Водородът е специален елемент, който заема две клетки наведнъж в периодичната система на Менделеев. Разположен е в две групи елементи с противоположни свойства и тази особеност го прави уникален. Водородът е просто вещество и неразделна част от много сложни съединения; той е органогенен и биогенен елемент. Струва си да се запознаете подробно с основните му характеристики и свойства.
Водород в периодичната система на Менделеев
Основните характеристики на водорода са посочени в:
- серийният номер на елемента е 1 (има еднакъв брой протони и електрони);
- атомната маса е 1,00795;
- водородът има три изотопа, всеки от които има специални свойства;
- поради съдържанието на само един електрон водородът е в състояние да проявява редуциращи и окислителни свойства, а след даряването на електрон водородът има свободна орбитала, която участва в образуването на химични връзки по механизма донор-акцептор;
- водородът е лек елемент с ниска плътност;
- водородът е силен редуциращ агент, той отваря групата на алкалните метали в първата група на основната подгрупа;
- когато водородът реагира с метали и други силни редуциращи агенти, той приема техния електрон и се превръща в окислител. Такива съединения се наричат хидриди. Според посочената характеристика водородът условно принадлежи към групата на халогените (в таблицата е даден по-горе флуорът в скоби), с които има прилики.
Водородът като просто вещество
Водородът е газ, чиято молекула се състои от две. Това вещество е открито през 1766 г. от британския учен Хенри Кавендиш. Той доказа, че водородът е газ, който експлодира, когато взаимодейства с кислород. След изучаване на водорода химиците установили, че това вещество е най-лекото от всички известни на човека.
Друг учен, Лавоазие, дава на елемента името "hydrogenium", което на латински означава "раждане на вода". През 1781 г. Хенри Кавендиш доказва, че водата е комбинация от кислород и водород. С други думи, водата е продукт на реакцията на водорода с кислорода. Горимите свойства на водорода са били известни дори на древните учени: съответните записи са оставени от Парацелз, който е живял през 16 век.
Молекулният водород е естествено срещащо се газообразно съединение, често срещано в природата, което се състои от два атома и когато се издигне горящ трес. Молекулата на водорода може да се разпадне на атоми, които се превръщат в хелиеви ядра, тъй като те могат да участват в ядрени реакции. Такива процеси се случват редовно в космоса и на Слънцето.
Водород и неговите физични свойства
Водородът има следните физически параметри:
- кипи при -252,76 °C;
- топи се при -259,14 °С; *в рамките на посочените температурни граници водородът е безцветна течност без мирис;
- водородът е слабо разтворим във вода;
- водородът може теоретично да се трансформира в метално състояние при специални условия (ниски температури и високо налягане);
- чистият водород е експлозивно и запалимо вещество;
- водородът е в състояние да дифундира през дебелината на металите, поради което се разтваря добре в тях;
- водородът е 14,5 пъти по-лек от въздуха;
- при високо налягане могат да се получат подобни на сняг кристали от твърд водород.
Химични свойства на водорода
Лабораторни методи:
- взаимодействие на разредени киселини с активни метали и метали със средна активност;
- хидролиза на метални хидриди;
- реакция с вода на алкални и алкалоземни метали.
Водородни съединения:
Халогеноводороди; летливи водородни съединения на неметали; хидриди; хидроксиди; водороден хидроксид (вода); водороден пероксид; органични съединения (протеини, мазнини, въглеводороди, витамини, липиди, етерични масла, хормони). Кликнете, за да видите безопасни експерименти за изследване на свойствата на протеини, мазнини и въглехидрати.
За да съберете получения водород, трябва да държите епруветката обърната с главата надолу. Водородът не може да се събира като въглероден диоксид, защото е много по-лек от въздуха. Водородът бързо се изпарява и при смесване с въздух (или в голямо натрупване) експлодира. Следователно е необходимо тръбата да се обърне. Веднага след напълването тубата се затваря с гумена запушалка.
За да проверите чистотата на водорода, трябва да донесете запален кибрит до гърлото на епруветката. Ако се появи глухо и тихо пукане, газът е чист, а примесите във въздуха са минимални. Ако пукането е силно и свистя, газът в епруветката е мръсен, съдържа голяма част от чужди компоненти.
Внимание! Не се опитвайте сами да повторите тези експерименти!
Водородният атом има електронната формула на външното (и единственото) електронно ниво 1 седин . От една страна, поради наличието на един електрон във външното електронно ниво, водородният атом е подобен на атомите на алкални метали. Въпреки това, подобно на халогените, му липсва само един електрон, за да запълни външното електронно ниво, тъй като на първото електронно ниво могат да бъдат разположени не повече от 2 електрона. Оказва се, че водородът може да бъде поставен едновременно както в първата, така и в предпоследната (седма) група на периодичната таблица, което понякога се прави в различни версии на периодичната система:
От гледна точка на свойствата на водорода като просто вещество, той все пак има повече общо с халогените. Водородът, както и халогените, е неметал и образува двуатомни молекули (H 2) подобно на тях.
При нормални условия водородът е газообразно, неактивно вещество. Ниската активност на водорода се обяснява с високата якост на връзката между водородните атоми в молекулата, която изисква или силно нагряване, или използване на катализатори, или и двете едновременно, за да се разруши.
Взаимодействие на водорода с прости вещества
с метали
От металите водородът реагира само с алкали и алкалоземи! Алкалните метали включват метали от основната подгрупа на група I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а алкалоземните метали са метали от основната подгрупа на група II, с изключение на берилий и магнезий (Ca, Sr, Ba , Ра)
При взаимодействие с активни метали водородът проявява окислителни свойства, т.е. намалява степента на окисление. В този случай се образуват хидриди на алкални и алкалоземни метали, които имат йонна структура. Реакцията протича при нагряване:
Трябва да се отбележи, че взаимодействието с активните метали е единственият случай, когато молекулният водород H2 е окислител.
с неметали
От неметалите водородът реагира само с въглерод, азот, кислород, сяра, селен и халогени!
Въглеродът трябва да се разбира като графит или аморфен въглерод, тъй като диамантът е изключително инертна алотропна модификация на въглерода.
Когато взаимодейства с неметали, водородът може да изпълнява само функцията на редуциращ агент, тоест може само да увеличи степента на окисление:
Взаимодействие на водорода със сложни вещества
с метални оксиди
Водородът не реагира с метални оксиди, които са в групата на активността на метали до алуминий (включително), но е в състояние да редуцира много метални оксиди вдясно от алуминия при нагряване:
с неметални оксиди
От неметалните оксиди водородът реагира при нагряване с азотни оксиди, халогени и въглерод. От всички взаимодействия на водорода с неметални оксиди трябва да се отбележи особено неговата реакция с въглероден оксид CO.
Сместа от CO и H 2 дори има собствено име - „синтетичен газ“, тъй като в зависимост от условията от нея могат да се получат такива търсени промишлени продукти като метанол, формалдехид и дори синтетични въглеводороди:
с киселини
Водородът не реагира с неорганични киселини!
От органичните киселини водородът реагира само с ненаситени киселини, както и с киселини, съдържащи функционални групи, които могат да бъдат редуцирани от водород, по-специално алдехидни, кето или нитро групи.
със соли
При водни разтвори на соли не се осъществява тяхното взаимодействие с водород. Въпреки това, когато водородът преминава върху твърди соли на някои метали със средна и ниска активност, е възможно тяхното частично или пълно редуциране, например:
Химични свойства на халогените
Халогените са химичните елементи от група VIIA (F, Cl, Br, I, At), както и простите вещества, които образуват. По-нататък, освен ако не е посочено друго, халогените ще се разбират като прости вещества.
Всички халогени имат молекулярна структура, което води до ниски точки на топене и кипене на тези вещества. Халогенните молекули са двуатомни, т.е. тяхната формула може да се запише в общ вид като Hal 2 .
Трябва да се отбележи такова специфично физическо свойство на йода като способността му да сублимацияили с други думи, сублимация. сублимация, те наричат явлението, при което вещество в твърдо състояние не се топи при нагряване, а, заобикаляйки течната фаза, незабавно преминава в газообразно състояние.
Електронната структура на външното енергийно ниво на атом от всеки халоген има формата ns 2 np 5, където n е номерът на периода на периодичната таблица, в която се намира халогенът. Както можете да видите, липсва само един електрон от осемелектронната външна обвивка на халогенните атоми. От това е логично да се предположи преобладаващо окислителните свойства на свободните халогени, което се потвърждава и на практика. Както знаете, електроотрицателността на неметалите намалява при движение надолу по подгрупата и следователно активността на халогените намалява в серията:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Взаимодействие на халогените с прости вещества
Всички халогени са силно реактивни и реагират с повечето прости вещества. Трябва обаче да се отбележи, че поради изключително високата си реактивност флуорът може да реагира дори с онези прости вещества, с които други халогени не могат да реагират. Такива прости вещества включват кислород, въглерод (диамант), азот, платина, злато и някои благородни газове (ксенон и криптон). Тези. всъщност, флуорът не реагира само с някои благородни газове.
Останалите халогени, т.е. хлор, бром и йод също са активни вещества, но по-малко активни от флуора. Те реагират с почти всички прости вещества с изключение на кислород, азот, въглерод под формата на диамант, платина, злато и благородни газове.
Взаимодействие на халогени с неметали
водород
Всички халогени реагират с водород, за да се образуват водородни халогенидис общата формула HHal. В същото време реакцията на флуора с водорода започва спонтанно дори на тъмно и протича с експлозия в съответствие с уравнението:
Реакцията на хлор с водород може да бъде инициирана чрез интензивно ултравиолетово облъчване или нагряване. Също така течове с експлозия:
Бромът и йодът реагират с водород само при нагряване и в същото време реакцията с йод е обратима:
фосфор
Взаимодействието на флуора с фосфора води до окисляване на фосфора до най-висока степен на окисление (+5). В този случай се получава образуването на фосфорен пентафлуорид:
Когато хлорът и бромът взаимодействат с фосфора, е възможно да се получат фосфорни халогениди както в степен на окисление + 3, така и в степен на окисление + 5, което зависи от пропорциите на реагентите:
В случай на бял фосфор в атмосфера на флуор, хлор или течен бром, реакцията започва спонтанно.
Взаимодействието на фосфора с йода може да доведе до образуването само на фосфорен трийодид поради значително по-ниската окислителна способност в сравнение с други халогени:
сиво
Флуорът окислява сярата до най-високата степен на окисление +6, образувайки серен хексафлуорид:
Хлорът и бромът реагират със сярата, образувайки съединения, съдържащи сяра в окислителни състояния, които са изключително необичайни за нея +1 и +2. Тези взаимодействия са много специфични и за издържане на изпита по химия не е необходимо умението да се записват уравненията на тези взаимодействия. Следователно следните три уравнения са дадени по-скоро за ориентиране:
Взаимодействие на халогени с метали
Както бе споменато по-горе, флуорът е в състояние да реагира с всички метали, дори с такива неактивни като платина и злато:
Останалите халогени реагират с всички метали с изключение на платината и златото:
Реакции на халогени със сложни вещества
Реакции на заместване с халогени
По-активни халогени, т.е. чиито химични елементи са разположени по-високо в периодичната таблица, са в състояние да изместят по-малко активните халогени от образуваните от тях халогеноводородни киселини и метални халогениди:
По подобен начин бромът и йодът изместват сярата от разтворите на сулфиди и/или сероводород:
Хлорът е по-силен окислител и окислява сероводорода във водния му разтвор не до сяра, а до сярна киселина:
Взаимодействие на халогени с вода
Водата гори във флуор със син пламък в съответствие с уравнението на реакцията:
Бромът и хлорът реагират с вода по различен начин от флуора. Ако флуорът действа като окислител, тогава хлорът и бромът са непропорционални във вода, образувайки смес от киселини. В този случай реакциите са обратими:
Взаимодействието на йод с вода протича до толкова незначителна степен, че може да се пренебрегне и да се счита, че реакцията изобщо не протича.
Взаимодействие на халогени с алкални разтвори
Флуорът, когато взаимодейства с воден разтвор на алкали, отново действа като окислител:
Способността да се напише това уравнение не е необходима за успешно преминаване на изпита. Достатъчно е да се знае фактът за възможността за подобно взаимодействие и окислителната роля на флуора в тази реакция.
За разлика от флуора, останалите халогени са непропорционални в алкални разтвори, тоест те едновременно повишават и намаляват степента на окисление. В същото време, в случай на хлор и бром, в зависимост от температурата, е възможен поток в две различни посоки. По-специално, в студа, реакциите протичат, както следва:
и при нагряване:
Йодът реагира с алкали изключително според втория вариант, т.е. с образуването на йодат, т.к хипойодитът е нестабилен не само при нагряване, но и при обикновени температури и дори на студ.
Водородът е открит през втората половина на 18 век от английския учен в областта на физиката и химията Г. Кавендиш. Той успява да изолира вещество в чисто състояние, започва да го изучава и описва свойствата му.
Такава е историята на откриването на водорода. По време на експериментите изследователят установил, че става дума за горим газ, чието горене във въздуха дава вода. Това доведе до определяне на качествения състав на водата.
Какво е водород
Водородът, като просто вещество, е обявен за първи път от френския химик А. Лавоазие през 1784 г., тъй като той установява, че неговата молекула съдържа атоми от същия тип.
Името на химичния елемент на латински звучи като hydrogenium (чете се „hydrogenium“), което означава „раждане на вода“. Името се отнася до реакцията на горене, която произвежда вода.
Характеристика на водорода
Обозначението на водорода Н. Менделеев присвои на този химичен елемент първия пореден номер, поставяйки го в основната подгрупа на първата група и първия период и условно в основната подгрупа на седмата група.
Атомното тегло (атомната маса) на водорода е 1,00797. Молекулното тегло на H 2 е 2 a. д. Моларната маса е числено равна на нея.
Той е представен от три изотопа със специално име: най-разпространеният протий (H), тежък деутерий (D) и радиоактивен тритий (T).
Това е първият елемент, който може да бъде напълно разделен на изотопи по прост начин. Тя се основава на голямата разлика в масата на изотопите. Процесът е извършен за първи път през 1933 г. Това се обяснява с факта, че едва през 1932 г. е открит изотоп с маса 2.
Физически свойства
При нормални условия простото вещество водород под формата на двуатомни молекули е газ, без цвят, който няма вкус и мирис. Слабо разтворим във вода и други разтворители.
Температура на кристализация - 259,2 o C, точка на кипене - 252,8 o C.Диаметърът на водородните молекули е толкова малък, че те имат способността бавно да дифундират през редица материали (гума, стъкло, метали). Това свойство се използва, когато се изисква пречистване на водорода от газообразни примеси. При n. г. водородът има плътност 0,09 kg/m3.
Възможно ли е водородът да се превърне в метал по аналогия с елементите, намиращи се в първата група? Учените са открили, че водородът, при условия, когато налягането се приближава до 2 милиона атмосфери, започва да абсорбира инфрачервените лъчи, което показва поляризацията на молекулите на веществото. Може би при дори по-високо налягане водородът ще се превърне в метал.
Интересно е:има предположение, че на планетите-гиганти Юпитер и Сатурн водородът е под формата на метал. Предполага се, че метален твърд водород също присъства в състава на земното ядро, поради свръхвисокото налягане, създадено от земната мантия.
Химични свойства
Както простите, така и сложните вещества влизат в химично взаимодействие с водорода. Но ниската активност на водорода трябва да се увеличи чрез създаване на подходящи условия – повишаване на температурата, използване на катализатори и т.н.
При нагряване прости вещества като кислород (O 2), хлор (Cl 2), азот (N 2), сяра (S) реагират с водород.
Ако запалите чист водород в края на газовата тръба във въздуха, той ще гори равномерно, но едва забележимо. Ако обаче тръбата за изпускане на газ се постави в атмосфера на чист кислород, тогава горенето ще продължи с образуването на водни капки по стените на съда, в резултат на реакцията:
Изгарянето на водата е придружено от отделяне на голямо количество топлина. Това е екзотермична реакция на съединението, при която водородът се окислява от кислород, за да се образува оксида H 2 O. Също така е редокс реакция, при която водородът се окислява и кислородът се редуцира.
По същия начин, реакцията с Cl 2 протича с образуването на хлороводород.
Взаимодействието на азота с водорода изисква висока температура и високо налягане, както и наличието на катализатор. Резултатът е амоняк.
В резултат на реакцията със сярата се образува сероводород, чието разпознаване улеснява характерната миризма на развалени яйца.
Степента на окисление на водорода в тези реакции е +1, а в хидридите, описани по-долу, е 1.
При взаимодействие с някои метали се образуват хидриди, например натриев хидрид - NaH. Някои от тези сложни съединения се използват като гориво за ракети, както и в термоядрения синтез.
Водородът също реагира с вещества от категорията на комплексите. Например, с меден (II) оксид, формулата CuO. За провеждане на реакцията медният водород се прекарва върху нагрят прахообразен меден (II) оксид. В хода на взаимодействието реагентът променя цвета си и става червено-кафяв, а капчици вода се утаяват върху студените стени на епруветката.
По време на реакцията водородът се окислява до образуване на вода, а медта се редуцира от оксид до просто вещество (Cu).
Области на използване
Водородът е от голямо значение за хората и се използва в различни области:
- В химическата промишленост това е суровина, в други индустрии е гориво. Не правете без водород и предприятията от нефтохимията и нефтопреработката.
- В електроенергийната индустрия това просто вещество действа като охлаждащ агент.
- В черната и цветната металургия водородът играе ролята на редуциращ агент.
- С тази помощ се създава инертна среда при опаковане на продукти.
- Фармацевтичната индустрия използва водород като реагент при производството на водороден пероксид.
- Метеорологичните сонди са пълни с този лек газ.
- Този елемент е известен още като средство за намаляване на горивото за ракетни двигатели.
Учените единодушно прогнозират, че водородното гориво ще бъде лидер в енергийния сектор.
Получаване в индустрията
В промишлеността водородът се произвежда чрез електролиза, която се подлага на хлориди или хидроксиди на алкални метали, разтворени във вода. Също така е възможно да се получи водород по този начин директно от водата.
За тази цел се използва преобразуването на кокс или метан с пара. Разлагането на метан при повишена температура също произвежда водород. Втечняването на коксовия газ по фракционен метод се използва и за промишленото производство на водород.
Получаване в лабораторията
В лабораторията се използва апарат Kipp за производство на водород.
Като реагенти действат солна или сярна киселина и цинк. В резултат на реакцията се образува водород.
Намиране на водород в природата
Водородът е най-разпространеният елемент във Вселената. По-голямата част от звездите, включително Слънцето и други космически тела, е водород.
Той е само 0,15% в земната кора. Присъства в много минерали, във всички органични вещества, както и във водата, която покрива 3/4 от повърхността на нашата планета.
В горните слоеве на атмосферата могат да бъдат открити следи от чист водород. Намира се и в редица горими природни газове.
Газообразният водород е най-тънкият, а течният водород е най-плътното вещество на нашата планета. С помощта на водород можете да промените тембъра на гласа, ако го вдишвате, и да говорите, докато издишвате.
Най-мощната водородна бомба се основава на разделянето на най-лекия атом.
10.1 Водород
Името "водород" се отнася както за химичен елемент, така и за просто вещество. елемент водородсе състои от водородни атоми. проста субстанция водородсе състои от водородни молекули.
а) Химичен елемент водород
В естествената серия от елементи поредният номер на водорода е 1. В системата от елементи водородът е в първия период в групата IA или VIIA.
Водородът е един от най-разпространените елементи на Земята. Моларната фракция на водородните атоми в атмосферата, хидросферата и литосферата на Земята (общо това се нарича земна кора) е 0,17. Намира се във вода, много минерали, нефт, природен газ, растения и животни. Средното човешко тяло съдържа около 7 килограма водород.
Има три изотопа на водорода:
а) лек водород - протий,
б) тежък водород - деутерий(Д)
в) свръхтежък водород - тритий(Т).
Тритият е нестабилен (радиоактивен) изотоп, така че практически не се среща в природата. Деутерият е стабилен, но има много малко от него: w D = 0,015% (от масата на целия земен водород). Следователно атомната маса на водорода се различава много малко от 1 Dn (1,00794 Dn).
б) Водороден атом
От предишните раздели на курса по химия вече знаете следните характеристики на водородния атом:
Валентните възможности на водороден атом се определят от наличието на един електрон в една валентна орбитала. Голямата йонизираща енергия прави водородния атом не склонен да дарява електрон, а не твърде високият електронен афинитет води до лека тенденция да го приема. Следователно в химичните системи образуването на Н катиона е невъзможно, а съединенията с Н аниона не са много стабилни. По този начин образуването на ковалентна връзка с други атоми поради неговия един несдвоен електрон е най-характерно за водородния атом. Както в случай на образуване на анион, така и в случай на образуване на ковалентна връзка, водородният атом е едновалентен.
В простото вещество степента на окисление на водородните атоми е нула, в повечето съединения водородът проявява степен на окисление +I и само в хидридите на най-малко електроотрицателните елементи във водорода е степен на окисление от –I.
Информацията за валентните способности на водородния атом е дадена в таблица 28. Валентното състояние на водороден атом, свързан чрез една ковалентна връзка с който и да е атом, е обозначено в таблицата със символа "H-".
Таблица 28Валентни възможности на водородния атом
Валентно състояние |
Примери за химикали |
|||
аз |
HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 , CH 4 , C 2 H 6 , NH 4 Cl, H 2 SO 4 , NaHCO 3 , KOH |
|||
NaH, KH, CaH2, BaH2 |
в) Молекула на водорода
Двуатомната водородна молекула H 2 се образува, когато водородните атоми са свързани с единствената възможна за тях ковалентна връзка. Комуникацията се формира от обменния механизъм. Според начина, по който електронните облаци се припокриват, това е s-връзка (фиг. 10.1 а). Тъй като атомите са еднакви, връзката е неполярна.
Междуатомно разстояние (по-точно равновесното междуатомно разстояние, защото атомите вибрират) в молекула на водорода r(H-H) = 0,74 A (фиг. 10.1 v), което е много по-малко от сумата на орбиталните радиуси (1,06 A). Следователно, електронните облаци от свързващи атоми се припокриват дълбоко (фиг. 10.1 б), а връзката в водородната молекула е силна. Това се доказва и от доста голямата стойност на енергията на свързване (454 kJ/mol).
Ако характеризираме формата на молекулата чрез граничната повърхност (подобно на граничната повърхност на електронния облак), тогава можем да кажем, че водородната молекула има формата на леко деформирана (удължена) топка (фиг. 10.1 г).
г) водород (вещество)
При нормални условия водородът е безцветен газ без мирис. В малки количества е нетоксичен. Твърдият водород се топи при 14 K (–259°C), докато течният водород кипи при 20 K (–253°C). Ниски точки на топене и кипене, много малък температурен интервал за съществуването на течен водород (само 6 °C), както и малки моларни топлина на топене (0,117 kJ/mol) и изпаряване (0,903 kJ/mol) показват, че междумолекулните връзки във водорода много слаб.
Плътност на водорода r (H 2) = (2 g / mol): (22,4 l / mol) = 0,0893 g / l. За сравнение: средната плътност на въздуха е 1,29 g/l. Тоест водородът е 14,5 пъти "по-лек" от въздуха. Той е практически неразтворим във вода.
При стайна температура водородът е неактивен, но при нагряване реагира с много вещества. При тези реакции водородните атоми могат както да увеличат, така и да намалят степента си на окисление: H 2 + 2 д- \u003d 2H -I, H 2 - 2 д- \u003d 2H + I.
В първия случай водородът е окислител, например при реакции с натрий или калций: 2Na + H 2 = 2NaH, ( т) Ca + H 2 = CaH 2 . ( т)
Но редуциращите свойства са по-характерни за водорода: O 2 + 2H 2 \u003d 2H 2 O, ( т)
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O. ( т)
При нагряване водородът се окислява не само от кислород, но и от някои други неметали, като флуор, хлор, сяра и дори азот.
В лабораторията чрез реакцията се получава водород
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2.
Вместо цинк могат да се използват желязо, алуминий и някои други метали, а вместо сярна киселина могат да се използват някои други разредени киселини. Полученият водород се събира в епруветка по метода на изместване на водата (виж фиг. 10.2 б) или просто в обърната колба (фиг. 10.2 а).
В промишлеността водородът се получава в големи количества от природен газ (главно метан) чрез взаимодействие с водна пара при 800 °C в присъствието на никелов катализатор:
CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2 ( т, Ni)
или обработени при висока температура с въглища с водна пара:
2H 2 O + C \u003d 2H 2 + CO 2. ( т)
Чистият водород се получава от вода чрез разлагането й с електрически ток (подложен на електролиза):
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (електролиза).
д) Водородни съединения
Хидридите (бинарни съединения, съдържащи водород) са разделени на два основни типа:
а) летливи
(молекулярни) хидриди,
б) соленоподобни (йонни) хидриди.
Елементите IVA - VIIA групи и бор образуват молекулни хидриди. От тях само хидриди на елементи, които образуват неметали, са стабилни:
B2H6;CH4; NH3; H2O; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH 3 ; H2Se; HBr
H2Te; Здрасти
С изключение на водата, всички тези съединения са газообразни вещества при стайна температура, откъдето идва и името им - "летливи хидриди".
Някои от елементите, които образуват неметали, също са включени в по-сложни хидриди. Например, въглеродът образува съединения с общата формула C н H2 н+2, C н H2 н, ° С н H2 н-2 и други, къде нможе да бъде много голям (органичната химия изучава тези съединения).
Йонните хидриди включват алкални, алкалоземни и магнезиеви хидриди. Кристалите на тези хидриди се състоят от Н аниони и метални катиони в най-висока степен на окисление на Me или Me 2 (в зависимост от групата на системата от елементи).
| LiH | |
| NaH | MgH2 |
| KH | CaH2 |
| RbH | SrH 2 |
| CSH | BaH2 |
Както йонните, така и почти всички молекулярни хидриди (с изключение на H 2 O и HF) са редуциращи агенти, но йонните хидриди проявяват редуциращи свойства много по-силни от молекулярните.
В допълнение към хидридите, водородът е част от хидроксидите и някои соли. Ще се запознаете със свойствата на тези по-сложни водородни съединения в следващите глави.
Основните потребители на водород, произвеждан в промишлеността, са заводи за производство на амоняк и азотни торове, където амонякът се получава директно от азот и водород:
N 2 + 3H 2 2NH 3 ( Р, т, Pt е катализаторът).
Водородът се използва в големи количества за производството на метилов алкохол (метанол) чрез реакцията 2H 2 + CO = CH 3 OH ( т, ZnO - катализатор), както и при производството на хлороводород, който се получава директно от хлор и водород:
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.
Понякога водородът се използва в металургията като редуциращ агент при производството на чисти метали, например: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
1. От какви частици се състоят ядрата на а) протий, б) деутерий, в) тритий?
2. Сравнете йонизационната енергия на водороден атом с йонизационната енергия на атомите на други елементи. Кой елемент е най-близък до водорода по тази характеристика?
3. Направете същото за енергията на електронен афинитет
4. Сравнете посоката на поляризация на ковалентната връзка и степента на окисление на водорода в съединенията: а) BeH 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF; б) CH 4, SiH 4, GeH 4.
5. Запишете най-простата, молекулярна, структурна и пространствена формула на водорода. Коя е най-често използваната?
6. Често казват: „Водородът е по-лек от въздуха“. Какво се има предвид под това? В кои случаи този израз може да се приеме буквално и в кои не?
7. Направете структурните формули на калиеви и калциеви хидриди, както и на амоняк, сероводород и бромоводород.
8. Познавайки моларните топлина на топене и изпаряване на водорода, определете стойностите на съответните специфични количества.
9. За всяка от четирите реакции, илюстриращи основните химични свойства на водорода, направете електронен баланс. Избройте окислителите и редуциращите агенти.
10. Определете масата на цинка, необходима за получаване на 4,48 литра водород по лабораторен начин.
11. Определете масата и обема на водорода, който може да се получи от 30 m 3 смес от метан и водна пара, взети в обемно съотношение 1: 2, с добив 80%.
12. Съставете уравненията на реакциите, които протичат при взаимодействието на водород а) с флуор, б) със сяра.
13. Реакционните схеми по-долу илюстрират основните химични свойства на йонните хидриди:
а) MH + O 2 MOH ( т); б) MH + Cl 2 MCl + HCl ( т);
в) MH + H2O MOH + H2; г) MH + HCl(p) MCl + H2
Тук М е литий, натрий, калий, рубидий или цезий. Съставете уравненията на съответните реакции, ако М е натрий. Илюстрирайте химичните свойства на калциевия хидрид с реакционни уравнения.
14. Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравненията за следните реакции, илюстриращи редукционните свойства на някои молекулни хидриди:
а) HI + Cl 2 HCl + I 2 ( т); б) NH 3 + O 2 H 2 O + N 2 ( т); в) CH 4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( т).
10.2 Кислород
Както в случая с водорода, думата "кислород" е името както на химичен елемент, така и на просто вещество. С изключение на простото вещество" кислород"(диоксиген) химичният елемент кислород образува друго просто вещество, наречено " озон"(трикислород). Това са алотропни модификации на кислорода. Веществото кислород се състои от кислородни молекули O 2 , а веществото озон се състои от молекули на озона O 3 .
а) Химичният елемент кислород
В естествената серия от елементи поредният номер на кислорода е 8. В системата от елементи кислородът е във втория период в групата VIA.
Кислородът е най-разпространеният елемент на Земята. В земната кора всеки втори атом е кислороден атом, тоест моларната фракция на кислорода в атмосферата, хидросферата и литосферата на Земята е около 50%. Кислородът (вещество) е неразделна част от въздуха. Обемната част на кислорода във въздуха е 21%. Кислородът (елемент) е част от водата, много минерали, както и растения и животни. Човешкото тяло съдържа средно 43 кг кислород.
Естественият кислород се състои от три изотопа (16 O, 17 O и 18 O), от които най-разпространеният е най-лекият изотоп 16 O. Следователно атомната маса на кислорода е близка до 16 Dn (15,9994 Dn).
б) Кислороден атом
Знаете следните характеристики на кислородния атом.
Таблица 29Валентни възможности на кислородния атом
Валентно състояние |
Примери за химикали |
|||
Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 * |
||||
-II |
H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 |
|||
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 |
||||
Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3 |
* Тези оксиди също могат да се считат за йонни съединения.
** Кислородните атоми в молекулата не са в даденото валентно състояние; това е само пример за вещество със степен на окисление на кислородни атоми, равна на нула
Голяма йонизираща енергия (като тази на водорода) изключва образуването на прост катион от кислородния атом. Енергията на електронен афинитет е доста висока (почти два пъти по-висока от тази на водорода), което осигурява по-голяма склонност на кислородния атом да прикрепя електрони и способността да образува O 2A аниони. Но енергията на електронен афинитет на кислородния атом все още е по-малка от тази на халогенните атоми и дори на други елементи от групата VIA. Следователно кислородните аниони ( оксидни йони) съществуват само в съединения на кислорода с елементи, чиито атоми много лесно даряват електрони.
Чрез споделяне на два несдвоени електрона, кислороден атом може да образува две ковалентни връзки. Две самотни двойки електрони, поради невъзможността за възбуждане, могат да влязат само във взаимодействие донор-акцептор. По този начин, без да се взема предвид множеството на връзките и хибридизацията, кислородният атом може да бъде в едно от петте валентни състояния (Таблица 29).
Най-характерното за кислородния атом е валентното състояние с У k \u003d 2, тоест образуването на две ковалентни връзки поради два несдвоени електрона.
Много високата електроотрицателност на кислородния атом (само флуорът е по-висок) води до факта, че в повечето от неговите съединения кислородът има степен на окисление -II. Има вещества, в които кислородът показва други стойности на степента на окисление, някои от тях са дадени в таблица 29 като примери, а сравнителната стабилност е показана на фиг. 10.3.
в) Молекула на кислорода
Експериментално е установено, че двуатомната кислородна молекула O 2 съдържа два несдвоени електрона. Използвайки метода на валентните връзки, такава електронна структура на тази молекула не може да бъде обяснена. Въпреки това, връзката в кислородната молекула е близка по свойства до ковалентната връзка. Кислородната молекула е неполярна. Междуатомно разстояние ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) е по-малко от разстоянието между атомите, свързани с единична връзка. Моларната енергия на свързване е доста висока и възлиза на 498 kJ/mol.
г) Кислород (вещество)
При нормални условия кислородът е газ без цвят и мирис. Твърдият кислород се топи при 55 K (–218 °C), докато течният кислород кипи при 90 K (–183 °C).
Междумолекулните връзки в твърдия и течния кислород са малко по-силни, отколкото във водорода, както се вижда от по-големия температурен интервал за съществуването на течен кислород (36 ° C) и моларните топлина на топене (0,446 kJ / mol) и изпаряване (6, 83 kJ/mol).
Кислородът е слабо разтворим във вода: при 0 ° C само 5 обема кислород (газ!) се разтварят в 100 обема вода (течност!)
Високата склонност на кислородните атоми да прикрепят електрони и високата електроотрицателност водят до факта, че кислородът проявява само окислителни свойства. Тези свойства са особено изразени при високи температури.
Кислородът реагира с много метали: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( т);
неметали: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
и сложни вещества: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.
Най-често в резултат на такива реакции се получават различни оксиди (виж гл. II § 5), но активните алкални метали, като натрий, при изгаряне се превръщат в пероксиди:
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.
Структурна формула на получения натриев пероксид (Na) 2 (O-O).
Тлееща треска, поставена в кислород, избухва. Това е удобен и лесен начин за откриване на чист кислород.
В промишлеността кислородът се получава от въздуха чрез ректификация (сложна дестилация), а в лабораторията - чрез подлагане на някои кислород-съдържащи съединения на термично разлагане, например:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200 ° C);
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - катализатор);
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
и, в допълнение, чрез каталитично разлагане на водороден пероксид при стайна температура: 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 -катализатор).
Чистият кислород се използва в промишлеността за интензифициране на онези процеси, при които настъпва окисляване и за създаване на високотемпературен пламък. В ракетната технология течният кислород се използва като окислител.
Кислородът играе важна роля в поддържането на живота на растенията, животните и хората. При нормални условия човек се нуждае от достатъчно кислород, за да диша въздуха. Но в условия, когато няма достатъчно въздух или изобщо не е наличен (в самолети, по време на водолазни операции, в космически кораби и др.), За дишане се приготвят специални газови смеси, съдържащи кислород. Кислородът се използва и в медицината за заболявания, които причиняват затруднено дишане.
д) Озонът и неговите молекули
Озон О3 е втората алотропна модификация на кислорода.
Триатомната озонова молекула има ъглова структура по средата между двете структури, представени със следните формули:
Озонът е тъмносин газ с остра миризма. Поради силната си окислителна активност е отровен. Озонът е един и половина пъти "по-тежък" от кислорода и малко повече от кислорода, разтворим във вода.
Озонът се образува в атмосферата от кислород по време на светкавични електрически разряди:
3O 2 \u003d 2O 3 ().
При обикновени температури озонът бавно се превръща в кислород и при нагряване този процес протича с експлозия.
Озонът се съдържа в така наречения „озонов слой“ на земната атмосфера, предпазвайки целия живот на Земята от вредното въздействие на слънчевата радиация.
В някои градове озонът се използва вместо хлор за дезинфекция (обеззаразяване) на питейна вода.
Начертайте структурните формули на следните вещества: OF 2 , H 2 O, H 2 O 2 , H 3 PO 4 , (H 3 O) 2 SO 4 , BaO, BaO 2 , Ba(OH) 2 . Назовете тези вещества. Опишете валентните състояния на кислородните атоми в тези съединения.
Определете валентността и степента на окисление на всеки от кислородните атоми.
2. Направете уравненията за реакциите на горене в кислород на литий, магнезий, алуминий, силиций, червен фосфор и селен (атомите на селена се окисляват до степен на окисление + IV, атомите на останалите елементи до най-висока степен на окисление ). Към кои класове оксиди принадлежат продуктите от тези реакции?
3. Колко литра озон могат да се получат (при нормални условия) а) от 9 литра кислород, б) от 8 g кислород?
Водата е най-разпространеното вещество в земната кора. Масата на земната вода се оценява на 10 18 тона. Водата е основата на хидросферата на нашата планета, освен това се съдържа в атмосферата, под формата на лед образува полярните шапки на Земята и високопланинските ледници, а също така е част от различни скали. Масовата част на водата в човешкото тяло е около 70%.
Водата е единственото вещество, което има свои специални имена и в трите агрегатни състояния.
Електронната структура на водната молекула (фиг. 10.4 а) разгледахме подробно по-рано (виж § 7.10).
Поради полярността на O-H връзките и ъгловата форма, водната молекула е електрически дипол.
За да се характеризира полярността на електрически дипол, физическа величина, наречена " електрически момент на електрически диполили просто " диполен момент".
В химията диполният момент се измерва в дебай: 1 D = 3,34. 10–30 С. м
В молекулата на водата има две полярни ковалентни връзки, тоест два електрически дипола, всеки от които има свой собствен диполен момент (и). Общият диполен момент на една молекула е равен на векторната сума от тези два момента (фиг. 10.5):
(H2O) = 
,
където q 1 и q 2 - частични заряди (+) на водородни атоми и и - междуатомни разстояния O - H в молекулата. Защото q 1 = q 2 = q, а , тогава
Експериментално определените диполни моменти на водната молекула и някои други молекули са дадени в таблицата.
Таблица 30Диполни моменти на някои полярни молекули
Молекула |
Молекула |
Молекула |
|||
Като се има предвид диполната природа на водната молекула, тя често се изобразява схематично, както следва:
Чистата вода е безцветна течност без вкус и мирис. Някои основни физически характеристики на водата са дадени в таблицата.
Таблица 31Някои физически характеристики на водата
Големите стойности на моларните топлоти на топене и изпаряване (с порядък по-големи от тези на водорода и кислорода) показват, че водните молекули, както в твърди, така и в течни вещества, са доста силно свързани помежду си. Тези връзки се наричат водородни връзки".
ЕЛЕКТРИЧЕСКИ ДИПОЛ, ДИПОЛЕН МОМЕНТ, КОМУНИКАЦИОННА ПОЛЯРИТЕТ, ПОЛЯРИТЕТ НА МОЛЕКУЛАТА.
Колко валентни електрона на кислороден атом участват в образуването на връзки във водната молекула?
2. При припокриване на кои орбитали се образуват връзки между водород и кислород в молекула на водата?
3. Направете диаграма на образуването на връзки в молекула на водороден пероксид H 2 O 2. Какво можете да кажете за пространствената структура на тази молекула?
4. Междуатомните разстояния в молекулите HF, HCl и HBr са равни съответно на 0,92; 1.28 и 1.41. Използвайки таблицата на диполните моменти, изчислете и сравнете частичните заряди на водородните атоми в тези молекули.
5. Междуатомните разстояния S - H в молекула на сероводород са равни на 1,34, а ъгълът между връзките е 92 °. Определете стойностите на частичните заряди на серни и водородни атоми. Какво можете да кажете за хибридизацията на валентните орбитали на серния атом?
10.4. водородна връзка
Както вече знаете, поради значителната разлика в електроотрицателността на водорода и кислорода (2.10 и 3.50), водородният атом във водната молекула придобива голям положителен частичен заряд ( q h = 0,33 д), а кислородният атом има още по-голям отрицателен частичен заряд ( q h = -0,66 д). Припомнете си също, че кислородният атом има две самотни двойки електрони на sp 3-хибриден AO. Водородният атом на една водна молекула е привлечен от кислородния атом на друга молекула и, в допълнение, полупразният 1s-AO на водородния атом частично приема двойка електрони от кислородния атом. В резултат на тези взаимодействия между молекулите възниква специален вид междумолекулни връзки - водородна връзка.
В случай на вода образуването на водородна връзка може да бъде схематично представено, както следва:
В последната структурна формула три точки (пунктирана черта, а не електрони!) показват водородна връзка.
Водородната връзка съществува не само между водните молекули. Образува се, ако са изпълнени две условия:
1) има силно полярна H-E връзка в молекулата (E е символът на атом на достатъчно електроотрицателен елемент),
2) в молекулата има атом Е с голям отрицателен частичен заряд и несподелена двойка електрони.
Като елемент Е може да бъде флуор, кислород и азот. Водородните връзки са много по-слаби, ако Е е хлор или сяра.
Примери за вещества с водородна връзка между молекулите: флуороводород, твърд или течен амоняк, етилов алкохол и много други.
В течния флуороводород неговите молекули са свързани чрез водородни връзки в доста дълги вериги, докато в течния и твърдия амоняк се образуват триизмерни мрежи.
По отношение на силата, водородната връзка е междинна между химическата връзка и други видове междумолекулни връзки. Моларната енергия на водородната връзка обикновено е в диапазона от 5 до 50 kJ/mol.
В твърда вода (тоест ледени кристали) всички водородни атоми са свързани с водород с кислородни атоми, като всеки кислороден атом образува две водородни връзки (използвайки и двете самотни двойки електрони). Такава структура прави леда по-„хлабав“ в сравнение с течната вода, където част от водородните връзки се разрушават и молекулите получават възможност да се „опаковат“ малко по-плътно. Тази особеност на структурата на леда обяснява защо, за разлика от повечето други вещества, водата в твърдо състояние има по-ниска плътност, отколкото в течно състояние. Водата достига максималната си плътност при 4 ° C - при тази температура се разрушават доста водородни връзки и термичното разширение все още не оказва много силен ефект върху плътността.
Водородните връзки са много важни в живота ни. Представете си за момент, че водородните връзки са престанали да се образуват. Ето някои последствия:
- водата при стайна температура ще стане газообразна, тъй като точката на кипене ще падне до около -80°C;
- всички резервоари ще започнат да замръзват от дъното, тъй като плътността на леда ще бъде по-голяма от плътността на течната вода;
- двойната спирала на ДНК ще престане да съществува и много повече.
Дадените примери са достатъчни, за да разберем, че в този случай природата на нашата планета би била напълно различна.
ВОДОРОДНА ВРЪЗКА, УСЛОВИЯ ЗА ОБРАЗУВАНЕТО й.
Формулата на етиловия алкохол е CH3-CH2-O-H. Между какви атоми на различни молекули на това вещество се образуват водородни връзки? Направете структурни формули, илюстриращи тяхното образуване.
2. Водородните връзки съществуват не само в отделни вещества, но и в разтвори. Покажете с помощта на структурни формули как се образуват водородни връзки във воден разтвор на а) амоняк, б) флуороводород, в) етанол (етилов алкохол). \u003d 2H 2 O.
И двете реакции протичат във вода постоянно и с еднаква скорост, следователно във водата има равновесие: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Този баланс се нарича автопротолизно равновесиевода.
Директната реакция на този обратим процес е ендотермична, следователно при нагряване автопротолизата се увеличава, докато при стайна температура равновесието се измества наляво, тоест концентрациите на йони H 3 O и OH са незначителни. На какво са равни?
Според закона за масовите действия
Но поради факта, че броят на реагиралите водни молекули е незначителен в сравнение с общия брой водни молекули, можем да предположим, че концентрацията на вода по време на автопротолиза практически не се променя и 2 = const Такава ниска концентрация на противоположно заредени йони в чиста вода обяснява защо тази течност, макар и лошо, все пак провежда електрически ток.
АВТОПРОТОЛИЗА НА ВОДАТА, КОНСТАНТ НА АВТОПРОТОЛИЗА (ЙОНЕН ПРОДУКТ) НА ВОДАТА.
Йонният продукт на течния амоняк (точка на кипене -33 ° C) е 2 10 -28. Напишете уравнение за автопротолизата на амоняка. Определете концентрацията на амониеви йони в чист течен амоняк. Електрическата проводимост на кое от веществата е по-голяма, водата или течният амоняк?
1. Получаване на водород и неговото изгаряне (редуциращи свойства).
2. Получаване на кислород и изгаряне на вещества в него (окислителни свойства).
Справка по история
Водородът е първият елемент на PSCE D.I. Менделеев.
Руското наименование на водорода показва, че той „ражда вода“; латински " водород" означава същото.
За първи път отделянето на горим газ по време на взаимодействието на определени метали с киселини е наблюдавано от Робърт Бойл и неговите съвременници през първата половина на 16 век.
Но водородът е открит едва през 1766 г. от английския химик Хенри Кавендиш, който открива, че когато металите взаимодействат с разредени киселини, се отделя определен „запалим въздух“. Наблюдавайки изгарянето на водород във въздуха, Кавендиш установи, че резултатът е вода. Това беше през 1782 г.
През 1783 г. френският химик Антоан-Лоран Лавоазие изолира водорода чрез разлагане на вода с горещо желязо. През 1789 г. водородът е изолиран от разлагането на водата под действието на електрически ток.
Разпространение в природата
Водородът е основният елемент на космоса. Например, Слънцето се състои от 70% от масата си водород. Във Вселената има няколко десетки хиляди пъти повече водородни атоми, отколкото всички атоми на всички метали взети заедно.В земната атмосфера също има малко водород под формата на просто вещество - газ със състав Н2. Водородът е много по-лек от въздуха и затова се намира в горните слоеве на атмосферата.
Но на Земята има много повече свързан водород: в края на краищата той е част от водата, най-разпространеното сложно вещество на нашата планета. Водородът, свързан в молекули, съдържа както нефт, така и природен газ, много минерали и скали. Водородът е съставна част на всички органични вещества.
Характеристики на елемента водород.
Водородът има двойна природа, поради тази причина в някои случаи водородът се поставя в подгрупата на алкалните метали, а в други - в подгрупата на халогените.
Електронна конфигурация 1s 1 . Водородният атом се състои от един протон и един електрон.
Водородният атом е в състояние да загуби електрон и да се превърне в Н + катион и по това е подобен на алкалните метали.
Водородният атом може също да прикачи електрон, като по този начин образува анион Н-, в това отношение водородът е подобен на халогените.
Винаги моновалентен в съединенията
CO: +1 и -1.
Физични свойства на водорода
Водородът е газ, безцветен, без вкус и мирис. 14,5 пъти по-лек от въздуха. Слабо разтворим във вода. Има висока топлопроводимост. При t= -253 °C се втечнява, при t= -259 °C се втвърдява. Молекулите на водорода са толкова малки, че могат бавно да дифундират през много материали - каучук, стъкло, метали, което се използва при пречистването на водорода от други газове.Известни са три изотопа на водорода: - протий, - деутерий, - тритий. Основната част от естествения водород е протий. Деутерият е част от тежката вода, която обогатява повърхностните води на океана. Тритият е радиоактивен изотоп.
Химични свойства на водорода
Водородът е неметал и има молекулярна структура. Молекулата на водорода се състои от два атома, свързани с неполярна ковалентна връзка. Енергията на свързване в молекула на водорода е 436 kJ/mol, което обяснява ниската химическа активност на молекулния водород.
Взаимодействие с халогени. При обикновена температура водородът реагира само с флуор:
С хлор - само на светлина, образувайки хлороводород, с бром реакцията протича по-малко енергично, с йод не стига до края дори при високи температури.
Взаимодействие с кислорода при нагряване, при запалване, реакцията протича с експлозия: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.
Смес от 1 част кислород и 2 части водород е "експлозивна смес", най-експлозивната.
Взаимодействие със сяра - при нагряване H 2 + S = H 2 S.
взаимодействие с азот. При нагряване, при високо налягане и в присъствието на катализатор:
Взаимодействие с азотен оксид (II). Използва се в системи за пречистване при производството на азотна киселина: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие с метални оксиди. Водородът е добър редуктор, възстановява много метали от техните оксиди: CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Атомният водород е силен редуктор. Образува се от молекулно в електрически разряд при условия на ниско налягане. Има висока възстановителна активност водород в момента на освобождаванеобразува се при редуциране на метал с киселина.
Взаимодействие с активни метали . При високи температури се свързва с алкални и алкалоземни метали и образува бели кристални вещества – метални хидриди, показващи свойствата на окислител: 2Na + H 2 = 2NaH;
Получаване на водород
В лабораторията:
Взаимодействието на метала с разредени разтвори на сярна и солна киселина,
Взаимодействието на алуминий или силиций с водни разтвори на алкали:
Si + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2.
В индустрията:
Електролиза на водни разтвори на натриев и калиев хлорид или електролиза на вода в присъствието на хидроксиди:
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2.
метод на преобразуване. Първо, водният газ се получава чрез преминаване на водна пара през горещ кокс при 1000 ° C:
След това въглеродният оксид (II) се окислява до въглероден оксид (IV) чрез преминаване на смес от воден газ с излишък от водна пара върху Fe 2 O 3 катализатор, нагрят до 400–450 ° С:
CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.
Полученият въглероден оксид (IV) се абсорбира от водата, като по този начин се получава 50% от промишления водород.
Преобразуване на метан: CH 4 + H 2 O \u003d CO + 3H 2.
Термично разлагане на метан при 1200 °C: CH 4 = C + 2H 2 .
Дълбоко охлаждане (до -196 °С) на коксовия газ. При тази температура всички газообразни вещества, с изключение на водорода, кондензират.
Използването на водород се основава на неговите физични и химични свойства:
като лек газ се използва за пълнене на балони (смесени с хелий);
кислородно-водороден пламък се използва за получаване на високи температури при заваряване на метали;
като редуциращ агент се използва за получаване на метали (молибден, волфрам и др.) от техните оксиди;
за производство на амоняк и изкуствени течни горива, за хидрогениране на мазнини.
Зареждане...
