Соединения и изотопы водорода

ВОДОРОД

Водород и методы его получения

Свойства и применение водорода

Соединения и изотопы водорода

Водород и методы его получения

Элемент водород:символ Н, порядковый номер 1, относительная атомная масса 1,008.

Степень окисления  водорода в сложных веществах (+1), реже (-1).

Открытие. Водород впервые получен в 1766 г. (Кавендиш, Англия), причислен к химическим элементам в 1783 г. (Лавуазье, Франция).

Изотопы водорода¹Н — протий (легкий водород; 99,985 %); ²Н или D — дейтерий (тяжелый водород, 0,015%) ³Н, или Т — тритий (сверхтяжелый водород, на Земле его содержится около 2 кг).

Распространение в природе.Водород — наиболее распространенный эле­мент в космосе (звезды, межзвездная среда, туманности, большие планеты — Юпитер, Сатурн), в состав космической материи входит 63% Н, 36% Не и 1% остальных элементов. На Земле водород встречается главным образом в химически связанном виде (вода, живые организмы, нефть, уголь, мине­ралы), в составе стратосферы имеется частично ионизированный свободный водород. В земной коре до глубины 17 км содержание водорода составляет 1,4% (масс) или 17% (мол).

Положение в Периодической системе Д. И. Менделеева.Согласно со­временным представлениям элемент водород Н (электронная формула 1s¹) не относится ни к какой группе, а является элементом первого периода или просто первым элементом Периодической системы. Нельзя признать абсо­лютно полное сходство свойств водорода со свойствами щелочных металлов (1А группа Периодической системы элементов) или с галогенами VIIа груп­пы, как утверждалось ранее. Поэтому размещение элемента Н в 1А или VIIа группе должно считаться чисто условным). В свободном виде водород образует одно простое двухатомное вещество Н₂, в молекуле которого два атома водорода химически соединены чисто ковалентной одинарной связью Н—Н.

Получение.

1. Взаимодействие металлов (кроме меди и благородных ме­таллов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений после водорода) с кислотами – неокислителями (НС1, Н₂SО₄) в разбавленном водном растворе, например: Zn + 2НС1 = ZnС1₂ + Н₂.

2. Взаимодействие амфотерных металлов, например алюминия, с щело­чами в разбавленном растворе 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂.

3. Восстановление воды неблагородными металлами 2Nа + 2Н₂О = 2NаОН + Н₂.

4. Электролиз разбавленных растворов щелочей, серной кислоты, хлори­дов щелочных элементов и др.

5. Восстановление водяного пара такими металлами, как магний, цинк и железо, например 3Fе + 4Н₂O= (Fе^IIFе^III₂)O₄ + 4Н₂. Реакция с железом при температуре красного каления используется в тех­нике для получения водорода, свободного от серы.

6. Восстановление (иногда каталитическое) водяного пара различными углеродсодержащими веществами (кокс, уголь, остаточные фракции перегонки нефти, мазут, бензин, природный газ, метан и др.) при высокой температуре. Газообразное и жидкое сырье перерабатывают в технике с помощью специ­альных методов. Кокс и уголь подвергают газификации под дав­лением или при нормальном давлении, при этом образуется водя­ной газ — смесь монооксида углерода, водорода и в небольших количествах других газов. Для получения водяного газа через слой порошка угля или кокса пропускают водяной пар, обогащенный кислородом. Процесс про­водят в непрерывно действующем реакторе (генераторе Винклера) при 1000°С. Основная реакция этого процесса: Н₂O_(г) + С_(т)« Н_2(г) + СO_(г). Водяной газ широко используется как горючий газ, в качестве сырья для синтеза различных химических продуктов (аммиака, метанола, высших спиртов и др.) и для получения водорода.

Переработку водяного газа при получении водорода проводят в три этапа. Вначале осуществляют каталитическое конвертирование содержаще­гося в водяном газе монооксида углерода в диоксид при температурах (200 – 300°С): СО_(Г) + Н₂O_(Г)« СO_2(г)+ Н_2(Г).

Затем удаляют СО₂, пропуская реакционную смесь через горячий раствор карбоната калия под давлением и, наконец, проводят окончательную очистку водорода от оставшегося СО и других газов.

Свойства и применение водорода

Физические свойства. При комнатной температуре водород — газ без цвета, запаха и вкуса, плотность 0,09 г/л при 101,3 кПа (1 атм) и 0°С (он в 14 раз легче воздуха и вообще самое легкое вещество на Земле). По трудности сжижения водород — второй газ после гелия. Т. пл. -259,19°С, т. кип. - 252,87°С. В воде очень мало растворим. Поглощается в большом количестве некоторыми металлами (платиной, палладием); при обработке стали кислотами (выделяется Н₂) она приобретает так называемую водород­ную хрупкость.

Химические свойства. При обычных температурах Н₂ очень устойчив. Реа­гирует с кислородом (горит светло-голубым, почти невидимым пламенем) и с хлором:

2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(Г); Н_2(Г) + С1_2(Г) = 2НС1_(Г) .

Смеси Н₂ с воздухом, кислородом и хлором сильно взрывчаты(гремучие газы). С другими неметаллами Н₂ реагирует только при нагревании, на­пример: Н₂(г) + S(_Т) = Н₂S(г).

С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды. При нагревании восстанавливает оксиды многих металлов, на­пример: WO₃ + ЗН₂ = W + 3Н₂О.

Подобные реакции используются в технологии получения многих ме­таллов. В органической химии известны реакции гидрирования и дегидри­рования — присоединение и отщепление водорода.

Применение.Водород используют в реакциях гидрирования и химиче­ских синтезах многих технически важных продуктов, таких как аммиак, ме­танол, хлороводород, бензин, сорбит (из глюкозы), жирные спирты (из жир­ных кислот), бутандиол-1,2 (который перерабатывают в синтетический кау­чук), твердые жиры, для наполнения аэростатов и для получения высоких температур в специальных горелках, например при выработке синтетических драгоценных камней. Водород — составная часть промышленных газовых смесей — коксового, полукоксового и водяного газов. Хранят Н₂ в стальных баллонах под давлением 150 атм.

Атомный водородполучается непосредственно в реакторе, где он затем участвует в осуществлении некоторого процесса. Очень реакционноспособный. Так, молекулярный водород не превращает нитробензол в анилин, но такая реакция происходит, если в сосуд с жидким нитробензолом ввести порошок железа и хлороводородную кислоту (образуется атомный водород Н, обладающий очень сильными вос­становительными свойствами). Газообразный водород Н₂ становится атомным при поглощении его (абсорбции) платиной или палладием, а также никелем, поэтому такие металлы являются хорошими катализаторами реак­ций гидрирования (при получении, например, твердых жиров). Высокодис­персная платина — платиновая чернь — вызывает самовозгорание водорода на воздухе (огниво Дёберейнера).

Катион водорода.В водном растворе не существуют свободные ионы Н⁺, поскольку они находятся полностью в гидратированном состоянии. В первую зону гидратации попадает одна молекула воды и образуется катион оксония Н₃О⁺ (с тремя равноценными ковалентными связями Н—О), во второй зоне гидратации этот катион окружается (при комнатной температуре) еще тремя молекулами воды за счет водородных связей и образуется тригидрат катиона оксония Н₃О*3Н₂О. Свободные катионы водорода (фактически протоны — ядра атома протия) на 80 % составляют первичное космическое излучение (остальные 20 % — это a-частицы Не).

