ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА
ПЛАН 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. Строение атома водорода и его положение в периодической системе Изотопы водорода Водород в природе Открытие и получение водорода Физические свойства водорода Химические свойства водорода Соединения водорода: гидриды металлов, водородные соединения неметаллов, пероксид водорода Применение водорода
СТРОЕНИЕ АТОМА И ПОЛОЖЕНИЕ В ПС № 1; 1 электрон, 1 протон; Энергия ионизации – 1323 кдж/моль; В ПС – двойственное положение 1. 1 электрон на внешнем уровне 2. Восстановитель 1. Предшествует инертному газу (гелию) 2. Двухатомная молекула 3. В твердом состоянии – диэлектрик 4. С металлами образует солеподобные вещества 5. Большое значение энергии ионизации
МОДЕЛЬ АТОМА ВОДОРОДА Модель протия Водород, сжатый до состояния металла
ИЗОТОПЫ ВОДОРОДА Три изотопа известны, четвертый получен искусственно Н 11 - протий; Н 21 - дейтерий; Н 31 - тритий; Н 41 – получен в лаборатории.
ВОДОРОД В ПРИРОДЕ На каждые 100 атомов – 17 атомов водорода; На земле – 1% (по массе) Превращение водорода в гелий – светимость звезд За 1 сек. Уменьшение массы Солнца - 4 млн. тонн, 1% энергии достигает Земли При термоядерном взрыве самой большой мощности 1 кг вещества превращается в энергию « 1 г» протонов выделяет в 20 млн раз больше энергии, чем 1 г каменного угля
ОТКРЫТИЕ И ПОЛУЧЕНИЕ ВОДОРОДА Р. Бойль – «горючее тело» 1766, Г. Кавендиш – совйства водорода; 1783, А. Лавуазье, «железопаровой способ» , hydrohenium; В лаборатории – аппарат Киппа; В промышленности – из природного газа, из коксового газа, электролизом воды
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА Существует 12 разновидностей водорода! Молекула – неполярна, расстояние между ядрами – 7, 4 • 10 -11 м, Н+Н = НН, Δ Н=-436, 7 кдж; Диссоциирует на 64% при 40000; Имеет аллотропные модификации: орто- и пара водород (3: 1) Ортоводород: протоны вращаются в одну сторону Параводород: протоны вращаются в разные стороны Пара ē – в невозбужденном состоянии, σs 2 - связывающая орбиталь Температура плавления - -254, 40 С, температура кипения - -249, 60 С Есть предположение: р=2, 02 • 10 -11 н/м металлоподобная структура: в узлах – протоны, ē- свободны
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА Малоактивен Н- ē Н+ ; Δ Н >0 Н+ ē Н- ; Δ Н <0 Окислитель: 2 Na+H 2 =2 Na. H Восстановитель: Н 2 + Cl 2 = 2 НCl
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н 2 = 2 Н − 432 к. Дж
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н 2 = Са. Н 2 и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород: F 2 + H 2 = 2 HF
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении: О 2 + 2 Н 2 = 2 Н 2 О Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например: Cu. O + Н 2 = Cu + Н 2 O Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА N 2 + 3 H 2 → 2 NH 3 С галогенами образует галогеноводороды: F 2 + H 2 → 2 HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету. С сажей взаимодействует при сильном нагревании: C + 2 H 2 → CH 4
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды: 2 Na + H 2 → 2 Na. H Ca + H 2 → Ca. H 2 Mg + H 2 → Mg. H 2 Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются: Ca. H 2 + 2 H 2 O → Ca(OH)2 + 2 H 2↑
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА Получение гидрида алюминия: Используемый сегодня принципиальный метод получения чистого гидрида алюминия из гидрида лития в среде диэтилового эфира был предложен ещё в 1947 году: Al. Cl 3 +4 Li. H = Li. Al. H 4 + 3 Li. Cl Al. Cl 3 + 3 Li. Al. H 4 = 4 Al. H 3 + 3 Li. Cl
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов) Оксиды восстанавливаются до металлов: Co. O + H 2 → Co + H 2 O Fe 2 O 3 + 3 H 2 → 2 Fe + 3 H 2 O WO 3 + 3 H 2 → W + 3 H 2 O Гидрирование органических соединений Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования.
СОЕДИНЕНИЯ ВОДОРОДА 1. Гидриды металлов и неметаллов KH+H 2 O = KOH + H 2 2. Водородные соединения неметаллов 3. Металлоподобные соединения с d-и fэлементами: Al. Cl 3 +4 Li. H Li. Al. H 4 + 3 Li. Cl (С Н ) 0 Al. Cl 3 + 3 Li. Al. H 4 4 Al. H 3 + 3 Li. Cl (С Н ) 0 2 5 2
СТРОЕНИЕ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА
СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ ВОДЫ И ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА Характеристики Длина связи О – Н, Ǻ Угол между связями Плотность, г/см 3 Тпл. , °С Ткип. , °С Дипольный момент Константа диссоциации Пероксид водорода 0, 95 101, 9° 1. 4 − 0, 432 152 2, 1 2, 4· 10− 12 Вода 0, 96 105° 1 0 100 1, 86· 10− 16
ПЕРОКСИД ВОДОРОДА H 2 O 2 ; H 2 O 2 = H 2 O + O; O+O=O 2; O 22 - - ион - окислитель O 22 - + 2ē 2 O 2 - ;
ПРИМЕНЕНИЕ ВОДОРОДА Синтез аммиак Синтез метанола Синтез хлороводорода Гидрирование жиров Гидрогенизация топлива Сварка резка плавка Реактивное топливо Экологически чистое горючее Органический синтез Ядерные реакции (Д, Т)