Wodór w reakcji z wodór wykazuje właściwości utleniające. Oddziaływanie halogenów z substancjami prostymi

Wykład 29

Wodór. Woda

Plan wykładu:

Woda. Właściwości chemiczne i fizyczne

Rola wodoru i wody w przyrodzie

Wodór jako pierwiastek chemiczny

Wodór jest jedynym pierwiastkiem w układzie okresowym D. I. Mendelejewa, którego lokalizacja jest niejednoznaczna. Jego symbol chemiczny w układzie okresowym jest zapisany dwukrotnie: w obu grupach IA i VIIA. Wyjaśnia to fakt, że wodór ma szereg właściwości, które łączą go zarówno z metalami alkalicznymi, jak i halogenami (Tabela 14).

Tabela 14

Porównanie właściwości wodoru z właściwościami metali alkalicznych i halogenów

W przyrodzie wodór występuje w postaci trzech izotopów o liczbach masowych 1, 2 i 3: protu 1 1 H, deuteru 2 1 D i trytu 3 1 T. Pierwsze dwa to izotopy stabilne, a trzeci radioaktywny. W naturalnej mieszaninie izotopów dominuje protium. Stosunki ilościowe między izotopami H:D:T wynoszą 1:1,46 10-5:4,00 10-15.

Związki izotopów wodoru różnią się między sobą właściwościami. Na przykład temperatury wrzenia i zamarzania lekkiej wody protowej (H 2 O) wynoszą odpowiednio - 100 o C i 0 o C, a deuteru (D 2 O) - 101,4 o C i 3,8 o C. Reakcja wskaźnik z udziałem wody lekkiej jest wyższy niż wody ciężkiej.

Wodór jest najbardziej powszechnym pierwiastkiem we Wszechświecie – stanowi około 75% masy Wszechświata lub ponad 90% wszystkich jego atomów. Wodór wchodzi w skład wody w jej najważniejszej powłoce geologicznej Ziemi - hydrosferze.

Wodór wraz z węglem tworzy wszystkie substancje organiczne, czyli jest częścią żywej skorupy Ziemi - biosfery. W skorupie ziemskiej - litosferze - zawartość masy wodoru wynosi zaledwie 0,88%, czyli zajmuje 9. miejsce wśród wszystkich pierwiastków. Powłoka powietrzna Ziemi – atmosfera zawiera mniej niż jedną milionową całkowitej objętości przypadającej na cząsteczkowy wodór. Występuje tylko w górnych warstwach atmosfery.

Otrzymywanie i wykorzystanie wodoru

Wodór po raz pierwszy uzyskał w XVI wieku średniowieczny lekarz i alchemik Paracelsus, kiedy żelazną płytkę zanurzono w kwasie siarkowym, a w 1766 roku angielski chemik Henry Cavendish udowodnił, że wodór otrzymuje się nie tylko przez oddziaływanie żelaza z kwasem siarkowym , ale także innych metali z innymi kwasami. Cavendish po raz pierwszy opisał również właściwości wodoru.

W laboratorium uzyskuje się warunki wodorowe:

1. Interakcja metali z kwasem:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2. Oddziaływanie metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych z wodą

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

W przemysł wodór jest wytwarzany w następujący sposób:

1. Elektroliza wodnych roztworów soli, kwasów i zasad. Najczęściej stosowanym roztworem soli jest:

2NaCl + 2H2O → el. obecny H2 + Cl2 + NaOH

2. Odzysk pary wodnej przez rozżarzony koks:

C + H 2 O → t CO + H 2

Powstała mieszanina tlenku węgla i wodoru to tzw gaz wodny (gaz syntezowy), i jest szeroko stosowany do syntezy różnych produktów chemicznych (amoniak, metanol itp.). Aby uwolnić wodór z gazu wodnego, tlenek węgla jest przekształcany w dwutlenek węgla po podgrzaniu z parą wodną:

CO + H 2 → t CO 2 + H 2

3. Ogrzewanie metanem w obecności pary wodnej i tlenu. Ta metoda jest obecnie główna:

2CH 4 + O 2 + 2H 2 O → t 2CO 2 + 6H 2

Wodór jest szeroko stosowany do:

1. przemysłowa synteza amoniaku i chlorowodoru;

2. otrzymywanie metanolu i syntetycznego paliwa płynnego w ramach gazu syntezowego (2 objętości wodoru i 1 objętość CO);

3. hydrorafinacji i hydrokrakingu frakcji olejowych;

4. uwodornianie płynnych tłuszczów;

5. cięcie i spawanie metali;

6. otrzymywanie wolframu, molibdenu i renu z ich tlenków;

7. silniki kosmiczne jako paliwo.

8. Reaktory termojądrowe wykorzystują jako paliwo izotopy wodoru.

Właściwości fizyczne i chemiczne wodoru

Wodór jest bezbarwnym, pozbawionym smaku i zapachu gazem. Gęstość w n.o. 0,09 g/l (14 razy lżejsza od powietrza). Wodór jest słabo rozpuszczalny w wodzie (tylko 2 objętości gazu na 100 objętości wody), ale jest dobrze wchłaniany przez d-metale - nikiel, platynę, pallad (do 900 objętości wodoru rozpuszcza się w jednej objętości palladu).

W reakcjach chemicznych wodór wykazuje zarówno właściwości redukujące, jak i utleniające. Najczęściej wodór działa jako środek redukujący.

1. Oddziaływanie z niemetalami. Wodór tworzy lotne związki wodorowe z niemetalami (patrz wykład 25).

Z halogenami szybkość reakcji i warunki przepływu zmieniają się z fluoru na jod: wodór reaguje z fluorem wybuchem nawet w ciemności, z chlorem reakcja przebiega dość spokojnie przy niewielkiej ekspozycji na światło, z bromem i jodem reakcje są odwracalne i zachodzą tylko po podgrzaniu:

H 2 + F 2 → 2HF

H2 + Cl2 → hν 2HCl

H 2 + ja 2 → t 2HI

Z tlenem a wodór siarkowy reaguje z lekkim ogrzewaniem. Nazywa się mieszanina tlenu i wodoru w stosunku 1:2 wybuchowy gaz:

H 2 + O 2 → t H 2 O

H 2 + S → t H 2 S

Z azotem, fosforem i węglem reakcja zachodzi przy ogrzewaniu, podwyższonym ciśnieniu iw obecności katalizatora. Reakcje są odwracalne:

3H 2 + N 2 → kat., p, t2NH 3

2H 2 + 3P → kat., p, t3PH 3

H 2 + C → kat., p, t CH 4

2. Interakcja z substancjami złożonymi. W wysokich temperaturach wodór redukuje metale z ich tlenków:

CuO + H2 → tCu + H2O

3. Na oddziaływanie z metalami alkalicznymi i metalami ziem alkalicznych wodór wykazuje właściwości utleniające:

2Na + H2 → 2NaH

Ca + H2 → CaH2

4. Interakcja z substancjami organicznymi. Wodór aktywnie oddziałuje z wieloma substancjami organicznymi, takie reakcje nazywane są reakcjami uwodornienia. Podobne reakcje zostaną omówione bardziej szczegółowo w części III zbioru „Chemia organiczna”.

Wodór H jest pierwiastkiem chemicznym, jednym z najbardziej powszechnych w naszym Wszechświecie. Masa wodoru jako pierwiastka w składzie substancji wynosi 75% całkowitej zawartości atomów innego typu. Zalicza się do najważniejszego i najważniejszego związku na planecie - wody. Charakterystyczną cechą wodoru jest również to, że jest pierwszym pierwiastkiem w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa.

Odkrywanie i eksploracja

Pierwsze wzmianki o wodorze w pismach Paracelsusa pochodzą z XVI wieku. Ale jego wyodrębnienie z mieszaniny gazów z powietrzem i badanie właściwości palnych zostały wykonane już w XVII wieku przez naukowca Lemery'ego. Wodór został dokładnie zbadany przez angielskiego chemika, fizyka i przyrodnika, który doświadczalnie udowodnił, że masa wodoru jest najmniejsza w porównaniu z innymi gazami. W kolejnych etapach rozwoju nauki współpracowało z nim wielu naukowców, w szczególności Lavoisier, który nazwał go „rodzeniem wody”.

Charakterystyka według stanowiska w PSCE

Pierwiastkiem otwierającym układ okresowy D. I. Mendelejewa jest wodór. Własności fizyczne i chemiczne atomu wykazują pewną dwoistość, ponieważ wodór jest jednocześnie przypisany do pierwszej grupy, głównej podgrupy, jeśli zachowuje się jak metal i oddaje pojedynczy elektron w procesie reakcji chemicznej, oraz do po siódme - w przypadku całkowitego wypełnienia powłoki walencyjnej, czyli odbioru cząstki ujemnej, co charakteryzuje ją jako podobną do halogenów.

Cechy struktury elektronowej elementu

Właściwości złożonych substancji, w których jest zawarty, oraz najprostszej substancji H 2 są określone przede wszystkim przez konfigurację elektronową wodoru. Cząstka ma jeden elektron o Z= (-1), który obraca się po swojej orbicie wokół jądra, zawierający jeden proton o jednostkowej masie i ładunku dodatnim (+1). Jego konfiguracja elektronowa jest zapisana jako 1s 1, co oznacza obecność jednej cząstki ujemnej w pierwszym i jedynym s-orbicie dla wodoru.

Kiedy elektron jest odłączony lub oddany, a atom tego pierwiastka ma taką właściwość, że jest powiązany z metalami, otrzymuje się kation. W rzeczywistości jon wodoru jest dodatnią cząstką elementarną. Dlatego wodór pozbawiony elektronu nazywa się po prostu protonem.

Właściwości fizyczne

Krótko opisując wodór, jest to bezbarwny, słabo rozpuszczalny gaz o względnej masie atomowej 2, 14,5 razy lżejszej od powietrza, o temperaturze skraplania -252,8 stopni Celsjusza.

Łatwo zauważyć z doświadczenia, że ​​H2 jest najlżejszy. Aby to zrobić, wystarczy napełnić trzy kulki różnymi substancjami - wodorem, dwutlenkiem węgla, zwykłym powietrzem - i jednocześnie puścić je z dłoni. Ta wypełniona CO 2 dotrze do ziemi szybciej niż ktokolwiek inny, po czym spadnie napompowana mieszanką powietrza, a ta zawierająca H 2 wzniesie się pod sufit.

Mała masa i rozmiar cząstek wodoru uzasadniają jego zdolność do przenikania przez różne substancje. Na przykładzie tej samej piłki łatwo to sprawdzić, za kilka dni sama się opróżni, ponieważ gaz po prostu przejdzie przez gumę. Ponadto wodór może gromadzić się w strukturze niektórych metali (palladu lub platyny) i odparowywać z niego wraz ze wzrostem temperatury.

Właściwość małej rozpuszczalności wodoru jest wykorzystywana w praktyce laboratoryjnej do izolowania go metodą wypierania wodoru (poniższa tabela zawiera główne parametry) określa zakres jego zastosowania i metody wytwarzania.

Skład izotopowy

Podobnie jak wielu innych przedstawicieli układu okresowego pierwiastków chemicznych, wodór ma kilka naturalnych izotopów, to znaczy atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze, ale różnej liczbie neutronów - cząstek o zerowym ładunku i jednostkowej masie. Przykładami atomów, które mają podobne właściwości, są tlen, węgiel, chlor, brom i inne, w tym radioaktywne.

Fizyczne właściwości wodoru 1H, najpowszechniejszego z przedstawicieli tej grupy, znacznie różnią się od tych samych cech jego odpowiedników. W szczególności różnią się właściwościami substancji, w których są zawarte. Jest więc woda zwykła i deuterowana, zawierająca w swoim składzie zamiast atomu wodoru z pojedynczym protonem deuter 2H - jego izotop z dwiema cząstkami elementarnymi: dodatnią i nienaładowaną. Izotop ten jest dwa razy cięższy od zwykłego wodoru, co wyjaśnia zasadniczą różnicę we właściwościach związków, które tworzą. W naturze deuter występuje 3200 razy rzadziej niż wodór. Trzecim przedstawicielem jest tryt 3H, w jądrze ma dwa neutrony i jeden proton.

Metody pozyskiwania i izolowania

Metody laboratoryjne i przemysłowe są bardzo różne. Tak więc w małych ilościach gaz otrzymuje się głównie w reakcjach, w których biorą udział minerały, a produkcja na dużą skalę wykorzystuje w większym stopniu syntezę organiczną.

W laboratorium stosuje się następujące interakcje chemiczne:

W interesie przemysłowym gaz otrzymuje się takimi metodami jak:

1. Termiczny rozkład metanu w obecności katalizatora na jego składowe proste substancje (350 stopni osiąga wartość takiego wskaźnika jak temperatura) - wodór H 2 i węgiel C.
2. Przepuszczanie wody w postaci pary przez koks o temperaturze 1000 stopni Celsjusza z wytworzeniem dwutlenku węgla CO 2 i H 2 (najbardziej powszechna metoda).
3. Konwersja gazowego metanu na katalizatorze niklowym w temperaturze dochodzącej do 800 stopni.
4. Wodór jest produktem ubocznym elektrolizy wodnych roztworów chlorków potasu lub sodu.

Interakcje chemiczne: przepisy ogólne

Fizyczne właściwości wodoru w dużej mierze wyjaśniają jego zachowanie w procesach reakcji z jednym lub drugim związkiem. Wartościowość wodoru wynosi 1, ponieważ znajduje się on w pierwszej grupie układu okresowego, a stopień utlenienia wskazuje inny. We wszystkich związkach, z wyjątkiem wodorków, wodór in so = (1+), w cząsteczkach takich jak XH, XH 2, XH 3 - (1-).

Cząsteczka gazowego wodoru, utworzona przez utworzenie uogólnionej pary elektronów, składa się z dwóch atomów i jest dość stabilna energetycznie, dlatego w normalnych warunkach jest nieco obojętna i wchodzi w reakcje, gdy zmieniają się normalne warunki. W zależności od stopnia utlenienia wodoru w składzie innych substancji może on pełnić zarówno funkcję utleniacza, jak i środka redukującego.

Substancje, z którymi reaguje i tworzy się wodór

Interakcje pierwiastków tworzące złożone substancje (często w podwyższonych temperaturach):

1. Metal alkaliczny i metal ziem alkalicznych + wodór = wodorek.
2. Halogen + H 2 = halogenowodór.
3. Siarka + wodór = siarkowodór.
4. Tlen + H 2 = woda.
5. Węgiel + wodór = metan.
6. Azot + H 2 = amoniak.

Interakcje z substancjami złożonymi:

1. Otrzymywanie gazu syntezowego z tlenku węgla i wodoru.
2. Odzyskiwanie metali z ich tlenków za pomocą H 2 .
3. Nasycenie wodorem nienasyconych węglowodorów alifatycznych.

wiązanie wodorowe

Fizyczne właściwości wodoru są takie, że w połączeniu z pierwiastkiem elektroujemnym umożliwia mu tworzenie specjalnego rodzaju wiązania z tym samym atomem z sąsiednich cząsteczek, które mają nieudostępnione pary elektronów (na przykład tlen, azot i fluor). Najwyraźniejszym przykładem, na którym lepiej rozważyć takie zjawisko, jest woda. Można powiedzieć, że jest zszyta wiązaniami wodorowymi, które są słabsze niż kowalencyjne czy jonowe, ale ze względu na to, że jest ich dużo, mają one znaczący wpływ na właściwości substancji. Zasadniczo wiązanie wodorowe jest oddziaływaniem elektrostatycznym, które wiąże cząsteczki wody w dimery i polimery, powodując jej wysoką temperaturę wrzenia.

Wodór w składzie związków mineralnych

Wszystkie zawierają proton - kation atomu, taki jak wodór. Substancja, której reszta kwasowa ma stopień utlenienia większy niż (-1), nazywana jest związkiem wielozasadowym. Zawiera kilka atomów wodoru, co powoduje, że dysocjacja w roztworach wodnych jest wieloetapowa. Każdy kolejny proton odrywa się od reszty kwasu coraz trudniej. Na podstawie ilościowej zawartości wodorów w pożywce określa się jej kwasowość.

Zastosowanie w działalności człowieka

Butle z substancją, a także pojemniki z innymi skroplonymi gazami, takimi jak tlen, mają specyficzny wygląd. Są pomalowane na ciemnozielono z jasnoczerwonym napisem „Hydrogen”. Gaz jest pompowany do cylindra pod ciśnieniem około 150 atmosfer. Fizyczne właściwości wodoru, w szczególności lekkość stanu skupienia w stanie gazowym, wykorzystywane są do napełniania balonów, balonów itp. zmieszanych z helem.

Wodór, którego właściwości fizyczne i chemiczne ludzie nauczyli się wykorzystywać wiele lat temu, jest obecnie wykorzystywany w wielu gałęziach przemysłu. Większość trafia do produkcji amoniaku. Również wodór bierze udział (hafn, german, gal, krzem, molibden, wolfram, cyrkon i inne) z tlenków, działając w reakcji jako środek redukujący, cyjanowodorowy i chlorowodorowy, a także sztuczne paliwo płynne. Przemysł spożywczy wykorzystuje go do przekształcania olejów roślinnych w tłuszcze stałe.

Określiliśmy właściwości chemiczne i zastosowanie wodoru w różnych procesach uwodorniania i uwodorniania tłuszczów, węgli, węglowodorów, olejów i oleju opałowego. Za jego pomocą wytwarzane są kamienie szlachetne, żarówki, wyroby metalowe są kute i spawane pod wpływem płomienia tlenowo-wodorowego.

Przyjrzyjmy się, czym jest wodór. Właściwości chemiczne i wytwarzanie tego niemetalu są badane na lekcjach chemii nieorganicznej w szkole. To właśnie ten element kieruje układem okresowym Mendelejewa i dlatego zasługuje na szczegółowy opis.

Krótka informacja o otwieraniu elementu

Zanim rozważymy fizyczne i chemiczne właściwości wodoru, dowiedzmy się, jak znaleziono ten ważny pierwiastek.

Chemicy, którzy pracowali w XVI i XVII wieku, wielokrotnie wspominali w swoich pismach o palnym gazie, który uwalnia się, gdy kwasy są wystawione na działanie aktywnych metali. W drugiej połowie XVIII wieku G. Cavendish zdołał zebrać i przeanalizować ten gaz, nadając mu nazwę „gaz palny”.

Fizyczne i chemiczne właściwości wodoru w tamtym czasie nie były badane. Dopiero pod koniec XVIII wieku A. Lavoisier zdołał ustalić na podstawie analizy, że gaz ten można uzyskać analizując wodę. Nieco później zaczął nazywać nowy pierwiastek wodorem, co oznacza „rodzenie wody”. Wodór zawdzięcza swoją współczesną rosyjską nazwę M.F. Sołowjowowi.

Będąc w naturze

Właściwości chemiczne wodoru można analizować jedynie na podstawie jego obfitości w przyrodzie. Pierwiastek ten występuje w hydro- i litosferze, a także wchodzi w skład minerałów: gazu ziemnego i towarzyszącego, torfu, ropy naftowej, węgla, łupków bitumicznych. Trudno sobie wyobrazić osobę dorosłą, która nie wiedziałaby, że wodór jest integralną częścią wody.

Ponadto ten niemetal występuje w organizmach zwierzęcych w postaci kwasów nukleinowych, białek, węglowodanów i tłuszczów. Na naszej planecie pierwiastek ten występuje w postaci wolnej dość rzadko, być może jedynie w gazie naturalnym i wulkanicznym.

W postaci plazmy wodór stanowi około połowy masy gwiazd i Słońca, a także jest częścią gazu międzygwiazdowego. Na przykład w postaci wolnej, a także w postaci metanu, amoniaku, ten niemetal występuje w kometach, a nawet na niektórych planetach.

Właściwości fizyczne

Zanim rozważymy właściwości chemiczne wodoru, zauważamy, że w normalnych warunkach jest to substancja gazowa lżejsza od powietrza, mająca kilka form izotopowych. Jest prawie nierozpuszczalny w wodzie i ma wysoką przewodność cieplną. Protium, którego liczba masowa wynosi 1, jest uważane za jego najlżejszą formę. Tryt, który ma właściwości radioaktywne, powstaje w naturze z azotu atmosferycznego, gdy neurony wystawiają go na działanie promieni UV.

Cechy struktury cząsteczki

Aby rozważyć właściwości chemiczne wodoru, charakterystyczne dla niego reakcje, zastanówmy się nad cechami jego struktury. Ta dwuatomowa cząsteczka ma kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne. Tworzenie wodoru atomowego jest możliwe, gdy aktywne metale oddziałują z roztworami kwasów. Ale w tej formie ten niemetal może istnieć tylko przez nieznaczny okres czasu, prawie natychmiast rekombinuje w formę molekularną.

Właściwości chemiczne

Rozważ właściwości chemiczne wodoru. W większości związków, które tworzy ten pierwiastek chemiczny, wykazuje on stopień utlenienia +1, co upodabnia go do metali aktywnych (alkalicznych). Główne właściwości chemiczne wodoru, charakteryzujące go jako metal:

• interakcja z tlenem w celu wytworzenia wody;
• reakcja z halogenami, której towarzyszy tworzenie halogenowodoru;
• produkcja siarkowodoru w połączeniu z siarką.

Poniżej znajduje się równanie reakcji charakteryzujące właściwości chemiczne wodoru. Zwracamy uwagę, że jako niemetal (o stopniu utlenienia -1) działa tylko w reakcji z metalami aktywnymi, tworząc z nimi odpowiednie wodorki.

Wodór w zwykłej temperaturze nie oddziałuje aktywnie z innymi substancjami, dlatego większość reakcji przeprowadza się dopiero po podgrzaniu.

Przyjrzyjmy się bardziej szczegółowo niektórym interakcjom chemicznym pierwiastka, który kieruje układem okresowym pierwiastków chemicznych Mendelejewa.

Reakcji tworzenia wody towarzyszy uwolnienie 285,937 kJ energii. W podwyższonych temperaturach (powyżej 550 stopni Celsjusza) procesowi temu towarzyszy silna eksplozja.

Wśród tych właściwości chemicznych gazowego wodoru, które znalazły znaczące zastosowanie w przemyśle, interesujące jest jego oddziaływanie z tlenkami metali. Tlenki metali są przetwarzane przez katalityczne uwodornienie w nowoczesnym przemyśle, na przykład czysty metal jest izolowany z kamienia żelaznego (mieszany tlenek żelaza). Metoda ta pozwala na wydajną obróbkę złomu.

Synteza amoniaku, która obejmuje oddziaływanie wodoru z azotem atmosferycznym, jest również pożądana w nowoczesnym przemyśle chemicznym. Wśród warunków wystąpienia tej interakcji chemicznej odnotowujemy ciśnienie i temperaturę.

Wniosek

To wodór jest nieaktywną substancją chemiczną w normalnych warunkach. Wraz ze wzrostem temperatury jego aktywność znacznie wzrasta. Substancja ta jest poszukiwana w syntezie organicznej. Na przykład przez uwodornienie ketony można zredukować do alkoholi drugorzędowych, a aldehydy do alkoholi pierwszorzędowych. Ponadto, przez uwodornienie, nienasycone węglowodory z klas etylenu i acetylenu mogą zostać przekształcone w nasycone związki szeregu metanowego. Wodór jest słusznie uważany za prostą substancję pożądaną w nowoczesnej produkcji chemicznej.

W układzie okresowym wodór znajduje się w dwóch grupach pierwiastków, które mają absolutnie przeciwne właściwości. Ta cecha czyni go całkowicie wyjątkowym. Wodór to nie tylko pierwiastek czy substancja, ale także składnik wielu związków złożonych, pierwiastek organogenny i biogenny. Dlatego bardziej szczegółowo rozważamy jego właściwości i cechy.

Uwalnianie palnego gazu podczas interakcji metali i kwasów obserwowano już w XVI wieku, czyli podczas kształtowania się chemii jako nauki. Słynny angielski naukowiec Henry Cavendish badał tę substancję od 1766 roku i nadał jej nazwę „powietrze palne”. Podczas spalania gaz ten wytwarzał wodę. Niestety trzymanie się przez naukowca teorii flogistonu (hipotetycznej „materii nadsubtelnej”) uniemożliwiło mu dojście do właściwych wniosków.

Francuski chemik i przyrodnik A. Lavoisier wraz z inżynierem J. Meunierem i przy pomocy specjalnych gazometrów przeprowadził w 1783 r. syntezę wody, a następnie jej analizę poprzez rozkład pary wodnej rozpalonym do czerwoności żelazem. W ten sposób naukowcy byli w stanie dojść do właściwych wniosków. Odkryli, że „palne powietrze” jest nie tylko częścią wody, ale można ją również uzyskać.

W 1787 r. Lavoisier zasugerował, że badany gaz jest substancją prostą, a zatem należy do podstawowych pierwiastków chemicznych. Nazwał to hydrogene (od greckich słów hydor – woda + gennao – rodzę), czyli „rodzenie wody”.

Rosyjską nazwę „wodór” zaproponował w 1824 r. chemik M. Sołowjow. Określenie składu wody oznaczało koniec „teorii flogistonu”. Na przełomie XVIII i XIX wieku stwierdzono, że atom wodoru jest bardzo lekki (w porównaniu z atomami innych pierwiastków) i jego masę przyjęto jako główną jednostkę do porównywania mas atomowych, uzyskując wartość równą 1.

Właściwości fizyczne

Wodór jest najlżejszą ze wszystkich substancji znanych nauce (jest 14,4 razy lżejszy od powietrza), jego gęstość wynosi 0,0899 g/l (1 atm, 0°C). Materiał ten topi się (zestala) i wrze (upłynnia) odpowiednio w -259,1°C i -252,8°C (tylko hel ma niższą temperaturę wrzenia i topnienia t°).

Temperatura krytyczna wodoru jest bardzo niska (-240°C). Z tego powodu jego upłynnianie jest procesem dość skomplikowanym i kosztownym. Ciśnienie krytyczne substancji wynosi 12,8 kgf / cm², a gęstość krytyczna wynosi 0,0312 g / cm³. Spośród wszystkich gazów wodór ma najwyższą przewodność cieplną: przy 1 atm i 0 ° C wynosi 0,174 W / (mxK).

Ciepło właściwe substancji w tych samych warunkach wynosi 14,208 kJ / (kgxK) lub 3,394 cal / (gh ° C). Pierwiastek ten słabo rozpuszcza się w wodzie (około 0,0182 ml/g przy 1 atm i 20°C), ale dobrze - w większości metali (Ni, Pt, Pa i inne), zwłaszcza w palladzie (około 850 objętości na objętość Pd). .

Ta ostatnia właściwość jest związana z jego zdolnością do dyfuzji, podczas gdy dyfuzji przez stop węgla (na przykład stal) może towarzyszyć zniszczenie stopu w wyniku oddziaływania wodoru z węglem (proces ten nazywa się dekarbonizacją). W stanie ciekłym substancja jest bardzo lekka (gęstość - 0,0708 g / cm³ w t ° \u003d -253 ° C) i płynna (lepkość - 13,8 stopnia Celsjusza w tych samych warunkach).

W wielu związkach pierwiastek ten wykazuje wartościowość +1 (stopień utlenienia), podobnie jak sód i inne metale alkaliczne. Zwykle jest uważany za analog tych metali. W związku z tym kieruje I grupą systemu Mendelejewa. W wodorkach metali jon wodoru wykazuje ładunek ujemny (stopień utlenienia to -1), to znaczy Na + H- ma budowę podobną do chlorku Na + Cl-. Zgodnie z tym i kilkoma innymi faktami (bliskość właściwości fizycznych pierwiastka „H” i halogenów, możliwość zastąpienia go halogenami w związkach organicznych), wodór zalicza się do grupy VII układu Mendelejewa.

W normalnych warunkach wodór cząsteczkowy ma niską aktywność, bezpośrednio łącząc się tylko z najaktywniejszymi niemetalami (z fluorem i chlorem, z tym ostatnim - w świetle). Z kolei po podgrzaniu oddziałuje z wieloma pierwiastkami chemicznymi.

Wodór atomowy ma zwiększoną aktywność chemiczną (w porównaniu z wodorem cząsteczkowym). Z tlenem tworzy wodę zgodnie ze wzorem:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

uwalniając 285,937 kJ/mol ciepła lub 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). W normalnych warunkach temperaturowych reakcja przebiega raczej wolno, aw t ° >= 550 ° С jest niekontrolowana. Granice wybuchowości mieszaniny wodór + tlen objętościowo wynoszą 4–94% H₂, a mieszaniny wodór + powietrze 4–74% H₂ (mieszanina dwóch objętości H₂ i jednej objętości O₂ nazywana jest gazem wybuchowym).

Ten pierwiastek służy do redukcji większości metali, ponieważ pobiera tlen z tlenków:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H₂ = Cu + H₂O itd.

Z różnymi halogenami wodór tworzy halogenowodory, na przykład:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Jednak reagując z fluorem, wodór eksploduje (dzieje się to również w ciemności, w temperaturze -252 ° C), reaguje z bromem i chlorem tylko po podgrzaniu lub oświetleniu, a z jodem - tylko po podgrzaniu. Podczas interakcji z azotem powstaje amoniak, ale tylko na katalizatorze, przy podwyższonych ciśnieniach i temperaturach:

ZN₂ + N₂ = 2NH₃.

Po podgrzaniu wodór aktywnie reaguje z siarką:

H₂ + S = H₂S (siarkowodór),

i znacznie trudniejsze - z tellurem lub selenem. Wodór reaguje z czystym węglem bez katalizatora, ale w wysokich temperaturach:

2H2 + C (bezpostaciowy) = CH4 (metan).

Substancja ta bezpośrednio reaguje z niektórymi metalami (alkaliami, ziem alkalicznych i innymi), tworząc wodorki, np.:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Niemałe znaczenie praktyczne mają oddziaływania wodoru i tlenku węgla (II). W tym przypadku w zależności od ciśnienia, temperatury i katalizatora powstają różne związki organiczne: HCHO, CH₃OH itp. Węglowodory nienasycone podczas reakcji zamieniają się w nasycone, np.:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Wodór i jego związki odgrywają wyjątkową rolę w chemii. Decyduje o właściwościach kwasowych tzw. kwasy protonowe mają tendencję do tworzenia wiązań wodorowych z różnymi pierwiastkami, co ma znaczący wpływ na właściwości wielu związków nieorganicznych i organicznych.

Zdobywanie wodoru

Głównymi rodzajami surowców do przemysłowej produkcji tego pierwiastka są gazy rafineryjne, naturalne gazy palne i gazy koksownicze. Pozyskuje się go również z wody poprzez elektrolizę (w miejscach z przystępną cenowo energią elektryczną). Jedną z najważniejszych metod otrzymywania surowca z gazu ziemnego jest katalityczne oddziaływanie węglowodorów, głównie metanu, z parą wodną (tzw. konwersja). Na przykład:

CH₄ + H₂O = CO + ZH₂.

Niecałkowite utlenianie węglowodorów tlenem:

CH₄ + ½O₂ \u003d CO + 2H₂.

Zsyntetyzowany tlenek węgla (II) ulega konwersji:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Najtańszy jest wodór produkowany z gazu ziemnego.

Do elektrolizy wody stosuje się prąd stały, który przepuszcza się przez roztwór NaOH lub KOH (nie stosuje się kwasów, aby uniknąć korozji sprzętu). W warunkach laboratoryjnych materiał otrzymuje się w wyniku elektrolizy wody lub w wyniku reakcji kwasu solnego z cynkiem. Częściej jednak używano gotowego materiału fabrycznego w cylindrach.

Z gazów rafineryjnych i gazu koksowniczego pierwiastek ten jest izolowany poprzez usunięcie wszystkich pozostałych składników mieszaniny gazowej, ponieważ łatwiej ulegają one skropleniu podczas głębokiego chłodzenia.

Surowiec ten zaczęto pozyskiwać przemysłowo pod koniec XVIII wieku. Następnie używano go do napełniania balonów. Obecnie wodór jest szeroko stosowany w przemyśle, głównie chemicznym, do produkcji amoniaku.

Masowymi konsumentami tej substancji są producenci alkoholi metylowych i innych, benzyny syntetycznej i wielu innych produktów. Otrzymuje się je w drodze syntezy z tlenku węgla (II) i wodoru. Wodór jest stosowany do uwodorniania ciężkich i stałych paliw płynnych, tłuszczów itp., do syntezy HCl, hydrorafinacji produktów naftowych, a także przy cięciu/spawaniu metali. Najważniejszymi pierwiastkami dla energetyki jądrowej są jej izotopy - tryt i deuter.

Biologiczna rola wodoru

Około 10% masy organizmów żywych (średnio) spada na ten pierwiastek. Wchodzi w skład wody oraz najważniejszych grup związków naturalnych, w tym białek, kwasów nukleinowych, lipidów, węglowodanów. Do czego to służy?

Materiał ten odgrywa decydującą rolę: w utrzymaniu struktury przestrzennej białek (czwartorzędowych), w realizacji zasady komplementarności kwasów nukleinowych (tj. we wdrażaniu i przechowywaniu informacji genetycznej), ogólnie w „rozpoznawaniu” na poziomie molekularnym poziom.

Jon wodorowy H+ bierze udział w ważnych dynamicznych reakcjach/procesach zachodzących w organizmie. W tym: w biologicznym utlenianiu, które dostarcza żywym komórkom energii, w reakcjach biosyntezy, w fotosyntezie u roślin, w fotosyntezie bakteryjnej i wiązaniu azotu, w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i homeostazy, w procesach transportu błonowego. Wraz z węglem i tlenem tworzy funkcjonalną i strukturalną podstawę zjawisk życia.

dystrybucja w przyrodzie. V. jest szeroko rozpowszechniony w przyrodzie, jego zawartość w skorupie ziemskiej (litosferze i hydrosferze) wynosi 1% masy i 16% liczby atomów. Wchodzi w skład najpowszechniejszej substancji na Ziemi - wody (11,19% mas. V.), w składzie związków budulcowych węgla, ropy naftowej, gazów naturalnych, gliny, a także organizmów zwierzęcych i roślinnych (m.in. , w składzie białka, kwasy nukleinowe, tłuszcze, węglowodany itp.). W stanie wolnym V. występuje niezwykle rzadko, występuje w niewielkich ilościach w gazach wulkanicznych i innych gazach ziemnych. W atmosferze występują znikome ilości wolnego V. (0,0001% liczby atomów). W przestrzeni okołoziemskiej V. w postaci strumienia protonów tworzy wewnętrzny („protonowy”) pas promieniowania Ziemi. W kosmosie V. jest najbardziej powszechnym elementem. W postaci plazmy stanowi około połowy masy Słońca i większości gwiazd, głównej części gazów ośrodka międzygwiazdowego i mgławic gazowych. V. występuje w atmosferze wielu planet oraz w kometach w postaci wolnego H2, metanu CH4, amoniaku NH3, wody H2O, rodników typu CH, NH, OH, SiH, PH itp. W postaci strumienia protonów V. jest częścią promieniowania korpuskularnego Słońca i promieni kosmicznych.

Izotopy, atom i cząsteczka. Zwykły V. składa się z mieszaniny dwóch stabilnych izotopów: lekkiego V., czyli protu (1H) i ciężkiego V., czyli deuteru (2H, czyli D). W naturalnych związkach V. na 1 atom 2H przypada średnio 6800 atomów 1H. Sztucznie uzyskano radioaktywny izotop - superciężki B., czyli tryt (3H lub T), o miękkim promieniowaniu β i okresie półtrwania T1/2 = 12,262 lat. W naturze tryt powstaje na przykład z azotu atmosferycznego pod działaniem neutronów promieniowania kosmicznego; jest znikomy w atmosferze (4-10-15% ogólnej liczby atomów powietrza). Otrzymano niezwykle niestabilny izotop 4H. Liczby masowe izotopów 1H, 2H, 3H i 4H, odpowiednio 1,2, 3 i 4, wskazują, że jądro atomu protu zawiera tylko 1 proton, deuter - 1 proton i 1 neutron, tryt - 1 proton i 2 neutrony, 4H - 1 proton i 3 neutrony. Duża różnica mas izotopów wodoru powoduje bardziej zauważalną różnicę w ich właściwościach fizycznych i chemicznych niż w przypadku izotopów innych pierwiastków.

Atom V. ma najprostszą budowę spośród atomów wszystkich innych pierwiastków: składa się z jądra i jednego elektronu. Energia wiązania elektronu z jądrem (potencjał jonizacji) wynosi 13,595 eV. Neutralny atom V. może również przyłączyć drugi elektron, tworząc jon ujemny H-; w tym przypadku energia wiązania drugiego elektronu z atomem obojętnym (powinowactwo elektronowe) wynosi 0,78 eV. Mechanika kwantowa umożliwia obliczenie wszystkich możliwych poziomów energii atomu, a co za tym idzie, pełną interpretację jego widma atomowego. Atom V jest używany jako atom modelowy w obliczeniach mechaniki kwantowej poziomów energetycznych innych, bardziej złożonych atomów. Cząsteczka B. H2 składa się z dwóch atomów połączonych kowalencyjnym wiązaniem chemicznym. Energia dysocjacji (tj. rozpadu na atomy) wynosi 4,776 eV (1 eV = 1,60210-10-19 J). Odległość międzyatomowa w położeniu równowagi jąder wynosi 0,7414-Å. W wysokich temperaturach V. molekularna dysocjuje na atomy (stopień dysocjacji w 2000°C wynosi 0,0013; w 5000°C 0,95). Atomowy V. powstaje również w różnych reakcjach chemicznych (na przykład w wyniku działania Zn na kwas solny). Jednak istnienie V. w stanie atomowym trwa krótko, atomy rekombinują w cząsteczki H2.

Fizyczne i chemiczne właściwości. V. - najlżejsza ze wszystkich znanych substancji (14,4 razy lżejsza od powietrza), gęstość 0,0899 g / l przy 0 ° C i 1 atm. V. wrze (upłynnia się) i topi (krzepnie) odpowiednio w -252,6°C i -259,1°C (tylko hel ma niższe temperatury topnienia i wrzenia). Temperatura krytyczna V. jest bardzo niska (-240°C), więc jego upłynnienie wiąże się z dużymi trudnościami; ciśnienie krytyczne 12,8 kgf/cm2 (12,8 atm), gęstość krytyczna 0,0312 g/cm3. Spośród wszystkich gazów V. ma najwyższą przewodność cieplną, równą 0,174 W/(m-K) przy 0°C i 1 atm, czyli 4,16-0-4 cal/(s-cm-°C). Ciepło właściwe V. przy 0 ° C i 1 atm Cp 14,208-103 j / (kg-K), tj. 3,394 cal / (g- ° C). V. słabo rozpuszczalny w wodzie (0,0182 ml/gw temperaturze 20°C i 1 atm), ale dobrze - w wielu metalach (Ni, Pt, Pd itp.), zwłaszcza w palladzie (850 objętości na 1 objętość Pd) . Rozpuszczalność V. w metalach jest związana z jego zdolnością do dyfuzji przez nie; dyfuzji przez stop węglowy (np. stal) czasami towarzyszy zniszczenie stopu w wyniku oddziaływania stali z węglem (tzw. dekarbonizacja). Woda w stanie ciekłym jest bardzo lekka (gęstość w temperaturze -253°C wynosi 0,0708 g/cm3) i płynna (lepkość w temperaturze -253°C wynosi 13,8 stopnia Celsjusza).

W większości związków V. wykazuje wartościowość (dokładniej stopień utlenienia) +1, podobnie jak sód i inne metale alkaliczne; zwykle jest uważany za analog tych metali, pozycja 1 gr. Systemy Mendelejewa. Jednak w wodorkach metali jon B. jest naładowany ujemnie (stopień utlenienia -1), to znaczy wodorek Na + H- jest zbudowany jak chlorek Na + Cl-. Ten i kilka innych faktów (bliskość właściwości fizycznych V. i halogenów, zdolność halogenów do zastąpienia V. w związkach organicznych) dają powód do przypisania V. także do grupy VII układu okresowego (więcej szczegółów, patrz okresowy układ pierwiastków). W normalnych warunkach cząsteczkowy V. jest stosunkowo nieaktywny, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem, aw świetle z chlorem). Jednak po podgrzaniu reaguje z wieloma pierwiastkami. Atomic V. ma zwiększoną aktywność chemiczną w porównaniu do cząsteczkowego V.. V. tworzy wodę z tlenem: H2 + 1 / 2O2 = H2O z uwolnieniem 285,937-103 J / mol, tj. 68,3174 kcal / mol ciepła (przy 25 ° C i 1 atm). W zwykłych temperaturach reakcja przebiega niezwykle wolno, powyżej 550 ° C - z eksplozją. Granice wybuchowości mieszaniny wodorowo-tlenowej wynoszą (objętościowo) od 4 do 94% H2, a mieszanki wodorowo-powietrznej od 4 do 74% H2 (mieszanina 2 objętości H2 i 1 objętość O2 nazywana jest wybuchową gaz). V. służy do redukcji wielu metali, ponieważ odbiera tlen z ich tlenków:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O itd.
V. tworzy halogenowodory z halogenami, np.:
H2 + Cl2 = 2HCl.

Jednocześnie eksploduje z fluorem (nawet w ciemności iw temperaturze -252°C), z chlorem i bromem reaguje tylko przy oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem dopiero po podgrzaniu. V. oddziałuje z azotem tworząc amoniak: 3H2 + N2 = 2NH3 tylko na katalizatorze oraz w podwyższonej temperaturze i ciśnieniu. Po podgrzaniu V. reaguje energicznie z siarką: H2 + S = H2S (siarkowodór), znacznie trudniej z selenem i tellurem. V. może reagować z czystym węglem bez katalizatora tylko w wysokich temperaturach: 2H2 + C (amorficzny) = CH4 (metan). V. bezpośrednio reaguje z niektórymi metalami (alkalia, ziemie alkaliczne itp.), tworząc wodorki: H2 + 2Li = 2LiH. Ogromne znaczenie praktyczne mają reakcje tlenku węgla z tlenkiem węgla, w których w zależności od temperatury, ciśnienia i katalizatora powstają różne związki organiczne, na przykład HCHO, CH3OH i inne (patrz Tlenek węgla). Węglowodory nienasycone reagują z wodorem, stając się nasyconymi, na przykład: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (patrz Uwodornianie).