Что такое летучее водородное соединение для металлов

Гидриды

Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водородные соединения разделяют на солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.

Солеобразные гидриды ЭН – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1.

Летучие водородные соединения НЭ – это соединения неметаллов с водородом. Степень окисления водорода равна +1.

Летучие водородные соединения НЭ – это соединения неметаллов с водородом	Солеобразные гидриды ЭН – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом
Степень окисления водорода равна +1. Проявляют основные, кислотные или амфотерные свойства. Как правило, сильные восстановители.	Степень окисления водорода равна -1. Для солеобразных гидридов характерны некоторые свойства солей: гидролиз, обменные реакции и т.д.
Элементы IVА гр.: ЭН4 (SiH4 – силан, CH4 – метан) Элементы VА гр.: ЭН3 (NH3 — аммиак, PH3 — фосфин, AsH3 – арсин, SbH3 – стибин) Элементы VIА гр.: Н2Э (Н2S – сероводород, H2Se – селеноводород, Н2Те – теллуроводород и т.д.) Элементы VIIА гр.: НЭ (НF – фтороводород, хлороводород и т.д.)	NaH – гидрид натрия, CaH2 – гидрид кальция и т.д.

Стибин SbH₃ (сурьмянистый водород) — неорганическое бинарное химическое соединение сурьмы с водородом, имеющее чесночный запах.

Арсин AsH₃ (мышьяковистый водород, гидрид мышьяка) — гидрид мышьяка, химическое соединение мышьяка и водорода. При нормальных условиях — ядовитый бесцветный газ. Абсолютно чистый химически арсин запаха не имеет, но ввиду неустойчивости продукты его окисления придают арсину чесночный запах. Сильный восстановитель.

Источник

Летучие соединения с водородом: подборка примеров формул и веществ

Содержание:

Водородные соединения – вещества, состоящие из водорода и какого-либо другого химического элемента. Их можно классифицировать на две группы:

• солеобразные гидриды – молекулы щелочных и щелочно-земельных металлов, а также алюминия (водород в молекуле проявляет степень окисления -1);
• летучие водородные соединения – молекулы водорода и неметалла (водород в соединениях проявляет степень окисления +1).

Например, натрий не образует летучие водородные соединения. В гидриде натрия NaH атом водорода проявляет степень окисления -1, поэтому молекула относится к группе солеобразных гидридов.

Физические свойства

Летучие водородные соединения галогенов хорошо растворимы в воде. В водных растворах они ведут себя как кислоты. Восстановительные свойства по мере увеличения порядкового номера элемента усиливают, а окислительные свойства – уменьшаются. Кислотность увеличивается сверху вниз по группе из-за уменьшения прочности связи элемент-водород.

Способы получения некоторых соединений

Лабораторные способы

1. Хлорид аммония+щелочь→аммиак+хлорид натрия+вода
   • NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ + H₂O
   • Для проведения реакции смесь соли щелочи необходимо растолочь в ступке и нагреть. Образовавшийся аммиак накапливают в пробирке. Т. к. аммиак легче воздуха, пробирку необходимо держать вверх дном. Лакмус при действии аммиака синеет.

2. Нитрид кальция+вода→аммиак+гидроксид кальция
   • Ca₃N₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2NH₃

3. Фосфид кальция+вода→гидроксид кальция+фосфин
   • Ca₃P₂ + 6H₂O→3Ca(OH)₂ + 2PH₃

4. Фосфид магния+соляная кислота→хлорид магния+фосфин
   • Mg3P₂ + 6HCl→3MgCl₂ + 2PH₃

5. Сульфид железа (II)+соляная кислота→хлорид железа (II)+сероводород
   • FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

6. Сера+водород→сероводород
   • S + H₂ → H₂S

Промышленные способы аммиака

Реакция проходит при повышении температуры до 500-550˚С, в присутствии катализатора и изменении давления до 15-30 МПа. В роли катализатора может выступать губчатое железо с примесями оксидов алюминия, калия, кальция, кремния.

Источник

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения. Это метан, силан, аммиак, фосфин, арсин, сероводород, вода, галогеноводороды. Способы получения и химические свойства.

Строение и физические свойства

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

CH4 — метан	NH3 — аммиак	H2O — вода	HF –фтороводород
SiH4 — силан	PH3 — фосфин	H2S — сероводород	HCl –хлороводород
AsH3 — арсин	H2Se — селеноводород	HBr –бромоводород
H2Te — теллуроводород	HI –иодоводород

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

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

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

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

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

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

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

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

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

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

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

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

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

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

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

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

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

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

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

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

Химические свойства силана

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

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

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

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

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

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

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

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

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

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

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

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

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

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

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

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

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

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

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

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

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

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

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

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Источник

Летучие водородные соединения.

Бинарные соединения.

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

Оксиды.

Бинарные соединения, состоящие из двух ХЭ, один из которых кислород в степени окисления — 2 («минус» два) называются оксидами.

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

Названия оксидов образуются по схеме:

Название оксида = «оксид» + название элемента в родительном падеже + (степень окисления- римская цифра), если переменная, если постоянная , то не ставим.

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

1. H₂O — оксид водорода вода

CO₂ — оксид углерода (IV) углекислый газ ( диоксид углерода)

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

Na₂O — оксид натрия

Al₂O₃ — оксид алюминия глинозём

CuO — оксид меди(II)

FeO — оксид железа(II)

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

SO₂ — оксид серы (IV) сернистый газ

CaO — оксид кальция негашёная известь

SiO₂ — оксид кремния песок (кремнезём)

MnO — оксид марганца(II)

N2O— оксид азота (I) «веселящий газ»

NO— оксид азота (II)

N2O3— оксид азота (III)

NO2— оксид азота (IV) «лисий хвост»

N2O5— оксид азота (V)

Индексы в формуле расставляем с учётом степени окисления ХЭ:

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

Другие бинарные соединения.

Летучие водородные соединения.

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

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

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

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

Так как до «8» азоту нужно 3 электрона он оттягивает их у трёх водородов степень окисления у азота -3 , а у водорода +

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

AsH₃ – арсин ядовитый газ с чесночным запахом
H2S — сероводород ядовитый газ с запахом тухлых яиц
HCl – хлороводород газ с резким запахом, дымящий в воздухе, его раствор в воде называют соляной кислотой. В малых концентрациях содержится в желудочном соке.

NH3 аммиак газ с резким раздражающим запахом.

Его раствор в воде называется нашатырным спиртом.

Гидриды металлов.

Дома : параграф 19 , упр. 3,4 письменно. Формулы, как они образуются, названия бинарных соединений из конспекта знать.

Источник