Соединения и изотопы водорода

Гидриды — бинарные соединения водорода со всеми металлами и с теми не­металлами, которые более электроположительны, чем сам водород. По природе химической связи и строению различают несколько групп гидридов. Солеобразные гидриды в твердом состоянии образуют ионные кристаллы и содержат гидрид-ионы Н^-. К ним относятся гидриды щелочных и щелоч­ноземельных металлов, например гидрид кальция СаН₂, который легко всту­пает в реакцию с водой: СаН₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂. Гидрид кальция часто называют твердым источником водорода, по­скольку 1 кг СаН₂ образует с водой около 1000 л Н₂. Солеобразные гидриды обладают основными свойствами.

Металлоподобные гидриды по характеру связи близки к металлам, элек­троны всех атомов водорода составляют так называемый электронный газ. Обычно такие гидриды не имеют стехиометрического состава.

Ковалентные гидриды содержат химические связи неметалл — водород или металл—водород с высокой степенью ковалентности. Гидриды неметал­лов, например моносиланSiН₄ и диборан (6) В₂Н₆, мономерны и легколетучи, а гидриды металлов (Ве, Мд, А1, Gа, Сu, Zn и др.) в твердом состоянии имеют полимерную природу. Гидриды неметаллов обладают кислотными свойствами, а гидриды металлов — амфотерными свойствами.

Комплексные гидриды представляют собой комплексные соединения, в которых лигандом является ион Н^-, например Nа[АlН₄]— тетрагидридоалюминат(Ш) натрия.

Комплексные гидриды находят широкое применение в органических син­тезах как мягкие восстановители. Тетрагидридоборат(Ш) алюминия А1[ВН₄]₃ — перспективный источник водорода, при взаимодействии 1 кг этого вещества с водой образуется »3800 л газообразного водорода.

Вода – Н₂О, при обычных условиях вода ассоциирована за счет водород­ных связей, т. е. молекулы связаны в ассоциаты (Н₂О) (при 20^СС степень ассоциации составляет 4). Вследствие этого значения т. пл. и т. кип.у воды аномальны и значительно выше, чем у водородных соединений дру­гих элементов V1А группы — Н₂S, Н₂Sе и Н₂Те.

Чистая вода не имеет цвета, вкуса и запаха, в толстых (бо­лее 5 м) слоях вода окрашена в голубой цвет. Т. кип. при нормальном атмо­сферном давлении равна 100 °С, при 0°С затвердевает в лед, что сопровож­дается увеличением объема на 9 %. Наибольшую плотность (1 г/см³) вода имеет при 4 °С (еще одна аномалия воды). Электропроводность очень чистой (многократно дистиллированной) воды весьма мала.

Природные водысодержат различные примеси. Дождевая вода и снег несут в себе пыль, растворенные газы — кислород, азот и диоксид углерода, а часто и следы нитрата аммония; ключевая (родниковая), речная и грунтовая воды содержат до 0,01—0,2 % растворенных веществ, например солей кальция и магния (о жесткости воды см. 12.7). В морской воде содержание растворенных веществ обычно составляет «3,5% (в Балтийском море 1%, в Мертвом море 30%). Большие водные поверхности влияют на климат Земли, так как вода при нагревании на 1 К поглощает и при охлаждении на 1 К выделяет больше теплоты, чем любое другое вещество. Почти 71 % поверхности Земли покрыто водой или льдом. Из всех запасов природной воды 97.2% приходится на мировой океан, 2,15% —на ледники и ледовые покрытия и только 0,63 % воды содержится в зонах вечной мерзлоты. Человеческий организм на 60—70 % состоит из воды.

Питьевая водавырабатывается из природных вод. Она должна быть прозрачной и бесцветной, не иметь запаха, содержать растворенный кислород и не содержать болезнетворных бактерий. Обезвреживание (стерилизация) питьевой воды проводят либо хлорированием (старый способ), либо озонированием (современный, пока еще дорогой способ) с предварительной биоочисткой. Если в воде имеется примесь железа, то ее удаляют продуванием воздуха (иногда с добавлением известкового молока).

Кристаллизационная водавходит в состав кристаллогидратов солей, на­пример СuSО₄*5Н₂О. Природа химической связи между основ­ным веществом и водой изменяется от ковалентной связи в аквакомплексах (лигандом являются молекулы Н₂О) до водородной связи и межмолекуляр­ного взаимодействия в аддуктах — гидратах, таких как гидрат сульфата тет-рааквамеди (П) [Сu(Н₂О)₄]SО₄*Н₂О (уточненная формула медного купороса СuSО₄*5Н₂О). Один из методов обнаружения воды основан на переходе под действием воды белого СuSО₄ в медный купорос, окрашенный в синий цвет.

Молекула перекиси водорода Н₂О₂ содержит пероксо-группу — О — О —, степени окисления элементов: Н₂⁺¹О₂^-1.

Получение.

1. Действие серной кислоты на пероксид водорода (лабора­торный способ):

ВаО₂ + Н₂SО₄ == ВаSО₄ + Н₂О₂

2. Электролиз умеренно концентрированного водного раствора серной кислоты или ее солей при высокой плотности тока и последующий гидролиз образующейся пероксодисерной кислоты Н₂S₂О₈ (старый промышленный способ): S₂О₆(О₂)^2- + 4Н₂O = 2SO₄^2- + 2Н₃O⁺ + Н₂О₂.

При электролизе солей анодный процесс проводят при подкислении. Перекись водорода отделяют отгонкой в вакууме.

Свойства. В чистом (свободном от воды) виде перекись водорода пред­ставляет собой светло-голубую жидкость. Очень взрывоопасен. В продажу поступает обычно 30 %-ый водный раствор, называемый пергидролем, или 3 %-ый раствор. На свету и под действием катализаторов (пыль, кровь, пиролюзит МnO₂, платина, фермент каталаза) перекись водорода легко разлагается: 2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂.

Проявляет сильные окислительные свойства в кислотной среде: Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2е = 2Н₂О, но может быть и восстановителем: Н₂О₂ - е= О₂ + 2Н⁺.

В виде чистого вещества или концентрированного раствора перокснд водорода опасен в обращении, так как вызывает ожоги кожи (белые пятна, которые через некоторое время исчезают).

Применение. Эффективное отбеливающее (волосы, хлопок, бумага) и дезинфицирующее средство, окислитель в ракетных топливах, сырье для синтеза неорганических и органических пероксосоединений.

Изотопы.

Дейтерий. Символ D или ²Н (тяжелый водород). Относительная атомная масса 2,0141. В свободном состоянии дейтерий существует в виде моле­кул D₂, которые вдвое тяжелее молекул протия ¹Н₂; химические свойства дейтерия и протия схожи, хотя дейтерий реагирует медленнее.

Тяжелая вода(оксид дейтерия) D₂О. Это изотопная разновидность воды. В природных водах массовое отношение между D₂О и Н₂О равно 1 : 5500 (указанное соотношение предполагает, что весь дейтерий находится в виде тяжелой воды D₂О, хотя в действительности имеется смесь D₂О и полутя­желой воды НDО). Т. пл. 3,813 °С, т. кип. 101,43 °С, плотность 1,105 г/см³. Ядовита вследствие худших (по сравнению с обычной водой) растворяющих свойств. Тяжелая вода накапливается в остатке электролита при многора­зовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Тритий. Символ Т или ³Н (сверхтяжелый водород). Радиоактивный эле­мент, получается в ядерных реакциях. В природе об­разуется в верхних слоях атмосферы при соударении нейтронов высокоэнер­гетического (космического) излучения и атомов, например азота:

¹⁴₇N + ¹₀n = ³₁T + 3⁴₂He.

При радиоактивном распаде тритий испускает b-частицы и переходит в ³Не (период полураспада 12,34 года). Известна и сверхтяжелая вода Т₂О с т. пл. 4,5 °С.

 

---

Дата добавления: 2018-04-04; просмотров: 824; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!