Какие металлы восстанавливаются водородом

Обновлено: 22.01.2025

Изобретение относится к способу получения металлов. Способ включает восстановление оксидов металлов водородом в присутствии гидрида кальция в нагретом замкнутом реакторе. При этом стехиометрические количества восстанавливаемого оксида металла и гидрида кальция помещают в реактор на расстоянии 15-20 см друг от друга. Реактор заполняют водородом до давления 0,1-0,3 атм и нагревают оксид металла при температуре 200-1000°С, а гидрид кальция при 80-120°С до полного восстановления оксида. Технический результат заключается в получении необходимых количеств металла при минимальном расходе водорода. 1 ил.

Изобретение относится к области металлургии и химической технологии, в частности к получению чистых металлов из их оксидов.

Один из перспективных способов получения чистых металлов заключается в использовании их летучих элементорганических соединений. Эти вещества эффективно очищаются от примесей других металлов дистилляционными методами, а при последующем термическом разложении из них выделяется чистый металл. Единственной загрязняющей этот металл примесью является углерод, образующий с ним твердые растворы и карбидные соединения.

Очистка металла от примеси углерода представляет сложную задачу. Поэтому в ряде случаев осуществляют предварительное окисление металлорганического соединения кислородом, при котором образуется оксид металла, не содержащий примеси углерода. Для получения чистого металла из этого оксида осуществляют его восстановление водородом.

Процесс восстановления оксидов металлов водородом описывается химической реакцией:

Взаимодействие протекает при повышенных температурах и постоянном удалении из реакционной зоны образовавшейся воды. Если реакция протекает в замкнутой системе, давление паров воды быстро достигает своего равновесного значения, после чего процесс восстановления прекращается, не доходя до полного восстановления оксида.

Поэтому восстановление, как правило, проводят в проточном режиме, при котором реакционная вода выносится из зоны превращения непрерывным потоком водорода. Температура процесса определяется энергией связи между металлом и кислородом в восстанавливаемом оксиде. Для металлов с низким сродством к кислороду восстановление их оксидов (Ag₂O, HgO) происходит уже при температуре 50-100°С, для ряда (СuО, РbО, CdO) - при температуре 250-500°С, а для большинства переходных металлов, характеризующихся высоким сродством к кислороду, при температуре 800-1000°С.

Известен способ получения металлов, в частности меди, восстановлением их оксидов водородом [Ю.В.Карякин, И.И.Ангелов. Чистые химические вещества, М.: Химия, 1974, с.231]. Восстановление оксида меди осуществляют в проточном реакторе, нагретом до температуры 150-500°С. Реакционная вода, образующаяся в ходе восстановления, выносится из реактора непрерывным потоком водорода.

Известен также способ получения порошков ряда тугоплавких металлов (Ti, Zr, Hf, V, Nb, Та, Сr) или гидридов этих металлов, включающий смешивание их оксидов с восстановителем, нагрев полученной смеси в печи до начала процесса восстановления, выщелачивание продуктов реакции соляной кислотой, их промывку и сушку [Патент RU 2369651, МПК С22В 5/04, опубликован 10.10.09].

Процесс восстановления осуществляют при температуре 800-1400°С в среде инертного газа при получении порошковых металлов или в атмосфере водорода при получении гидридов этих металлов. В качестве восстановителя используют гранулированные щелочные или щелочноземельные металлы или их гидриды (в частности, гидрид кальция). В описанном способе реализуется прямое, контактное взаимодействие оксидов металлов с этими восстановителями.

Эти известные способы получения металлов восстановлением их оксидов выбраны в качестве прототипа изобретения как наиболее близкие к нему по технической сущности и достигаемому результату.

Недостатком восстановления оксидов металлов водородом в проточном режиме является низкий коэффициент использования водорода, в результате чего он расходуется в количестве, на 1,5-2 порядка большем стехиометрически необходимого. Использование больших количеств водорода снижает экономичность процесса и делает его взрывоопасным.

Недостатком контактного восстановления оксидов металлов щелочными или щелочноземельными металлами или их гидридами является существенное загрязнение получаемых продуктов примесями, что делает этот способ малопригодным для получения чистых металлов.

Техническим результатом изобретения является уменьшение количества водорода, потребляемого в ходе восстановления оксидов и устранение загрязнения получаемых металлов примесями.

Этот результат достигается тем, что водородное восстановление оксидов металлов осуществляют в присутствии гидрида кальция без прямого контакта между ними.

Оксид металла и гидрид кальция помещают в замкнутый реактор на расстоянии 15-20 см друг от друга, реактор заполняют водородом до давления 0,1-0,3 атм и нагревают оксид металла при температуре 200-1000°С, а гидрид кальция при температуре 60-120°С. Гидрид кальция выполняет в ходе восстановления две взаимосвязанные функции: он поглощает из продуктов превращения пары реакционной воды и выделяет газообразный водород, которые расходуется на продолжение процесса. В результате в реакторе запускается замкнутый цикл химических реакций.

За счет небольшого начального (стартового) количества водорода в реакторе запускается процесс восстановления оксида, приводящий к выделению металла и образованию реакционной воды. Эта вода поглощается гидридом кальция с образованием гидроксида кальция и выделением газообразного водорода в количестве, эквивалентном затраченному.

В результате реакционная вода полностью удаляется из зоны восстановления оксида, происходит пополнение израсходованного газообразного водорода, и поэтому равновесие в системе не достигается и приводит к полному восстановлению оксида металла.

Запуск процесса восстановления достигается также равноценным описанному приемом: введением в реактор 1 капли воды (0,02-0,03 мл). Эта вода испаряется и поглощается гидридом кальция с выделением стартового количества водорода.

В соответствии с изобретением оксид металла и гидрид кальция помещают в реакторе без прямого контакта на расстоянии 15-20 см друг от друга для предотвращения их взаимного переноса в форме взвешенных частиц и загрязнения тем самым получаемого металла. Начальное давление водорода 0,1-0,3 атм обеспечивает активный транспорт паров реакционной воды к гидриду кальция и обратный транспорт образующегося водорода к оксиду металла в результате диффузионных и конвективных потоков, что в конечном счете обеспечивает высокую скорость восстановления. Оксид металла нагревают в интервале 200-1000°С. Конкретная температура оксида металла в зоне восстановления определяется его химической природой. Гидрид кальция нагревают до температуры 60-120°С для предотвращения конденсации паров воды на стенках реактора.

Результирующий процесс, описывающий реакции (2) и (3), может быть представлен уравнением (4):

в соответствии с которым газообразные реагенты в процессе не участвуют, а происходит прямое восстановление оксида металла гидридом кальция. Поэтому в соответствии с предлагаемым изобретением можно рассматривать как бесконтактное восстановление оксидов металлов гидридом кальция.

Существенными признаками изобретения являются осуществление восстановления оксидов металлов в присутствии гидрида кальция, которые берут в стехиометрических количествах, помещают их в реактор на расстоянии 15-20 см друг от друга, после чего реактор заполняют водородом до давления 0,1-0,3 атм и нагревают оксид металла до температуры 200-1000°С, а гидрид кальция до 60-120°С до полного восстановления оксида. В совокупности эти существенные признаки обеспечивают получение необходимых количеств металла при минимальном расходе взрывоопасного водорода и предотвращают загрязнение получаемого продукта примесями.

Перечисленные существенные признаки неизвестны из открытых источников научно-технической информации и являются новыми.

В соответствии с изобретением восстановление металлов осуществляют на установке, схема которой приведена на чертеже.

Она состоит из горизонтального кварцевого реактора объемом 100 мл со шлифом (1), вакуумметра (2), кранов (3) и (4) и вакуумного насоса (5). Реактор снабжен двухсекционным электронагревателем (6), обеспечивающим раздельный нагрев оксида металла и гидрида кальция. Эти реагенты насыпают в лодочки из кварцевого стекла (7) и (8) и через шлиф помещают в реакторе на расстоянии 15-20 см друг от друга. После этого реактор откачивают форвакуумным насосом и заполняют водородом. Затем включают электрообогрев и нагревают лодочки с оксидом металла и гидридом кальция. Процесс проводят до полного восстановления оксида.

Ниже приведены примеры осуществления предлагаемого изобретения.

Пример 1. Получение меди восстановлением оксида меди. В одну лодочку помещают 10,00 г оксида меди (0,125 моля), во вторую - 2,64 г (0,0625 моля) гидрида кальция. Лодочки с реагентами помещают в реакторе на расстоянии 15-20 см друг от друга. Реактор вакууммируют и заполняют водородом до давления 0,1-0,3 атм по вакуумметру. Затем зону с оксидом меди нагревают до температуры 250°С, а зону с гидридом кальция до 80°С. Реактор с реагентами выдерживают в этих условиях в течение 1 часа.

В ходе восстановления происходит превращение черного оксида меди в красную металлическую медь. Давление водорода в течение всего процесса остается постоянным, что свидетельствует об его эквивалентном пополнении за счет гидрида кальция. В результате получаем 7,99 г (0,125 г-атома) порошкообразной металлической меди. Выход составляет 100%.

Пример 2. Получение свинца восстановлением свинцового сурика.

Способ осуществляют так же, как и в примере 1, но в одну лодочку помещают 10 г свинцового сурика, а во вторую - 1,25 г гидрида кальция.

Затем зону с оксидом свинца нагревают до температуры 350°С, а зону с гидридом кальция - до 100°С. Реактор с реагентами выдерживают в этих условиях в течение 1 часа.

В ходе восстановления происходит превращение оранжевого свинцового сурика в серый металлический свинец. В результате получаем 9,07 г порошкообразного металлического свинца. Выход составляет 100%.

Пример 3. Получение кадмия восстановлением оксида кадмия.

Способ осуществляют так же, как и в предыдущих примерах. В одну лодочку помещают 10 г оксида кадмия, а во вторую - 3,28 г гидрида кальция.

Затем зону с оксидом кадмия нагревают до температуры 400°С, а зону с гидридом кальция - до 100°С. Реактор с реагентами выдерживают в этих условиях в течение 1 часа.

В ходе восстановления происходит превращение коричневого оксида кадмия в металлический кадмий. Металлический кадмий при температуре восстановления находится в виде расплава, а после охлаждения застывает в лодочке блестящими металлическими каплями. В результате получаем 8,7 г порошкообразного металлического кадмия. Выход составляет 100%.

В приведенных примерах восстановление оксидов достигается при использовании минимальных количеств водорода. Недостающий водород в ходе процесса выделяется из гидрида кальция. Поскольку прямой контакт между восстанавливаемыми оксидами и гидридом кальция отсутствует, то получаемые металлы не загрязняются примесями. Это подтверждается результатом атомно-эмиссионного анализа исходных оксидов меди, свинца и кадмия и полученных из них металлов на содержание примеси кальция, которая может служить индикатором загрязнения. Концентрация этой примеси в исходных оксидах и в полученных из них металлах одинакова и составляет (3,0±0,2)·10 -3 мас.%.

Точно так же, как в приведенных примерах, могут быть получены и другие металлы восстановлением их оксидов водородом в присутствии гидрида кальция. Для оксидов с большой энергией связи между металлом и кислородом потребуется более высокая температура нагрева оксида металла (800-1000°С).

Таким образом, предлагаемое изобретение позволяет получать металлы восстановлением их оксидов с использованием минимального количества газообразного водорода и предотвратить их загрязнение примесями.

Способ получения металлов, включающий восстановление их оксидов водородом в присутствии гидрида кальция, осуществляемое в нагретом замкнутом реакторе, отличающийся тем, что стехиометрические количества восстанавливаемого оксида металла и гидрида кальция помещают в реактор на расстоянии 15-20 см друг от друга, заполняют реактор водородом до давления 0,1-0,3 атм и нагревают оксид металла при температуре 200-1000°С, а гидрид кальция - при 60-120°С до полного восстановления оксида.

Химические свойства основных оксидов

Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать здесь.

1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.

CuO + H₂O ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворимый гидроксид)

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:

основный оксид + кислота = соль + вода

основный оксид + кислотный оксид = соль

При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:

Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота).

Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N₂O₅, NO₂, SO₃ и т.д.).

Основные оксиды, которым соответствуют щелочи	Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания
Реагируют со всеми кислотами и их оксидами	Реагируют только с сильными кислотами и их оксидами
Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃	CuO + N₂O₅ → Cu(NO₃)₂

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.

При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:

основный оксид + амфотерный оксид = соль

С амфотерными оксидами при сплавлении взаимодействуют только основные оксиды, которым соответствуют щелочи . При этом образуется соль. Металл в соли берется из более основного оксида, кислотный остаток — из более кислотного. В данном случае амфотерный оксид образует кислотный остаток.

CuO + Al₂O₃ ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворимый гидроксид)

(чтобы определить кислотный остаток, к формуле амфотерного или кислотного оксида добавляем молекулу воды: Al₂O₃ + H₂O = H₂Al₂O₄ и делим получившиеся индексы пополам, если степень окисления элемента нечетная: HAlO₂. Получается алюминат-ион AlO₂ — . Заряд иона легко определить по числу присоединенных атомов водорода — если атом водорода 1, то заряд аниона будет -1, если 2 водорода, то -2 и т.д.).

Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.

4. Взаимодействие оксидов металлов с восстановителями.

При оценке окислительно-восстановительной активности металлов и их ионов можно использовать электрохимический ряд напряжений металлов:

Восстановительные свойства (способность отдавать электроны) у простых веществ-металлов здесь увеличиваются справа налево, окислительные свойства ионов металлов — увеличиваются наоборот, слева направо. При этом некоторые ионы металлов в промежуточных степенях окисления могут проявлять также восстановительные свойства (например ион Fe 2+ можно окислить до иона Fe 3+ ).

Более подробно про окислительно-восстановительные реакции можно прочитать здесь.

Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.

4.1. Восстановление углем или угарным газом.

Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов до простых веществ только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.

FeO + C = Fe + CO

Активные металлы, расположенные в ряду активности левее алюминия, активно взаимодействуют с углеродом, поэтому при взаимодействии их оксидов с углеродом образуются карбиды и угарный газ:

CaO + 3C = CaC₂ + CO

Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:

CuO + CO = Cu + CO₂

4.2. Восстановление водородом .

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)

При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.

Например , оксид цинка взаимодействует с алюминием:

3ZnO + 2Al = Al₂O₃ + 3Zn

но не взаимодействует с медью:

ZnO + Cu ≠

Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + Mg = Cu + MgO

Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:

При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.

4.4. Восстановление аммиаком.

Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.

Например , аммиак восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + 3H₂O + N₂

5. Взаимодействие оксидов металлов с окислителями.

Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы могут повышать степень окисления, например Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ и др.) могут выступать в качестве восстановителей.

Например , оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III):

Водород: химия водорода и его соединений

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

вода H₂O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)

кислые соли (NaHCO₃ и др.)

основания NaOH, Cu(OH)₂

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H₂ → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H₂ → Zn + H₂O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H₂ → Cu + H₂O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеН_х. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H₂

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O₂ = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl₂ = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

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.

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

с магнием реагирует при кипячении:

алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:

металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:

металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н₂O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO₂):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Acetyl

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

H +

Li +

K +

Na +

NH₄ +

Ba 2+

Ca 2+

Mg 2+

Sr 2+

Al 3+

Cr 3+

Fe 2+

Fe 3+

Ni 2+

Co 2+

Mn 2+

Zn 2+

Ag +

Hg 2+

Pb 2+

Sn 2+

Cu 2+

OH -

F -

Cl -

Br -

I -

S 2-

HS -

SO₃ 2-

HSO₃ -

SO₄ 2-

HSO₄ -

NO₃ -

NO₂ -

PO₄ 3-

CO₃ 2-

CH₃COO -

SiO₃ 2-

Растворимые (>1%)

Нерастворимые (

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса " " на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Внимание, если вы не нашли в базе сайта нужную реакцию, вы можете добавить ее самостоятельно.

На данный момент доступна упрощенная авторизация через VK.
В будущем добавлю авторизацию через Гугл и Яндекс.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Эти параметры действуют только для верхнего изображения вещества и не применяются в реакциях.

Размер шрифта

Отображение гетероатомов

Корректная работа сайта обеспечена на всех браузерах, кроме Internet Explorer.

Если вы пользуетесь Internet Explorer, смените браузер.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки - помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация - такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

Читайте также: