Reaktioner med väte. Väte - egenskaper, fysikaliska och kemiska egenskaper

Väteatomen har den elektroniska formeln för den yttre (och enda) elektroniska nivån 1 s ett . Å ena sidan, genom närvaron av en elektron i den yttre elektroniska nivån, liknar väteatomen alkalimetallatomer. Men precis som halogener saknar den bara en elektron för att fylla den externa elektroniska nivån, eftersom inte mer än 2 elektroner kan lokaliseras på den första elektroniska nivån. Det visar sig att väte kan placeras samtidigt i både den första och den näst sista (sjunde) gruppen i det periodiska systemet, vilket ibland görs i olika versioner av det periodiska systemet:

Med tanke på egenskaperna hos väte som ett enkelt ämne har det ändå mer gemensamt med halogener. Väte, liksom halogener, är en icke-metall och bildar diatomiska molekyler (H 2) på liknande sätt som dem.

Under normala förhållanden är väte en gasformig, inaktiv substans. Vätets låga aktivitet förklaras av den höga styrkan hos bindningen mellan väteatomerna i molekylen, vilket kräver antingen stark uppvärmning eller användning av katalysatorer, eller båda samtidigt, för att bryta den.

Interaktion av väte med enkla ämnen

med metaller

Av metallerna reagerar väte endast med alkali och jordalkali! Alkalimetallerna är metallerna i huvudundergruppen I:e gruppen(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), och för alkaliska jordartsmetaller - metaller från huvudundergruppen av II-gruppen, förutom beryllium och magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

När de interagerar med aktiva metaller, uppvisar väte oxiderande egenskaper, dvs. sänker dess oxidationstillstånd. I detta fall bildas hydrider av alkali- och jordalkalimetaller, som har en jonisk struktur. Reaktionen fortsätter när den värms upp:

Det bör noteras att interaktion med aktiva metaller är det enda fallet när molekylärt väte H2 är ett oxidationsmedel.

med icke-metaller

Av icke-metaller reagerar väte endast med kol, kväve, syre, svavel, selen och halogener!

Kol ska förstås som grafit eller amorft kol, eftersom diamant är en extremt inert allotrop modifiering av kol.

När det interagerar med icke-metaller kan väte endast utföra funktionen av ett reduktionsmedel, det vill säga det kan bara öka dess oxidationstillstånd:

Interaktion av väte med komplexa ämnen

med metalloxider

Väte reagerar inte med metalloxider som finns i aktivitetsserien av metaller upp till aluminium (inklusive), men det kan reducera många metalloxider till höger om aluminium vid upphettning:

med icke-metalloxider

Av de icke-metalloxider reagerar väte vid upphettning med oxider av kväve, halogener och kol. Av alla interaktioner mellan väte och icke-metalloxider bör dess reaktion med kolmonoxid CO särskilt noteras.

Blandningen av CO och H 2 har till och med sitt eget namn - "syntesgas", eftersom, beroende på förhållandena, sådana efterfrågade industriprodukter som metanol, formaldehyd och till och med syntetiska kolväten kan erhållas från den:

med syror

Väte reagerar inte med oorganiska syror!

Av de organiska syrorna reagerar väte endast med omättade syror samt med syror som innehåller funktionella grupper som kan reduceras med väte, i synnerhet aldehyd-, keto- eller nitrogrupper.

med salter

I fallet med vattenhaltiga lösningar av salter sker inte deras interaktion med väte. Men när väte passeras över fasta salter av vissa metaller med medelhög och låg aktivitet, är deras partiell eller fullständig reduktion möjlig, till exempel:

Kemiska egenskaper hos halogener

Halogener är de kemiska elementen i grupp VIIA (F, Cl, Br, I, At), såväl som de enkla ämnen de bildar. I det följande, om inte annat anges, kommer halogener att förstås som enkla substanser.

Alla halogener har en molekylär struktur, vilket orsakar låga temperaturer smältning och kokning av dessa ämnen. Halogenmolekyler är diatomiska, d.v.s. deras formel kan skrivas in allmän syn som Hal 2.

Det bör noteras en sådan specifik fysisk egenskap hos jod som dess förmåga att sublimering eller med andra ord, sublimering. sublimering, kallar de fenomenet där ett ämne i fast tillstånd inte smälter när det värms upp, utan, förbi vätskefasen, omedelbart övergår i det gasformiga tillståndet.

Elektronisk struktur extern energinivå en atom av valfri halogen har formen ns 2 np 5, där n är numret på den periodiska systemets period i vilken halogenen finns. Som du kan se saknas endast en elektron från halogenatomernas yttre skal med åtta elektroner. Av detta är det logiskt att anta de övervägande oxiderande egenskaperna hos fria halogener, vilket också bekräftas i praktiken. Som ni vet minskar elektronegativiteten hos icke-metaller när man rör sig ner i undergruppen, och därför minskar aktiviteten av halogener i serien:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interaktion av halogener med enkla ämnen

Alla halogener är mycket reaktiva och reagerar med de flesta enkla ämnen. Det bör dock noteras att fluor, på grund av sin extremt höga reaktivitet, kan reagera även med de enkla ämnen som andra halogener inte kan reagera med. Sådana enkla ämnen inkluderar syre, kol (diamant), kväve, platina, guld och vissa ädelgaser (xenon och krypton). De där. faktiskt, fluor reagerar inte bara med vissa ädelgaser.

De återstående halogenerna, dvs. klor, brom och jod är också aktiva ämnen, men mindre aktiva än fluor. De reagerar med nästan alla enkla ämnen utom syre, kväve, kol i form av diamant, platina, guld och ädelgaser.

Interaktion mellan halogener och icke-metaller

väte

Alla halogener reagerar med väte för att bildas vätehalogenider med den allmänna formeln HHal. Samtidigt börjar reaktionen av fluor med väte spontant även i mörkret och fortsätter med en explosion i enlighet med ekvationen:

Reaktionen av klor med väte kan initieras av intensiv ultraviolett bestrålning eller uppvärmning. Även läckor vid en explosion:

Brom och jod reagerar med väte endast när de värms upp, och samtidigt är reaktionen med jod reversibel:

fosfor

Fluors interaktion med fosfor leder till oxidation av fosfor till högsta oxidationstillstånd (+5). I detta fall sker bildandet av fosforpentafluorid:

När klor och brom interagerar med fosfor är det möjligt att erhålla fosforhalider både i + 3 oxidationstillstånd och i + 5 oxidationstillstånd, vilket beror på proportionerna av reaktanterna:

När det gäller vit fosfor i en atmosfär av fluor, klor eller flytande brom börjar reaktionen spontant.

Interaktionen mellan fosfor och jod kan leda till bildandet av endast fosfortrijodid på grund av en betydligt lägre oxidationsförmåga än andra halogener:

grå

Fluor oxiderar svavel till högsta oxidationstillstånd +6 och bildar svavelhexafluorid:

Klor och brom reagerar med svavel och bildar föreningar som innehåller svavel i oxidationstillstånd som är extremt ovanliga för det +1 och +2. Dessa interaktioner är mycket specifika, och för klara provet inom kemi är förmågan att skriva ner ekvationerna för dessa interaktioner inte nödvändig. Därför ges följande tre ekvationer snarare för vägledning:

Interaktion mellan halogener och metaller

Som nämnts ovan kan fluor reagera med alla metaller, även sådana inaktiva som platina och guld:

De återstående halogenerna reagerar med alla metaller utom platina och guld:

Reaktioner av halogener med komplexa ämnen

Substitutionsreaktioner med halogener

Mer aktiva halogener, d.v.s. vars kemiska grundämnen är belägna högre i det periodiska systemet, kan förskjuta mindre aktiva halogener från halogenvätesyror och metallhalider som de bildar:

På liknande sätt ersätter brom och jod svavel från lösningar av sulfider och/eller vätesulfid:

Klor är ett starkare oxidationsmedel och oxiderar svavelväte i sin vattenlösning inte till svavel utan till svavelsyra:

Interaktion mellan halogener och vatten

Vatten brinner i fluor med en blå låga i enlighet med reaktionsekvationen:

Brom och klor reagerar annorlunda med vatten än fluor. Om fluor fungerade som ett oxidationsmedel, blir klor och brom oproportionerligt i vatten och bildar en blandning av syror. I det här fallet är reaktionerna reversibla:

Jods växelverkan med vatten fortskrider i en så obetydlig grad att den kan försummas och anses att reaktionen inte fortskrider alls.

Interaktion mellan halogener och alkaliska lösningar

Fluor, när det interagerar med en vattenlösning av alkali, fungerar återigen som ett oxidationsmedel:

Förmågan att skriva denna ekvation krävs inte för att klara provet. Det räcker att veta faktumet om möjligheten av en sådan interaktion och fluorets oxiderande roll i denna reaktion.

Till skillnad från fluor är andra halogener oproportionerliga i alkalilösningar, det vill säga de ökar och minskar samtidigt sitt oxidationstillstånd. Samtidigt, när det gäller klor och brom, beroende på temperaturen, är flöde i två olika riktningar möjligt. I synnerhet, i kylan, fortsätter reaktionerna enligt följande:

och vid uppvärmning:

Jod reagerar med alkalier uteslutande enligt det andra alternativet, dvs. med bildandet av jodat, eftersom hypojodit är instabil inte bara vid uppvärmning utan även vid vanliga temperaturer och även i kyla.

Väte är ett enkelt ämne H 2 (diväte, diprotium, lätt väte).

Kort karakterisering av väte:

Icke-metall.
En färglös gas som är svår att göra flytande.
Låglösligt i vatten.
Bättre löslig i organiska lösningsmedel.
Kemisorberad av metaller: järn, nickel, platina, palladium.
Starkt reduktionsmedel.
Interagerar (vid höga temperaturer) med icke-metaller, metaller, metalloxider.
Atomiskt väte H 0 som erhålls genom termisk sönderdelning av H 2 har den högsta reducerande förmågan.
Väteisotoper:
- 1H - protium
- 2H - deuterium (D)
- 3H - tritium (T)
Släkting molekylär massa = 2,016
Relativ densitet för fast väte (t=-260°C) = 0,08667
Relativ densitet för flytande väte (t=-253°C) = 0,07108
Övertryck (n.o.) = 0,08988 g/l
smältpunkt = -259,19°C
kokpunkt = -252,87°C
Volumetrisk löslighetskoefficient för väte:
- (t=0°C) = 2,15;
- (t=20°C) = 1,82;
- (t=60°C) = 1,60;

1. Termisk nedbrytning av väte(t=2000-3500°C):
H2 ↔ 2H 0

2. Interaktion av väte med icke-metaller:

H2+F2 = 2HF (t=-250...+20°C)
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl (när bränd eller exponerad för ljus i rumstemperatur):
- Cl 2 \u003d 2Cl 0
- Cl 0 + H 2 \u003d HCl + H 0
- H 0 + Cl2 \u003d HCl + Cl 0
H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (t \u003d 350-500 ° C, platinakatalysator)
H 2 + I 2 \u003d 2HI (t \u003d 350-500 ° C, platinakatalysator)
H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O:
- H 2 + O 2 \u003d 2OH 0
- OH 0 + H 2 \u003d H 2 O + H 0
- H 0 + O 2 \u003d OH 0 + O 0
- O 0 + H 2 \u003d OH 0 + H 0
H2+S = H2S (t=150..200°C)
3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3 (t \u003d 500 ° C, järnkatalysator)
2H 2 + C (koks) \u003d CH 4 (t \u003d 600 ° C, platinakatalysator)
H2+2C (koks) = C2H2 (t=1500..2000°C)
H 2 + 2C (koks) + N 2 \u003d 2HCN (t över 1800 ° C)

3. Interaktion av väte med komplexa ämnen:

4H 2 + (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 3Fe + 4H 2 O (t mer än 570 ° C)
H 2 + Ag 2 SO 4 \u003d 2Ag + H 2 SO 4 (t över 200 ° C)
4H 2 + 2Na 2 SO 4 \u003d Na 2 S + 4H 2 O (t \u003d 550-600 ° C, Fe 2 O 3 katalysator)
3H 2 + 2BCl 3 \u003d 2B + 6HCl (t \u003d 800-1200 ° C)
H 2 + 2EuCl 3 \u003d 2EuCl 2 + 2HCl (t \u003d 270 ° C)
4H 2 + CO 2 \u003d CH 4 + 2H 2 O (t \u003d 200 ° C, CuO 2 katalysator)
H 2 + CaC 2 \u003d Ca + C 2 H 2 (t över 2200 ° C)
H 2 + BaH 2 \u003d Ba (H 2) 2 (t upp till 0 ° C, lösning)

4. Deltagande av väte i redoxreaktioner:

2H 0 (Zn, utspädd HCl) + KNO 3 \u003d KNO 2 + H 2 O
8H0 (Al, konc. KOH) + KNO3 = NH3 +KOH + 2H2O
2H 0 (Zn, utspädd HCl) + EuCl3 \u003d 2EuCl2 + 2HCl
2H 0 (Al) + NaOH (konc.) + Ag 2 S \u003d 2Ag ↓ + H 2 O + NaHS
2H 0 (Zn, dim. H 2 SO 4) + C 2 N 2 \u003d 2HCN

Väteföreningar

D2 - dideuterium:

Tungt väte.
En färglös gas som är svår att göra flytande.
Dideuterium ingår i naturligt väte 0,012-0,016 % (i vikt).
I en gasblandning av didutherium och protium sker isotopbyte vid höga temperaturer.
Låglöslig i vanligt och tungt vatten.
Med vanligt vatten är isotopbytet försumbart.
Kemiska egenskaper liknar lätt väte, men dideutherium är mindre reaktivt.
Relativ molekylvikt = 4,028
Relativ densitet för flytande dideuterium (t=-253°C) = 0,17
smältpunkt = -254,5°C
kokpunkt = -249,49°C

T 2 - ditritium:

Supertungt väte.
Färglös radioaktiv gas.
Halveringstiden är 12,34 år.
I naturen bildas ditritium som ett resultat av bombarderingen av 14 N kärnor av neutroner från kosmisk strålning, spår av ditritium har hittats i naturliga vatten.
Ditritium produceras i en kärnreaktor genom att litium bombarderas med långsamma neutroner.
Relativ molekylvikt = 6,032
smältpunkt = -252,52°C
kokpunkt = -248,12°C

HD - deuterioväte:

färglös gas.
Löser sig inte i vatten.
Kemiska egenskaper liknar H 2 .
Relativ molekylvikt = 3,022
Relativ densitet av fast deuterioväte (t=-257°C) = 0,146
Övertryck (n.o.) = 0,135 g/l
smältpunkt = -256,5°C
kokpunkt = -251,02°C

Väteoxider

H2O - vatten:

Färglös vätska.
Enligt den isotopiska sammansättningen av syre består vatten av H 2 16 O med föroreningar H 2 18 O och H 2 17 O
Enligt den isotopiska sammansättningen av väte består vatten av 1 H 2 O med en inblandning av HDO.
Flytande vatten genomgår protolys (H 3 O + och OH -):
- H 3 O + (oxoniumkatjon) är den starkaste syran i vattenlösning;
- OH - (hydroxidjon) är den starkaste basen i vattenlösning;
- Vatten är den svagaste konjugerade protoliten.
Med många ämnen bildar vatten kristallina hydrater.
Vatten är en kemiskt aktiv substans.
Vatten är ett universellt flytande lösningsmedel av oorganiska föreningar.
Relativ molekylvikt för vatten = 18,02
Relativ densitet för fast vatten (is) (t=0°C) = 0,917
Relativ densitet av flytande vatten:
- (t=0°C) = 0,999841
- (t=20°C) = 0,998203
- (t=25°C) = 0,997044
- (t=50°C) = 0,97180
- (t=100°C) = 0,95835
densitet (n.o.) = 0,8652 g/l
smältpunkt = 0°C
kokpunkt = 100°C
Jonisk produkt av vatten (25°C) = 1,008 10-14

1. Termisk nedbrytning av vatten:
2H 2 O ↔ 2H 2 + O 2 (över 1000°C)

D2O - deuteriumoxid:

Tungt vatten.
Färglös hygroskopisk vätska.
Viskositeten är högre än för vatten.
Blandbar med vanligt vatten i obegränsade mängder.
Isotopbyte ger semi-tungt vatten HDO.
Upplösningsförmågan är lägre än för vanligt vatten.
De kemiska egenskaperna hos deuteriumoxid liknar dem hos vatten, men alla reaktioner är långsammare.
Tungt vatten finns i naturligt vatten (massförhållande till vanligt vatten 1:5500).
Deuteriumoxid erhålls genom upprepad elektrolys av naturligt vatten, i vilket tungt vatten samlas i elektrolytrester.
Relativ molekylvikt för tungt vatten = 20,03
Relativ densitet för flytande tungt vatten (t=11,6°C) = 1,1071
Relativ densitet för flytande tungt vatten (t=25°C) = 1,1042
smältpunkt = 3,813°C
kokpunkt = 101,43°C

T2O - tritiumoxid:

Supertungt vatten.
Färglös vätska.
Viskositeten är högre och upplösningsförmågan är lägre än för vanligt och tungt vatten.
Blandar upp med vanligt och tungt vatten i obegränsade mängder.
Isotopbyte med vanligt och tungt vatten leder till bildandet av HTO, DTO.
De kemiska egenskaperna hos supertungt vatten liknar dem hos vatten, men alla reaktioner går ännu långsammare än i tungt vatten.
Spår av tritiumoxid finns i naturligt vatten och atmosfären.
Supertungt vatten erhålls genom att passera tritium över het kopparoxid CuO.
Relativ molekylvikt för supertungt vatten = 22,03
smälttemperatur = 4,5°C

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:

från 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
från grå(vid upphettning till 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
från klor(när antänd eller bestrålad med UV-strålar): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H +1 Cl
från fluor: H 2 0 + F 2 \u003d 2H + 1 F
från 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 organiska ämnen, 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.

I Nyligen 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.

Låt oss ta en titt på vad väte är. De kemiska egenskaperna och produktionen av denna icke-metall studeras under kursen i oorganisk kemi i skolan. Det är detta element som leder periodiska systemet Mendeleev, och förtjänar därför en detaljerad beskrivning.

Kort information om att öppna ett element

Innan man tittar på fysiska och Kemiska egenskaper väte, låt oss ta reda på hur detta viktiga element hittades.

Kemister som arbetade på 1500- och 1600-talen nämnde upprepade gånger i sina skrifter den brännbara gas som frigörs när syror utsätts för aktiva metaller. Under andra hälften av 1700-talet lyckades G. Cavendish samla in och analysera denna gas, vilket gav den namnet "brännbar gas".

Vätets fysikaliska och kemiska egenskaper vid den tiden studerades inte. Först i slutet av 1700-talet lyckades A. Lavoisier genom analys fastställa att denna gas kan erhållas genom att analysera vatten. Lite senare började han ringa nytt element väte, som i översättning betyder "föda vatten". Hydrogen har sitt moderna ryska namn till M.F. Solovyov.

Att vara i naturen

Vätets kemiska egenskaper kan endast analyseras utifrån dess överflöd i naturen. Detta element finns i hydro- och litosfären och är också en del av mineraler: naturgas, torv, olja, kol, oljeskiffer. Det är svårt att föreställa sig en vuxen som inte skulle veta att väte är integrerad del vatten.

Dessutom finns denna icke-metall i djurorganismer i form av nukleinsyror, proteiner, kolhydrater och fetter. På vår planet finns detta element i fri form ganska sällan, kanske bara i naturgas och vulkanisk gas.

I form av plasma utgör väte ungefär hälften av massan av stjärnor och solen, och är också en del av den interstellära gasen. Till exempel, i fri form, såväl som i form av metan, ammoniak, är denna icke-metall närvarande i kometer och till och med vissa planeter.

Fysikaliska egenskaper

Innan vi överväger de kemiska egenskaperna hos väte, noterar vi att det under normala förhållanden är ett gasformigt ämne som är lättare än luft och har flera isotopiska former. Det är nästan olösligt i vatten och har en hög värmeledningsförmåga. Protium, som har ett massnummer av 1, anses vara dess lättaste form. Tritium, som har radioaktiva egenskaper, bildas i naturen från atmosfäriskt kväve när det utsätts för neuroner av UV-strålar.

Funktioner i molekylens struktur

För att överväga de kemiska egenskaperna hos väte, de reaktioner som är karakteristiska för det, låt oss uppehålla oss vid egenskaperna hos dess struktur. Denna diatomiska molekyl har en kovalent icke-polär kemisk bindning. Bildandet av atomärt väte är möjligt när aktiva metaller interagerar med sura lösningar. Men i denna form kan denna icke-metall existera endast under en obetydlig tidsperiod, nästan omedelbart omkombinerar den till en molekylär form.

Kemiska egenskaper

Tänk på de kemiska egenskaperna hos väte. I de flesta föreningar som detta kemiska element bildar, uppvisar det ett oxidationstillstånd på +1, vilket gör det liknar aktiva (alkali)metaller. De viktigaste kemiska egenskaperna hos väte, som karakteriserar det som en metall:

interaktion med syre för att bilda vatten;
reaktion med halogener, åtföljd av bildning av vätehalogenid;
produktion av svavelväte i kombination med svavel.

Nedan är reaktionsekvationen som kännetecknar vätets kemiska egenskaper. Vi uppmärksammar det faktum att som en icke-metall (med ett oxidationstillstånd på -1) verkar den endast i reaktionen med aktiva metaller och bildar motsvarande hydrider med dem.

Väte vid vanlig temperatur interagerar inte aktivt med andra ämnen, så de flesta av reaktionerna utförs först efter förvärmning.

Låt oss uppehålla oss mer i detalj vid några kemiska interaktioner av elementet som leder det periodiska systemet kemiska grundämnen Mendelejev.

Reaktionen av vattenbildning åtföljs av frigörandet av 285,937 kJ energi. Vid förhöjda temperaturer (mer än 550 grader Celsius) åtföljs denna process av en kraftig explosion.

Bland de kemiska egenskaperna hos gasformigt väte som har funnit betydande tillämpning inom industrin, är dess interaktion med metalloxider av intresse. Det är genom katalytisk hydrogenering i modern industri som metalloxider bearbetas, till exempel isoleras ren metall från järnskal (blandad järnoxid). Denna metod möjliggör effektiv bearbetning av metallskrot.

Syntesen av ammoniak, som involverar interaktionen av väte med atmosfäriskt kväve, är också efterfrågad i den moderna kemiska industrin. Bland villkoren för uppkomsten av denna kemiska interaktion noterar vi tryck och temperatur.

Slutsats

Det är väte som är ett inaktivt kemiskt ämne under normala förhållanden. När temperaturen stiger ökar dess aktivitet avsevärt. Detta ämne är efterfrågat i organisk syntes. Till exempel, genom hydrering, kan ketoner reduceras till sekundära alkoholer och aldehyder kan omvandlas till primära alkoholer. Genom hydrering kan dessutom omättade kolväten av etylen- och acetylenklasserna omvandlas till mättade föreningar av metanserien. Väte anses med rätta vara ett enkelt ämne som efterfrågas i modern kemisk produktion.

Det vanligaste grundämnet i universum är väte. När det gäller stjärnor har den formen av kärnor - protoner - och är materialet för termonukleära processer. Nästan hälften av solens massa består också av H 2 -molekyler. Dess innehåll i jordskorpan når 0,15%, och atomer finns i sammansättningen av olja, naturgas och vatten. Tillsammans med syre, kväve och kol är det ett organogent grundämne som ingår i alla levande organismer på jorden. I vår artikel kommer vi att studera de fysiska och kemiska egenskaperna hos väte, bestämma huvudområdena för dess tillämpning inom industrin och dess betydelse i naturen.

Position i det periodiska systemet av kemiska element i Mendeleev

Det första grundämnet som öppnar det periodiska systemet är väte. Dess atommassa är 1,0079. Den har två stabila (protium och deuterium) och en radioaktiv isotop (tritium). Fysikaliska egenskaper bestäms av platsen för icke-metallen i tabellen över kemiska grundämnen. Under normala förhållanden är väte (dess formel är H 2) en gas som är nästan 15 gånger lättare än luft. Strukturen hos ett grundämnes atom är unik: den består av endast en kärna och en elektron. Molekylen av ett ämne är diatomisk, partiklarna i den är anslutna med hjälp av en kovalent icke-polär bindning. Dess energiintensitet är ganska hög - 431 kJ. Detta förklarar föreningens låga kemiska aktivitet under normala förhållanden. Den elektroniska formeln för väte är: H:H.

Ämnet har också ett antal egenskaper som inte har några analoger bland andra icke-metaller. Låt oss överväga några av dem.

Löslighet och värmeledningsförmåga

Metaller leder värme bäst, men väte närmar sig dem när det gäller värmeledningsförmåga. Förklaringen till fenomenet ligger i den mycket höga hastigheten för den termiska rörelsen av lätta molekyler av materia, därför kyls ett uppvärmt föremål i en väteatmosfär 6 gånger snabbare än i luft. Föreningen kan lösas bra i metaller, till exempel kan nästan 900 volymer väte absorberas av en volym palladium. Metaller kan tränga in från H 2 in i kemiska reaktioner, där de oxiderande egenskaperna hos väte manifesteras. I det här fallet bildas hydrider:

2Na + H2 \u003d 2 NaH.

I denna reaktion accepterar atomerna i ett element elektroner från metallpartiklar och förvandlas till anjoner med en negativ enhetsladdning. Ett enkelt ämne H 2 är i detta fall ett oxidationsmedel, vilket vanligtvis inte är typiskt för det.

Väte som reduktionsmedel

Metaller och väte förenas inte bara av hög värmeledningsförmåga, utan också av deras atomers förmåga att i kemiska processer ge upp sina egna elektroner, det vill säga att oxideras. Till exempel reagerar basiska oxider med väte. Redoxreaktionen slutar med frigörandet av ren metall och bildandet av vattenmolekyler:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O.

Interaktionen av ett ämne med syre under uppvärmning leder också till produktion av vattenmolekyler. Processen är exoterm och åtföljs av frigörandet av en stor mängd termisk energi. Om en gasblandning av H 2 och O 2 reagerar i ett förhållande av 2: 1, kallas det eftersom det exploderar när det antänds:

2H2 + O2 \u003d 2H2O.

Vatten är och spelar en viktig roll i bildandet av jordens hydrosfär, klimat och väder. Det ger cirkulationen av element i naturen, stöder alla livsprocesser för organismer - invånarna på vår planet.

Interaktion med icke-metaller

Vätets viktigaste kemiska egenskaper är dess reaktioner med icke-metalliska element. Under normala förhållanden är de ganska kemiskt inerta, så ämnet kan bara reagera med halogener, till exempel med fluor eller klor, som är de mest aktiva bland alla icke-metaller. Så en blandning av fluor och väte exploderar i mörker eller i kyla, och med klor - när den värms upp eller i ljus. Reaktionsprodukterna kommer att vara vätehalogenider, vars vattenlösningar är kända som fluorid- och kloridsyror. C interagerar vid en temperatur på 450-500 grader, ett tryck på 30-100 MPa och i närvaro av en katalysator:

N2 + 3H2 ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH3.

Vätgas anses kemiska egenskaper har stor betydelse för industrin. Till exempel kan du få en värdefull kemisk produkt - ammoniak. Det är det huvudsakliga råmaterialet för produktion av nitratsyra och kvävegödselmedel: urea, ammoniumnitrat.

organiskt material

Mellan kol och väte leder till produktionen av det enklaste kolvätet - metan:

C + 2H2 = CH4.

Ämnet är den viktigaste beståndsdelen i det naturliga ämnet och används som en värdefull typ av bränsle och råvara för industrin för organisk syntes.

I kemin av kolföreningar ingår ett element i ett stort antal ämnen: alkaner, alkener, kolhydrater, alkoholer, etc. Många reaktioner av organiska föreningar med H 2 -molekyler är kända. De är gemensamt kända som hydrering eller hydrering. Så aldehyder kan reduceras med väte till alkoholer, omättade kolväten - till alkaner. Till exempel omvandlas eten till etan:

C 2 H 4 + H 2 \u003d C 2 H 6.

Av stor praktisk betydelse är sådana kemiska egenskaper hos väte som till exempel hydrering av flytande oljor: solros, majs och raps. Det leder till produktion av fast fett - ister, som används vid produktion av glycerin, tvål, stearin, hårda sorter av margarin. För förbättring utseende och smakegenskaper hos livsmedelsprodukten, mjölk, animaliskt fett, socker, vitaminer tillsätts till den.

I vår artikel studerade vi egenskaperna hos väte och fick reda på dess roll i naturen och mänskligt liv.