Водород металл или неметалл

Обновлено: 18.05.2024

ВОДОРО́Д -а; м. Химический элемент (H), лёгкий газ без цвета и запаха, образующий в соединении с кислородом воду.

◁ Водоро́дный, -ая, -ое. В-ые соединения. В-ые бактерии. В-ая бомба (бомба огромной разрушительной силы, взрывное действие которой основано на термоядерной реакции). Водоро́дистый, -ая, -ое.

(лат. Hydrogenium), химический элемент VII группы периодической системы. В природе встречаются два стабильных изотопа (протий и дейтерий) и один радиоактивный (тритий). Молекула двухатомна (Н2). Газ без цвета и запаха; плотность 0,0899 г/л, tкип — 252,76°C. Соединяется с многими элементами, с кислородом образует воду. Самый распространённый элемент космоса; составляет (в виде плазмы) более 70% массы Солнца и звёзд, основная часть газов межзвёздной среды и туманностей. Атом водорода входит в состав многих кислот и оснований, большинства органических соединений. Применяют в производстве аммиака, соляной кислоты, для гидрогенизации жиров и др., при сварке и резке металлов. Перспективен как горючее (см. Водородная энергетика).

ВОДОРО́Д (лат. Hydrogenium), H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794. Химический символ водорода Н читается в нашей стране «аш», как произносится эта буква по-французски.
Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида — трития (см. ТРИТИЙ) 3 Н (период полураспада Т1/212,43 года). Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ) ), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов (см. ГАЛОГЕНЫ) ).
Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos — первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном (см. ПРОТОН (элементарная частица)) , символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (см. ДЕЙТЕРИЙ) (лат Deuterium, от греческого deuteros — второй), для его обозначения используют символs 2 Н, или D (читается «де»), ядро d — дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos — третий), символ 2 Н или Т (читается «те»), ядро t — тритон.
Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s 1 . В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, –1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,024 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.
В свободном виде — легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.
История открытия
Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в 16 и 17 веках на заре становления химии как науки. Знаменитый английский физик и химик Г. Кавендиш (см. КАВЕНДИШ Генри) в 1766 исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона (см. ФЛОГИСТОН) помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик А. Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) совместно с инженером Ж. Менье (см. МЕНЬЕ Жан Батист Мари Шарль) , используя специальные газометры, в 1783 осуществил синтез воды, а затем и ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из нее получен. В 1787 Лавуазье пришел к выводу, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, и, следовательно, относится к числу химических элементов. Он дал ему название hydrogene (от греческого hydor — вода и gennao — рождаю) — «рождающий воду». Установление состава воды положило конец «теории флогистона». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев (см. СОЛОВЬЕВ Михаил Федорович) в 1824. На рубеже 18 и 19 веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами других элементов), и вес (масса) атома водорода был принят за единицу сравнения атомных масс элементов. Массе атома водорода приписали значение, равное 1.
Нахождение в природе
На долю водорода приходится около 1% массы земной коры (10-е место среди всех элементов). В свободном виде водород на нашей планете практически не встречается (его следы имеются в верхних слоях атмосферы), но в составе воды распространен на Земле почти повсеместно. Элемент водород входит в состав органических и неорганических соединений живых организмов, природного газа, нефти, каменного угля. Он содержится, разумеется, в составе воды (около 11% по массе), в различных природных кристаллогидратах и минералах, в составе которых имеется одна или несколько гидроксогрупп ОН.
Водород как элемент доминирует во Вселенной. На его долю приходится около половины массы Солнца и других звезд, он присутствует в атмосфере ряда планет.
Получение
Водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент — метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом:
CH4 + H2O = CO + 3H2 и CH4 + 1/2 O2 = CO2 + 2H2
Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка с соляной кислотой.
Физические и химические свойства
При обычных условиях водород — легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м 3 ) бесцветный газ. Температура плавления –259,15 °C, температура кипения –252,7 °C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м 3 и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н2/Н - в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0 °C растворимость составляет менее 0,02 см 3 /мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо — в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.
Существует в виде двухатомных молекул Н2. Константа диссоциации Н2 на атомы при 300 К 2,56·10 -34 . Энергия диссоциации молекулы Н2 на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н2 0,07414 нм.
Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин (см. СПИН) , то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н2) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н2) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н2 и 25% п-Н2. Физические свойства п- и о-Н2 немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н2 20,45 К, то чистого п-Н2 — 20,26 К. Превращение о-Н2 в п-Н2 сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.
В научной литературе неоднократно высказывались соображения о том, что при высоких давлениях (выше 10 ГПа) и при низких температурах (около 10 К и ниже) твердый водород, обычно кристаллизующийся в гексагональной решетке молекулярного типа, может переходить в вещество с металлическими свойствами, возможно, даже сверхпроводник. Однако пока однозначных данных о возможности такого перехода нет.
Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н2 (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (со взрывом) только с газообразным фтором:
H2 + F2 = 2HF + Q.
Если смесь водорода и хлора при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор — металлический палладий (или платину). При поджигании смесь водорода и кислорода (так называемый гремучий газ (см. ГРЕМУЧИЙ ГАЗ) ) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде спокойно горит с выделением большого количества теплоты:
H2 + 1/2O2 = Н2О + 285,75 кДж/моль
С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20—30 МПа и больше) и при температуре 300—400 °C в присутствии катализатора — железа:
3H2 + N2 = 2NH3 + Q.
Также только при нагревании водород реагирует с серой с образованием сероводорода H2S, с бромом — с образованием бромоводорода НBr, с иодом — с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором, кремнием, фосфором водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.
При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления –1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН2. Полимерный гидрид алюминия (AlH3)x — один из самых сильных восстановителей — получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием, гафнием и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).
Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо, никель, свинец, вольфрам, медь и др.). Так, при нагревании до температуры 400—450 °C и выше происходит восстановление железа водородом из его любого оксида, например:
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.
Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем. Более активные металлы (в том числе и марганец) до металла из оксидов не восстанавливаются.
Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это — так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С2Н4, причем образуется этан С2Н6:
С2Н4 + Н2 = С2Н6.
Взаимодействием оксида углерода(II) и водорода в промышленности получают метанол:
2Н2 + СО = СН3ОН.
В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (см. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ) (два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э". Н. Э"", причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.
Применение
Водород используют при синтезе аммиака NH3, хлороводорода HCl, метанола СН3ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием (см. ГИДРИРОВАНИЕ) природных растительных масел получают твердый жир — маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода с водородом используют при сварке.
Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды — довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500—600 °C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются по меньшей мере до середины 21-го века.
Особенности обращения
Водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).
Биологическая роль
Биологическое значение водорода определяется тем, что он входит в состав молекул воды и всех важнейших групп природных соединений, в том числе белков, нуклеиновых кислот, липидов, углеводов. Примерно 10 % массы живых организмов приходится на водород. Способность водорода образовывать водородную связь играет решающую роль в поддержании пространственной четвертичной структуры белков, а также в осуществлении принципа комплементарности (см. КОМПЛЕМЕНТАРНОСТЬ) в построении и функциях нуклеиновых кислот (то есть в хранении и реализации генетической информации), вообще в осуществлении «узнавания» на молекулярном уровне. Водород (ион Н + ) принимает участие в важнейших динамических процессах и реакциях в организме — в биологическом окислении, обеспечивающим живые клетки энергией, в фотосинтезе у растений, в реакциях биосинтеза, в азотфиксации и бактериальном фотосинтезе, в поддержании кислотно-щелочного равновесия и гомеостаза (см. ГОМЕОСТАЗ) , в процессах мембранного транспорта. Таким образом, наряду с кислородом и углеродом водород образует структурную и функциональную основы явлений жизни.

Водород: химия водорода и его соединений

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)

кислые соли (NaHCO3 и др.)

основания NaOH, Cu(OH)2

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H2 → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H2 → Zn + H2O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H2 → Cu + H2O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

  • как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
  • кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
  • как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
  • водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
  • получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

NaH + H2O → NaOH + H2

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H2

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O2 = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl2 = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:


Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O

2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H2S + Br2 → 2HBr + S↓

H2S + Cl2 → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений


Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

  • с магнием реагирует при кипячении:
  • алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:
  • металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:
  • металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н2O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Водород: химия водорода

Водород расположен в главной подгруппе I группы (или в 1 группе в современной форме ПСХЭ) и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронная конфигурация водорода:

Водород – лёгкий газ без цвета, вкуса и запаха, очень плохо растворим в воде. В смеси с воздухом или кислородом крайне взрывоопасен и горюч.

Нахождение в природе

Водород — это самый распространённый элемент во Вселенной. Доля атомов водорода составляет примерно 88,6 % всех атомов (при этом доля атомов гелия — примерно 11,3 %, а доля остальных элементов вместе взятых порядка 0,1%). Водород входит в состав звезд и межзвездного газа.

В земной коре водород составляет только 1% по массе. При этом почти весь водород встречается на Земле в виде соединений. Это связано с высокой реакционной способностью водорода.

Для промышленного получения водорода используют следующие методы:

  • конверсия угля с водяным паром. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 °С:

Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe2O3:

  • Термическое разложение метана при 1200 °С:
    водного раствора поваренной соли или гидроксида натрия (или солей/гидроксидов других щелочных металлов):

Например , электролиз водного раствора NaOH:

Электролиз водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → H2 + Cl2 + 2NaOH

  • Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

Для лабораторного получения водорода используют следующие методы:

  • Взаимодействие металлов с минеральными кислотами.

Например , разбавленная соляная кислота реагирует с цинком:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + Н2

  • Взаимодействие активных металлов с водой.

Например , кальций реагирует с водой:

  • Взаимодействие щелочей с цинком, бериллием или алюминием.

Например , алюминий растворяется в водном растворе гидроксида калия:

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] + 3Н2

Например , гидролиз гидрида натрия:

1. Водород реагирует с активными металлами .

Например , при взаимодействии водорода с натрием образуется гидрид натрия:

2Na + H2 → 2NaH

2. Водород реагирует с неметаллами.

2.1. С серой водород реагирует с образованием сероводорода :

2.2. С галогенами водород реагирует с образованием галогеноводородов:

Например , водород с хлором реагирует с образованием хлороводорода:

С фтором реакция протекает со взрывом:

2.3. C углеродом реакция протекает только в жестких условиях:

2.4. Водород взаимодействует с кислородом , реакция сопровождается взрывом :

2.5. Реакция водорода с азотом протекает при нагревании и под давлением, в присутствии катализатора :

2.6. Реакция водорода с фосфором протекает плохо и только в специальных условиях.

2.7. Реакция водорода с кремнием не протекает.

3. Водород проявляет сильные восстановительные свойства и взаимодействует с оксидами неактивных металлов и неметаллов .

Например , при взаимодействии оксида меди (II) с водородом образуется медь и вода:

CuO + H2 = Cu + H2O

Водород также реагирует с оксидом азота (II):

В жестких условиях водород может восстанавливать кремний из оксида :

4. Водород вступает в реакции присоединения с органическими веществами: алкенами, алкинами, алкадиенами, некоторыми циклоалканами, аренами.

Например , водород реагирует с этиленом с образованием этана:

Также водород вступает в реакции присоединения с карбонильными соединениями (альдегидами и кетонами), реагирует со сложными эфирами, нитрилами, нитросоединениями, и некоторыми другими классами органических соединений. Более подробно эти реакции рассмотрены в блоке «Органическая химия».

кстати, а водород это метал или неметал (в метастабильном-твердом- состоянии)?

В обычном твердом состоянии водород - это неметалл, поскольку электричества не проводит.

Однако есть сведения о том, что при ОЧЕНЬ высоком давлении его можно все-таки перевести в проводящее состояние, т. е. сделать "металлом"

За последние четверть века после изобретения алмазных наковален исследователи системно изучили свойства твердого водорода вплоть до
давления 2 млн. атм. (последний рекорд 3.75 млн. атм. ) Теперь ученые знают, что даже при этих давлениях существуют, по крайней мере, три фазы металлического водорода, причём каждая из них совершает переход диэлектрик - металл при своём значении давления. Одна при 1.6 млн. атм. , когда другие фазы ещё остаются диэлектриками. Последние теоретические данные позволяют надеяться, что весь водород перейдёт в металлическую фазу при 4 млн. атм. ( при 0 гр. К)

Опять же остается открытым вопрос, распадается ли при этом водород на атомы или остается в молекулярном состоянии. Уже известно, что «коллеги» водорода по свойствам бром и йод становятся проводниками при высоком давлении именно в процессе плавления, то есть в атомарном виде. С другой стороны, есть данные, что в статических экспериментах при достигнутых давлениях водород находится в основном в виде молекул.

Гораздо более продуктивный способ получения высоких давлений взрывной метод, когда экспериментаторы ударяют по ячейке с образцом металлическими пластинами или струей газа, ускоренными до гиперзвуковых скоростей. Сейчас существуют установки однократного ударного сжатия, в которых водород можно сжимать до 10 млн. атм.

В момент удара, когда давление достигает миллионов атмосфер, водород неизбежно нагревается до тысяч градусов Кельвина и переходит в жидкое состояние. Ученые пытаются придумать, как уменьшить температуры в эксперименте, но пока это все равно тысячи градусов. Более того, через микросекунды, когда заканчивается действие ударной волны, водород опять становится газом, поэтому померить что-то очень сложно.

Но, решая проблему атомной бомбы, ученые научились с этим справляться. В динамических экспериментах измеряют плотность водорода, просвечивая образец рентгеновским излучением, либо судят о том, что происходит, по сигналам от оптических и электрических датчиков. Таким образом давление в таких опытах величина расчетная.

Последний рекорд 15 млн. атм. Больших давлений удалось достичь ученым из Ливерморской национальной лаборатории (США) , а в России исследователям из Всесоюзного научно-исследовательского института экспериментальной физики (г. Саров) и Института проблем химической физики РАН (г. Черноголовка) .

Измеряя сопротивление в динамических экспериментах, исследователи видели, что водород становится проводником, с проводимостью почти как у жидких металлов. Но эта проводимость все-таки слабо зависела от температуры, что свидетельствует, что водород еще не металл. Ученые характеризуют состояние водорода, которое они наблюдают в динамических экспериментах, как «неупорядоченная проводящая среда» (неупорядоченная так как температуры слишком высоки) или «плотная низкотемпературная неидеальная плазма» , а появляющийся эффект проводимости «ионизация давлением»

При сверхвысоких давлениях - металл (там есть свои вопросы в эксперименте, но теоретически должен быть металл)
При не очень высоких - молекулярный кристалл H2 и потому изолятор

Метастабильных (при нормальном давлении) фаз экспериментально не обнаружено.



Сплошные линии - металлические фазы в разных вариантах ТЕОРИИ
пунктирная - молекулярный водород (эксперимент)

ВОДОРОД

ВОДОРОД
Н (лат. hydrogenium),
самый легкий газообразный химический элемент - член IA подгруппы периодической системы элементов, иногда его относят к VIIA подгруппе. В земной атмосфере водород в несвязанном состоянии существует только доли минуты, его количество составляет 1-2 части на 1 500 000 частей воздуха. Он выделяется обычно с другими газами при извержениях вулканов, из нефтяных скважин и в местах разложения больших количеств органических веществ. Водород соединяется с углеродом и(или) кислородом в органическом веществе типа углеводов, углеводородов, жиров и животных белков. В гидросфере водород входит в состав воды - наиболее распространенного соединения на Земле. В породах, грунтах, почвах и других частях земной коры водород соединяется с кислородом, образуя воду и гидроксид-ион OH-. Водород составляет 16% всех атомов земной коры, но по массе лишь около 1%, так как он в 16 раз легче кислорода. Масса Солнца и звезд на 70% состоит из водородной плазмы: в космосе это самый распространенный элемент. Концентрация водорода в атмосфере Земли возрастает с высотой благодаря его низкой плотности и способности подниматься на большие высоты. Обнаруженные на поверхности Земли метеориты содержат 6-10 атомов водорода на 100 атомов кремния.
Историческая справка. Еще немецкий врач и естествоиспытатель Парацельс в 16 в. установил горючесть водорода. В 1700 Н.Лемери обнаружил, что газ, выделяющийся при действии серной кислоты на железо, взрывается на воздухе. Водород как элемент идентифицировал Г.Кавендиш в 1766 и назвал его "горючим воздухом", а в 1781 он доказал, что вода - это продукт его взаимодействия с кислородом. Латинское hydrogenium, которое происходит от греческого сочетания "рождающий воду", было присвоено этому элементу А.Лавуазье.
Общая характеристика водорода. Водород - это первый элемент в периодической системе элементов; его атом состоит из одного протона и вращающегося вокруг него одного электрона
(см. также ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ).
Один из 5000 атомов водорода отличается наличием в ядре одного нейтрона, увеличивающего массу ядра с 1 до 2. Этот изотоп водорода называют дейтерием 21H или 21D. Другой, более редкий изотоп водорода содержит два нейтрона в ядре и называется тритием 31H или 31T. Тритий радиоактивен и распадается с выделением гелия и электронов. Ядра различных изотопов водорода различаются спинами протонов. Водород может быть получен а) действием активного металла на воду, б) действием кислот на определенные металлы, в) действием оснований на кремний и некоторые амфотерные металлы, г) действием перегретого пара на уголь и метан, а также на железо, д) электролитическим разложением воды и термическим разложением углеводородов. Химическая активность водорода определяется его способностью отдавать электрон другому атому или обобществлять его почти поровну с другим элементами при образовании химической связи либо присоединять электрон другого элемента в химическом соединении, называемом гидридом. Водород, производимый промышленностью, в огромных количествах расходуют на синтез аммиака, азотной кислоты, гидридов металлов. Пищевая промышленность применяет водород для гидрирования (гидрогенизации) жидких растительных масел в твердые жиры (например, маргарин). При гидрировании насыщенные органические масла, содержащие двойные связи между углеродными атомами, превращаются в насыщенные, имеющие одинарные углерод-углеродные связи. Высокочистый (99,9998%) жидкий водород используется в космических ракетах в качестве высокоэффективного горючего.
Физические свойства. Для сжижения и затвердевания водорода требуются очень низкие температуры и высокое давление (см. таблицу свойств). В нормальных условиях водород - бесцветный газ, без запаха и вкуса, очень легкий: 1 л водорода при 0° C и атмосферном давлении имеет массу 0,08987 г (ср. плотность воздуха и гелия 1,2929 и 0,1785 г/л соответственно; поэтому воздушный шар, наполненный гелием и имеющий такую же подъемную силу, как и воздушный шар с водородом, должен иметь на 8% больший объем). В таблице приведены некоторые физические и термодинамические свойства водорода. СВОЙСТВА ОБЫЧНОГО ВОДОРОДА
(при 273,16 К, или 0° С)
Атомный номер 1 Атомная масса 11Н 1,00797 Плотность, г/л


Ковалентный радиус, 0,74 Температура плавления, ° С -259,14 Температура кипения, ° С -252,5 Критическая температура, ° С -239,92 (33,24 K) Критическое давление, атм 12,8 (12,80 K) Теплоемкость, Дж/(мольЧK) 28,8 (H2) Растворимость

в воде, объем/100 объемов H2O (при стандартных условиях) 2,148 в бензоле, мл/г (35,2° С, 150,2 атм) 11,77 в аммиаке, мл/г (25° С) при 50 атм 4,47 при 1000 атм 79,25


Степени окисления -1, +1
Строение атома. Обычный водородный атом (протий) состоит из двух фундаментальных частиц (протона и электрона) и имеет атомную массу 1. Из-за огромной скорости движения электрона (2,25 км/с или 7*1015 об./с) и его дуалистической корпускулярно-волновой природы невозможно точно установить координату (положение) электрона в любой данный момент времени, но имеются некоторые области высокой вероятности нахождения электрона, и они определяют размеры атома. Большинство химических и физических свойств водорода, особенно относящихся к возбуждению (поглощению энергии), точно предсказываются математически (см. СПЕКТРОСКОПИЯ). Водород сходен со щелочными металлами в том, что все эти элементы способны отдавать электрон атому-акцептору для образования химической связи, которая может изменяться от частично ионной (переход электрона) до ковалентной (общая электронная пара). С сильным акцептором электронов водород образует положительный ион Н+, т.е. протон. На электронной орбите атома водорода могут находиться 2 электрона, поэтому водород способен также принимать электрон, образуя отрицательный ион Н-, гидрид-ион, и это роднит водород с галогенами, для которых характерно принятие электрона с образованием отрицательного галогенид-иона типа Cl-. Дуализм водорода находит отражение в том, что в периодической таблице элементов его располагают в IA подгруппе (щелочные металлы), а иногда - в VIIA подгруппе (галогены) (см. также ХИМИЯ).
Химические свойства. Химические свойства водорода определяются его единственным электроном. Количество энергии, необходимое для отрыва этого электрона, больше, чем может предоставить любой известный химический окислитель. Поэтому химическая связь водорода с другими атомами ближе к ковалентной, чем к ионной. Чисто ковалентная связь возникает при образовании молекулы водорода: H + H H2
При образовании одного моля (т.е. 2 г) H2 выделяется 434 кДж. Даже при 3000 K степень диссоциации водорода очень невелика и равна 9,03%, при 5000 K достигает 94% и лишь при 10000 K диссоциация становится полной. При образовании двух молей (36 г) воды из атомарного водорода и кислорода (4H + O2 -> 2H2O) выделяется более 1250 кДж и температура достигает 3000-4000° C, тогда как при сгорании молекулярного водорода (2H2 + O2 -> 2H2O) выделяется всего 285,8 кДж и температура пламени достигает лишь 2500° C. При комнатной температуре водород менее реакционноспособен. Для инициирования большинства реакций необходимо разорвать или ослабить прочную связь H-H, израсходовав много энергии. Скорость реакций водорода возрастает с использованием катализатора (металлы платиновой группы, оксиды переходных или тяжелых металлов) и методов возбуждения молекулы (свет, электрический разряд, электрическая дуга, высокие температуры). В таких условиях водород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Активные щелочные и щелочноземельные элементы (например, литий и кальций) реагируют с водородом, являясь донорами электронов и образуя соединения, называемые солевыми гидридами (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
Вообще гидридами называются соединения, содержащие водород. Широкое разнообразие свойств таких соединений (в зависимости от атома, связанного с водородом) объясняется возможностями водорода проявлять заряд от -1 до практически +1. Это отчетливо проявляется в сходстве LiH и CaH2 и солей типа NaCl и CaCl2. Считается, что в гидридах водород заряжен отрицательно (Н-); такой ион является восстановителем в кислой водной среде: 2H- H2 + 2e- + 2,25B. Ион H- способен восстанавливать протон воды H+ до газообразного водорода: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Соединения водорода с бором - бороводороды (борогидриды) - представляют необычный класс веществ, называемых боранами. Простейшим представителем их является BH3, существующий только в устойчивой форме диборана B2H6. Соединения с большим количеством атомов бора получают разными способами. Известны, например, тетраборан B4H10, стабильный пентаборан B5H9 и нестабильный пентаборан B5H11, гексаборан B6H10, декаборан B10H14. Диборан может быть получен из H2 и BCl3 через промежуточное соединение B2H5Cl, которое при 0° C диспропорционирует до B2H6, а также взаимодействием LiH или литийалюминийгидрида LiAlH4 c BCl3. В литийалюминийгидриде (комплексном соединении - солевом гидриде) четыре атома водорода образуют ковалентные связи с Al, но имеется ионная связь Li+ с [[AlH4]]-. Другим примером водородсодержащего иона является борогидрид-ион BH4-. Ниже приведена приблизительная классификация гидридов по их свойствам в соответствии с положением элементов в периодической системе элементов. Гидриды переходных металлов называются металлическими или промежуточными и часто не образуют стехиометрических соединений, т.е. отношение атомов водорода к металлу не выражается целым числом, например, гидрид ванадия VH0,6 и гидрид тория ThH3,1. Металлы платиновой группы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir и Pt) активно поглощают водород и служат эффективными катализаторами реакций гидрирования (например, гидрогенизации жидких масел с образованием жиров, конверсии азота в аммиак, синтеза метанола CH3OH из CO). Гидриды Be, Mg, Al и подгрупп Cu, Zn, Ga - полярные, термически нестабильные.



Неметаллы образуют летучие гидриды общей формулы MHx (х - целое число) с относительно низкой температурой кипения и высоким давлением паров. Эти гидриды существенно отличаются от солевых гидридов, в которых водород имеет более отрицательный заряд. У летучих гидридов (например, углеводородов) преобладает ковалентная связь между неметаллами и водородом. По мере усиления неметаллического характера образуются соединения с частично ионной связью, например H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+. Отдельные примеры образования различных гидридов приведены ниже (в скобках указана теплота образования гидрида):



Изомерия и изотопы водорода. Атомы изотопов водорода непохожи. Обычный водород, протий, всегда представляет собой протон, вокруг которого вращается один электрон, находящийся от протона на огромном расстоянии (относительно размеров протона). Обе частицы обладают спином, поэтому атомы водорода могут различаться либо спином электрона, либо спином протона, либо и тем, и другим. Водородные атомы, различающиеся спином протона или электрона, называются изомерами. Комбинация двух атомов с параллельными спинами приводит к образованию молекулы "ортоводорода", а с противоположными спинами протонов - к молекуле "параводорода". Химически обе молекулы идентичны. Ортоводород имеет очень слабый магнитный момент. При комнатной или повышенной температуре оба изомера, ортоводород и параводород, находятся обычно в равновесии в соотношении 3:1. При охлаждении до 20 K (-253° C) содержание параводорода возрастает до 99%, так как он более стабилен. При сжижении методами промышленной очистки ортоформа переходит в параформу с выделением теплоты, что служит причиной потерь водорода от испарения. Скорость конверсии ортоформы в параформу возрастает в присутствии катализатора, например древесного угля, оксида никеля, оксида хрома, нанесенного на глинозем. Протий - необычный элемент, так как в ядре его нет нейтронов. Если в ядре появляется нейтрон, то такой водород называется дейтерий 21D. Элементы с одинаковым количеством протонов и электронов и разным количеством нейтронов называются изотопами. Природный водород содержит небольшую долю HD и D2. Аналогично, природная вода содержит в малой концентрации (менее 0,1%) DOH и D2O. Тяжелая вода D2O, имеющая массу больше, чем у H2O, отличается по физическим и химическим свойствам, например, плотность обычной воды 0,9982 г/мл (20° С), а тяжелой - 1,105 г/мл, температура плавления обычной воды 0,0° С, а тяжелой - 3,82° С, температура кипения - соответственно 100° С и 101,42° С. Реакции с участием D2O протекают с меньшей скоростью (например, электролиз природной воды, содержащей примесь D2O, с добавкой щелочи NaOH). Скорость электролитического разложения оксида протия H2O больше, чем D2O (с учетом постоянного роста доли D2O, подвергающейся электролизу). Благодаря близости свойств протия и дейтерия можно замещать протий на дейтерий. Такие соединения относятся к так называемым меткам. Смешивая соединения дейтерия с обычным водородсодержащим веществом, можно изучать пути, природу и механизм многих реакций. Таким методом пользуются для изучения биологических и биохимических реакций, например процессов пищеварения. Третий изотоп водорода, тритий (31T), присутствует в природе в следовых количествах. В отличие от стабильного дейтерия тритий радиоактивен и имеет период полураспада 12,26 лет. Тритий распадается до гелия (32He) с выделением b-частицы (электрона). Тритий и тритиды металлов используют для получения ядерной энергии; например, в водородной бомбе происходит следующая реакция термоядерного синтеза: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 МэВ
Получение водорода. Зачастую дальнейшее применение водорода определяется характером самого производства. В некоторых случаях, например при синтезе аммиака, небольшие количества азота в исходном водороде, конечно, не являются вредной примесью. Примесь оксида углерода(II) также не будет помехой, если водород используют как восстановитель. 1. Самое крупное производство водорода основано на каталитической конверсии углеводородов с водяным паром по схеме CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 и CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n + 1)H2. Температура процесса зависит от состава катализатора. Известно, что температуру реакции с пропаном можно снизить до 370° С, используя в качестве катализатора боксит. До 95% производимого при этом CO расходуется при дальнейшей реакции с парами воды: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Метод водяного газа дает значительную часть общего производства водорода. Сущность метода заключается в реакции паров воды с коксом с образованием смеси CO и H2. Реакция эндотермична (DH° = 121,8 кДж/моль), и ее проводят при 1000° С. Нагретый кокс обрабатывают паром; выделяющаяся очищенная газовая смесь содержит некоторое количество водорода, большой процент CO и небольшую примесь CO2. Для повышения выхода H2 монооксид CO удаляют дальнейшей паровой обработкой при 370° C, при этом получается больше CO2. Углекислый газ довольно легко удалить, пропуская газовую смесь через скруббер, орошаемый водой противотоком. 3. Электролиз. В электролитическом процессе водород является фактически побочным продуктом производства главных продуктов - хлора и щелочи (NaOH). Электролиз проводят в слабощелочной водной среде при 80° C и напряжении около 2В, используя железный катод и никелевый анод:

4. Железо-паровой метод, по которому пар при 500-1000° C пропускают над железом: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 кДж. Получаемый этим методом водород обычно используют для гидрогенизации жиров и масел. Состав оксида железа зависит от температуры процесса; при nC + (n + 1)H2
6. Следующим по объему производства является метанол-паровой метод: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Реакция эндотермична и ее проводят при ВОДОРОД260° C в обычных стальных реакторах при давлении до 20 атм. 7. Каталитическое разложение аммиака: 2NH3 -> LiOH + H2
(Этот метод удобен при непосредственном применении получаемого водорода.) При взаимодействии кислот с активными металлами также выделяется водород, однако при этом он обычно загрязнен парами кислоты или другим газообразным продуктом, например фосфином PH3, сероводородом H2S, арсином AsH3. Наиболее активные металлы, реагируя с водой, вытесняют водород и образуют щелочной раствор: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Распространен лабораторный метод получения H2 в аппарате Киппа по реакции цинка с соляной или серной кислотой:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Гидриды щелочноземельных металлов (например, CaH2), комплексные солевые гидриды (например, LiAlH4 или NaBH4) и некоторые бороводороды (например, B2H6) при реакции с водой или в процессе термической диссоциации выделяют водород. Бурый уголь и пар при высокой температуре также взаимодействуют с выделением водорода.
Очистка водорода. Степень требуемой чистоты водорода определяется его областью применения. Примесь углекислого газа удаляют вымораживанием или сжижением (например, пропуская газообразную смесь через жидкий азот). Эту же примесь можно полностью удалить барботированием через воду. CO может быть удален каталитическим превращением в CH4 или CO2 или сжижением при обработке жидким азотом. Примесь кислорода, образующаяся в процессе электролиза, удаляется в виде воды после искрового разряда.
Применение водорода. Водород применяется главным образом в химической промышленности для производства хлороводорода, аммиака, метанола и других органических соединений. Он используется при гидрогенизации масел, а также угля и нефти (для превращения низкосортных видов топлив в высококачественные). В металлургии с помощью водорода восстанавливают некоторые цветные металлы из их оксидов. Водород используют для охлаждения мощных электрогенераторов. Изотопы водорода находят применение в атомной энергетике. Водородно-кислородное пламя применяется для резки и сварки металлов.
ЛИТЕРАТУРА
Некрасов Б.В. Основы общей химии. М., 1973 Жидкий водород. М., 1980 Водород в металлах. М., 1981

Читайте также: