Водород

В трудах химиков XVI-XVIII вв. упоминался «горючий» или «воспламеняемый воздух», который в сочетании с обычным давал взрывчатые смеси. Получали его, действуя на некоторые металлы (железо, цинк, олово) разбавленными растворами кислот – серной и соляной. Первым ученым, описавшим свойства этого газа, был Г.Кавендиш. Он определил его плотность и изучил горение на воздухе, однако приверженность теории флогистона помешала исследователю разобраться в сути происходящих процессов. Кавендиш принял «горючий воздух» (водород) за чистый флогистон – невидимую субстанцию, которую тела теряют при горении или при растворении в кислотах. Тогда металлы считали сложными веществами, содержащими флогистон, его-то они якобы и выделяют под действием кислоты.

Дальнейшее развитие химии показало ошибочность этой теории. Теперь общеизвестно, что водород входит в состав кислот, а металлы являются простыми веществами. Однако способ получения водорода, открытый в те времена, используется в лабораториях до сих пор. Для этого в аппарат Киппа загружают палочки, отлитые из цинка, и заливают 20-процентную серную кислоту:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

А.Л.Лавуазье в 1779 г. получил водород при разложении воды, пропуская ее пары через раскаленную докрасна железную трубку с железными опилками. При температуре красного каления железо вступает в реакцию с водяным паром, и  выделяется водород: 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

Аппарат Киппа

Лавуазье также доказал, что при взаимодействии «горючего воздуха» с кислородом образуется вода, причем газы реагируют в объемном соотношении 2:1. Это позволило ученому определить состав воды – Н2О. Название элемента – Hydrogenium – Лавуазье и его коллеги образовали от греческих слов «гидор» — «вода» и «геннао» — «рождаю». Русское слово «водород», т.е. «рождающий воду», является точным переводом латинского названия.

Водород относится к числу наиболее распространенных химических элементов. В земной коре он встречается почти исключительно в виде соединений: входит в состав нефти, природного газа, каменного угля, некоторых минералов. В свободном состоянии он обнаружен в незначительном количестве в вулканических газах, а также среди продуктов разложения органических веществ микроорганизмами. Но конечно, самое известное соединение водорода – это его оксид, вода. По оценкам ученых, на Земле 1,4∙1018 т поверхностных вод, и еще около 1,3∙1013т – в виде пара в атмосфере. Обширны также запасы подземных вод.

Кроме того, водород самый распространенный элемент во Вселенной. Энергия, излучаемая Солнцем и другими звездами, выделяется в результате ядерных реакций с участием его ядер.

Элемент образует несколько изотопов: наряду с обычным водородом с относительной атомной массой 1 (его называют протием, 1Н), на Земле встречаются два тяжелых изотопа – дейтерий(2Н или D) и тритий (3Н или Т). Содержание дейтерия в природном водороде очень незначительно: лишь один из 100 тыс. атомов водорода является атом дейтерия. Этот изотоп был выделен в 1931 г. при испарении жидкого водорода. Радиоактивного трития еще меньше – примерно один атом на каждые 1018 атомов 1Н. Недавно зафиксировано образование сверхтяжелых изотопов водорода – 4Н и 5Н.

Водород – бесцветный газ без вкуса и запаха, слаборастворимый в воде. Он в 14,5 раз легче воздуха – самый легкий из газов. Поэтому водородом раньше наполняли аэростаты и дирижабли.

При температуре -253оС  водород сжижается. Эта бесцветная жидкость – самая лёгкая из всех известных. При – 259оС  жидкий водород замерзает, превращаясь в бесцветные кристаллы. Как полагают некоторые исследователи, при высоких давлениях удастся сжать водород до такой степени, что он превратится в металл – приобретет металлический блеск и электропроводность (недаром этот элемент расположен в одной подгруппе с щелочными металлами). Но пока попытки получить металлический водород не увенчались успехом.

Молекулы Н2 настолько малы, что способны легко проходить не только через мелкие поры, но и сквозь металлы. Некоторые из них, например никель и палладий, могут поглощать большое количество водорода и удерживать его в атомарном виде в пустотах кристаллической решетки. Нагретая до 250оС  палладиевая фольга свободно пропускает водород: этим пользуются для тщательной очистки его от других газов.

Подобно Н2, дейтерий при нормальных условиях – газ, состоящий из молекул D2. Однако по сравнению с обычным водородом он имеет более высокую температуру кипения (-249оС ).

Тяжелая вода – оксид дейтерия D2O – внешне очень похожа на обычную воду, а по свойствам несколько отличается от нее. Так, при атмосферном давлении D2O закипает при 101,4оС , имеет более высокую плотность и менее летуча. Многие реакции в тяжелой воде протекают медленнее, чем в обычной, и это используется для изучения их механизма. Основной же потребитель тяжелой воды – ядерная техника, где она применяется как замедлитель нейтронов.

Химические свойства водорода

Горение водорода

В химических реакциях водород может быть как восстановителем (что для него более характерно), так и окислителем.

  1. Реакции с простыми веществами

Водород взаимодействует как восстановитель:

а) с кислородом:

2H2 + O2 = 2H2O

Смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 при поджигании взрывается (так называемый «гремучий газ»);

б) с серой при нагревании:

H2 + S = H2S

в) с хлором при поджигании и облучении смеси газов УФ-светом:

H2 + Cl2 = 2HCl

г) с фтором при обычных условиях:

H2 + F2 = 2HF

д) с азотом при повышенном давлении и нагревании в присутствии катализаторов(реакция необратима):

3H2 + N2 = 2NH3

Как окислитель водород взаимодействует только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами. В результате образуются гидриды металлов, представляющие собой солеобразные ионные соединения, которые содержат гидрид-ионы Н:

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H2 = CaH2

Гидриды металлов – нестойкие кристаллические вещества белого цвета. Они являются сильными восстановителями, так как степень окисления – 1 малохарактерна для водорода. Так, при действии воды гидриды разлагаются, восстанавливая при этом воду до водорода:

CaH2 + 2H2O = 2H2 + Ca(OH)2

  1. Реакции со сложными веществами

а) При высокой температуре водород может восстанавливать большинство оксидов металлов; например:

CuO + H2 = Cu + H2O

б) При взаимодействии водорода с оксидом углерода (II) можно получить метиловый спирт СН3ОН:

2H2 + CO = CH3OH

в) Водород способен присоединяться ко многим органическим молекулам. Такие реакции называются гидрированием и будут подробно рассмотрены в разделе «Органическая химия».

Получение водорода

Существует достаточно много способов получения водорода. Рассмотрим наиболее широко используемые лабораторные (первые три) и промышленные способы.

  1. Взаимодействие металлов, находящихся в ряду напряжений до водорода, с кислотами-неокислителями (HCl, разб. H2SO4). Например:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

  1. Взаимодействие металлов, образующих амфотерные оксиды и гидроксиды (Al, Zn и др.), с растворами щелочей; например:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

  1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой; например:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

  1. Электролиз разбавленных растворов щелочей, серной кислоты, хлоридов щелочных металлов; например:

2NaCl + 2H2O = H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH

  1. Восстановление водяного пара такими металлами, как магний, цинк, железо; например:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

  1. Восстановление водяного пара раскаленным коксом (углеродом):

C + H2O = CO + H2

  1. В настоящее время в промышленности водород получают главным образом из природного газа, основным компонентом которого является метан СН4. Реакция, протекающая при смешивании природного газа с водяным паром и кислородом и нагревании этой смеси до 800 – 900оС , может быть выражена следующим уравнением:

2CH4 + O2 + 2H2O = 2CO2 + 6H2

Применение водорода

В химической промышленности водород служит сырьем для получения аммиака NH3, хлороводорода НСl, метанола СН3ОН и других органических веществ. В пищевой промышленности водород используют для выработки твердых жиров путем гидрогенизации растительных масел. В металлургии водород используется для восстановления некоторых цветных металлов из их оксидов. Как уже отмечалось выше, водород – очень легкий газ, поэтому им заполняют воздушные шары, зонды и другие летательные аппараты. Высокая экзотермичность реакции горения водорода в кислороде обусловливает использование «водородной» горелки для сварки и резки металлов (температура водородного пламени достигает 2600оС ). Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива.

В последние годы все больше внимание уделяется водородной энергетике, т.е. использованию водорода в качестве топлива, в частности для двигателей внутреннего сгорания. Это представляет особый интерес с экологической точки зрения, так как при горении водорода в выделяющихся газах не содержится вредных веществ (продукт горения – вода!).

Пероксид водорода (Н2О2)

Пероксид водорода представляет собой бесцветную жидкость с  tпл = — 0,41оС  и tкип = 150,2оС . В чистом виде пероксид водорода очень взрывоопасен. В лаборатории и в быту обычно используют 30%-й водный раствор Н2О2 (пергидроль) или 3%-й раствор.

Раствор пероксида водорода имеет кислую реакцию среды, что обусловлено диссоциацией его молекул по типу слабой кислоты:

Н2О2 ⇄ Н+ + НО2

Как кислота пероксид водорода взаимодействует с основаниями:

Н2О2 + Ва(ОН)2 = ВаО2 + 2Н2О

Некоторые пероксиды металлов, например Na2O2, BaO2, можно рассматривать как соли слабой кислоты пероксида водорода. Из них можно получать Н2О2 действием  более сильных кислот:

BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2

Графическая формула пероксида водорода: Н – О – О – Н. «Пероксидный мостик» из двух атомов кислорода обусловливает неустойчивость молекулы. При хранении на свету, нагревании, в присутствии катализатора пероксид водорода разлагается на воду и кислород:

2О2 = 2Н2О + О2

Данная реакция относится к типу реакций диспропорционирования. Способность пероксида водорода к самоокислению-самовосстановлению объясняется тем, что атомы кислорода в его молекуле находятся в промежуточной степени окисления – 1. Этим же обусловлено участие Н2О2 в различных реакциях в роли окислителя или в роли восстановителя. В реакциях с типичными восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя и восстанавливается до воды или гидроксид-ионов; например:

H2O2 + KNO2 = KNO3 + H2O

H2O2 + 2KI = I2 + 2KOH

При взаимодействии с сильными окислителями Н2О2 проявляет восстановительные свойства и окисляется до свободного кислорода; например:

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2↑ + K2SO4 + 8H2O

Пероксид водорода применяют как дезинфицирующее средство в медицине для полосканий, промываний и как кровоостанавливающее средство в виде 3%-ного раствора.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водород»  Водород.docx (20 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водород и Вселенная»  Водород-и-Вселенная.docx (15 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Вода»  Вода.docx (14 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водородная связь»  Водородная-связь.docx (18 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Вода и ее свойства»  Вода-и-её-свойства.docx (14 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водные ресурсы»  ВОДНЫЕ-РЕСУРСЫ.docx (13 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *