Характеристика s-элементов

К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня.

Хотя водород и гелий относятся к s-элементам из-за специфики их свойств их следует рассматривать отдельно. Водород, натрий, калий, магний, кальций - жизненно необходимые элементы.

Соединения s-элементов проявляют общие закономерности в свойствах, что объясняется сходством электронного строения их атомов. Все внешние электроны являются валентными и принимают участие в образовании химических связей. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов в соединениях равна числу электронов во внешнем слое и соответственно равна номеру группы, в которой и находится данный элемент. Степень окисления металлов s-элементов всегда положительна. Другая особенность заключается в том, что после отделения электронов внешнего слоя остается ион, имеющий оболочку благородного газа. При увеличении порядкового номера элемента, атомного радиуса, уменьшается энергии ионизации (от 5,39 эВ y Li до 3,83 эВ y Fr), а восстановительная активность элементов возрастает.

Подавляющее большинство соединений s-элементов бесцветно (в отличие от соединений d-элементов), так как исключен обуславливающий окраску переход d-электронов с низких энергетических уровней на более высокие энергетические уровни.

Соединения элементов групп IA - IIA - типичные соли, в водном растворе они практически полностью диссоциируют на ионы, не подверженны гидролизу по катиону (кроме солей Be 2+ и Mg 2+).

водород гидрид ионный ковалентный

Для ионов s-элементов комплексообразование не характерно. Кристаллические комплексы s - элементов с лигандами H 2 O-кристаллогидраты, известны с глубокой древности, например: Na 2 В 4 O 7 10H 2 O-бура, KАl (SO 4) 2 12H 2 O-квасцы. Молекулы воды в кристаллогидратах группируются вокруг катиона, но иногда полностью окружают и анион. Вследствие малого заряда иона и большого радиуса иона щелочные металлы наименее склонны к образованию комплексов, в том числе и аквакомплексов. В качестве комплексообразователей в комплексных соединениях невысокой устойчивости выступают ионы лития, бериллия, магния.

Водород. Химические свойства водорода

Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.

Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н + .

Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н - .

Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.

Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.

На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.

Водород имеет три изотопа; протий 1 Н, дейтерий 2 Д и тритий 3 Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.

Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 о С) и кипения (-252,8 о С). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 о С. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10 -5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.

Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О 2 ,S, Se, N 2 , C, I 2 .

Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.

Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).

Сl+ H 2 = HCl + H (развитие цепи)

H+ Сl 2 = HCl + Сl

Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий:

Н 2 + О 2 = 2ОН

Н+ О 2 = ОН+О

О+ Н 2 = ОН+ Н

ОН+ Н 2 = Н 2 О + Н

Взрывного процесса удается избежать, если работать с чистым водородом.

Поскольку для водорода характерна - положительная (+1) и отрицательная (-1) степень окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Восстановительные свойства водорода проявляются при взаимодействии с неметаллами:

Н 2 (г) + Cl 2 (г) = 2НCl (г),

2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г),

Эти реакции протекают с выделением большого количества теплоты, что свидетельствуют о высокой энергии (прочности) связей Н-Сl, Н-О. Поэтому водород проявляет восстановительные свойства по отношению ко многим оксидам, галогенидам, например:

На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения простых веществ из оксидов галогенидов.

Еще более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электронном разряде в условиях низкого давления.

Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения при взаимодействии металла с кислотой. Такой водород восстанавливает CrCl 3 в CrCl 2:

2CrCl 3 + 2HСl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 +H 2 ^

Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II):

2NO + 2H 2 = N 2 + H 2 O

Используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

В данном случае водород ведет себя как галоген, образуя аналогичные галогенидам гидриды .

Гидриды s-элементов I группы имеют ионную структуру типа NaCl. В химическом отношении ионные гидриды ведут себя как основные соединения.

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород неметаллических элементов, например, гидриды состава SiH 4 , ВН 3 , СН 4 . По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода, реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму.

Основной гидрид

Кислотный гидрид

За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо (?Н<0, ?S>0). При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные кислоту.

Стандартный потенциал системы В. Следовательно, ион Н - сильный восстановитель.

В лаборатории водород получают взаимодействием цинка с 20% -й серной кислотой в аппарате Киппа.

Технический цинк часто содержит небольшие примеси мышьяка и сурьмы, которые восстанавливаются водородом в момент выделения до ядовитых газов: арсина SbH 3 и стабина SbH Таким водородом можно отравиться. С химически чистым цинком реакция протекает медленно из-за перенапряжения и хорошего тока водорода получить не удается. Скорость этой реакции увеличивается путем добавления кристалликов медного купороса, реакция ускоряется за счет образования гальванической пары Cu-Zn.

Более чистый водород образуется при действии щелочи на кремний или алюминий при нагревании:

В промышленности чистый водород получают электролизом воды, содержащей электролиты (Na 2 SO 4 , Ba (OH) 2).

Большое количество водорода образуется в качестве побочного продукта при электролизе водного раствора хлорида натрия с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространство,

Наибольшее количество водорода получают газификацией твердого топлива (антрацита) перегретым водяным паром:

Либо конверсией природного газа (метана) перегретым водяным паром:

Образующаяся смесь (синтез-газ) используется в производстве многих органических соединений. Выход водорода можно увеличить, пропуская синтез-газ над катализатором, при этом СО превращается вСО 2 .

Применение. Большое количество водорода расходуется на синтез аммиака. На получение хлороводорода и соляной кислоты, для гидрогенизации растительных жиров, для восстановления металлов (Mо, W, Fe) из оксидов. Водород-кислородное пламя используют для сварки, резки и плавления металлов.

Жидкий водород используют в качестве ракетного топлива. Водородное топливо является экологически безопасным и более энергоемким, чем бензин, поэтому в будущем оно может заменить нефтепродукты. Уже сейчас в мире на водороде работает несколько сот автомобилей. Проблемы водородной энергетики связаны с хранением и транспортировкой водорода. Водород храня в подземных танкерах в жидком состоянии под давлением 100 атм. Перевозка больших количеств жидкого водорода представляет серьезную опасность.

В периодической системе водород располагается в двух абсолютно противоположных по своим свойствам группах элементов. Данная особенность делают его совершенно уникальным. Водород не просто представляет собой элемент или вещество, но также является составной частью многих сложных соединений, органогенным и биогенным элементом. Поэтому рассмотрим его свойства и характеристики более подробно.

Выделение горючего газа в процессе взаимодействия металлов и кислот наблюдали еще в XVI веке, то есть во время становления химии как науки. Известный английский ученый Генри Кавендиш исследовал вещество, начиная с 1766 года, и дал ему название «горючий воздух». При сжигании этот газ давал воду. К сожалению, приверженность ученого теории флогистона (гипотетической «сверхтонкой материи») помешала ему прийти к правильным выводам.

Французский химик и естествоиспытатель А. Лавуазье вместе с инженером Ж. Менье и при помощи специальных газометров в 1783 г. провел синтез воды, а после и ее анализ посредством разложения водяного пара раскаленным железом. Таким образом, ученые смогли прийти к правильным выводам. Они установили, что «горючий воздух» не только входит в состав воды, но и может быть получен из нее.

В 1787 году Лавуазье выдвинул предположение, что исследуемый газ является простым веществом и, соответственно, относится к числу первичных химических элементов. Он назвал его hydrogene (от греческих слов hydor - вода + gennao - рождаю), т. е. «рождающий воду».

Русское название «водород» в 1824 году предложил химик М. Соловьев. Определение состава воды ознаменовало конец «теории флогистона». На стыке XVIII и XIX веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами прочих элементов) и его масса была принята за основную единицу сравнения атомных масс, получив значение, равное 1.

Физические свойства

Водород является легчайшим из всех известных науке веществ (он в 14,4 раз легче воздуха), его плотность составляет 0,0899 г/л (1 атм, 0 °С). Данный материал плавится (затвердевает) и кипит (сжижается), соответственно, при -259,1 °С и -252,8 °С (только гелий обладает более низкими t° кипения и плавления).

Критическая температура водорода крайне низка (-240 °С). По этой причине его сжижение - довольно сложный и затратный процесс. Критическое давление вещества - 12,8 кгс/см², а критическая плотность составляет 0,0312 г/см³. Среди всех газов водород имеет наибольшую теплопроводность: при 1 атм и 0 °С она равняется 0,174 вт/(мхК).

Удельная теплоемкость вещества в тех же условиях - 14,208 кДж/(кгхК) или 3,394 кал/(гх°С). Данный элемент слабо растворим в воде (около 0,0182 мл/г при 1 атм и 20 °С), но хорошо - в большинстве металлов (Ni, Pt, Pa и прочих), особенно в палладии (примерно 850 объемов на один объем Pd).

С последним свойством связана его способность диффундирования, при этом диффузия через углеродистый сплав (к примеру, сталь) может сопровождаться разрушением сплава из-за взаимодействия водорода с углеродом (этот процесс называется декарбонизация). В жидком состоянии вещество очень легкое (плотность - 0,0708 г/см³ при t° = -253 °С) и текучее (вязкость - 13,8 спуаз в тех же условиях).

Во многих соединениях этот элемент проявляет валентность +1 (степень окисления), подобно натрию и прочим щелочным металлам. Обычно он рассматривается в качестве аналога этих металлов. Соответственно он возглавляет I группу системы Менделеева. В гидридах металлов ион водорода проявляет отрицательный заряд (степень окисления при этом -1), то есть Na+H- имеет структуру, подобную хлориду Na+Cl-. В соответствии с этим и некоторыми другими фактами (близость физических свойств элемента «H» и галогенов, способность его замещения галогенами в органических соединениях) Hydrogene относят к VII группе системы Менделеева.

В обычных условиях молекулярный водород имеет низкую активность, непосредственно соединяясь только с самыми активными из неметаллов (с фтором и хлором, с последним - на свету). В свою очередь, при нагревании он взаимодействует со многими химическими элементами.

Атомарный водород имеет повышенную химическую активность (если сравнивать с молекулярным). С кислородом он образует воду по формуле:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

выделяя 285,937 кДж/моль тепла или 68,3174 ккал/моль (25 °С, 1 атм). В обычных температурных условиях реакция протекает довольно медленно, а при t° >= 550 °С - неконтролируемо. Пределы взрывоопасности смеси водород + кислород по объему составляют 4–94 % Н₂, а смеси водород + воздух - 4–74 % Н₂ (смесь из двух объемов Н₂ и одного объема О₂ называют гремучим газом).

Данный элемент используют для восстановления большинства металлов, так как он отнимает кислород у оксидов:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O и т. д.

С разными галогенами водород образует галогеноводороды, к примеру:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl.

Однако при реакции с фтором водород взрывается (это происходит и в темноте, при -252 °С), с бромом и хлором реагирует только при нагревании или освещении, а с йодом - исключительно при нагревании. При взаимодействии с азотом образуется аммиак, но лишь на катализаторе, при повышенных давлениях и температуре:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃.

При нагревании водород активно реагирует с серой:

Н₂ + S = H₂S (сероводород),

и значительно труднее - с теллуром или селеном. С чистым углеродом водород реагирует без катализатора, но при высоких температурах:

2Н₂ + С (аморфный) = СН₄ (метан).

Данное вещество непосредственно реагирует с некоторыми из металлов (щелочными, щелочноземельными и прочими), образуя гидриды, например:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Немаловажное практическое значение имеют взаимодействия водорода и оксида углерода (II). При этом в зависимости от давления, температуры и катализатора образуются разные органические соединения: НСНО, СН₃ОН и пр. Ненасыщенные углеводороды в процессе реакции переходят в насыщенные, к примеру:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Водород и его соединения играют в химии исключительную роль. Он обусловливает кислотные свойства т. н. протонных кислот, склонен образовывать с разными элементами водородную связь, оказывающую значительное влияние на свойства многих неорганических и органических соединений.

Получение водорода

Основными видами сырья для промышленного производства этого элемента являются газы нефтепереработки, природные горючие и коксовые газы. Его также получают из воды посредством электролиза (в местах с доступной электроэнергией). Одним из важнейших методов производства материала из природного газа считается каталитическое взаимодействие углеводородов, в основном метана, с водяным паром (т. н. конверсия). Например:

СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂.

Неполное окисление углеводородов кислородом:

СН₄ + ½О₂ = СО + 2Н₂.

Синтезированный оксид углерода (II) подвергается конверсии:

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂.

Водород, производимый из природного газа, является самым дешевым.

Для электролиза воды применяется постоянный ток, который пропускается через раствор NaOH или КОН (кислоты не используют во избежание коррозии аппаратуры). В лабораторных условиях материал получают электролизом воды или в результате реакции между соляной кислотой и цинком. Однако чаще применяют готовый заводской материал в баллонах.

Из газов нефтепереработки и коксового газа данный элемент выделяют путем удаления всех остальных компонентов газовой смеси, так как они легче сжижаются при глубоком охлаждении.

Промышленным образом этот материал стали получать еще в конце XVIII века. Тогда его использовали для наполнения воздушных шаров. На данный момент водород широко применяют в промышленности, главным образом - в химической, для производства аммиака.

Массовые потребители вещества - производители метилового и прочих спиртов, синтетического бензина и многих других продуктов. Их получают синтезом из оксида углерода (II) и водорода. Hydrogene используют для гидрогенизации тяжелого и твердого жидкого топлива, жиров и пр., для синтеза HCl, гидроочистки нефтепродуктов, а также в резке/сварке металлов. Важнейшими элементами для атомной энергетики являются его изотопы - тритий и дейтерий.

Биологическая роль водорода

Около 10 % массы живых организмов (в среднем) приходится на этот элемент. Он входит в состав воды и важнейших групп природных соединений, включая белки, нуклеиновые кислоты, липиды, углеводы. Для чего он служит?

Этот материал играет решающую роль: при поддержании пространственной структуры белков (четвертичной), в осуществлении принципа комплиментарности нуклеиновых кислот (т. е. в реализации и хранении генетической информации), вообще в «узнавании» на молекулярном уровне.

Ион водорода Н+ принимает участие в важных динамических реакциях/процессах в организме. В том числе: в биологическом окислении, которое обеспечивает живые клетки энергией, в реакциях биосинтеза, в фотосинтезе у растений, в бактериальном фотосинтезе и азотфиксации, в поддержании кислотно-щелочного баланса и гомеостаза, в мембранных процессах транспорта. Наряду с углеродом и кислородом он образует функциональную и структурную основы явлений жизни.

Самый распространенный элемент во вселенной - это водород. В веществе звезд он имеет вид ядер - протонов - и является материалом для термоядерных процессов. Почти половина массы Солнца также состоит из молекул H 2 . Содержание его в земной коре достигает 0,15 % , а атомы присутствуют в составе нефти, природного газа, воды. Вместе с кислородом, азотом и углеродом он является органогенным элементом, входящим в состав всех живых организмов на Земле. В нашей статье мы изучим физические и химические свойства водорода, определим основные области его применения в промышленности и значение в природе.

Положение в периодической системе химических элементов Менделеева

Первый элемент, открывающий периодическую систему - это водород. Его атомная масса составляет 1,0079. Имеет два стабильных (протий и дейтерий) и один радиоактивный изотоп (тритий). Физические свойства определяются местом неметалла в таблице химических элементов. В обычных условиях водород (формула его - H 2) представляет газ, который почти в 15 раз легче воздуха. Строение атома элемента уникально: он состоит только из ядра и одного электрона. Молекула вещества двухатомная, частицы в ней соединяются с помощью ковалентной неполярной связи. Ее энергоемкость достаточно велика - 431 кДж. Это объясняет невысокую химическую активность соединения в обычных условиях. Электронная формула водорода такова: H:H.

Вещество имеет еще целый ряд свойств, аналогов которым нет среди других неметаллов. Рассмотрим некоторые из них.

Растворимость и теплопроводность

Лучше всего проводят тепло металлы, но водород по теплопроводности приближается к ним. Объяснение феномена заключается в очень большой скорости теплового движения легких молекул вещества, поэтому в водородной атмосфере нагретый предмет остывает в 6 раз быстрее, чем на воздухе. Соединение может хорошо растворяться в металлах, например, почти 900 объемов водорода могут быть поглощены одним объемом палладия. Металлы могут вступать с H 2 в химические реакции, в которых проявляются окислительные свойства водорода. В этом случае образуются гидриды:

2Na + H 2 =2 NaH.

В этой реакции атомы элемента принимают электроны от частиц металла, превращаясь в анионы с единичным отрицательным зарядом. Простое вещество H 2 в данном случае является окислителем, что для него обычно не характерно.

Водород как восстановитель

Объединяет металлы и водород не только высокая теплопроводность, но и способность их атомов в химических процессах отдавать собственные электроны, то есть окисляться. Например, основные оксиды вступают в реакции с водородом. Окислительно-восстановительная реакция заканчивается выделением чистого металла и образованием молекул воды:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Взаимодействие вещества с кислородом при нагревании приводит также к получению молекул воды. Процесс является экзотермическим и сопровождается выделением большого количества тепловой энергии. Если газовая смесь H 2 и O 2 реагирует в соотношении 2:1, то ее называют так как при поджигании она взрывается:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Вода является и играет важнейшую роль в формировании гидросферы Земли, климата, погоды. Она обеспечивает круговорот элементов в природе, поддерживает все жизненные процессы организмов - обитателей нашей планеты.

Взаимодействие с неметаллами

Наиболее важные химические свойства водорода - это его реакции с неметаллическими элементами. При нормальных условиях достаточно химически инертны, поэтому вещество может реагировать только с галогенами, например с фтором или хлором, являющимися наиболее активными среди всех неметаллов. Так, смесь фтора и водорода взрывается в темноте или на холоде, а с хлором - при нагревании или на свету. Продуктами реакции будут галогеноводороды, водные растворы которых известны как фторидная и хлоридная кислоты. С взаимодействует при температуре 450-500 градусов, давлении 30-100 мПа и в присутствии катализатора:

N₂ + 3H₂ ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH₃.

Рассмотренные химические свойства водорода имеют большое значение для промышленности. Например, можно получить ценный химический продукт - аммиак. Он является основным сырьем для получения нитратной кислоты и азотных удобрений: карбамида, нитрата аммония.

Органические вещества

Между углеродом и водородом приводит к получению простейшего углеводорода - метана:

C + 2H 2 = CH 4.

Вещество является важнейшей составной частью природного и Они применяются в качестве ценного вида топлива и сырья для промышленности органического синтеза.

В химии соединений углерода элемент входит в состав огромного количества веществ: алканов, алкенов, углеводов, спиртов и т. д. Известно много реакций органических соединений с молекулами H 2 . Они носят общее название - гидрирование или гидрогенизация. Так, альдегиды можно восстановить водородом до спиртов, непредельные углеводороды - до алканов. Например, этилен превращается в этан:

C 2 H 4 + H 2 = C 2 H 6 .

Важное практическое значение имеют такие химические свойства водорода, как, например, гидрогенизация жидких масел: подсолнечного, кукурузного, рапсового. Она приводит к получению твердого жира - саломаса, который используют в производстве глицерина, мыла, стеарина, твердых сортов маргарина. Для улучшения внешнего вида и вкусовых качеств пищевого продукта в него добавляют молоко, животные жиры, сахар, витамины.

В нашей статье мы изучили свойства водорода и выяснили его роль в природе и жизни человека.

Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, то есть что может быть сырьём для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом - выделением из жидкого воздуха. Водород же практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током.

