Börjar överväga kemikalien och fysikaliska egenskaper väte, bör det noteras att i det vanliga tillståndet är detta kemiska element i gasform. Färglös vätgas är luktfri och smaklös. För första gången fick detta kemiska element namnet väte efter att forskaren A. Lavoisier genomförde experiment med vatten, enligt resultaten av vilka världsvetenskapen lärde sig att vatten är en flerkomponentsvätska, som inkluderar väte. Denna händelse inträffade 1787, men långt före detta datum var väte känt för forskare under namnet "brännbar gas".
Väte i naturen
Enligt forskare finns väte i jordskorpan och i vatten (ungefär 11,2 % av totalt vatten). Denna gas är en del av många mineraler som mänskligheten har utvunnit från jordens tarmar i århundraden. Dels är vätets egenskaper karakteristiska för olja, naturgaser och lera, för djur- och växtorganismer. Men i ren form, det vill säga inte kombinerad med andra kemiska element i det periodiska systemet, är denna gas extremt sällsynt i naturen. Denna gas kan fly till jordens yta under vulkanutbrott. Fritt väte finns i spårmängder i atmosfären.
Vätets kemiska egenskaper
Eftersom de kemiska egenskaperna hos väte inte är enhetliga, tillhör detta kemiska element både grupp I i Mendeleev-systemet och grupp VII i systemet. Eftersom det är en representant för den första gruppen är väte i själva verket en alkalimetall, som har ett oxidationstillstånd på +1 i de flesta föreningar som det ingår i. Samma valens är karakteristisk för natrium och andra alkalimetaller. Med tanke på dessa kemiska egenskaper anses väte vara ett grundämne som liknar dessa metaller.
Om vi pratar om metallhydrider, så har vätejonen en negativ valens - dess oxidationstillstånd är -1. Na + H- är uppbyggt på samma sätt som Na + Cl-klorid. Detta faktum är anledningen till att tilldela väte till grupp VII i Mendeleev-systemet. Väte, som är i tillståndet av en molekyl, förutsatt att det är i en vanlig miljö, är inaktivt och kan bara kombineras med icke-metaller som är mer aktiva för det. Dessa metaller inkluderar fluor, i närvaro av ljus, kombineras väte med klor. Om väte värms upp blir det mer aktivt och reagerar med många element i Mendeleevs periodiska system.
Atomiskt väte uppvisar mer aktiva kemiska egenskaper än molekylärt väte. Syremolekyler bildar vatten - H2 + 1/2O2 = H2O. När väte interagerar med halogener bildas vätehalogenider H2 + Cl2 = 2HCl, och väte går in i denna reaktion i frånvaro av ljus och vid tillräckligt höga negativa temperaturer - upp till - 252 ° C. Kemiska egenskaper Väte gör att det kan användas för reduktion av många metaller, eftersom när det reagerar absorberar väte syre från metalloxider, till exempel CuO + H2 = Cu + H2O. Väte är involverat i bildningen av ammoniak, interagerar med kväve i reaktionen 3H2 + N2 = 2NH3, men under förutsättning att en katalysator används, och temperaturen och trycket höjs.
En energisk reaktion uppstår när väte interagerar med svavel i reaktionen H2 + S = H2S, vilket resulterar i vätesulfid. Interaktionen mellan väte och tellur och selen är något mindre aktiv. Om det inte finns någon katalysator, reagerar den med rent kol, väte endast under förutsättning att höga temperaturer skapas. 2H2 + C (amorf) = CH4 (metan). I processen för väteaktivitet med vissa alkalier och andra metaller erhålls hydrider, till exempel H2 + 2Li = 2LiH.
Fysikaliska egenskaper hos väte
Väte är en mycket lätt kemikalie. Åtminstone hävdar forskare att det för närvarande inte finns något lättare ämne än väte. Dess massa är 14,4 gånger lättare än luft, dess densitet är 0,0899 g/l vid 0°C. Vid temperaturer på -259,1 ° C kan väte smälta - detta är en mycket kritisk temperatur, som inte är typisk för omvandlingen av de flesta kemiska föreningar från ett tillstånd till ett annat. Endast ett sådant element som helium överstiger de fysikaliska egenskaperna hos väte i detta avseende. Flytande av väte är svårt, eftersom dess kritiska temperatur är (-240°C). Väte är den mest värmeproducerande gasen av alla kända för mänskligheten. Alla ovan beskrivna egenskaper är de mest signifikanta fysikaliska egenskaperna hos väte som används av människan för specifika ändamål. Dessa egenskaper är också de mest relevanta för modern vetenskap.
Väte H är det vanligaste grundämnet i universum (cirka 75 viktprocent), på jorden är det det nionde vanligaste grundämnet. Den viktigaste naturliga väteföreningen är vatten.
Väte rankas först i det periodiska systemet (Z = 1). Den har den enklaste strukturen av en atom: kärnan i en atom är 1 proton, omgiven av ett elektronmoln som består av 1 elektron.
Under vissa förhållanden uppvisar väte metalliska egenskaper (donerar en elektron), i andra - icke-metallisk (accepterar en elektron).
Väteisotoper finns i naturen: 1H - protium (kärnan består av en proton), 2H - deuterium (D - kärnan består av en proton och en neutron), 3H - tritium (T - kärnan består av en proton och två neutroner).
Det enkla ämnet väte
Vätemolekylen består av två atomer sammanlänkade med en opolär kovalent bindning.
fysikaliska egenskaper. Väte är en färglös, giftfri, luktfri och smaklös gas. Vätemolekylen är inte polär. Därför är krafterna för intermolekylär interaktion i gasformigt väte små. Detta visar sig i låga temperaturer kokar (-252,6 0С) och smälter (-259,2 0С).
Väte är lättare än luft, D (i luft) = 0,069; lätt löslig i vatten (2 volymer H2 löses i 100 volymer H2O). Därför kan väte, när det produceras i laboratoriet, samlas upp med luft- eller vattenförträngningsmetoder.
Får väte
I laboratoriet:
1. Verkan av utspädda syror på metaller:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2
2. Interaktion av alkaliska och sh-z metaller med vatten:
Ca + 2H2O → Ca (OH)2 + H2
3. Hydrolys av hydrider: metallhydrider bryts lätt ned av vatten med bildning av motsvarande alkali och väte:
NaH + H2O → NaOH + H2
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2
4. Inverkan av alkalier på zink eller aluminium eller kisel:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2
Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
5. Vattenelektrolys. För att öka vattnets elektriska ledningsförmåga tillsätts en elektrolyt till det, till exempel NaOH, H 2 SO 4 eller Na 2 SO 4. Vid katoden bildas 2 volymer väte, vid anoden - 1 volym syre.
2H2O → 2H2 + O2
Industriell produktion av väte
1. Omvandling av metan med ånga, Ni 800 °C (billigast):
CH4 + H2O → CO + 3 H2
CO + H2O → CO2 + H2
Totalt:
CH4 + 2 H2O → 4 H2 + CO2
2. Vattenånga genom varm koks vid 1000 o C:
C + H2O → CO + H2
CO + H2O → CO2 + H2
Den resulterande kolmonoxiden (IV) absorberas av vatten, på detta sätt erhålls 50% av industriellt väte.
3. Genom att värma metan till 350°C i närvaro av en järn- eller nickelkatalysator:
CH4 → C + 2H2
4. Elektrolys av vattenlösningar av KCl eller NaCl som biprodukt:
2H2O + 2NaCl → Cl2 + H2 + 2NaOH
Vätets kemiska egenskaper
- I föreningar är väte alltid envärd. Det har ett oxidationstillstånd på +1, men i metallhydrider är det -1.
- Vätemolekylen består av två atomer. Uppkomsten av en bindning mellan dem förklaras av bildandet av ett generaliserat elektronpar H: H eller H 2
- På grund av denna generalisering av elektroner är H 2 -molekylen mer energimässigt stabil än dess individuella atomer. För att bryta en molekyl till atomer i 1 mol väte är det nödvändigt att förbruka en energi på 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
- Detta förklarar den relativt låga aktiviteten av molekylärt väte vid normal temperatur.
- Med många icke-metaller bildar väte gasformiga föreningar som RN 4, RN 3, RN 2, RN.
1) Bildar vätehalogenider med halogener:
H2 + Cl2 -> 2HCl.
Samtidigt exploderar den med fluor, reagerar med klor och brom endast när den är upplyst eller uppvärmd, och med jod endast vid uppvärmning.
2) Med syre:
2H2 + O2 → 2H2O
med värmeavgivning. Vid vanliga temperaturer fortskrider reaktionen långsamt, över 550 ° C - med en explosion. En blandning av 2 volymer H 2 och 1 volym O 2 kallas explosiv gas.
3) När den upphettas reagerar den kraftigt med svavel (mycket svårare med selen och tellur):
H 2 + S → H 2 S (vätesulfid),
4) Med kväve med bildning av ammoniak endast på katalysatorn och vid förhöjda temperaturer och tryck:
ZN2 + N2 → 2NH3
5) Med kol vid höga temperaturer:
2H2 + C → CH4 (metan)
6) Bildar hydrider med alkali- och jordalkalimetaller (väte är ett oxidationsmedel):
H2 + 2Li → 2LiH
i metallhydrider är vätejonen negativt laddad (oxidationstillstånd -1), det vill säga hydriden Na + H - är uppbyggd som klorid Na + Cl -
Med komplexa ämnen:
7) Med metalloxider (används för att återställa metaller):
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O
8) med kolmonoxid (II):
CO + 2H2 -> CH3OH
Syntes - gas (en blandning av väte och kolmonoxid) är av stor praktisk betydelse, eftersom, beroende på temperatur, tryck och katalysator, bildas olika organiska föreningar, till exempel HCHO, CH 3 OH och andra.
9) Omättade kolväten reagerar med väte och blir till mättade:
CnH2n + H2 → CnH2n+2.
I det periodiska systemet finns väte i två grupper av grundämnen som är helt motsatta i sina egenskaper. Denna funktion gör den helt unik. Väte är inte bara ett grundämne eller ämne, utan också ett integrerad del många komplexa föreningar, organogena och biogena element. Därför överväger vi dess egenskaper och egenskaper mer i detalj.
Utsläpp av brännbar gas under växelverkan mellan metaller och syror observerades redan på 1500-talet, det vill säga under bildandet av kemi som vetenskap. Den berömda engelske vetenskapsmannen Henry Cavendish studerade ämnet med början 1766 och gav det namnet "brännbar luft". När den brändes producerade denna gas vatten. Tyvärr hindrade vetenskapsmannens anslutning till teorin om flogiston (hypotetisk "hyperfin materia") honom från att komma till rätt slutsatser.
Den franske kemisten och naturforskaren A. Lavoisier utförde tillsammans med ingenjören J. Meunier och med hjälp av speciella gasometrar 1783 syntesen av vatten och sedan dess analys genom att sönderdela vattenånga med glödhett järn. Således kunde forskare komma till rätt slutsatser. De fann att "brännbar luft" inte bara är en del av vattnet, utan också kan erhållas från det.
1787 föreslog Lavoisier att gasen som studeras är en enkel substans och följaktligen en av de primära kemiska grundämnen. Han kallade det väte (från de grekiska orden hydor - vatten + gennao - jag föder), det vill säga "föder vatten."
Det ryska namnet "väte" föreslogs 1824 av kemisten M. Solovyov. Bestämningen av vattnets sammansättning markerade slutet på "phlogiston-teorin". Vid sekelskiftet 1700- och 1800-talet fann man att väteatomen är mycket lätt (jämfört med atomerna i andra grundämnen) och dess massa togs som huvudenhet för att jämföra atommassorna och fick ett värde lika med 1.
Fysikaliska egenskaper
Väte är det lättaste av alla ämnen som vetenskapen känner till (det är 14,4 gånger lättare än luft), dess densitet är 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Detta material smälter (stelnar) respektive kokar (flyter till vätska) vid -259,1 ° C och -252,8 ° C (endast helium har lägre kokande och smältande t °).
Den kritiska temperaturen för väte är extremt låg (-240 °C). Av denna anledning är dess flytande en ganska komplicerad och kostsam process. Det kritiska trycket för ett ämne är 12,8 kgf / cm² och den kritiska densiteten är 0,0312 g / cm³. Bland alla gaser har väte den högsta värmeledningsförmågan: vid 1 atm och 0 ° C är det 0,174 W / (mxK).
Den specifika värmekapaciteten för ett ämne under samma förhållanden är 14,208 kJ / (kgxK) eller 3,394 cal / (gh ° C). Detta element är något lösligt i vatten (cirka 0,0182 ml / g vid 1 atm och 20 ° C), men väl - i de flesta metaller (Ni, Pt, Pa och andra), särskilt i palladium (ca 850 volymer per volym Pd ) .
Den sistnämnda egenskapen är förknippad med dess förmåga att diffundera, medan diffusion genom en kollegering (till exempel stål) kan åtföljas av förstörelsen av legeringen på grund av väteets interaktion med kol (denna process kallas avkolning). I flytande tillstånd är ämnet mycket lätt (densitet - 0,0708 g / cm³ vid t ° \u003d -253 ° C) och flytande (viskositet - 13,8 celsius under samma förhållanden).
I många föreningar uppvisar detta element en +1 valens (oxidationstillstånd), liknande natrium och andra alkalimetaller. Det anses vanligtvis som en analog av dessa metaller. Följaktligen leder han I-gruppen i Mendeleev-systemet. I metallhydrider uppvisar vätejonen en negativ laddning (oxidationstillståndet är -1), det vill säga Na + H- har en struktur som liknar Na + Cl-klorid. I enlighet med detta och några andra fakta (närheten mellan de fysikaliska egenskaperna hos elementet "H" och halogener, förmågan att ersätta det med halogener i organiska föreningar), tilldelas väte till grupp VII i Mendeleev-systemet.
Under normala förhållanden har molekylärt väte låg aktivitet, direkt kombinerat endast med de mest aktiva av icke-metaller (med fluor och klor, med det senare - i ljuset). I sin tur, när den värms upp, interagerar den med många kemiska element.
Atomiskt väte har en ökad kemisk aktivitet (jämfört med molekylärt väte). Med syre bildar det vatten enligt formeln:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
frigör 285,937 kJ/mol värme eller 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Under normala temperaturförhållanden fortskrider reaktionen ganska långsamt, och vid t ° >= 550 ° С är den okontrollerad. Explosionsgränserna för en blandning av väte + syre i volym är 4–94 % H₂, och blandningar av väte + luft är 4–74 % H₂ (en blandning av två volymer H₂ och en volym O₂ kallas explosiv gas).
Detta element används för att reducera de flesta metaller, eftersom det tar syre från oxider:
Fe₃O4 + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,
CuO + H2 = Cu + H2O etc.
Med olika halogener bildar väte vätehalogenider, till exempel:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Men när det reagerar med fluor exploderar väte (detta händer också i mörker, vid -252 ° C), reagerar med brom och klor endast när det värms eller lyser, och med jod endast när det värms upp. Vid interaktion med kväve bildas ammoniak, men endast på en katalysator, med förhöjda tryck och temperatur:
ZN2 + N2 = 2NH3.
Vid uppvärmning reagerar väte aktivt med svavel:
H₂ + S = H₂S (vätesulfid),
och mycket svårare - med tellur eller selen. Väte reagerar med rent kol utan katalysator, men vid höga temperaturer:
2H2 + C (amorf) = CH4 (metan).
Detta ämne reagerar direkt med några av metallerna (alkali, jordalkali och andra) och bildar hydrider, till exempel:
Н₂ + 2Li = 2LiH.
Av inte liten praktisk betydelse är interaktionerna mellan väte och kolmonoxid (II). I detta fall, beroende på tryck, temperatur och katalysator, bildas olika organiska föreningar: HCHO, CH₃OH, etc. Omättade kolväten förvandlas till mättade under reaktionen, till exempel:
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Väte och dess föreningar spelar en exceptionell roll i kemin. Det bestämmer de sura egenskaperna hos den så kallade. protiska syror tenderar att bilda vätebindningar med olika grundämnen, vilket har en betydande effekt på egenskaperna hos många oorganiska och organiska föreningar.
Får väte
Huvudtyperna av råmaterial för industriell produktion av detta element är raffinaderigaser, naturliga brännbara gaser och koksugnsgaser. Det erhålls också från vatten genom elektrolys (på platser med prisvärd el). En av de viktigaste metoderna för att framställa material från naturgas är den katalytiska interaktionen mellan kolväten, främst metan, och vattenånga (den så kallade omvandlingen). Till exempel:
CH4 + H2O = CO + ZH2.
Ofullständig oxidation av kolväten med syre:
CH4 + ½O₂ \u003d CO + 2H₂.
Syntetiserad kolmonoxid (II) genomgår omvandling:
CO + H2O = CO2 + H2.
Vätgas som produceras av naturgas är billigast.
För elektrolys av vatten används likström, som leds genom en lösning av NaOH eller KOH (syror används inte för att undvika korrosion av utrustningen). Under laboratorieförhållanden erhålls materialet genom elektrolys av vatten eller som ett resultat av reaktionen mellan saltsyra och zink. Men oftare används färdigt fabriksmaterial i cylindrar.
Från raffinaderigaser och koksugnsgas isoleras detta element genom att avlägsna alla andra komponenter i gasblandningen, eftersom de lättare blir flytande under djupkylning.
Industriellt började detta material hämtas tillbaka in sena XVIIIårhundrade. Sedan användes den för att fylla ballonger. För närvarande används väte i stor utsträckning inom industrin, främst inom den kemiska industrin, för framställning av ammoniak.
Masskonsumenter av ämnet är tillverkare av metyl och andra alkoholer, syntetisk bensin och många andra produkter. De erhålls genom syntes från kolmonoxid (II) och väte. Väte används för hydrering av tunga och fasta flytande bränslen, fetter, etc., för syntes av HCl, vätebehandling av petroleumprodukter samt vid skärning/svetsning av metaller. De viktigaste elementen för kärnenergi är dess isotoper - tritium och deuterium.
Vätets biologiska roll
Cirka 10% av massan av levande organismer (i genomsnitt) faller på detta element. Det är en del av vatten och de viktigaste grupperna av naturliga föreningar, inklusive proteiner, nukleinsyror, lipider, kolhydrater. Vad tjänar det till?
Detta material spelar en avgörande roll: för att upprätthålla den rumsliga strukturen hos proteiner (kvartär), för att implementera principen om komplementaritet för nukleinsyror (dvs. vid implementering och lagring av genetisk information), i allmänhet vid "igenkänning" vid molekylären nivå.
Vätejonen H+ deltar i viktiga dynamiska reaktioner/processer i kroppen. Inklusive: i biologisk oxidation, som förser levande celler med energi, i biosyntesreaktioner, i fotosyntes i växter, i bakteriell fotosyntes och kvävefixering, vid upprätthållande av syra-basbalans och homeostas, i membrantransportprocesser. Tillsammans med kol och syre utgör det den funktionella och strukturella grunden för livets fenomen.
- Beteckning - H (väte);
- Latinskt namn - Hydrogenium;
- Period - I;
- Grupp - 1 (la);
- Atommassa - 1,00794;
- Atomnummer - 1;
- Radie av en atom = 53 pm;
- Kovalent radie = 32 pm;
- Fördelningen av elektroner - 1s 1;
- smältpunkt = -259,14°C;
- kokpunkt = -252,87°C;
- Elektronegativitet (enligt Pauling / enligt Alpred och Rochov) \u003d 2,02 / -;
- Oxidationstillstånd: +1; 0; -ett;
- Densitet (n.a.) \u003d 0,0000899 g / cm 3;
- Molvolym = 14,1 cm 3 / mol.
Binära föreningar av väte med syre:
Väte ("föder vatten") upptäcktes av den engelske vetenskapsmannen G. Cavendish 1766. Detta är det enklaste grundämnet i naturen - en väteatom har en kärna och en elektron, förmodligen av denna anledning är väte det vanligaste grundämnet i universum (mer än hälften av massan av de flesta stjärnor).
Om väte kan vi säga att "spolen är liten, men dyr." Trots sin "enkelhet" ger väte energi till alla levande varelser på jorden - det finns en kontinuerlig termonukleär reaktion under vilken en heliumatom bildas av fyra väteatomer, denna processåtföljd av frigörandet av en kolossal mängd energi (för mer information, se Kärnfusion).
I jordskorpan är massandelen väte endast 0,15 %. Samtidigt innehåller den stora majoriteten (95%) av alla kända kemikalier på jorden en eller flera väteatomer.
I föreningar med icke-metaller (HCl, H 2 O, CH 4 ...) ger väte upp sin enda elektron till mer elektronegativa element, uppvisar ett oxidationstillstånd på +1 (oftare) och bildar endast kovalenta bindningar(se Kovalent bindning).
I föreningar med metaller (NaH, CaH 2 ...) tar väte tvärtom sin enda s-orbital en elektron till, och försöker på så sätt komplettera sitt elektronskikt och visar ett oxidationstillstånd på -1 (mindre ofta) , bildar oftare en jonbindning (se Jonbindning), eftersom skillnaden i elektronegativiteten för en väteatom och en metallatom kan vara ganska stor.
H2
I det gasformiga tillståndet är väte i form av diatomiska molekyler som bildar en opolär kovalent bindning.
Vätemolekyler har:
- stor rörlighet;
- bra styrka;
- låg polariserbarhet;
- liten storlek och vikt.
Egenskaper för vätgas:
- den lättaste gasen i naturen, färglös och luktfri;
- dåligt löslig i vatten och organiska lösningsmedel;
- löser sig i små mängder i flytande och fasta metaller (särskilt i platina och palladium);
- svår att göra flytande (på grund av dess låga polariserbarhet);
- har den högsta värmeledningsförmågan av alla kända gaser;
- vid upphettning reagerar den med många icke-metaller, vilket visar egenskaperna hos ett reduktionsmedel;
- vid rumstemperatur reagerar den med fluor (en explosion inträffar): H 2 + F 2 = 2HF;
- reagerar med metaller för att bilda hydrider, uppvisar oxiderande egenskaper: H 2 + Ca = CaH 2;
I föreningar uppvisar väte sina reducerande egenskaper mycket starkare än oxiderande. Väte är det starkaste reduktionsmedlet efter kol, aluminium och kalcium. Vätets reducerande egenskaper används i stor utsträckning inom industrin för att erhålla metaller och icke-metaller (enkla ämnen) från oxider och gallider.
Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O
Reaktioner av väte med enkla ämnen
Väte accepterar en elektron som spelar rollen reduktionsmedel, i reaktioner:
- med syre(vid antändning eller i närvaro av en katalysator), i ett förhållande av 2:1 (väte:syre) bildas en explosiv detonationsgas: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 +1 O + 572 kJ
- med grå(vid upphettning till 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
- med klor(när antänd eller bestrålad med UV-strålar): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
- med fluor: H 2 0 + F 2 \u003d 2H + 1 F
- med kväve(vid upphettning i närvaro av katalysatorer eller när högt tryck): 3H20+N2 ↔ 2NH3+1
Väte donerar en elektron och spelar rollen oxidationsmedel, i reaktioner med alkalisk och jordalkali metaller för att bilda metallhydrider - saltliknande joniska föreningar som innehåller hydridjoner H - är instabila kristallina ämnen med vit färg.
Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1
Det är ovanligt att väte uppvisar ett oxidationstillstånd på -1. Reagerar med vatten, hydrider sönderfaller, vilket reducerar vatten till väte. Reaktionen av kalciumhydrid med vatten är som följer:
CaH 2 -1 + 2H 2 +1 0 \u003d 2H 2 0 + Ca (OH) 2
Reaktioner av väte med komplexa ämnen
- vid hög temperatur reducerar väte många metalloxider: ZnO + H 2 \u003d Zn + H 2 O
- metylalkohol erhålls som ett resultat av reaktionen mellan väte och kolmonoxid (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
- i hydrogeneringsreaktioner reagerar väte med många organiska ämnen.
Mer detaljerat behandlas ekvationerna för kemiska reaktioner av väte och dess föreningar på sidan "Väte och dess föreningar - ekvationer av kemiska reaktioner som involverar väte".
Användning av väte
- inom kärnenergi används väteisotoper - deuterium och tritium;
- i den kemiska industrin används väte för syntes av många organiskt material ammoniak, väteklorid;
- inom livsmedelsindustrin används väte vid framställning av fasta fetter genom hydrering av vegetabiliska oljor;
- för svetsning och skärning av metaller används en hög förbränningstemperatur av väte i syre (2600 ° C);
- vid framställning av vissa metaller används väte som reduktionsmedel (se ovan);
- eftersom väte är en lätt gas används det inom flygteknik som fyllmedel för ballonger, ballonger, luftskepp;
- Som bränsle används väte blandat med CO.
PÅ senare tid forskare ägnar stor uppmärksamhet åt sökandet efter alternativa källor till förnybar energi. Ett av de lovande områdena är "väte" energi, där väte används som bränsle, vars förbränningsprodukt är vanligt vatten.
Metoder för framställning av väte
Industriella metoder för att framställa väte:
- metanomvandling (katalytisk reduktion av vattenånga) med vattenånga vid hög temperatur (800°C) på en nickelkatalysator: CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2;
- omvandling av kolmonoxid med ånga (t=500°C) på en Fe2O3-katalysator: CO + H2O = CO2 + H2;
- termisk sönderdelning av metan: CH 4 \u003d C + 2H 2;
- förgasning fasta bränslen(t=1000°C): C + H2O = CO + H2;
- elektrolys av vatten (en mycket dyr metod där mycket rent väte erhålls): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.
Laboratoriemetoder för framställning av väte:
- verkan på metaller (vanligtvis zink) med saltsyra eller utspädd svavelsyra: Zn + 2HCl \u003d ZCl 2 + H 2; Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2;
- interaktionen mellan vattenånga och heta järnspån: 4H 2 O + 3Fe \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2.
DEFINITION
Väte- första elementet Periodiskt system kemiska grundämnen D.I. Mendelejev. Symbolen är N.
Atommassa - 01:00 Vätemolekylen är diatomisk - H 2.
Den elektroniska konfigurationen av väteatomen är 1s 1. Väte tillhör familjen s-element. I sina föreningar uppvisar den oxidationstillstånd -1, 0, +1. Naturligt väte består av två stabila isotoper - protium 1 H (99,98%) och deuterium 2 H (D) (0,015%) - och en radioaktiv isotop av tritium 3 H (T) (spårmängder, halveringstid - 12,5 år) .
Vätets kemiska egenskaper
Under normala förhållanden uppvisar molekylärt väte en relativt låg reaktivitet, vilket förklaras av den höga bindningsstyrkan i molekylen. När den värms upp interagerar den med nästan alla enkla ämnen som bildas av element i huvudundergrupperna (förutom ädelgaserna B, Si, P, Al). I kemiska reaktioner kan det fungera både som ett reduktionsmedel (oftare) och ett oxidationsmedel (mer sällan).
Väte manifesterar sig reduktionsmedelsegenskaper(H20-2e → 2H+) i följande reaktioner:
1. Reaktioner av interaktion med enkla ämnen - icke-metaller. Väte reagerar med halogener dessutom reaktionen av interaktion med fluor under normala förhållanden, i mörker, med en explosion, med klor - under belysning (eller UV-bestrålning) med en kedjemekanism, med brom och jod endast vid upphettning; syre(en blandning av syre och väte i ett volymförhållande på 2:1 kallas "explosiv gas"), grå, kväve och kol:
H2 + Hal2 \u003d 2HHal;
2H2 + O2 \u003d 2H2O + Q (t);
H2 + S \u003d H2S (t \u003d 150 - 300C);
3H2 + N2 ↔ 2NH3 (t = 50°C, p, kat = Fe, Pt);
2H2 + C ↔ CH4 (t, p, kat).
2. Reaktioner av interaktion med komplexa ämnen. Väte reagerar med oxider av lågaktiva metaller, och det kan endast reducera metaller som finns i aktivitetsserien till höger om zink:
CuO + H2 \u003d Cu + H2O (t);
Fe2O3 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O (t);
WO3 + 3H2 \u003d W + 3H2O (t).
Väte reagerar med icke-metalloxider:
H2 + CO2 ↔ CO + H2O (t);
2H2 + CO ↔ CH3OH (t = 30°C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr2O3).
Väte går in i hydreringsreaktioner med organiska föreningar av klassen cykloalkaner, alkener, arener, aldehyder och ketoner, etc. Alla dessa reaktioner utförs under uppvärmning, under tryck, platina eller nickel används som katalysatorer:
CH2 \u003d CH2 + H2 ↔ CH3-CH3;
C6H6 + 3H2 ↔ C6H12;
C3H6 + H2 ↔ C3H8;
CH3CHO + H2 ↔ CH3-CH2-OH;
CH3-CO-CH3 + H2 ↔ CH3-CH (OH) -CH3.
Väte som oxidationsmedel(H 2 + 2e → 2H -) verkar i reaktioner med alkali- och jordalkalimetaller. I detta fall bildas hydrider - kristallina joniska föreningar i vilka väte uppvisar ett oxidationstillstånd på -1.
2Na + H2 ↔ 2NaH (t, p).
Ca + H2 ↔ CaH2 (t, p).
Fysikaliska egenskaper hos väte
Väte är en lätt färglös gas, luktfri, densitet vid n.o. - 0,09 g/l, 14,5 gånger lättare än luft, t bal = -252,8C, t pl = -259,2C. Väte är dåligt lösligt i vatten och organiska lösningsmedel, det är mycket lösligt i vissa metaller: nickel, palladium, platina.
Enligt modern kosmokemi är väte det vanligaste grundämnet i universum. Den huvudsakliga formen av existens av väte i yttre rymden är individuella atomer. Väte är det nionde vanligaste grundämnet på jorden. Den största mängden väte på jorden är i bundet tillstånd - i sammansättningen av vatten, olja, naturgas, kol, etc. I form av ett enkelt ämne finns väte sällan - i sammansättningen av vulkaniska gaser.
Får väte
Det finns laboratorie- och industrimetoder för att framställa väte. Laboratoriemetoder inkluderar interaktionen av metaller med syror (1), såväl som interaktionen av aluminium med vattenhaltiga lösningar av alkalier (2). Bland de industriella metoderna för att producera väte spelar elektrolysen av vattenlösningar av alkalier och salter (3) och omvandlingen av metan (4) en viktig roll:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na +3 H2 (2);
2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);
CH4 + H2O ↔ CO + H2 (4).
Exempel på problemlösning
EXEMPEL 1
| Träning | När 23,8 g metalliskt tenn interagerade med ett överskott av saltsyra frigjordes väte, i en mängd som var tillräcklig för att erhålla 12,8 g metallisk koppar Bestäm graden av oxidation av tenn i den resulterande föreningen. |
| Beslut | Baserad elektronisk struktur tennatom (...5s 2 5p 2) kan vi dra slutsatsen att tenn kännetecknas av två oxidationstillstånd - +2, +4. Utifrån detta kommer vi att sammanställa ekvationerna för möjliga reaktioner: Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1); Sn + 4HCl = 2H2 + SnCl4 (2); CuO + H2 \u003d Cu + H2O (3). Hitta mängden kopparämne: v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8 / 64 \u003d 0,2 mol. Enligt ekvation 3, mängden väteämne: v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol. När vi känner till massan av tenn finner vi dess mängd ämne: v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol. Låt oss jämföra mängderna av tenn- och väteämnen enligt ekvationerna 1 och 2 och enligt problemets tillstånd: v1 (Sn): v1 (H2) = 1:1 (ekvation 1); v2 (Sn): v2 (H2) = 1:2 (ekvation 2); v(Sn): v(H2) = 0,2:0,2 = 1:1 (problemtillstånd). Därför reagerar tenn med saltsyra enligt ekvation 1 och tennets oxidationstillstånd är +2. |
| Svar | Tennets oxidationstillstånd är +2. |
EXEMPEL 2
| Träning | Gasen som frigjordes genom inverkan av 2,0 g zink per 18,7 ml 14,6% saltsyra (lösningstäthet 1,07 g/ml) fick passera genom upphettning över 4,0 g koppar(II)oxid. Vad är massan av den resulterande fasta blandningen? |
| Beslut | När zink verkar på saltsyra väte frigörs: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 (1), som vid upphettning reducerar koppar(II)oxid till koppar(2): CuO + H2 \u003d Cu + H2O. Hitta mängden ämnen i den första reaktionen: 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 mol; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Zink är bristfälligt, så mängden väte som frigörs är: v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol. I den andra reaktionen är vätebrist eftersom: v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol. Som ett resultat av reaktionen kommer 0,031 mol CuO att förvandlas till 0,031 mol Cu, och massförlusten blir: m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g. Massan av den fasta blandningen av CuO med Cu efter att ha passerat väte kommer att vara: 4,0-0,5 = 3,5 g |
| Svar | Massan av den fasta blandningen av CuO med Cu är 3,5 g. |
