Водород

Водород
Распространенность в природе
Водородная туманность «Сердце»
История открытия
1766 г. – водород открыл Г. Кавендиш
1784 г. – А. Лавуазье назвал водород
hydrogene (др.-греч. hydro genes порождающий воду)
Положение в периодической системе
Водород
Атом водорода обладает и другими уникальными свойствами.
Аналогично щелочным металлам, он имеет один электрон на
внешнем уровне и способен образовать однозарядный
положительный ион H+:
H0 – e → H+
Поэтому его можно считать элементом I A группы
периодической системы. С другой стороны, атом водорода
может присоединять электрон, приобретая при этому
электронную конфигурацию инертного газа гелия и образуя
ион H– :
H0 + e → H–.
В виде таких ионов водород находится, например, в гидридах
активных металлов.
5
Водород
По способности образовывать однозарядовый отрицательный
ион водород подобен галогенам, поэтому его можно считать
первым элементом VII A группы. Таким образом, водород
(единственный из элементов) обладает двойственным
положением в периодической системе. По физическим
свойствам он больше напоминает галогены, чем щелочные
металлы. Свойства атома и ионов водорода сравниваются в
таблице №1:
Свойства атома и ионов водорода Н+
Н
Н-
Электронная конфигурация
1s0
1s1
1s2
Ковалентный радиус, пм
21
37
133
Энергия по сравнению с атомом Н
E – E(H), кДж/моль
1312
0
-72,4
6
Водород
Положительный ион водорода H+ – одна из важнейших для
химии частиц. Его особенность в том, что он не имеет
собственных электронов, поэтому H+ – хороший акцептор
электронов. Он легко взаимодействует с частицами
имеющими неподелённую пару электронов, образуя донорноакцепторную связь. Так в воде ион водорода превращается
в ион гидроксония:
H+ + H2O → H3O+
7
Изотопы водорода
В природе существует три изотопа водорода: протий Н,
дейтерий D и тритий Т, с помощью искусственных ядерных
реакций были получены ещё 4 изотопа с массовыми
числами от 4 до 7 – все они крайне неустойчивы. Все
изотопы водорода обладают практически одинаковыми
химическими свойствами, однако различаются по
физическим свойствам.
Строение молекулы
Физические свойства
1.
2.
3.
4.
Газ без цвета, вкуса и запаха.
Легче воздуха в 14,5 раз.
Плохо растворим в воде.
Хорошо растворим в
некоторых металлах
(например, Pd).
5. Самая высокая
теплопроводность среди
газообразных веществ (в 7 раз
выше теплопроводности
воздуха).
Получение водорода
При обычных условиях молекулярный водород Н2 –
бесцветный газ, не обладающий ни вкусом, ни запахом, он
мало растворим в воде.
Лабораторные методы получения:
1) Взаимодействие металлов, стоящими в ряду напряжений
до водорода, с серной или соляной кислотами:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
2) Взаимодействие алюминия с водными растворами
щелочей:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
3) Взаимодействие щелочноземельных металлов или их
гидридов с водой:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2
11
Получение водорода
1) Взаимодействие металлов, стоящими в ряду напряжений до
водорода, с серной или соляной кислотами:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Аппарат Киппа
1. Сосуд
2. Шаровая воронка
3. Тубус
2
3
1
Получение водорода
Промышленные методы получения:
1) Электролиз водных растворов щелочей и солей:
2H2O=2H2↑+O2↑
2NaCl+2H2O=H2↑ +Cl2↑ +2NaOH
2) Пропускание паров воды над раскаленным углём
при 1000 ˚С
C+H2O=H2+CO
Водород при этом образуется в смеси с
монооксидом углерода. Эту смесь используют для
органических синтезов, не выделяя из неё
водород.
13
Получение водорода
3) Конверсия (риформинг) метана:
kat, t°C
CH4 + H2O
CO + 3H2
Эта реакция происходит при 1000°C на никелевом
катализаторе. С её помощью получают 85% от мирового
производства водорода. Наряду с СО образуются
значительные количества СО2:
kat, t°C
CO + H2O
CO2 + H2
Общее мировое производство водорода составляет
5·1011млрд м3, из них 96% получают из невозобновляемых
ресурсов – газа, нефти и угля. В будущем наиболее
перспективный способ получения водорода – разложение
воды под действием света (фотолиз). Пока он не нашёл
широкого распространения из-за невысокой эффективности
14
существующих катализаторов.
Получение водорода
4) Раньше для получения водорода использовали реакцию
железа с перегретым водяным паром
при температуре
красного каления (900-1000 град. По Цельсию)
3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2
5) Большое количество водорода образуется в качестве
побочного продукта при производстве хлора электролизом
водного раствора хлорида натрия в электролизе с
диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространство
2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2
15
Химические свойства
Химические свойства
В реакциях с неметаллами водород проявляет свойства
восстановителя. Он реагирует с галогенами, кислородом,
серой, азотом:
H2 + Cl2 = 2HCl
2H2 + O2 = 2H2O
t°C
H2 + S
H2S
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
Все эти реакции имеют большое промышленное значение.
Первая служит для производства соляной кислоты, вторая
происходит в топливных элементах и лежит в основе
водородной энергетики, третья реакция используется для
удаления серы из нефтепродуктов, с помощью последней
получают аммиак, необходимый для производства азотных
удобрений и азотной кислоты.
17
Химические свойства
Применение водорода основано, в первую очередь, на
реакции синтеза аммиака и химической переработке
нефтепродуктов, где с помощью водорода из них удаляют
серу в виде. В лабораторной практике водород используют в
качестве восстановителя при получении металлов, а также
оксидов и галогенидов низшей ст. окисления.Водородтакже
используют для получения металлов из оксидов и в пищевой
промышленности для гидрирования жиров, синтеза метанола:
CuO + H2
t°C
Cu + H2O
t°C
WO3 + 3H2
W + 3H2O
CO + 2H2 = CH3OH
Mn3O4+H2=3MnO+H2O
2FeCl3+H2=2FeCl2+2HCl
19
Химические свойства
В реакциях с активными металлами водород является
окислителем:
H2 + 2Na = 2NaH
В образующихся гидридах металлов степень окисления
водорода равна -1. По внешнему виду и многим физическим
свойствам гидриды похожи на соответствующие галогениды.
Например, гидрид натрия – белое кристаллическое
соединение, напоминает хлорид натрия. Однако химически
NaH и NaCl сильно различаются. Так, NaCl растворяется в
воде и диссоциирует в растворе на ионы. Гидрид натрия
разлагается водой с образованием щёлочи и водорода:
NaH + H2O = NaOH + H2
20
Собирание водорода
1) Вытеснением воздуха:
2) Вытеснением воды:
ВОДА (оксид водорода)
Строение молекулы воды.
Физические свойства
−δ
О
+δ
Строение
Н2О М(Н2О)=18г/моль
Тип химической связи: ковалентная полярная
Общие электронные пары смещены к более
электроотрицательному атому кислорода,
поэтому атомы водорода приобретают частично
положительный, а атомы кислорода частично
отрицательный заряд.
Поэтому молекула воды представляет собой
диполь и имеет угловую форму.
Н
104,5°
─
+δ
Н
+
Физические свойства:
Бесцветная
жидкость,
без
запаха и вкуса
ρ(Н2О)=1г/мл; 1г/см3 (1000кг/м3)
t0пл=00С t0кип=1000С
Химические свойства
Вода участвует в огромном числе химических реакций в
качестве растворителя, реагента или продукта. Вода –
амфотерное соединение, она проявляет свойства слабой
кислоты и слабого основания. Это отчётливо видно в реакции
автопротолиза, где одна молекула (кислота) отдаёт протон, а
другая (основание) принимает его:
Н2О + Н2О = Н3О+ + ОН
Это равновесие сильно смещено влево, константа равновесия
К = 1,0·10-14, поэтому вода считается слабым электролитом.
23
Химические свойства
Основные свойства воды проявляются при диссоциации
кислот в водном растворе:
H2O + HCl → Н3О+ + Cl- (вода – основание)
А кислотные – при диссоциации оснований:
H2O + NН3 ↔ ОН- + NН4+ (вода – кислота)
Амфотерные свойства воды проявляются и в том, что она
реагирует как с кислотными, так и с щелочными оксидами:
N2O5 + H2O = 2HNO3
Na2O + H2O = 2NaOH
Вода реагирует с солями: некоторые из них, образованные
слабыми кислотами и слабыми основаниями, при
взаимодействии с водой необратимо гидролизуются:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
24
Химические свойства
Со многими солями вода образует кристаллогидраты:
CuSO4(тв.) + 5H2O(ж.) = CuSO4·5H2O(тв.)
Вода может быть окислителем и восстановителем.
Окислительные свойства вода с атомом водорода в степени
окисления +1 проявляет в реакциях с активными металлами:
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
Восстановительные свойства для воды менее характерны.
Для того, чтобы окислить атом кислорода в степени окисления
-2, надо использовать сильные окислители, например СоF3:
4CoF3 + 2H2O = 4CoF2 + 4HF + O2
Разложение воды на простые вещества возможно под
действием электрического тока или при освещении в
присутствии фотокатализатора:
2Н2О2 = 2Н2 + О2
25
Н2О2
Пероксид водорода
Н─О─О─Н
Определите степень окисления и валентность кислорода,
водорода:
Н+1 ─ О−1 ─ О−1 ─ Н+1
Степень окисления кислорода −1, валентность II
Степень окисления водорода +1, валентность I
Пероксид водорода – это бесцветная жидкость, представляет собой,
так же как и вода, соединение водорода с кислородом В воде пероксид
растворяется неограниченно, его водные растворы более устойчивы. В
виде таких растворов пероксиды поступают в продажу: аптечный 3%-ный
раствор. Для других целей используют пергидроль – 30%-ный раствор Н2О2.
Пероксид водорода нестоек и поэтому способен разлагаться на
воду и кислород:
2Н2О2 = 2Н2О+ О2
Применяется пероксид водорода для отбеливания текстильных
материалов и бумаги, в парикмахерском деле, в медицине, как
окислитель в ракетном топливе, при получении глицерина.
Пероксид (перекись) водорода
Основной способ получения пероксида водорода в
лаборатории – обменная реакция между пероксидом бария и
концентрированной серной кислотой:
BaO2 + H2SO4 = H2O2 + BaSO4
В пероксиде водорода кислород находится в промежуточной
степени окисления -1, поэтому Н2О2 может проявлять
свойства как окислителя, так и восстановителя, причём
окислительные свойства для неё немного более характерны.
Пероксид водорода – очень сильный окислитель
(2О-1 + 2е → 2О-2). В реакциях с восстановителями Н2О2
превращаются в Н2О по схеме: Н2О2 + 2[H] → 2Н2О
2KI + H2O2 + H2SO4 = I2 + 2H2O + K2SO4
PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O
27
Пероксид (перекись) водорода
В реакциях с окислителями Н2О2 является восстановителем
(2О-1 – 2е → О2) и превращается в О2 по схеме:
Н2О2 + [O] → O2 + Н2О
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2O2 = Cr2(SO4)3 + 3O2 + K2SO4 + 7H2O
Кислотно-основные свойства для пероксида водорода не
характерны. Всё же, в водном растворе он является очень
слабой кислотой:
Н2О2 + Н2О ↔ НО2- + Н3О+
(рКa = 11,7)
Формально солями пероксида водорода являются пероксиды
щелочных металлов и бария: Na2О2 , ВаО2.
28