Водород (Hydrogenium – воду рождающий)

Имеет 3 изотопа: протий , дейтерий или Д и тритий или Т, тритий образуется в атмосфере в результате ядерных реакций, вызванных действием космического излучения.

Свободного водорода на Земле почти нет, в атмосфере его содержание не превышает 5×10^-5%. Практически весь водород находится в связанном состоянии в составе многих минералов, углей, нефти, живых и растительных организмов, но самым распространенным его соединением является вода.

Водород – s-элемент, в различных вариантах периодической системы помещают его то в I A, вместе со щелочными металлами, то в VII A вместе с галогенами, а иногда рассматривают отдельно.

Со щелочными металлами он сходен в том, что образует положительный ион Н⁺ и играет роль восстановителя.

Но с галогенами у него больше сходства: в гидридах активных металлов (CaH₂, NaH), содержится ион Н^-, подобный ионам Г^- (NaCl, CaCl₂). Молекулы водорода и галогенов двухатомны (Н₂, Cl₂, Br₂). Для водорода, как и для фтора, хлора, характерны газообразное состояние и неметаллические свойства. Потенциалы ионизации водорода и галогенов близки. Атомы водорода легко замещаются атомами галогенов в органических соединениях. Поэтому вариант ПС, где Н возглавляет VII А группу более правилен.

Особенности водорода – единственный валентный электрон водорода находится непосредственно в зоне действия атомного ядра. Особенностями строения атома водорода обусловлено существование водородной связи.

Получение Н₂

В промышленности водород получают из воды и углеводородов. При этом восстановителем водорода при температуре (600-900°С) являются атомы углерода

.

Конверсия метана с водяным паром:

.

При более высокой температуре (950-1100°) можно получить разложением метана особо чистый водород и углерод.

В лаборатории:

1) при действии разбавленного раствора кислоты на активный металл (в аппарате Киппа):

или

2) щелочные металлы и щелочноземельные вытесняют водород из воды.

3) действием едких щелочей на металлы

или

4) разложением гидридов типичных металлов водой

5) электролизом воды (электролиз водных растворов щелочей).

2H₂O 2H₂ + O₂

Физические свойства. В обычных условиях водород – это самый легкий газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде.

Атомарный водород гораздо активнее молекулярного, для которого нужны дополнительные затраты энергии на расcпаривание электронов.

По электроотрицательности занимает промежуточное положение между неметаллами и металлами. И в реакциях с неметаллами и кислородсодержащими веществами играет роль восстановителя.

Химические свойства Н₂

Водород легко соединяется с кислородом, горит на воздухе или в атмосфере чистого кислорода бледно-синим пламенем.

1)

Если состав смеси приближается к стехиометрическому

(2 объема Н₂ и 1 объем кислорода), то смесь называется “гремучим газом”, т.к. реакция имеет в этом случае взрывной характер.

Водородно-кислородное пламя, имеющее температуру 2500°-2800°С используют для плавления тугоплавких металлов и автогенной сварки.

2) (при температуре 450 – 500⁰С и повышенном давлении, в присутствии катализатора).

3) (при нагревании).

4) (при повышении температуры и давления, в присутствии катализатора).

5) (с очень активными металлами водород взаимодействует непосредственно как окислитель, превращаясь в ион Н^- (гидрид-ион).

3. Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение Н₂О

Три изотопа водорода и три стабильных изотопа кислорода ¹⁶О, ¹⁷О, ¹⁸О в различных сочетаниях могут образовывать 18 изотопических разновидностей воды с молекулярными массами от 18 до 24 (Т₂¹⁸О). В тяжелой воде вещества растворяются хуже, растворы меньше проводят электрический ток. Она гигроскопична, жадно поглощает влагу из воздуха. Помещенные в нее без предварительной подготовки живые существа (рыбы, черви и т.п.) погибают, семена в ней не прорастают, микробы не живут. Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Согласно с современными представлениями происхождение жизни связано с водной средой. Во всяком живом организме в воде протекают химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма.

Вода обладает аномально большой теплоемкостью равной 4,18 , песок = 0,79, NaCl = 0,88 (Дж/(г×К).

Поэтому это имеет большое значение для жизни. При переходе от лета к зиме, ото дня к ночи она остывает медленно и является регулятором температуры на земном шаре.

Она имеет самую высокую температуру кипения в ряду

Н₂О – Н₂S – H₂Se – H₂Te,

T_{кипения}, °С 100 -60 -41 -2

Если от H₂Te к Н₂S температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от Н₂S к Н₂О резко увеличивается. Это объясняется наличием водородной связи между молекулами воды, вследствие кулоновского взаимодействия положительно заряженного атома водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом кислорода другой

Такое взаимодействие затрудняет отрыв молекул друг от друга, т.е. уменьшает их летучесть, а, следовательно, повышает температуру кипения.

Молекула воды из-за sp³-гибридизации орбиталей атома кислорода имеет угловую конфигурацию, а атомы водорода, соединенные с сильно-электроотрицательным атомом кислорода, определяют ее способность к установлению четырех водородных связей с соседними молекулами.

Химические свойства Н₂О

Вода – очень активный реагент по следующим причинам:

а) за счет ориентационного взаимодействия с полярными молекулами других веществ;

б) установления водородных связей;

в) проявления донорных свойств со стороны атома кислорода по отношению к частицам – акцепторам электронных пар;

г) электролитической диссоциации при обычных условиях (ионы Н⁺ гидратируются, образуя ионы Н₃О⁺ ).

1. При температуре выше 1000°С диссоциация водяного пара, но равновесие сдвинуто в сторону воды.

.

2. Оксиды металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты (гидрооксиды).

3. Некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты. При растворении веществ с ионной структурой молекулы растворителя удерживаются около иона силами электростатического притяжения, т.е. за счет ион -дипольного взаимодействия.

Например: кристаллогидрат сульфата натрия Na₂SO₄×10H₂O (глауберова соль), Na₂CO₃×10H₂O - кристаллическая сода.

Гидраты, образующиеся в результате донорно-акцепторного взаимодействия (где ионы растворенного вещества выступают обычно в качестве акцепторов, а молекулы растворителя в качестве доноров электронных пар) представляют собой частный случай комплексных соединений.

Аквакомплексы– лигaндами является вода, [Co(H₂O)₆]Cl₂, [Al(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₆]Cl₃ и др. Некоторые аквакомлексы в кристаллическом состоянии удерживают кристаллизационную воду [Cu(H₂O)₄]SO₄×H₂O – медный купорос.

4. Пероксид водорода. Окислительно - восстановительная двойственность Н₂О₂

1. Строение молекулы. Структурная формула Н - О – О - Н. Энергия связи О-О (210 кДж/моль) почти в 2 раза меньше энергии связи О-Н (468 кДж/моль). Из-за несимметричного распределения связей Н - О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Между молекулами Н₂О₂ возникает довольно прочная водородная связь, поэтому в обычных условиях Н₂О₂ – сиропообразная светло-голубая жидкость с высокой температурой кипения равной 150°С. Температура плавления 0,41°С. Почти в 1.5 раза тяжелее воды, поверхностное натяжение (σ) больше, чем у Н₂О.

В молекуле Н₂О₂ связи между атомами кислорода и водорода полярны (вследствие смещения общих электронных пар к кислороду). В водных растворах – это слабая кислота, хоть и в незначительной степени распадается на ионы:

I ст. К₁ = 2,6×10^-12.

II ст. практически не протекает,

т.к. подавляется диссоциацией Н₂О, которая протекает в большей степени, чем Н₂О₂. Сместить диссоциацию по 2-й ступени можно введением щелочи.

2. С некоторыми основаниями Н₂О₂ взаимодействует непосредственно образуя соли, что подтверждает его кислотные свойства.

Ba(OH)₂ + H₂O₂ = BaO₂ + 2H₂O

соль

пероксида водорода

3. В отличие от воды пероксид водорода – непрочное соединение, разлагается даже при комнатной температуре (диспропорционирует на свету)

Н₂О₂^-1 + Н₂О₂^-1 = О₂⁰ + 2Н₂О^-2

Н₂О₂ = Н₂О+ О

Неустойчивость Н₂О₂ обусловлена непрочностью связи О - О.

Атомы кислорода в молекуле Н₂О₂ связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. Связи О - Н полярны. Поэтому молекула Н₂О₂ также полярна.

Пероксиды относят к классу солей. Как соли они могут вступать в реакцию обмена с кислотами:

ВаО₂ + Н₂SO₄ = BaSO₄¯ + H₂O₂

в отличие от оксидов

SnO₂ + 2H₂SO₄ = Sn(SO₄)₂ + 2H₂O

Этой реакцией пользуются для различия оксидов и пероксидов.

Н 0.95 А⁰ = 0,095нм

1,48 А⁰ = 0,148нм

120°

О О

95°

Н

Е_О-О = 210 кДж/моль Е_О-Н = 468 Дж/моль

Молекула нелинейна, две связи О - Н расположены не симметрично, а в 2-х плоскостях под углом 120°. Поэтому полярность mН₂О₂ > mН₂О.

4. Окислительно-восстановительная двойственность Н₂О₂

Н₂О₂ + 2КI = I₂ + 2KOH

окислитель восстановитель

Н₂О₂ + Ag⁺₂O = 2Ag⁰ + O₂ + H₂O

восстановитель окислитель

H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → O₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

H₂O₂ + KI + H₂SO₄ → H₂O + I₂ + K₂SO₄

Na₂O₂ и K₂O₂ – используют для регенерации кислорода в подводных лодках и в изолирующих противогазах.

2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂↑

Наличие атомарного кислорода сообщает Н₂О₂ и Na₂O₂ сильные окислительные свойства. Na₂O₂ способен гидролизоваться с образованием H₂O₂ по реакции

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂

В связи с этим они находят применение для отбеливания шерсти, шелка, мехов.

Аптечная перекись водорода – 3% водный раствор Н₂О₂, применяется как дезинфицирующее средство, (30% раствор называется пергидроль).

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: