Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
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.
|
||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-05-27; просмотров: 77; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.12.36.30 (0.009 с.) |