Zaczynam rozważać substancję chemiczną i właściwości fizyczne wodór, należy zauważyć, że w zwykłym stanie ten pierwiastek chemiczny jest w postaci gazowej. Bezbarwny wodór jest bezwonny i bez smaku. Po raz pierwszy ten pierwiastek chemiczny został nazwany wodorem na cześć naukowca A. Lavoisiera, który przeprowadził eksperymenty z wodą, w wyniku których światowa nauka dowiedziała się, że woda jest wieloskładnikową cieczą, która zawiera wodór. Zdarzenie to miało miejsce w 1787 roku, ale na długo przed tą datą wodór był znany naukowcom pod nazwą „gaz palny”.
Wodór w naturze
Według naukowców wodór znajduje się w skorupa Ziemska oraz w wodzie (około 11,2% całkowitej wody). Gaz ten jest częścią wielu minerałów, które ludzkość od wieków wydobywa z wnętrzności ziemi. Częściowo właściwości wodoru są charakterystyczne dla ropy naftowej, gazów naturalnych i gliny dla organizmów zwierzęcych i roślinnych. Ale w czysta forma, czyli nie połączony z innymi pierwiastkami chemicznymi układu okresowego pierwiastków, gaz ten jest niezwykle rzadki w przyrodzie. Gaz ten może wydostać się na powierzchnię ziemi podczas erupcji wulkanów. Wolny wodór występuje w śladowych ilościach w atmosferze.
Właściwości chemiczne wodoru
Ponieważ właściwości chemiczne wodoru nie są jednolite, ten pierwiastek chemiczny należy zarówno do grupy I układu Mendelejewa, jak i do grupy VII układu. Będąc przedstawicielem pierwszej grupy, wodór jest w rzeczywistości metalem alkalicznym, który ma stopień utlenienia +1 w większości związków, w których jest zawarty. Ta sama wartościowość jest charakterystyczna dla sodu i innych metali alkalicznych. Ze względu na te właściwości chemiczne wodór jest uważany za pierwiastek podobny do tych metali.
Jeśli mówimy o wodorkach metali, to jon wodorowy ma ujemną wartościowość - jego stopień utlenienia wynosi -1. Na + H- zbudowany jest w taki sam sposób jak chlorek Na + Cl-. Fakt ten jest powodem przypisania wodoru do grupy VII układu Mendelejewa. Wodór, będąc w stanie cząsteczki, pod warunkiem, że znajduje się w zwykłym środowisku, jest nieaktywny i może łączyć się tylko z niemetalami, które są dla niego bardziej aktywne. Metale te obejmują fluor, w obecności światła wodór łączy się z chlorem. Jeśli wodór jest podgrzewany, staje się bardziej aktywny, reagując z wieloma elementami układu okresowego Mendelejewa.
Wodór atomowy wykazuje bardziej aktywne właściwości chemiczne niż wodór cząsteczkowy. Cząsteczki tlenu tworzą wodę - H2 + 1/2O2 = H2O. Gdy wodór oddziałuje z halogenami, powstają halogenki wodoru H2 + Cl2 = 2HCl, a wodór wchodzi w tę reakcję przy braku światła i w wystarczająco wysokich ujemnych temperaturach - do - 252 ° C. Właściwości chemiczne Wodór pozwala na wykorzystanie go do redukcji wielu metali, ponieważ w reakcji wodór pochłania tlen z tlenków metali, na przykład CuO + H2 = Cu + H2O. Wodór bierze udział w tworzeniu amoniaku, oddziałując z azotem w reakcji 3H2 + N2 = 2NH3, ale pod warunkiem zastosowania katalizatora oraz wzrostu temperatury i ciśnienia.
Reakcja energetyczna zachodzi, gdy wodór wchodzi w interakcję z siarką w reakcji H2 + S = H2S, w wyniku czego powstaje siarkowodór. Nieco mniej aktywne jest oddziaływanie wodoru z tellurem i selenem. Jeśli nie ma katalizatora, to reaguje z czystym węglem, wodór tylko pod warunkiem, że powstają wysokie temperatury. 2H2 + C (bezpostaciowy) = CH4 (metan). W procesie aktywności wodoru z niektórymi alkaliami i innymi metalami otrzymuje się wodorki, np. H2 + 2Li = 2LiH.
Właściwości fizyczne wodoru
Wodór jest bardzo lekką substancją chemiczną. Naukowcy twierdzą przynajmniej, że w tej chwili nie ma lżejszej substancji niż wodór. Jego masa jest 14,4 razy lżejsza od powietrza, gęstość 0,0899 g/l przy 0°C. W temperaturach -259,1 ° C wodór może się topić - jest to bardzo krytyczna temperatura, która nie jest typowa dla przemian większości związków chemicznych z jednego stanu do drugiego. Tylko taki pierwiastek jak hel przewyższa pod tym względem właściwości fizyczne wodoru. Skraplanie wodoru jest trudne, ponieważ jego temperatura krytyczna wynosi (-240°C). Wodór to najbardziej wytwarzający ciepło gaz ze wszystkich znanych ludzkości. Wszystkie opisane powyżej właściwości są najważniejszymi właściwościami fizycznymi wodoru, które są wykorzystywane przez człowieka do określonych celów. Również te właściwości są najbardziej istotne dla współczesnej nauki.
Wodór H jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we Wszechświecie (około 75% masy), na Ziemi jest dziewiątym najczęściej występującym pierwiastkiem. Najważniejszym naturalnym związkiem wodoru jest woda.
Wodór zajmuje pierwsze miejsce w układzie okresowym (Z = 1). Ma najprostszą strukturę atomu: jądro atomu to 1 proton, otoczony chmurą elektronów składającą się z 1 elektronu.
W niektórych warunkach wodór wykazuje właściwości metaliczne (oddaje elektron), w innych - niemetaliczne (przyjmuje elektron).
Izotopy wodoru występują w przyrodzie: 1H – prot (jądro składa się z jednego protonu), 2H – deuter (D – jądro składa się z jednego protonu i jednego neutronu), 3H – tryt (T – jądro składa się z jednego protonu i dwóch neutronów).
Prosta substancja wodór
Cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów połączonych niepolarnym wiązaniem kowalencyjnym.
właściwości fizyczne. Wodór to bezbarwny, nietoksyczny, bezwonny i pozbawiony smaku gaz. Cząsteczka wodoru nie jest polarna. Dlatego siły oddziaływania międzycząsteczkowego w gazowym wodorze są niewielkie. Przejawia się to w niskie temperatury wrzenie (-252,6 0С) i topnienie (-259,2 0С).
Wodór jest lżejszy od powietrza, D (w powietrzu) = 0,069; słabo rozpuszczalny w wodzie (2 objętości H2 rozpuszcza się w 100 objętościach H2O). Dlatego wodór, gdy jest produkowany w laboratorium, może być zbierany metodami wypierania powietrza lub wody.
Zdobywanie wodoru
W laboratorium:
1. Działanie rozcieńczonych kwasów na metale:
Zn+2HCl → ZnCl2 +H2
2. Oddziaływanie zasadowych i metale sh-z z wodą:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
3. Hydroliza wodorków: wodorki metali łatwo rozkładają się w wodzie, tworząc odpowiednie zasady i wodór:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2
4. Działanie alkaliów na cynk lub aluminium lub krzem:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Elektroliza wody. Aby zwiększyć przewodność elektryczną wody, dodaje się do niej elektrolit, na przykład NaOH, H 2 SO 4 lub Na 2 SO 4. Na katodzie powstają 2 objętości wodoru, na anodzie - 1 objętość tlenu.
2H2O → 2H2 + O2
Przemysłowa produkcja wodoru
1. Konwersja metanu parą, Ni 800 °C (najtańsza):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
W całości:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Para wodna przez gorący koks w temperaturze 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Powstały tlenek węgla (IV) jest absorbowany przez wodę, w ten sposób uzyskuje się 50% przemysłowego wodoru.
3. Ogrzewając metan do 350°C w obecności katalizatora żelazowego lub niklowego:
CH4 → C + 2H 2
4. Elektroliza wodnych roztworów KCl lub NaCl jako produktu ubocznego:
2H2O + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH
Właściwości chemiczne wodoru
- W związkach wodór jest zawsze jednowartościowy. Ma stopień utlenienia +1, ale w wodorkach metali wynosi -1.
- Cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów. Powstanie wiązania między nimi tłumaczy się tworzeniem uogólnionej pary elektronów H: H lub H 2
- Dzięki temu uogólnieniu elektronów cząsteczka H2 jest bardziej stabilna energetycznie niż jej poszczególne atomy. Aby rozbić cząsteczkę na atomy w 1 molu wodoru, konieczne jest wydatkowanie energii 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
- Wyjaśnia to stosunkowo niską aktywność wodoru cząsteczkowego w zwykłej temperaturze.
- W przypadku wielu niemetali wodór tworzy związki gazowe, takie jak RN 4, RN 3, RN 2, RN.
1) Tworzy halogenki wodoru z halogenami:
H2 + Cl2 → 2HCl.
Jednocześnie eksploduje z fluorem, z chlorem i bromem reaguje dopiero po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu.
2) Z tlenem:
2H2 + O2 → 2H2O
z wydzielaniem ciepła. W zwykłych temperaturach reakcja przebiega powoli, powyżej 550°C – z wybuchem. Mieszanina 2 objętości H 2 i 1 objętości O 2 nazywana jest gazem wybuchowym.
3) Po podgrzaniu silnie reaguje z siarką (o wiele trudniej z selenem i tellurem):
H 2 + S → H 2 S (siarkowodór),
4) Z azotem z tworzeniem amoniaku tylko na katalizatorze oraz w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3
5) Z węglem w wysokich temperaturach:
2H 2 + C → CH 4 (metan)
6) Tworzy wodorki z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych (wodór jest utleniaczem):
H2 + 2Li → 2LiH
w wodorkach metali jon wodorowy jest naładowany ujemnie (stan utlenienia -1), to znaczy wodorek Na + H - zbudowany jest jak chlorek Na + Cl -
Ze złożonymi substancjami:
7) Z tlenkami metali (stosowanymi do regeneracji metali):
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O
8) z tlenkiem węgla (II):
CO + 2H2 → CH3OH
Synteza - gaz (mieszanina wodoru i tlenku węgla) ma duże znaczenie praktyczne, ponieważ w zależności od temperatury, ciśnienia i katalizatora powstają różne związki organiczne, np. HCHO, CH 3 OH i inne.
9) Węglowodory nienasycone reagują z wodorem, zamieniając się w nasycone:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
W układzie okresowym wodór znajduje się w dwóch grupach pierwiastków, które są całkowicie przeciwstawne w swoich właściwościach. Ta cecha czyni go całkowicie wyjątkowym. Wodór to nie tylko pierwiastek lub substancja, ale także część integralna wiele złożonych związków, pierwiastków organogennych i biogennych. Dlatego bardziej szczegółowo rozważamy jego właściwości i cechy.
Uwalnianie palnego gazu podczas interakcji metali i kwasów zaobserwowano już w XVI wieku, czyli podczas formowania się chemii jako nauki. Słynny angielski naukowiec Henry Cavendish badał substancję począwszy od 1766 roku i nadał jej nazwę „palne powietrze”. Po spaleniu gaz ten wytwarzał wodę. Niestety przestrzeganie przez naukowca teorii flogistonu (hipotetycznej „materii nadsubtelnej”) uniemożliwiło mu dojście do właściwych wniosków.
Francuski chemik i przyrodnik A. Lavoisier wraz z inżynierem J. Meunierem i przy pomocy specjalnych gazometrów przeprowadzili w 1783 roku syntezę wody, a następnie jej analizę przez rozkład pary wodnej rozgrzanym do czerwoności żelazem. W ten sposób naukowcy byli w stanie dojść do właściwych wniosków. Odkryli, że „powietrze palne” jest nie tylko częścią wody, ale można z niej również uzyskać.
W 1787 r. Lavoisier zasugerował, że badany gaz jest substancją prostą i w związku z tym jest jedną z podstawowych pierwiastki chemiczne. Nazwał to hydrogene (od greckich słów hydor – woda + gennao – ja rodzim), czyli „rodzić wodę”.
Rosyjska nazwa „wodór” została zaproponowana w 1824 roku przez chemika M. Sołowjowa. Określenie składu wody oznaczało koniec „teorii flogistonu”. Na przełomie XVIII i XIX wieku stwierdzono, że atom wodoru jest bardzo lekki (w porównaniu z atomami innych pierwiastków) i za główną jednostkę porównywania mas atomowych przyjęto jego masę, uzyskując wartość równą 1.
Właściwości fizyczne
Wodór jest najlżejszą ze wszystkich znanych nauce substancji (jest 14,4 razy lżejszy od powietrza), jego gęstość wynosi 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Materiał ten topi się (zestala) i wrze (skrapia) odpowiednio w temperaturze -259,1 ° C i -252,8 ° C (tylko hel ma niższą temperaturę wrzenia i topnienia).
Krytyczna temperatura wodoru jest niezwykle niska (-240 °C). Z tego powodu jego upłynnianie jest procesem dość skomplikowanym i kosztownym. Ciśnienie krytyczne substancji wynosi 12,8 kgf / cm², a gęstość krytyczna 0,0312 g / cm³. Spośród wszystkich gazów wodór ma najwyższą przewodność cieplną: przy 1 atm i 0 ° C wynosi 0,174 W / (mxK).
Ciepło właściwe substancji w tych samych warunkach wynosi 14,208 kJ/(kgxK) lub 3,394 cal/(gh°C). Pierwiastek ten jest słabo rozpuszczalny w wodzie (około 0,0182 ml/g przy 1 atm i 20°C), ale dobrze - w większości metali (Ni, Pt, Pa i inne), zwłaszcza w palladu (około 850 objętości na objętość Pd) .
Ta ostatnia właściwość wiąże się z jego zdolnością do dyfuzji, natomiast dyfuzji przez stop węgla (na przykład stal) może towarzyszyć zniszczenie stopu w wyniku oddziaływania wodoru z węglem (proces ten nazywa się dekarbonizacją). W stanie ciekłym substancja jest bardzo lekka (gęstość - 0,0708 g / cm³ w t ° \u003d -253 ° C) i płynna (lepkość - 13,8 stopnia Celsjusza w tych samych warunkach).
W wielu związkach pierwiastek ten wykazuje wartościowość +1 (stan utlenienia), zbliżoną do sodu i innych metali alkalicznych. Jest zwykle uważany za analog tych metali. W związku z tym kieruje I grupą systemu Mendelejewa. W wodorkach metali jon wodorowy wykazuje ładunek ujemny (stopień utlenienia wynosi -1), czyli Na + H- ma strukturę podobną do chlorku Na + Cl-. Zgodnie z tym i kilkoma innymi faktami (bliskość właściwości fizycznych pierwiastka „H” i halogenów, możliwość zastąpienia go halogenami w związkach organicznych), wodór jest przypisany do grupy VII układu Mendelejewa.
W normalnych warunkach wodór cząsteczkowy ma niską aktywność, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem i chlorem, z tym ostatnim - w świetle). Z kolei po podgrzaniu wchodzi w interakcję z wieloma pierwiastkami chemicznymi.
Wodór atomowy ma zwiększoną aktywność chemiczną (w porównaniu do wodoru cząsteczkowego). Z tlenem tworzy wodę według wzoru:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
uwalnianie 285,937 kJ/mol ciepła lub 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). W normalnych warunkach temperaturowych reakcja przebiega dość wolno, a przy t ° >= 550 ° С jest niekontrolowana. Granice wybuchowości mieszaniny wodoru + tlenu wynoszą 4-94% H₂, a mieszaniny wodoru + powietrza 4-74% H₂ (mieszanina dwóch objętości H₂ i jednej objętości O₂ nazywana jest gazem wybuchowym).
Ten pierwiastek służy do redukcji większości metali, ponieważ pobiera tlen z tlenków:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,
CuO + H₂ = Cu + H₂O itd.
W przypadku różnych halogenów wodór tworzy halogenki wodoru, na przykład:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Jednak w reakcji z fluorem wodór wybucha (dzieje się to również w ciemności, w temperaturze -252°C), z bromem i chlorem reaguje tylko po podgrzaniu lub oświetleniu, a z jodem - tylko po podgrzaniu. Podczas interakcji z azotem powstaje amoniak, ale tylko na katalizatorze, z podwyższone ciśnienia i temperatura:
ZN₂ + N₂ = 2NH₃.
Po podgrzaniu wodór aktywnie reaguje z siarką:
H₂ + S = H₂S (siarkowodór),
i dużo trudniejsze - z tellurem lub selenem. Wodór reaguje z czystym węglem bez katalizatora, ale w wysokich temperaturach:
2H₂ + C (bezpostaciowy) = CH2 (metan).
Substancja ta bezpośrednio reaguje z niektórymi metalami (alkalicznymi, ziem alkalicznych i innymi), tworząc wodorki, np.:
Н₂ + 2Li = 2LiH.
Niemałe znaczenie praktyczne mają oddziaływania wodoru i tlenku węgla (II). W tym przypadku w zależności od ciśnienia, temperatury i katalizatora powstają różne związki organiczne: HCHO, CH₃OH itp. Węglowodory nienasycone podczas reakcji zamieniają się w nasycone, np.:
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Wodór i jego związki odgrywają wyjątkową rolę w chemii. Decyduje o kwasowości tzw. Kwasy protonowe mają tendencję do tworzenia wiązań wodorowych z różnymi pierwiastkami, co ma istotny wpływ na właściwości wielu związków nieorganicznych i organicznych.
Zdobywanie wodoru
Głównymi rodzajami surowców do przemysłowej produkcji tego pierwiastka są gazy rafineryjne, naturalne gazy palne i koksownicze. Pozyskiwany jest również z wody poprzez elektrolizę (w miejscach o przystępnej cenie energii elektrycznej). Jedną z najważniejszych metod pozyskiwania materiału z gazu ziemnego jest katalityczne oddziaływanie węglowodorów, głównie metanu, z parą wodną (tzw. konwersja). Na przykład:
CH₄ + H₂O = CO + ZH₂.
Niecałkowite utlenianie węglowodorów tlenem:
CH₄ + ½O₂ \u003d CO + 2H₂.
Zsyntetyzowany tlenek węgla (II) ulega konwersji:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
Najtańszy jest wodór wytwarzany z gazu ziemnego.
Do elektrolizy wody stosuje się prąd stały, który przepuszczany jest przez roztwór NaOH lub KOH (kwasy nie są używane w celu uniknięcia korozji sprzętu). W warunkach laboratoryjnych materiał pozyskiwany jest w wyniku elektrolizy wody lub w wyniku reakcji kwasu solnego z cynkiem. Jednak częściej używano gotowego materiału fabrycznego w butlach.
Od gazów rafineryjnych i gazu koksowniczego element ten jest izolowany poprzez usunięcie wszystkich innych składników mieszanki gazowej, ponieważ łatwiej je upłynniać podczas głębokiego chłodzenia.
Przemysłowo materiał ten zaczęto pozyskiwać z powrotem w koniec XVIII stulecie. Następnie służył do napełniania balonów. Obecnie wodór jest szeroko stosowany w przemyśle, głównie w przemyśle chemicznym, do produkcji amoniaku.
Masowymi konsumentami substancji są producenci alkoholi metylowych i innych, benzyny syntetycznej i wielu innych produktów. Otrzymuje się je na drodze syntezy z tlenku węgla (II) i wodoru. Wodór stosuje się do uwodorniania ciężkich i stałych paliw ciekłych, tłuszczów itp., do syntezy HCl, hydrorafinacji produktów naftowych, a także do cięcia/spawania metali. Najważniejszymi pierwiastkami dla energetyki jądrowej są jej izotopy – tryt i deuter.
Biologiczna rola wodoru
Na ten pierwiastek przypada średnio około 10% masy organizmów żywych. Wchodzi w skład wody i najważniejszych grup związków naturalnych, m.in. białek, kwasów nukleinowych, lipidów, węglowodanów. Do czego służy?
Materiał ten odgrywa decydującą rolę: w utrzymaniu przestrzennej struktury białek (czwartorzędowych), we wdrażaniu zasady komplementarności kwasów nukleinowych (tj. we wdrażaniu i przechowywaniu informacji genetycznej), ogólnie w „rozpoznawaniu” na poziomie molekularnym poziom.
Jon wodorowy H+ bierze udział w ważnych dynamicznych reakcjach/procesach w organizmie. W tym: w utlenianiu biologicznym, które dostarcza energii żywym komórkom, w reakcjach biosyntezy, w fotosyntezie roślin, w fotosyntezie bakterii i wiązaniu azotu, w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i homeostazy, w procesach transportu błonowego. Wraz z węglem i tlenem stanowi funkcjonalne i strukturalne podłoże zjawisk życia.
- Oznaczenie - H (wodór);
- Nazwa łacińska - Hydrogenium;
- Okres - I;
- Grupa - 1 (Ia);
- Masa atomowa - 1.00794;
- Liczba atomowa - 1;
- promień atomu = 53 pm;
- Promień kowalencyjny = 32 pm;
- Rozkład elektronów - 1s 1;
- temperatura topnienia = -259,14°C;
- temperatura wrzenia = -252,87°C;
- Elektroujemność (według Paulinga / według Alpreda i Rochova) \u003d 2,02 / -;
- Stan utlenienia: +1; 0; -jeden;
- Gęstość (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm3;
- Objętość molowa = 14,1 cm 3 / mol.
Związki binarne wodoru z tlenem:
Wodór („rodzący wodę”) został odkryty przez angielskiego naukowca G. Cavendisha w 1766 roku. To najprostszy pierwiastek w przyrodzie – atom wodoru ma jądro i jeden elektron, prawdopodobnie z tego powodu wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we wszechświecie (ponad połowę masy większości gwiazd).
O wodorze możemy powiedzieć, że „szpula jest mała, ale droga”. Pomimo swojej „prostoty”, wodór daje energię wszystkim żywym istotom na Ziemi – istnieje ciągła reakcja termojądrowa podczas którego jeden atom helu powstaje z czterech atomów wodoru, ten proces towarzyszy wyzwolenie kolosalnej ilości energii (więcej szczegółów w rozdziale Fuzja jądrowa).
W skorupie ziemskiej ułamek masowy wodoru wynosi tylko 0,15%. Tymczasem zdecydowana większość (95%) wszystkich znanych na Ziemi chemikaliów zawiera jeden lub więcej atomów wodoru.
W związkach z niemetalami (HCl, H 2 O, CH 4 ...) wodór oddaje swój jedyny elektron do pierwiastków bardziej elektroujemnych, wykazując stopień utlenienia +1 (częściej), tworząc tylko wiązania kowalencyjne(patrz wiązanie kowalencyjne).
W związkach z metalami (NaH, CaH 2 ...), wodór, przeciwnie, przyjmuje swój jedyny s-orbitalny jeden elektron więcej, próbując w ten sposób uzupełnić swoją warstwę elektronową, wykazując stopień utlenienia -1 (rzadziej) , tworząc częściej wiązanie jonowe (patrz wiązanie jonowe), ponieważ różnica w elektroujemności atomu wodoru i atomu metalu może być dość duża.
H2
W stanie gazowym wodór występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych, tworząc niepolarne wiązanie kowalencyjne.
Cząsteczki wodoru mają:
- świetna mobilność;
- Wielka siła;
- niska polaryzowalność;
- mały rozmiar i waga.
Właściwości wodoru gazowego:
- najlżejszy gaz w naturze, bezbarwny i bezwonny;
- słabo rozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalnikach organicznych;
- rozpuszcza się w niewielkich ilościach w ciekłych i stałych metalach (zwłaszcza w platynie i palladu);
- trudne do upłynnienia (ze względu na niską polaryzowalność);
- ma najwyższą przewodność cieplną ze wszystkich znanych gazów;
- po podgrzaniu reaguje z wieloma niemetalami, wykazując właściwości reduktora;
- w temperaturze pokojowej reaguje z fluorem (następuje wybuch): H 2 + F 2 = 2HF;
- reaguje z metalami tworząc wodorki wykazujące właściwości utleniające: H 2 + Ca = CaH 2;
W związkach wodór wykazuje znacznie silniejsze właściwości redukujące niż utleniające. Wodór jest najsilniejszym reduktorem po węglu, glinie i wapniu. Właściwości redukujące wodoru są szeroko stosowane w przemyśle do otrzymywania metali i niemetali (prostych substancji) z tlenków i galidów.
Fe2O3 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O
Reakcje wodoru z prostymi substancjami
Wodór przyjmuje elektron, odgrywając rolę Środek redukujący, w reakcjach:
- z tlen(po zapaleniu lub w obecności katalizatora) w stosunku 2:1 (wodór:tlen) powstaje wybuchowy gaz detonujący: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 + O + 572 kJ
- z szary(po podgrzaniu do 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
- z chlor(po zapaleniu lub napromieniowaniu promieniami UV): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
- z fluor: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
- z azot(po podgrzaniu w obecności katalizatorów lub gdy wysokie ciśnienie): 3H 2 0 +N 2 2NH 3 +1
Wodór oddaje elektron, odgrywając tę rolę Środek utleniający, w reakcjach z alkaliczny oraz ziemia alkaliczna metale tworzące wodorki metali - sole jonowe związki zawierające jony wodorkowe H - są niestabilnymi substancjami krystalicznymi o białej barwie.
Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1
Rzadko zdarza się, aby wodór wykazywał stopień utlenienia -1. Reagując z wodą, wodorki rozkładają się, redukując wodę do wodoru. Reakcja wodorku wapnia z wodą przebiega następująco:
CaH 2 -1 + 2H 2 +1 0 \u003d 2H 2 0 + Ca (OH) 2
Reakcje wodoru z substancjami złożonymi
- w wysokiej temperaturze wodór redukuje wiele tlenków metali: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
- alkohol metylowy powstaje w wyniku reakcji wodoru z tlenkiem węgla (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
- w reakcjach uwodornienia wodór reaguje z wieloma substancjami organicznymi.
Bardziej szczegółowo równania reakcji chemicznych wodoru i jego związków omówiono na stronie "Wodór i jego związki - równania reakcji chemicznych z udziałem wodoru".
Zastosowanie wodoru
- w energetyce jądrowej stosuje się izotopy wodoru - deuter i tryt;
- w przemyśle chemicznym wodór jest wykorzystywany do syntezy wielu materia organiczna, amoniak, chlorowodór;
- w przemyśle spożywczym wodór jest wykorzystywany do produkcji tłuszczów stałych poprzez uwodornienie olejów roślinnych;
- do spawania i cięcia metali stosuje się wysoką temperaturę spalania wodoru w tlenie (2600 ° C);
- w produkcji niektórych metali wodór jest używany jako środek redukujący (patrz wyżej);
- ponieważ wodór jest gazem lekkim, jest używany w lotnictwie jako wypełniacz balonów, balonów, sterowców;
- Jako paliwo stosuje się wodór zmieszany z CO.
W ostatnie czasy naukowcy dużo uwagi poświęcają poszukiwaniu alternatywnych źródeł energii odnawialnej. Jednym z obiecujących obszarów jest energia „wodorowa”, w której wodór jest wykorzystywany jako paliwo, którego produktem spalania jest zwykła woda.
Metody wytwarzania wodoru
Przemysłowe metody produkcji wodoru:
- konwersja metanu (katalityczna redukcja pary wodnej) parą wodną w wysokiej temperaturze (800°C) na katalizatorze niklowym: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
- konwersja tlenku węgla parą wodną (t=500°C) na katalizatorze Fe 2 O 3 : CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
- rozkład termiczny metanu: CH 4 \u003d C + 2H 2;
- gazyfikacja paliwa stałe(t=1000°C): C + H20 = CO + H2;
- elektroliza wody (bardzo kosztowna metoda, w której uzyskuje się bardzo czysty wodór): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.
Laboratoryjne metody wytwarzania wodoru:
- działanie na metale (zwykle cynk) za pomocą kwasu chlorowodorowego lub rozcieńczonego kwasu siarkowego: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2;
- oddziaływanie pary wodnej z gorącymi wiórami żelaznymi: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.
DEFINICJA
Wodór- pierwszy element Układ okresowy pierwiastki chemiczne D.I. Mendelejew. Symbolem jest N.
Masa atomowa - 1 w nocy Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa - H 2.
Konfiguracja elektronowa atomu wodoru to 1s 1. Wodór należy do rodziny pierwiastków s. W swoich związkach wykazuje stany utlenienia -1, 0, +1. Naturalny wodór składa się z dwóch stabilnych izotopów - protu 1H (99,98%) i deuteru 2H (D) (0,015%) - oraz radioaktywnego izotopu trytu 3H (T) (ilości śladowe, okres półtrwania - 12,5 roku).
Właściwości chemiczne wodoru
W normalnych warunkach wodór cząsteczkowy wykazuje stosunkowo niską reaktywność, co tłumaczy się wysoką siłą wiązania w cząsteczce. Po podgrzaniu oddziałuje z prawie wszystkimi prostymi substancjami utworzonymi przez pierwiastki głównych podgrup (z wyjątkiem gazów szlachetnych, B, Si, P, Al). W reakcjach chemicznych może działać zarówno jako środek redukujący (częściej) jak i utleniający (rzadziej).
manifestuje się wodór właściwości środka redukującego(H 2 0 -2e → 2H +) w następujących reakcjach:
1. Reakcje oddziaływania z substancjami prostymi - niemetalami. Reaguje wodór z halogenami ponadto reakcja oddziaływania z fluorem w normalnych warunkach, w ciemności, z wybuchem, z chlorem - pod wpływem oświetlenia (lub napromieniowania UV) za pomocą mechanizmu łańcuchowego, z bromem i jodem tylko po podgrzaniu; tlen(mieszanina tlenu i wodoru w stosunku objętościowym 2:1 nazywana jest „gazem wybuchowym”), szary, azot oraz węgiel:
H 2 + Hal 2 \u003d 2HHal;
2H2 + O2 \u003d 2H2O + Q (t);
H 2 + S \u003d H 2 S (t \u003d 150 - 300 C);
3H2 + N2↔2NH3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);
2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).
2. Reakcje interakcji z substancjami złożonymi. Reaguje wodór z tlenkami metali o niskiej aktywności, i jest w stanie redukować tylko metale znajdujące się w szeregu aktywności na prawo od cynku:
CuO + H2 \u003d Cu + H2O (t);
Fe2O3 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O (t);
WO 3 + 3H2 \u003d W + 3H2O (t).
Reaguje wodór z tlenkami niemetali:
H2 + CO2 CO + H2O (t);
2H 2 + CO ↔ CH 3OH (t = 300C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr2O3).
Wodór wchodzi w reakcje uwodornienia ze związkami organicznymi z klasy cykloalkanów, alkenów, arenów, aldehydów i ketonów itp. Wszystkie te reakcje są prowadzone pod wpływem ogrzewania, pod ciśnieniem, jako katalizatory stosuje się platynę lub nikiel:
CH2 \u003d CH2 + H2 ↔ CH3-CH3;
C6H6 + 3H2↔ C6H12;
C3H6 + H2↔ C3H8;
CH3CHO + H2↔CH3-CH2-OH;
CH 3-CO-CH 3 + H 2 CH 3-CH (OH) -CH 3.
Wodór jako środek utleniający(H 2 + 2e → 2H -) działa w reakcjach z metalami alkalicznymi i metalami ziem alkalicznych. W tym przypadku powstają wodorki - krystaliczne związki jonowe, w których wodór wykazuje stopień utlenienia -1.
2Na + H2 2NaH (t, p).
Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).
Właściwości fizyczne wodoru
Wodór to lekki, bezbarwny gaz, bezwonny, o gęstości w i.n.o. - 0,09 g/l, 14,5 razy lżejszy od powietrza, t beli = -252,8C, t pl = - 259,2C. Wodór jest słabo rozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalnikach organicznych, jest dobrze rozpuszczalny w niektórych metalach: niklu, palladu, platynie.
Według współczesnej kosmochemii wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem we wszechświecie. Główną formą istnienia wodoru w przestrzeni kosmicznej są pojedyncze atomy. Wodór jest 9. najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem na Ziemi. Główna ilość wodoru na Ziemi jest w stanie związanym - w składzie wody, ropy naftowej, gazu ziemnego, węgla itp. W postaci prostej substancji wodór występuje rzadko - w składzie gazów wulkanicznych.
Zdobywanie wodoru
Istnieją laboratoryjne i przemysłowe metody wytwarzania wodoru. Metody laboratoryjne obejmują oddziaływanie metali z kwasami (1), a także oddziaływanie glinu z wodnymi roztworami zasad (2). Wśród przemysłowych metod wytwarzania wodoru ważną rolę odgrywa elektroliza wodnych roztworów zasad i soli (3) oraz konwersja metanu (4):
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na +3H2 (2);
2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);
CH4 + H2O CO + H2 (4).
Przykłady rozwiązywania problemów
PRZYKŁAD 1
| Ćwiczenie | Gdy 23,8 g metalicznej cyny oddziaływało z nadmiarem kwasu chlorowodorowego, uwolnił się wodór w ilości wystarczającej do uzyskania 12,8 g metalicznej miedzi Określ stopień utlenienia cyny w otrzymanym związku. |
| Decyzja | Na podstawie struktura elektroniczna atomu cyny (...5s 2 5p 2) możemy wnioskować, że cyna charakteryzuje się dwoma stopniami utlenienia - +2, +4. Na tej podstawie skomponujemy równania możliwych reakcji: Sn + 2HCl = H2 + SnCI2 (1); Sn + 4HCl = 2H2 + SnCI4 (2); CuO + H2 \u003d Cu + H2O (3). Znajdź ilość substancji miedzi: v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8/64 \u003d 0,2 mol. Zgodnie z równaniem 3 ilość substancji wodorowej: v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol. Znając masę cyny, znajdujemy jej ilość substancji: v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol. Porównajmy ilości substancji cyny i wodoru według równań 1 i 2 oraz według stanu problemu: v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (równanie 1); v2 (Sn): v2 (H2) = 1:2 (równanie 2); v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (warunek problemowy). Dlatego cyna reaguje z kwasem solnym zgodnie z równaniem 1, a stopień utlenienia cyny wynosi +2. |
| Odpowiedź | Stopień utlenienia cyny wynosi +2. |
PRZYKŁAD 2
| Ćwiczenie | Gaz uwolniony w wyniku działania 2,0 g cynku na 18,7 ml 14,6% kwasu chlorowodorowego (gęstość roztworu 1,07 g/ml) przepuszczano przez ogrzewanie nad 4,0 g tlenku miedzi (II). Jaka jest masa powstałej stałej mieszaniny? |
| Decyzja | Kiedy cynk działa na kwas chlorowodorowy uwalnia się wodór: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 (1), który po podgrzaniu redukuje tlenek miedzi (II) do miedzi (2): CuO + H2 \u003d Cu + H2O. Znajdź ilość substancji w pierwszej reakcji: m (p-ra HCl) = 18,7. 1,07 = 20,0 g; m(HCl) = 20,0. 0,146 = 2,92 g; v (HCl) \u003d 2,92/36,5 \u003d 0,08 mola; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Cynk ma niedobór, więc ilość uwolnionego wodoru wynosi: v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol. W drugiej reakcji wodór ma niedobór, ponieważ: v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol. W wyniku reakcji 0,031 mola CuO zamieni się w 0,031 mola Cu, a ubytek masy wyniesie: m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g. Masa stałej mieszaniny CuO z Cu po przejściu wodoru będzie wynosić: 4,0-0,5 = 3,5 g |
| Odpowiedź | Masa stałej mieszaniny CuO z Cu wynosi 3,5 g. |
