Лекция "Водород"

ВОДОРОД

1. Положение в периодической системе.
2. Нахождение в природе.
3. Свойства водорода.
4. Получение.
5. Применение.

1. Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома окружено электронным облаком.

Электронная конфигурация 1s¹.

В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других — неметаллические (принимает электрон). Однако по свойствам он более сходен с галогенами, чем со щелочными металлами. Поэтому водород помещают в VII группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева, а в I группе символ водорода заключают в скобки.

2. Водород широко распространен в природе — содержится в воде, во всех органических соединениях, в свободном виде — в некоторых природных газах. Содержание его в земной коре достигает 0,15% ее массы (с учетом гидросферы — 1%). Водород составляет половину массы Солнца.

3.Физические свойства. Водород — это самый легкий газ (он в 14,4 раза легче воздуха), не имеет цвета, вкуса и запаха. Мало растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется 18 мл водорода). При температуре — 252,8°С и атмосферном давлении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород бесцветен. Кроме водорода с массовым числом 1 существуют изотопы с массовыми числами 2 и 3 — дейтерий D и тритий Т.

Химические свойства.

В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1. Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщенной пары электронов (или общего электронного облака):

Н:Н или Н₂

Благодаря этому обобщению электронов молекула Н₂ более энергетически устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж:

Н₂ = 2Н, ?H° = 436 кДж/моль

Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.

Со многими неметаллами водород образует газообразные соединения типа RН₄, RН₃, RН₂, RН.

Водород горит в кислороде с выделением большого количества теплоты. Температура водородно-кислородного пламени достигает 3000° С. Смесь двух объемов водорода и одного объема кислорода называется гремучим газом. При поджигании такая смесь дает сильный взрыв. Как при горении водорода в кислороде, так и при взрыве гремучей смеси образуется вода:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

При работе с водородом необходимо соблюдать большую осторожность, предварительно проверять герметичность аппаратуры, а также чистоту водорода перед его поджиганием.

При высокой температуре водород соединяется с щелочными и щелочноземельными металлами, образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (LiН, NaН, КН, СаН₂ и др.). В этих соединениях металл имеет положительную степень окисления, водород – отрицательную.

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑

Повышенной реакционной способностью обладает атомный водород: при комнатной температуре он восстанавливает оксиды металлов, взаимодействует с кислородом, серой и фосфором. Горелка, работающая на атомном водороде, создает температуру выше 4000°С. Высокая температура обусловлена протеканием экзотермической реакции:

Н + Н = Н₂, ?H° = -436 кДж/моль

При нагревании водород восстанавливает многие металлы из их оксидов. Например,

CuO + H₂ = Cu + H₂O

В этой реакции водород отдает один электрон (молекула водорода - два электрона), он — восстановитель: Н – е- = Н⁺. Однако атом водорода может принимать один электрон (молекула - два электрона):H + е- = Н^-

Это происходит, например, при образовании гидридов металлов. В этом случае водород — окислитель.

В лабораторных условиях водород получают следующими способами.

1. Взаимодействием металла (цинка) с растворами соляной и серной кислот (реакция проводится в аппарате Киппа):

Zn + 2Н⁺ = Zn²⁺ + Н₂↑

2. Электролизом воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н₂SO₄ или Na₂SO₄. На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде — 1 объем кислорода.

В промышленности водород получают также несколькими способами.

1. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт.

2. Конверсионным способом (конверсия — превращение). Сначала получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000^оС:

С + H₂O = CO + H₂

Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400 - 450°С катализатором Fе₂О₃:

СО + (Н₂) + Н₂О = СO₂ + Н₂ + (Н₂)

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой. Этим способом получают свыше 50% промышленного водорода.

3. Конверсией метана с водяным паром:

СН₄ + 2Н₂О = СО₂ + 4Н₂

Реакция протекает в присутствии никелевого катализатора при 1300°С. Этот метод позволяет использовать природные газы и получать самый дешевый водород.

4. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или никелевого катализатора:

СH₄ = С + 2Н₂

5. Глубоким охлаждением (до—196°С) коксового газа. При таком охлаждении все газообразные вещества, кроме водорода, конденсируются.

Применение. Применение водорода основано на его физических и химических свойствах. Как легкий газ он используется для наполнения аэростатов и дирижаблей (в смеси с гелием).Применяют водород для получения высоких температур: кислородно-водородным пламенем режут и сваривают металлы. Он используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов, в химической промышленности — для получения аммиака из азота воздуха и искусственного жидкого топлива из угля; в пищевой промышленности — для гидрогенизации жиров. Изотопы водорода — дейтерий и тритий — нашли важное применение в атомной знергетике (термоядерное горючее).