Основной промышленный способ получения водорода - реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре (легко убедиться, что при пропускании метана даже через кипящую воду никакой реакции не происходит):

СН 4 + 2Н 2 0 = CO 2 + 4Н 2 - 165 кДж

В лаборатории для получения простых веществ используют не обязательно природное сырьё, а выбирают те исходные вещества, из которых легче выделить необходимое вещество. Например, в лаборатории кислород не получают из воздуха. Это же относится и к получению водорода. Один из лабораторных способов получения водорода, который применяется иногда и в промышленности,- разложение воды электротоком.

Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой.

В промышленности

1.Электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Из природного газа.

Конверсияс водяным паром: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Каталитическое окисление кислородом: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Крекинг и реформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

В лаборатории

1.Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и соляную кислоту:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Взаимодействие кальция с водой:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Гидролиз гидридов:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Действие щелочей на цинк или алюминий:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Биореактор для производства водорода

Физические свойства

Газообразный водород может существовать в двух формах (модификациях) - в виде орто - и пара-водорода.

В молекуле ортоводорода (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) - противоположно друг другу (антипараллельны).

Разделить аллотропные формы водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно, что даёт возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм. Молекула водорода двухатомна - Н₂. При обычных условиях - это газ без цвета, запаха и вкуса. Водород - самый лёгкий газ, его плотность во много раз меньше плотности воздуха. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Химические свойства

Молекулы водорода Н₂ довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н 2 =2Н - 432 кДж Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н 2 = СаН 2 и с единственным неметаллом - фтором, образуя фтороводород: F 2 +H 2 =2HF С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении. Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, наприме: CuO + Н 2 = Cu + Н 2 0 Записанное уравнение отражает реакцию восстановления. Реакциями восстановления называются процессы, в результате которых от соединения отнимается кислород; вещества, отнимающие кислород, называются восстановителями (при этом они сами окисляются). Далее будет дано и другое определение понятиям «окисление» и «восстановление». А данное определение, исторически первое, сохраняет значение и в настоящее время, особенно в органической химии. Реакция восстановления противоположна реакции окисления. Обе эти реакции всегда протекают одновременно как один процесс: при окислении (восстановлении) одного вещества обязательно одновременно происходит восстановление (окисление) другого.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

С галогенами образует галогеноводороды :

F 2 + H 2 → 2 HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H 2 → CH 4

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

Водород образует с активными металлами гидриды :

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Гидриды - солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Гидрирование органических соединений

При действии водорода на ненасыщенные углеводороды в присутствии никелевого катализатора и повышенной температуре происходит реакция гидрирования :

CH 2 =CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Водород восстанавливает альдегиды до спиртов:

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Геохимия водорода

Водород - основной строительный материал вселенной. Это самый распространённый элемент, и все элементы образуются из него в результате термоядерных и ядерных реакций.

Свободный водород H 2 относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах.

В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и кристаллической воды.

В атмосфере водород непрерывно образуется в результате разложения воды солнечным излучением. Он мигрирует в верхние слои атмосферы и улетучивается в космос.

Применение

• Водородная энергетика

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

В пищевой промышленности водород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 , как упаковочный газ.

Особенности обращения

Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь - так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объёмном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближённо 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21%. Также водород пожароопасен. Жидкий водород при попадении на кожу может вызвать сильное обморожение.

Взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4% до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4% до 75(74) % объёмных.

Использование водорода

В химической промышленности водород используют при производстве аммиака, мыла и пластмасс. В пищевой промышленности с помощью водорода из жидких растительных масел делают маргарин. Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько ужасных катастроф, когда дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют газом гелием. Водород используют также в качестве ракетного топлива. Когда-нибудь водород, возможно, будут широко применять как топливо для легковых и грузовых автомобилей. Водородные двигатели не загрязняют окружающей среды и выделяют только водяной пар (правда, само получение водорода приводит к некоторому загрязнению окружающей среды). Наше Солнце в основном состоит из водорода. Солнечное тепло и свет - это результат выделения ядерной энергии при слиянии ядер водорода.

Использование водорода в качестве топлива (экономическая эффективность)

Важнейшей характеристикой веществ, используемых в качестве топлива, является их теплота сгорания. Из курса общей химии известно, что реакция взаимодействия водорода с кислородом происходит с выделением тепла. Если взять 1 моль H 2 (2 г) и 0,5 моль O 2 (16 г) при стандартных условиях и возбудить реакцию, то согласно уравнению

Н 2 + 0,5 О 2 = Н 2 О

после завершения реакции образуется 1 моль H 2 O (18 г) с выделением энергии 285,8 кДж/моль (для сравнения: теплота сгорания ацетилена составляет 1300 кДж/моль, пропана - 2200 кДж/моль). 1 м³ водорода весит 89,8 г (44,9 моль). Поэтому для получения 1 м³ водорода будет затрачено 12832,4 кДж энергии. С учётом того, что 1 кВт·ч = 3600 кДж, получим 3,56 кВт·ч электроэнергии. Зная тариф на 1 кВт·ч электричества и стоимость 1 м³ газа, можно делать вывод о целесообразности перехода на водородное топливо.

Например, экспериментальная модель Honda FCX 3 поколения с баком водорода 156 л (содержит 3,12 кг водорода под давлением 25 МПа) проезжает 355 км. Соответственно из 3,12 кг H2 получается 123,8 кВт·ч. На 100 км расход энергии составит 36,97 кВт·ч. Зная стоимость электроэнергии, стоимость газа или бензина, их расход для автомобиля на 100 км легко подсчитать отрицательный экономический эффект перехода автомобилей на водородное топливо. Скажем (Россия 2008), 10 центов за кВт·ч электроэнергии приводят к тому, что 1 м³ водорода приводят к цене 35,6 цента, а с учётом КПД разложения воды 40-45 центов, такое же количество кВт·ч от сжигания бензина стоит 12832,4кДж/42000кДж/0,7кг/л*80центов/л=34 цента по розничным ценам, тогда как для водорода мы высчитывали идеальный вариант, без учёта транспортировки, амортизации оборудования и т. д. Для метана с энергией сгорания около 39 МДж на м³ результат будет ниже в два-четыре раза из-за разницы в цене (1м³ для Украины стоит 179$, а для Европы 350$). То есть эквивалентное количество метана будет стоить 10-20 центов.

Однако не следует забывать того, что при сжигании водорода мы получаем чистую воду, из которой его и добыли. То есть имеем возобновляемый запасатель энергии без вреда для окружающей среды, в отличие от газа или бензина, которые являются первичными источниками энергии.

Php on line 377 Warning: require(http://www..php): failed to open stream: no suitable wrapper could be found in /hsphere/local/home/winexins/сайт/tab/vodorod.php on line 377 Fatal error: require(): Failed opening required "http://www..php" (include_path="..php on line 377

Водород занимает особое положение в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. По числу валентных электронов, способности образовывать в растворах гидратный ион H + он сходен со щелочными металлами, и его следует поместить в I группу. По числу электронов, необходимых для завершения внешней электронной оболочки, значению энергии ионизации, способности проявлять отрицательную степень окисления, малому атомному радиусу водород следует поместить в VII группу периодической системы. Таким образом, размещение водорода в той или иной группе периодической системы в значительной мере условно, но в большинстве случаев его помещают в VII группу.

Электронная формула водорода 1s 1 . Единственный валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. Простота электронной конфигурации водорода отнюдь не означает, что химические свойства этого элемента просты. Напротив, химия водорода во многом отличается от химии других элементов. Водород в своих соединениях способен проявлять степени окисления +1 и –1.

Существует большое количество методов получения водорода. В лаборатории его получают взаимодействием некоторых металлов с кислотами, например:

Водород можно получить электролизом водных растворов серной кислоты или щелочей. При этом происходит процесс выделения водорода на катоде и кислорода на аноде.

В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа.

Простое вещество водород (H 2) представляет собой горючий газ без цвета и запаха. Температура кипения –252,8 °C. Водород в 14,5 раз легче воздуха, мало растворим в воде.

Молекула водорода устойчива, обладает большой прочностью. Из-за высокой энергии диссоциации (435 кДж/моль) распад молекул H 2 на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре выше 2000 °C.

Для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, поэтому в химических реакциях водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. В тех случаях, когда водород выступает в качестве окислителя, он ведет себя подобно галогенам, образуя аналогичные галогенидам гидриды (гидридами называют группу химических соединений водорода с металлами и менее электроотрицательными, чем он, элементами):

По окислительной активности водород существенно уступает галогенам. Поэтому ионный характер проявляют лишь гидриды щелочных и щелочноземельных металлов. Ионные, а также комплексные гидриды, например, являются сильными восстановителями. Их широко используют в химических синтезах.

В большинстве реакций водород ведет себя как восстановитель. При нормальных условиях водород не взаимодействует с кислородом, однако при поджигании реакция протекает со взрывом:

Смесь двух объемов водорода с одним объемом кислорода называют гремучим газом. При контролируемом горении происходит выделение большого количества тепла, и температура водородно-кислородного пламени достигает 3000 °C.

Реакция с галогенами протекает, в зависимости от природы галогена, по-разному:

С фтором такая реакция идет со взрывом даже при низких температурах. С хлором на свету реакция также протекает со взрывом. С бромом реакция идет значительно медленнее, а с йодом не доходит до конца даже при высокой температуре. Механизм этих реакций радикальный.

При повышенной температуре водород взаимодействует с элементами VI группы - серой, селеном, теллуром, например:

Очень важной является реакция водорода с азотом. Эта реакция обратима. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака используют повышенное давление. В промышленности данный процесс осуществляют при температуре 450–500 °C в присутствии различных катализаторов:

Водород восстанавливает многие металлы из оксидов, например:

Данную реакцию используют для получения некоторых чистых металлов.

Огромную роль играют реакции гидрирования органических соединений, которые широко используют как в лабораторной практике, так и в промышленном органическом синтезе.

Сокращение природных источников углеводородного сырья, загрязнение окружающей среды продуктами сгорания топлива повышают интерес к водороду как к экологически чистому топливу. Вероятно, водород будет играть важную роль в энергетике будущего.

В настоящее время водород широко применяют в промышленности для синтеза аммиака, метанола, гидрогенизации твердого и жидкого топлива, в органическом синтезе, для сварки и резки металлов и т. д.

Вода H 2 O, оксид водорода, является важнейшим химическим соединением. При нормальных условиях вода - бесцветная жидкость, без запаха и вкуса. Вода - самое распространенное вещество на поверхности Земли. В человеческом организме содержится 63–68% воды.

Физические свойства воды во многом являются аномальными. При нормальном атмосферном давлении вода кипит при 100 °C. Температура замерзания чистой воды 0 °C. B отличие от других жидкостей плотность воды при охлаждении возрастает не монотонно, а имеет максимум при +4 °C. Теплоемкость воды очень высока и составляет 418 кДж/моль·K. Теплоемкость льда при 0 °C составляет 2,038 кДж/моль·K. Аномально высокой является теплота плавления льда. Электропроводность воды очень мала. Аномальные физические свойства воды объясняют ее строение. Валентный угол H–O–H равен 104,5°. Молекула воды представляет собой искаженный тетраэдр, в двух вершинах которого располагаются атомы водорода, а две другие заняты орбиталями неподеленных пар электронов атома кислорода, не участвующих в образовании химических связей.

Вода является стабильным соединением, ее разложение на кислород и водород происходит лишь под действием постоянного электрического тока или при температуре около 2000 °C:

Вода непосредственно взаимодействует с металлами, стоящими в ряду стандартных электронных потенциалов до водорода. Продуктами реакции в зависимости от природы металла могут быть соответствующие гидроксиды и оксиды. Скорость реакции в зависимости от природы металла также изменяется в широких пределах. Так, натрий вступает в реакцию водой уже при комнатной температуре, реакция сопровождается выделением большого количества тепла; железо реагирует с водой при температуре 800 °С: