Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка2/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   23

Водень

Валентний рівень 1s1.

Енергія іонізації атома – 13.595 еВ, 1312 кДж/моль.

Спорідненість атома до електрона – 0.75 еВ, 67.2 кДж/моль.

Атомний радіус – 0.046 нм, rН+ = 0, rН- = 0.136 нм.

Енергія (міцність) зв'язку в молекулі Н2 – 434.7 кДж/моль.

Міжядерна відстань у молекулі – 0.0741 нм.

Маса 1 л Н2 при 298 К та 101325 Па – 0.089 г.

Тпл – 14.0 К, Ткип – 20.4 К, tкрит = -240оС.

Питома теплоємність (293 К) Ср= 16.56 Дж/(м.с.град).

Теплопровідність (273 ДО) 0.1712 Дж/(м.с.град).

Вміст у земній корі 1.0 мас. %.

Розчинність у воді при 20оС (при 101325 Па) – 0.0182 мл/г
Водень – перший елемент у Періодичній системі Д.І. Менделєєва. Його атом має найпростішу будову. Заряд його атомного ядра +1, електронна оболонка складається з одного електрона.

На відміну від атомів усіх інших елементів (крім гелію 1s2) валентний електрон атома водню знаходиться безпосередньо в сфері дії атомного ядра, тому що відсутні внутрішні електронні оболонки і, отже, немає ефекту екранування. Тому енергія іонізації атома водню досить велика.

Через особливості будови електронної оболонки атома водню його положення в періодичній системі неоднозначне. На користь приміщення водню на початку підгрупи лужних металів існують такі аргументи:

  1. За електронною формулою 1s1 він формально відноситься до s-елементів і є аналогом лужних металів, що підтверджується також подібністю спектрів лужних металів і водню.

  2. Водень і метали IA групи виявляють ступінь окислення +1, є типовими відновниками.

  3. Для водню і металів, у тому числі і лужних, характерні реакції взаємного витиснення.

Подібність водню до галогенів полягає у такому:

  1. Як у водню, так і у галогенів для завершення зовнішнього електронного шару до електронної структури наступного блгородного газу не вистачає одного електрона.

  2. Як і атоми галогенів, атоми водню характеризуються високими значеннями енергії іонізації.

  3. Водень, подібно галогенам, виявляє ступінь окислення -1 і окисні властивості.

  4. Водень подібний до галогенів за агрегатним станом і за складом молекул Е2.

  5. Гідриди – сполуки, що містять іон Н-, схожі на солі галогеноводневих кислот.

  6. Довжини зв'язків С-Н в аліфатичних та ароматичних сполуках мають величини, проміжні між довжинами зв'язків C-F і C-Cl.

  7. Водень у сполуках заміщається галогенами. Численні приклади таких реакцій є в органічній хімії.

Оскільки водень виявляє подібність і до лужних металів, і до галогенів, його можна умовно розмістити у IA чи VIIA підгрупі. Разом з тим водень – елемент особливий, у нього немає істиних елементів-аналогів унаслідок винятковості будови його атома. Тому відповідно до сучасних уявлень водень не відноситься до жодної групи, а є елементом першого періоду або просто першим елементом Періодичної системи.

Поширеність водню. Вміст водню в земній корі становить 0,15 % (мас.) або 16 % (ат.). Основна маса водню перебуває у зв'язаному стані. Так, вода містить його близько 11 % (мас.), глина – близько 1,5 %. Найпоширенішою сполукою водню є вода. Основна маса води міститься в океанах і морях (1,42.1018 т), багато води перебуває у вигляді льоду (3,5.1016 т), маса підземних вод оцінюється в 8.1015 т, а маса прісної води озер і рік становить 5.1014 т, на частку атмосферної вологи припадає 1.4.1013 т. Водень входить до складу кам'яного та бурого вугілля, нафти, природних горючих газів, асфальтів, бітумів і ряду мінералів. Крім того, рослинні та тваринні організми містять складні речовини, до складу яких обов'язково входить водень. У вільному стані водень трапляється вкрай рідко. Атмосфера містить близько 5.10-5 % (об.) Н2. Небагато водню входить до складу вулканічних і природних газів, він є присутнім у вигляді включень у деяких мінералах. Деяка кількість водню постійно утворюється внаслідок розкладання органічних речовин мікроорганізмами, а також виділяється зеленими рослинами.

У космосі водень - найпоширеніший елемент (зірки, міжзоряне середовище, газові туманності, атмосфери ряду планет, комети, великі планети - Юпітер, Сатурн), до складу космічної матерії входить 63 % Н, 36 % Не та 1 % інших елементів. В атмосфері Сонця його вміст становить 84 %. У надрах зірок на певній стадії їхньої еволюції перебігають різноманітні термоядерні реакції за участю водню, які є джерелом енергії, випромінюваної зірками в космічний простір.

Ступені окислення. У сполуках з більш електронегативними елементами водень має ступінь окислення +1; у гідридах активних металів - -1.

Способи добування водню. Лабораторні способи. У лабораторії водень добувають дією розведеного розчину кислоти на активний метал, наприклад розчину соляної або сірчаної кислоти на цинк в апараті Кіппа:

Zn + 2HCl(розб.) = ZnCl2 + H2 (аналогічно Fe),

Zn + H2SO4(розб.) = ZnSO4 + H2.

Водень утворюється також внаслідок взаємодії деяких металів з водою або з водяною парою. Натрій і споріднені йому метали дуже енергійно реагують з водою:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2,

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2.

Водень можна також добути, розчиняючи алюміній або цинк у розчинах лугів:

2Al + 2NaOH(конц.) + 6H2O(гар.) = 2Na[Al(OH)4] + 3H2,

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[ZnOH)4] + H2.

Використовуються також багато інших окисно-відновних реакцій за участю, як правило, води, з якої відновлюється водень, наприклад:

CaН2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2.

Можливо лабораторне добування водню електролізом водних розчинів NaOH або КОН.

Технічні способи. Головним чином водень у промисловості добувають з природного метану. При нагріванні суміші природного газу, повітря та водяної пари в присутності каталізаторів відбуваються реакції:

пароводяна конверсія метану

800оС

СН4 + Н2О  СО + 3Н2, Но298 = 206,2 кДж,

Ni

киснева конверсія метану

2СН4 + О2  2СО + 4Н2, Но298 = -71,3 кДж,

конверсія оксиду вуглецю

>230o

СО + Н2О  СО2 + Н2, Но298 = -41,2 кДж.

Fe2O3

Каталізатором останнього процесу є Fe2O3 з активуючими добавками (Cr2O3, Al2O3, K2O та ін.). СО2 видаляють промиванням газової суміші водою під тиском та остаточно поглинанням розчинами лугів.

Можливо добування водню газифікацією твердого палива шляхом взаємодії водяної пари з розжареним вугіллям:

800-1000оС

С (кокс) + Н2О  СО + Н2, Но298 = 131,3 кДж.

При газифікації твердого палива утворюється генераторний газ – суміш СО та Н2. Оскільки остання реакція ендотермічна, для підтримування вугілля в розпеченому стані чергують пропущення водяної пари з пропущенням повітря. При цьому відбувається неповне окиснення вугілля:

С + ½О2 = СО, Но298 =-110 кДж.

Внаслідок утворюється суміш СО та Н2, в якій вміст Н2 не перевищує 45 %, - водяний газ, при глибокому охолодженні якого добувають водень.

Колись більшу частину водню, застосовуваного в промисловості, виробляли залізо-паровим методом. При цьому водяна пара, що надходить з котла, проходить понад нагрітою приблизно до 600оС залізною насадкою. У цих умовах перебігає така реакція:

3Fe(к) + 4H2O(г) = Fe3O4(к) + 4H2(г).

Залізо регенерують, пропускаючи над нагрітим Fe3O4 оксид вуглецю:

Fe3O4(к) + 4С(г) = 3Fe(к) + 4CO2(г).

Водень високого ступеня чистоти у промисловості добувають, пропускаючи електричний струм крізь водні розчини деяких речовин, наприклад гідроксидів лужних металів (NaOH, KOH), Na2SO4, H2SO4.

електроліз

2О  2Н2 (катод) + О2 (анод).

Водень також утворюється при електролітичному добуванні NaOH і хлору:

електроліз

2NaCl + 2Н2О  Н2 (катод) + Cl2 (анод) + 2NaOH.

Фізичні властивості. За нормальних умов водень - безбарвний газ. Відсутність забарвлення зумовлена тим, що інтервали між його енергетичними рівнями не відповідають видимому світлу. Не має смаку та запаху, тобто не вступає у реакції з чутливими органами у роті та у носі. Водень дуже легкий (у 14.32 рази легший за повітря, його густина при 0оС та 101325 Па дорівнює 8.99.10-5 кг/л, це найлегший газ.

Молекули Н2 відрізняються великою міцністю, малою поляризованістю, незначними розмірами, найменшою масою, а отже й великою рухливістю, сили Ван-дер-Ваальса між молекулами надзвичайно слабкі. Тому у водню дуже низькі температури плавлення (-259.1оС) та кипіння (-252.6оС); він поступається у цьому лише гелію. Водень мало розчинний у воді та інших полярних розчинниках, бо міцність зв’язку водню з полярними молекулами менша, ніж міцність зв’язків між самими молекулами полярних розчинників, проте достатньо розчинний у неполярних розчинниках, бо його взаємодії з неполярними речовинами подібні взаємодіям між самими молекулами неполярних речовин. Розчинність у воді 0.02 об.ч. Н2 на 1 об.ч. Н2О при 0оС. Невеликі кількості водню розчиняються у всіх розплавлених металах. Добре розчинний водень у багатьох твердих металах. Наприклад, один об’єм паладію розчиняє до 900 об’ємів Н2, один об’єм заліза - 19 об’ємів Н2.

Великою рухливістю молекул водню зумовлені також його швидкість дифузії, в’язкість та теплопровідність. Водень має найбільшу швидкість дифузії зі всіх газів при поширенні у просторі, змішуванні з іншими газами, проходженні крізь різні мілкі пори. Він також має найбільшу теплопровідність зі всіх газів ( у 7 разів більшу від теплопровідності повітря).

Суміш водню з киснем (гримучий газ) дуже небезпечна, при підпалюванні вона вибухає з великою силою.

Рідкий водень - прозора, безбарвна рідина. Він є найлегшою зі всіх рідин, його густина 0.0708 кг/л (при -253оС). Критична точка характеризується температурою -239оС та тиском 12.969.105 Па. Поверхневий натяг рідкого водню у 35 разів менший, ніж у води. Рідкий водень неелектропровідний.

Твердий водень - найлегша тверда речовина, його густина 0.08 г/см3. Він має малощільну гексагональну решітку, його стисливість найбільша порівняно з іншими твердими тілами. Конденсований стан водню характеризується малими значеннями ентальпій плавлення (0.116 кДж/моль) та кипіння (0.882 кДж/моль).

Згідно до теоретичних уявлень, при величезних тисках водень має переходити у металевий стан. За цих умов має відбуватися перетворення молекулярного водню на атомарний та має утворюватися кристалічна решітка, у вузлах якої знаходяться протони, а електрони стають спільними для всього кристалу; такий кристал має проявляти металеву провідність.

Хімічні властивості водню

Енергія дисоціації молекули Н2 досить висока:

Н2  2Н, Но298 = 436 кДж/моль.

Це зумовлює високі енергії активації хімічних реакцій за участю молекулярного водню. За звичайних умов у газоподібному водні активних молекул небагато і молекулярний Н2 хімічно малоактивний. Розпад молекул Н2 на атоми відбувається в помітному ступені лише при температурі вище 2000оС. Значення електронегативності водню є проміжним між відносною електронегативністю металів і неметалів і дорівнює 2.1. Тому для водню характерні і реакції з пониженням ступеня окиснення, в яких він функціонує як окисник, і процеси з підвищенням ступеня окиснення, де він грає роль відновника. Порівняння величин енергії іонізації та спорідненості до електрона атома водню показує, що здатність бути окисником у водню виражена менш яскраво, чим його відновні властивості.

  1. За звичайних умов водень безпосередньо взаємодіє лише із фтором і на світлі з хлором:

H2 + F2 = 2HF - фтороводень,

H2 + Cl2 = 2HCl – хлороводень.

При нагріванні вступає до взаємодії з багатьма неметалами:

2H2(г) + O2(г)= 2H2O(г), Но = -484 кДж,

H2(г) +S(г) = 2H2S(г) - сірководень, Но = -21 кДж,

3H2 + N2 = 2NH3 - аміак,

С + 2Н2 = СН4 - метан,

H2 + Br2 = 2HBr - бромоводень,

H2 + I2 = 2HI – йодоводень.

У реакціях з неметалами водень виявляє відновні властивості.

  1. Водень виявляє відновні властивості також по відношенню до багатьох оксидів та галогенідів, наприклад:

Bi2O3 + 3H2 = 2Bi + 3H2O,

Mn3O4 + H2 = 3MnO + H2O,

CuO + H2 = Cu + H2O,

WO3 + 3H2 = W + 3H2O,

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O (1050-1100оС),

Fe3O4 + 3H2 = 3Fe + 4H2O,

2FeCl3 + H2 = 2FeCl2 + 2HCl,

VCl2 + H2 = V +2HCl,

2BCl3 + 3H2 = 2B +6HCl.

На цьому засновано застосування водню як відновника для добування ряду простих речовин з оксидів та галогенідів. Важливе значення має взаємодію водню з оксидом азоту(II):

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O,

використовуване в очисних системах при виробництві азотної кислоти.

Чим вище температура, тим активніше водень. При 1000оС він відновлює сульфати до сульфідів:

BaSO4 + 4H2 = BaS + 4H2O.

3. Як окисник водень взаємодіє з активними металами (лужними та лужноземельними) і утворює гідриди:

2Na + H2 = 2NaH,

2Li + H2 = 2LiH,

2K + H2 = 2KH,

Ca + H2 = CaH2.

Утворення гідридів можливе і у разі взаємодії з воднем сполук деяких платинових металів, наприклад каталізатора Уїлкинсона:

[Rh+1Cl(P(C6H5)3)] + H20 = [(H-1)2Rh+3Cl(P(C6H5)3)].

Дана реакція – приклад окиснювального приєднання. Вона є першою стадією гідрування органічних речовин.

Атомарний водень - водень у момент виділення або утворення (in statu nascendi, лат.). Він утворюється при дії на H2 при зниженому тиску тліючого електричного розряду, при високих температурах в електричній дузі з великою густиною струму, при УФ опромінюванні, а також у момент виділення при дії металу на кислоту. Тривалість його існування мала (Т1/2 0.3 сек). Оскільки у разі атомарного водню не вимагається витрати енергії на дисоціацію двоатомної молекули, то атоми водню набагато активніше вступають у хімічні реакції в порівнянні з його молекулами. Атомарний водень є сильним відновлюючим агентом. Він здатний на холоду сполучатися з азотом (у NH3)), сіркою (у H2S), фосфором (у PH3), миш'яком (у AsH3), киснем (у H2O2), багатьма металами. Наприклад:

As(к) + 3H(г) = AsH3(г), Go = -541 кДж.

Атомарний водень вже при кімнатній температурі відновлює оксиди багатьох металів, витісняє деякі метали (Cu, Pb та ін.) з їхніх солей, відновлює багато органічних речовин. Так, молекулярний водень не перетворює нітробензол в анілін, але така реакція відбувається з атомарним воднем:

C6H5NO2 + 6H = C6H5NH2 + 2H2O.

нітробензол анілін

Пропускання молекулярного водню крізь кислий розчин перманганату не змінює складу розчину, а активний атомарний водень знебарвлює перманганат (окиснюється) вже при кімнатній температурі. Водень у момент виділення відновлює, наприклад, CrCl3 в CrCl2:

2CrCl3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl2 + 2ZnCl2 + H2.

1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка