксидов и нормальных оксидов к кислотам различно - первые реагируют с образованием пероксида водорода, а вторые дают воду:

ВаО₂ + Н₂SO₄ = BaSO₄ + Н₂О₂

SnO₂ + 2 H₂SO₄ = Sn(SO₄)₂ + 2 H₂O

    Путём изучения продуктов реакции с кислотами можно, таким образом, установить, является ли данное кислородное соединение пероксидом или оксидом.

    Водородные атомы пероксида водорода могут быть замещены не только на металл, но и на некоторые радикалы кислотного характера. В последнем случае получаются кислоты, содержащие в составе молекулы пероксидную цепочку и называемые надкислотами. Они являются, следовательно, производными пероксида водорода (и подобно последней обладают сильными окислительными свойствами). Примером может служить надсерная кислота, схематическая формула которой:

НO₃S-O-O-SO₃H

    Соли пероксида водорода являются наиболее обычными представителями пероксидов. Последние можно в общей формуле определить как химические соединения, содержащие непосредственно связанные друг с другом атомы кислорода. Обычные оксиды таких кислород-кислородных мостиков не содержат, чем принципиально и отличаются от пероксидов.

    Сообщалось, что при взаимодействии Н₂ и О₂ с использованием электрического разряда удалось получить Н₂О₃. По данным инфракрасной спектроскопии, молекула имеет структуру О(ОН)₂, причём связи О-О примерно на 5% длиннее и на 25% слабее, чем в Н₂О₂. При -60 °С разложение Н₂О₃ происходит за несколько часов на воду и кислород. В обычных условиях этот надпероксид совершенно неустойчив.

Применение

    Более половины всего вырабатываемого пероксида водорода расходуется на отбелку различных материалов, проводимую обычно в очень разбавленных (0,1-1%) водных растворов  Н₂О₂. Важное преимущество пероксида водорода перед другими окислителями заключается в "мягкости" действия, благодаря чему сам отбеливаемый материал почти не затрагивается. С этим же связано и медицинское использование очень разбавленных раствором пероксида водорода в качестве антисептика (для полоскания горла и т. д.).

    Очень концентрированные (80% и выше) водные растворы  Н₂О₂  находят применение в качестве источников энергии и самостоятельно (с помощью катализаторов быстрого разложения  Н₂О₂ из одного литра жидкого пероксида водорода можно получить около 5000 л нагретой до 700 °С смеси кислорода с водяным паром), и как окислитель реактивных топлив. Пероксид водорода применяется как окислитель в химических производствах, как исходное сырьё для получения пероксидных соединений, инициатор полимеризационных процессов, при изготовлении некоторых пористых изделий, для искусственного старения вин, крашения волос, вывода пятен и т. д.  

Получение

    Пероксид водорода проще всего получать из пероксида бария (ВаО2), действуя на неё разбавленной серной кислотой:

ВаО₂ + Н₂SO₄ = BaSO₄ + Н₂О₂

    При этом наряду с пероксидом водорода образуется нерастворимый в воде сульфат бария, от которого жидкость может быть отделена фильтрованием. Продаётся Н2О2 обычно в виде 3%-ного водного раствора.

    Продолжительным упариванием обычного 3%-ного водного раствора Н₂О₂ при 60-70 °С можно довести содержание в нём пероксида водорода до 30%. Для получения более крепких растворов отгонку воды приходится производить под уменьшенным давлением. Так, при 15 мм рт. ст. сначала (примерно с 30 °С) отгоняется главным образом вода, а когда температура достигает 50 °С, в перегонной колбе остаётся очень концентрированный раствор пероксида водорода, из которого при сильном охлаждении могут быть выделены его белые кристаллы.

    Основным методом получения пероксида водорода является взаимодействие с водой надсерной кислоты (или некоторых её солей), легко протекающее по схеме:

Н₂S₂O₈ + 2 H₂O = 2 H₂SO₄ + Н₂О₂

    Меньшее значение имеют некоторые новые методы (разложение органических пероксидных соединений и др.) и старый способ получения из ВаО₂. Для хранения и перевозки больших количеств пероксида водорода наиболее пригодны ёмкости из алюминия (не ниже 99,6%-ной чистоты).

УПРАЖНЕНИЯ

1.     Рассчитайте объем водорода (н.у.), который выделится в результате реакции 10 г алюминия с 25 мл 0,8М раствора соляной кислоты.

Решение:

Запишем уравнение реакции:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂ ↑

Рассчитаем исходные количества алюминия и соляной кислоты:

n(Al)= m (Al)/ M (Al) = 10/27 = 0,37 моль

n(HCl) = Cm * V = 0,025 * 0,8 = 0,02  моль

По уравнению реакции:

n(HCl) = 3n(Al)

В нашем случае, следовательно, алюминий взят в избытке, расчет делаем по соляной кислоте.

n (H₂) = 0,02/2 = 0,01 моль

V(H₂) = 0,01 * 22,4 = 0,224 л.

________________________________________________________________

2.     В сосуде, имеется смесь водорода и хлора. Как изменится давление в сосуде при пропускании через смесь электрической искры?

Решение:

При пропускании искры газы реагируют по уравнению:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl.

В результате этой реакции общее количество молекул в газовой фазе не изменяется, поэтому давление в сосуде также остается неизменным.

Задача 2. Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?

Решение. При действии цинка на соляную кислоту выделяется водород:

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н₂↑,

который при нагревании восстанавливает оксид меди (II) до меди:

СuО + Н₂ = Си + Н₂О.

Найдем количества веществ в первой реакции: m(р-ра НСl) = 18,7^.1,07 = 20,0 г. m(НСl) = 20,0^.0,146 = 2,92 г. v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль. v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль. Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно:v(Н₂) = v(Zn) = 0,031 моль.

Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu, и потеря массы составит:

m(СuО) — m(Сu) = 0,031^.80 — 0,031^.64 = 0,50 г.

Масса твердой смеси СuО с Сu после пропускания водорода со­ставит 4,0-0,5 = 3,5 г.

Ответ. 3,5 г.

________________________________________________________________

3. Составьте уравнения следующих реакций:

1) FеSО₄ + КClO₃ + Н₂SО₄ → …

2) FеSО₄ + КClO₃ + КОН → …

3) I₂ + Ва(ОН)₂ → …

4) КВr + КВrО₃ + Н₂SО₄ → …

Решение:

1) СlO₃^— — сильный окислитель, восстанавливается до Сl^—; Fе²⁺ — восстановитель, окисляется до Fе³⁺ (Fе₂(SО₄)₃):

6FеSО₄ + КClO₃ + 3Н₂SО₄ = 3Fе₂(SО₄)₃ + КСl + 3Н₂О.

2) СlO₃^— — окислитель, восстанавливается до Сl^—, Fе²⁺ — восстано­витель, окисляется в до Fе³⁺ (Fе(ОН)₃):

6FеSО₄ + КClO₃ + 12КОН + 3Н₂О = 6Fе(ОН)₃↓ + КСl + 6К₂SO₄.

3) Как и все галогены (кроме фтора), иод в щелочной среде диспропорционирует:

6I₂ + 6Ва(ОН)₂ = 5ВаI₂ + Ва(IO₃)₂ + 6Н₂О.

4) Бромид-ион — сильный восстановитель и окисляется бромат-ионом в кислой среде до брома:

5КВr + КВrО₃ + 3Н₂SО₄ = 3Вr₂ + 3К₂SО₄ + 3Н₂О.

Эта реакция обратна реакции диспропорционирования галогенов в щелочной среде.

________________________________________________________________

4.После нагревания 22,12 г перманганата калия образовалось 21,16 г твердой смеси. Какой максимальный объем хлора (н.у.) можно получить при действии на образовавшуюся смесь 36,5%-ной соляной кислоты (плотность 1,18 г/мл). Какой объем кислоты при этом расходуется?

Решение:

При нагревании перманганат калия разлагается:

0,06	t	0,03		0,03		0,03
2KMnO4	=	K2MnO4	+	MnO2	+	O2↑

Масса смеси уменьшается за счет выделившегося кислорода: v(О₂) = m/ М = (22,12-21,16) / 32 = 0,03 моль. В результате реакции также образовались 0,03 моль К₂МnО₄, 0,03 моль МnО₂ и израсходовано 0,06 моль КМnО₄. Перманганат калия разложился не весь. После реакции он остался в смеси в количестве v(КMnО₄) = 22,12/158 — 0,06 = 0,08 моль.

Все три вещества, находящиеся в конечной смеси (КМnО₄, К₂МnО₄, МnО₂), — сильные окислители и при нагревании окисляют соляную кислоту до хлора:

0,08		0,64		0,2
2KMnO4	+	16HCl	=	5Cl2↑	+	2KCl	+	2MnCl2	+	8H2O

0,03		0,24		0,06
K2MnO4	+	8HCl	=	2Cl2↑	+	2KCl	+	MnCl2	+	4H2O

0,03		0,12		0,03
MnO2	+	4HCl	=	Cl2↑	+	MnCl2	+	2H2O

Общее количество хлора, который выделился в этих трех реакциях, равно: v(Сl₂) = (0,08^.5/2) + (0,03^.2) + 0,03 = 0,29 моль, а объем составляет V(Сl₂) = 0,29^.22,4 = 6,50 л.

Количество израсходованного хлороводорода равно: v(НСl) = (0,08^.16/2) + (0,03^.8) + (0,03^.4) = 0,96 моль,

m(НСl) = v^.M = 0,96^.36,5 = 35,04 г,

m(р-ра НСl) = m(НСl)/ω(НСl) = 35,04/0,365 = 96,0 г,

V(р-ра НСl) = т/ρ= 96,0/1,18 = 81,4 мл.

Ответ. V(Сl₂) = 6,50 л, V(р-ра НСl) = 81,4 мл.

________________________________________________________________

ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Приведите  примеры образования водорода в результате реакции: а) разложения;   б) замещения.

2. Какова: а) плотность воздуха по водороду;   б) плотность водорода по воздуху.

3. При растворении в кислоте 2,33 г смеси железа и цинка было получено 896 мл водорода (н.у.). Сколько граммов железа и цинка содержалось в смеси.

4. Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами: F₂, Ca, Al₂O₃, оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI). Назовите продукты реакции, укажите типы реакций.

5. Осуществите превращения по схеме:
H₂O → H₂ → H₂S → SO₂ 

6. Вычислите массу воды, которую можно получить при сжигании 8 г водорода? 

7. Сколько граммов цинка нужно взять для реакции с соляной кислотой HСl, чтобы получить 1,12 л водорода при нормальных условиях?

8. Между собой прореагировали 23 г Na и 1018 мл воды. Сколько граммов NaOH растворено в 1л полученного раствора? Сколько литров водорода (при н.у.) выделилось?

9. Сколько литров водорода (при н.у.) теоретически можно получить в реакции 448 л метана CH₄ с перегретым паром? Какой объем занимал водород сразу после окончания реакции при давлении 1 атм и температуре 1000 ^оС?

10. В сосуд с водой поместили электроды и некоторое время пропускали постоянный электрический ток. Масса сосуда уменьшилась на 360 г. Сколько литров водорода (при н.у.) было получено в процессе электролиза?

ВИДЕО ОПЫТ

1.     Какие свойства объединяют водород и галогены:
а) число валентных электронов	б) число электронов на внешнем энергетическом уровне
в) нет верного ответа	г) число электронов, недостающих до полного завершения внешнего энергетического уровня
2.     Охарактеризуйте связь в молекуле водорода:
а) ковалентная неполярная	б) все ответы верны
в) σ-типа	г) одинарная
3.     Укажите формулы соединений, в которых степень окисления водорода равна -1:
а) CH4	б) Н2О
в) SiH4	г) NH3
4.     Какие свойства проявляет гидрид кальция при взаимодействии с водой:
а) окислителя	б) нет верного ответа
в) ни окислителя, ни восстановителя	г) вещества, отдающего электроны
5.     Какова общая формула гидридов щелочноземельных металлов:
а) МеН	б) МеН3
в) МеН2	г) МеН4
6.     В качестве сырья для получения водорода в промышленности используют:
а) серную кислоту	б) цинк
в) кислород	г) природный газ
7.     Укажите символ металла, которого нужно меньше всего по массе для получения 1 моль водорода в реакции с соляной кислотой:
а) Mg	б) Zn
в) Fe	г) Al
8.     Катион водорода и гидрид-ион  объединяют между собой:
а) размеры	б) число протонов
в) число электронов	г) способность присоединять электрон
9.     Какое вещество не способно окислить водород в химических реакциях:
а) хлор	б) все ответы верны
в) кислород	г) углерод
10.                       Какой объем водорода (л, н.у.) выделится при взаимодействии 11,2 г железа с избытком воды при температуре  5700С:
а) 5,97	б) 6,72
в) 8,96	г) 11,95

Ответы:

1	г
2	б
3	в
4	в
5	в
6	г
7	г
8	б
9	б
10	а