Неорганическая химия

 Главная   Общая  Неорганическая  Органическая  Физическая  Поиск реакции 

ВОДОРОД

Общая характеристика

Элемент водород (символ Н, от латинского Hydrogenium), порядковый номер 1, электронное строение атома 1s1. Степени окисления в химических соединениях +1 и -1. В Периодической системе водород помещают как в I группу (из-за сходства со щелочными металлами), так и в VII (сходство с галогенами. Электроотрицательность водорода ниже электроотрицательности большинства неметаллов, но выше электроотрицательности металлов, вследствие этого водород в соединениях с неметаллами проявляет чаще всего степень окисления +1, а в соединениях с металлами -1. Элемент водород имеет три изотопа: 1Н - протий, 3Н - дейтерий (часто обозначается символом D) и 3Н - тритий (Т). Большая относительная разница в массе - у дейтерия в 2, а у трития в 3 раза больше, чем у протия - приводит к заметному различию в скоростях пролцессов с участием этих изотопов водорода (это явления называется изотопным эффектом). Молярная доля протия в природном водороде 0,9998, дейтерия - 0,0002. Тритий является радиоактивным изотопом с периодом полураспада 12,5 лет. На Земле водород встречается в виде соединений - воды, ископаемых углеводородов (например нефть, природный газ), причем степень окисления водорода в природных соединениях всегда +1. Массовая доля водорода в земной коре 0,01, молярная - 0,16 (4-е место по распространенности после кислорода, кремния и алюминия). По распространенности во Вселенной водород занимает первое место - массовая доля водорода по оценкам астрономов составляет 0,8.

Простое вещество.

Водород образует одно простое вещество, которое называют молекулярным водородом или просто водородом, состоящее из двухатомных молекул Н2. Связь между атомами водорода в молекуле ковалентная неполярная, энергия связи велика и составляет 455 кДж/моль. Полная диссоциация молекул на атомы наступает при температурах выше 2000oС.Физические свойства. При обычных условиях водород - бесцветный и безвкусный газ, запаха не имеет, в 14,5 раз легче воздуха. При температуре -252oС сжижается в бесцветную жидкость, которая при -258oС превращается в бесцветные кристаллы. Плотность твердого водорода 0,08 г/см3 - наименьшая для твердых веществ. Газообразный водород обладает высокой теплоемкостью.

Химические свойства.

Высокая энергия диссоциации молекул водорода на атомы приводит к тому, что большинство реакций с участием водорода требует продварительной активации - поджигания, нагревания облучения интенсивным светом. Водород реагирует с неметаллами:

а). Галогенами:

Н2 + F2 = 2HF

- в темноте со взрывом, реакция идет при контакте между газами,

H2 + Cl2= 2НСl

- при поджигании или нагревании до 400oС, при облучении интенсивным светом, на рассеянном свету реакция идет медленно,

H2 + Br2 = 2НВr и H2 + I2 = 2HI

- обратимо при температурах 150-400oС.
б). Кислородом:

2 + О2 = 2Н2О

– при поджигании смеси газов или нагревании ее до 600oС - о взрывом (смесь водорода и кислорода в объемном отношении 2 : 1 называется гремучим газом). Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты. Сжигание водорода и кислорода в специальных горелках позволяет достигать температуры 3000-3500oС.
Серой:

H2 + S =H2S

- обратимо при 150-300oС.
в). Азотом:

N2 + 3H2 = 2NH3

- при давлении свыше 5000 атмосфер. В промышленных условиях реакция осуществляется при давлении 200-1000 ат и 200-400oС в присутствии катализатора - губчатого (пористого) железа, активированного специальными добавками - оксидом калия, металлическим калием и алюминием. С фосфором и бором водород непосредственно не взаимодействует, однако соответствующие соединения могут быть получены косвенным путем. г). Углеродом:

С + Н2 = СН4

- при 600-800oС - пропускание водорода через смесь сажи и никелевой пыли.В тех же условиях, но при температуре 1000-1200oС образуется ацетилен:

2С + Н2 = С2Н2

- обе реакции протекают с низким выходом.С кремнием водород непосредственно не взаимодействует, соответствующие соединения получают косвенным путем. Водород взаимодействует с металлами: д). Щелочными, например:

2Na + H2 = 2NaH

- при 300oС - образуются гидриды, в которых степень окисления водорода -1. Это белые кристаллические вещества, разлагающиеся водой с выделением водорода:

NaH + H2O = NaOH + H2

Гидриды щелочных металлов термически неустойчивы и разлагаются до достижения температуры плавления:

2NaH = 2Na + H2

Получение водорода.

I. Промышленные способы получения водорода

1. Пароводяная конверсия природного газа (метана):

I-я стадия: СН4 + Н2О = СО + Н2 - при 900оС, катализатор никель,
II-я стадия: СО + Н2О = СО2 + Н2 - при 450оС, катализатор Fe2O3.

Углекислый газ отделяют от водорода поглощением водой под давлением или теплым растром карбоната калия.

2. Конверсия СО:

СО + Н2О = СО2 + Н2- при 450оС, катализатор Fe2O3

3. Действием водяного пара на кокс при 1200-1400оС:

С + Н2О = СО + Н2

Добавляя избыток водяного пара полученный “водяной газ” (смесь СО и водорода) переводят в смесь СО2 и водорода по реакции 2.

4. Коксовый газ - газ, полученный при коксовании каменного угля - содержит 50-60% (по объему) водорода. Водород отделяют от других компонентов коксового газа путем вымораживания примесей.

5. Водород образуется в качестве побочного продукта в процессах крекинга нефти. Разложение нефти при высокой температуре без доступа воздуха приводит к образованию водорода и коксообразного остатка. состоящего в основном из углерода (“пиролиз нефти”):

CxHy = xC + y/2H2

6. Термическое разложением метана:

СН4 = С +2Н2

- реакция протекает при температуре выше 2000оС и ведется в основном для получения сажи.

7. Электролиз водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2

8. Перспективными промышленными методами получения водорода являются:
а). термическая диссоциация воды при высоких температурах, например в активной зоне ядерного реактора:

2О = 2Н2 + О2 - при 2500-3000оС

б). разложение воды с помощью нитрита натрия и иода, процесс протекает в три стадии:

I      LiNO2 + I2 + H2O = LiNO3 + 2HI
II      2HI = H2 + I2 при 430оС
III     2LiNO3 = 2LiNO2 + O2 при 500оС

II Лабораторные способы получения водорода

1. Действием в аппарате Киппа моляной или разбавленной серной кислотой на цинк или железо, например:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

2. Взаимодействием кальция с водой:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

3. Электролизом водных растворов кислот и щелочей.

В полевых условиях водород получают:

1. Взаимодействием алюминия с водным раствором щелочи:

2Al + 2NaOH + 10H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3H2

2. Действием водного раствора щелочи на кремний:

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

3. Взаимодействием гидрида кальция с водой:

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

Во всех перечисленных полевых способах получения водорода транспортировка исходных веществ не представляет технических трудностей.

В прошлом веке широко применялся железопаровой способ получения водорода (способ Лавуазье):

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2 - при 550оC, или
Fe + H2O = FeO + H2 - при 600оC и выше.

В настоящее время этот способ не применяется.

Применение водорода.

В промышленности и технике водород применяют:
а) в качестве реагента при получении аммиака, хлороводорода и соляной кислоты
б) при синтезе метанола:

2H2 + CO = CH3OH - при 400оС и давлении 300 ат, катализаторы Cr2O3 и ZnO.

в) для очистки нефти гидрированием содержащихся в ней соединений серы

г) для получения твердых пищевых жиров (маргарина)

д) для получения тугоплавких металлов методом водородотермии, например вольфрама:

WO3 + 3H2 = W + 3H2O

е) для сварки и резки металлов

ж) в качестве топлива для жидкостных реактивных двигателей

з) для охлаждения мощных электрогенераторов

и) для наполнения метеорологических зондов (аэростатов).

ВОДА

Связи в молекуле воды ковалентные полярные, общие электронные пары смещены в сторону атома кислорода. Валентный угол в молекуле воды составляет 105o:Атом кислорода находится в состоянии sp3 гибридизации и имеет две неподеленные электронные пары. Из-за высокой полярности связей О-Н диэлектрическая проницаемость воды велика. Вода является одним из самых распространенных в природе веществ.

Физические свойства.

Вода представляет собой бесцветную жидкость с плотностью 1г/см3 (при 4oС), температура плавления 0oС, кипения +100oС. Высокая температура кипения объясняется ассоциацией молекул воды за счет водородных связей. В воде хорошо растворимы вещества с ионными и полярными ковалентными связями (например NaCl и HВr), а также вещества, содержащие в молекуле атомы элементов с высокой электроотрицательностью (например этиловый спирт и сахароза).

Химические свойства.

Вода обладает свойствами слабого амфотерного электролита, диссоциация воды протекает по схеме:

H2O = H+ +OH-

В окислительно-восстановительных процессах вода может быть окислителем (обычно в щелочной среде):

2H2O + 2e = H2 + 2OH-

и восстановителем (обычно в кислй среде):

2H2O - 2e = O2 + 4H+

Термическая устойчивость воды велика, разложение на простые вещества начинается при температурах свыше 2000oС.

     Вода реагирует с простыми веществами:

а) Щелочными металлами, например:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

б) Щелочноземельными металлами, например:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

в) Алюминием:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

г) Галогенами - нагретая вода сгорает в атмосфере фтора:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2

взаимодействие воды с хлором и другими галогенами обратимо:

Cl2 + H2O = HCl + HClO

Вода реагирует со сложными веществами:

д) Основными оксидами, образованными щелочными и щелочноземельными металлами:

K2O + H2O = 2KOH
BaO + H2O = Ba(OH)2

С основными оксидами, образованными переходными металлами и амфотерными оксидами вода не реагирует.

е) Кислотными оксидами:

SO3 + H2O = H2SO4
P2O5 + H2O(избыток) = H3PO4

C SiO2 вода не взаимодействует.

ж) С некоторыми кислотами, например:

H4P2O7 + H2O = H3PO4 - при нагревании.

з) Вода разлагает ионные гидриды, нитриды, фосфиды, карбиды, например:

KH + H2O = KOH + H2
Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3
Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2

а также некоторые галогениды:

AlI3 + 3H2O = Al(OH)2 + 3HI - со взрывом
PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI

некоторые сульфиды:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Вода образует кристаллогидраты с солями:

CuSO4 (белый) + 5H2O = CuSO4*5H2O (голубой)
FeSO4(белый) + 7H2O = FeSO4*7H2O(голубовато-зеленый)

и некоторыми другими веществами, например CH4*nH2O и C2H2Cl*nH2O (такие соединения называются “клатраты”).

Водоподготовка и водоочистка.

     Водоподготовкой и водоочисткой называется обработка воды для приведения ее качества в соответствие с требованиями потребителей. Весь процесс может быть разделен на 4 стадии:

1. Фильтрование и осветление - очистка воды от крупных плавающих предметов и мелкого взвешенного материала пропусканием через слой песка.

2. Коагуляция и дезинфекция - осаждение коллоидных частиц и уничтожение микроорганизмов - осуществляется добавлением специальных веществ (коагулянтов) и обработкой хлором (реже - озоном или ультрафиолетовым облучением). После этих двух стадий вода пригодна для бытового использования. Для удаления (в случае необходимости) растворенных солей и газов применяют:

3. Дистиляцию (перегонку). Дистиляция позволяет избавиться от растворенных солей, части растворенных газов. Получаемая вода называется дистилированной. Если очистка воды одной перегонкой недостаточна, воду перегоняют вторично (такая вода называется бидистилированной) - обычно в кварцевой посуде.

4. Ионный обмен - позволяет достичь более высокой , чем при перегонке, степени очистки воды от растворенных солей.

Сверхчистую воду, необходимую для ряда технологических процессов, получают при взаимодействии водорода и кислорода.

Применение воды.

Вода применяется в быту и в технологических процессах. В технологии вода применяется в качестве:

а) реагента, например при получении водяного газа из кокса и водяного пара, при получении азотной кислоты и т.д.

б) растворителя, например в производстве соды

в) теплоносителя - водяное отопление, охлаждение двигателей внутреннего сгорания

г) рабочего тела - в паровых турбинах.

ПЕРОКСИД ВОДОРОДА

Молекулы пероксида водорода содержат пероксидную цепочку, состоящую из двух атомов кислорода: -О-О-. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода равна -1, молекула имеет строение, приведенное на рисунке 2. Молекулы пероксида водорода частично димеризованы.

Физические свойства.

Пероксид водорода - бесцветная вязкая жидкость, плотность 1,45 г/см3, температура плавления -0,43оС, температура кипения +145оС. Растворимость пероксида водорода в воде неограничена.

Химические свойства.

Пероксид водорода является очень слабой кислотой (окраски индикаторов не меняет):

H2O2 = H+ + HO2-

Диссоциация по второй ступени незначительна.

При взаимодействии со щелочами концентрированных растворов пероксида водорода образуются пероксиды металлов (реакция аналогична реакции нейтрализации), например:

Ba(OH)2 + H2O2 = BaO2 + 2H2O

Пероксид водорода разлагается:

H2O2 = H2O + [O] и далее 2[O] = O2

- разложение ускоряется в присутствии соединений переходных металлов (например MnO2 и KMnO4) и под действием света.

Пероксид водорода может проявлять свойства окислителя, например:

KNO2 + H2O2 = KNO2 + H2O
2KI + H2O2 = I2 + 2KOH

и восстановителя:

Ag2O + H2O2 = 2Ag + H2O + O2

- восстанавливает аммиачный раствор оксида серебра

2KМnO4 + Н2О2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 3H2O
Получение.

В промышленности пероксид водорода получают электролизом 30%-ного водного раствора серной кислоты. На аноде при этом протекают процессы:

2H2SO4 - 2e = H2S2O8 + 2H+
H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

Суммарный процесс запишется так:

2H2O - 2e = 2H+ + H2O2

Промышленность обычно выпускает пероксид водорода в виде 30%-ного водного раствора, называемого пергидролем.

Применение.

Пероксид водорода применяется:

а) в производстве ряда органических соединений

б) в качестве дезинфецирующего и консервирующего вещества

в) в реактивной технике - продукты каталитического разложения пероксида водорода (парогаз) используются для привода турбонасосных агрегатов жидкостных реактивных двигателей.



    © Короленко М.В., 2009-2016                      *7658*18*44*

          Индекс цитирования          Эта страница помогла? Покажите ее друзьям!