Химические свойства водорода

В лаборатории водород получают по реакции:

Zn + 2HCl → Zn + H₂

Или

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

В промышленности водород получают из природного газа, состоящего в основном из метана СН₄, при высокой температуре или каталитическом пиролизе:

CH₄ + H₂O → CO + 3H₂.

Водород высокой степени чистоты получают электролизом воды (или водного раствора KОН), на катоде выделяется водород, на аноде — кислород.[12]

 

Свойства водорода и его соединений.

Атомарный водород, получаемый при воздействии на молекулярный водород электрического разряда, обладает высокой химической активностью и соединяется с азотом, фосфором, серой, кислородом и другими неметаллами, восстанавливает оксиды металлов.

Молекулярный водород может проявлять как восстановительные (отдавая электроны), так и окислительные (принимая электроны) свойства.

Восстановительные свойства у водорода преобладают.

Молекулярный водород при обычных условиях взаимодействует с фтором и щелочными металлами, при нагревании или в присутствии катализатора водород реагирует со всеми галогенами (Hal):

F₂, Cl₂, Br₂, I₂:

H₂ + Hal₂ → 2HHal,

образуя соответствующие галогениды HHal.

Галогениды при растворении в воде образуют сильные кислоты (за исключением HF, которая является слабой кислотой, так называемая плавиковая кислота).

Сила кислот в ряду HCl — HBr — HI возрастает.

В молекуле HF проявляется водородная связь, в результате чего образуются ассоциаты (HF)n, в которых n = 2–6, простейший димер H₂F₂ в водном растворе диссоциирует ступенчато:

H₂F₂ ⇄ H+ + HF₂‒ ⇄ 2H+ + 2F‒,

образуя по первой ступени диссоциации дифторогидрогенат-ион HF₂‒, который может вступать в дальнейшие реакции, образуя соли:

KF + HF → K[HF₂].

При более высокой температуре водород соединяется с серой, селеном, теллуром, образуя соответствующие халькогениды — H₂S, H₂Se, H₂Te.

 При высоком давлении (p ≈ 30 МПа) и повышенной температуре (T ≈ 450⁰C) водород соединяется с азотом, образуя аммиак NH₃.[13]

Реакция водорода с кислородом в присутствии катализатора протекает практически необратимо с выделением большого количества теплоты:

2H₂ + O2 → 2H₂O.

Газовая смесь, состоящая из двух объемов водорода и одного объема кислорода, называемая гремучим газом, взрывается при поджигании.

В этих реакциях водород является восстановителем и в образующихся соединениях проявляет степень окисления +1.

Молекулы воды легко координируются с катионами металлов и H+ с образованием комплексных соединений:

CuSO₄ + 4H₂O → [Cu (H₂O)4]SO₄, H₂O + H₂O ⇄ H₃O+ + OH‒.

H₂O — слабый амфотерный электролит, способный как отдавать, так и присоединять катионы H+.

Чаще используют упрощенное уравнение равновесия диссоциации воды:

H₂O ⇄ H+ + OH‒.

В окислительно-восстановительных реакциях вода может выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя:

2H₂O + 2e ⇄ H₂ + 2OH‒,

2H₂O ‒ 4e ⇄ O₂ + 4H+.

Кроме оксида H₂O водород образует пероксид H₂O₂, молекула которого имеет большой электрический момент μ = 7,54·10‒30 Кл·м благодаря тому, что связи O–H расположены в разных плоскостях.

Чистый пероксид H₂O₂ представляет собой бесцветную вязкую жидкость с температурами кипения и плавления, близкими к таковым для воды.

 

Пероксид водорода разлагается при нагревании, освещении или в присутствии катализатора, иногда — со взрывом:

2H₂O₂ → O₂ + 2H₂O.

В водных растворах H₂O₂ диссоциирует как очень слабая кислота с образованием гидропероксид-иона HO₂‒:

H₂O₂ ⇄ H+ + HO₂‒.

Кислород в молекуле H₂O₂ имеет промежуточную степень окисления –1, поэтому в химических реакциях может проявлять и окислительные (а), и восстановительные (б) свойства:

(а) H₂O₂ — окислитель:

H₂O₂ + 2KI + H₂SO4 → I2 + _2H2O + K₂SO4,

(б) H₂O₂ — восстановитель:

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂ + 2MnSO₄ + K2SO₄ + 2H₂O.

Окислительные свойства H₂O₂ проявляются в большей степени.

Водные растворы H₂O₂ используются для обеззараживания сточных вод, отбеливания бумаги и тканей, как дезинфицирующее средство в медицине, 30%-ный раствор H₂O2 с добавками стабилизаторов известен под техническим названием пергидроль.

Реагируя со щелочным или щелочноземельным металлом, водород выступает в роли окислителя:

2Na + H₂ → 2NaH,

образуя гидриды, в которых степень окисления водорода –1.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов — твердые солеобразные вещества с ионной связью, сильные восстановители:

NaH + H₂O → NaOH + H₂.

Гидрид-ион, имея неподеленную электронную пару, легко вступает в реакции коплексообразования:

AlH₃ + H‒ → [AlH₄]‒,

в которых H‒ является донором, Al₃+ — акцептором.

Водород и его соединения находят широкое применение в различных производствах:

− в органическом синтезе для получения спиртов, альдегидов, кетонов;

− для получения аммиака;

− в пирометаллургии;

− для очистки продуктов переработки нефти;

− для гидрогенизации твердого и жидкого топлива;

− сварке и резке металлов;

− изотопы водорода — дейтерий и тритий используются в ядерной энергетике;

− в микробиологии: тяжелая вода — как теплоноситель и замедлитель нейтронов.