Химия водорода (Z=1) — Химия LibreTexts

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  • Идентификатор страницы
    590

    • Водород — это бесцветный газ без запаха и вкуса, который является самым распространенным элементом в известной Вселенной. Это также самый легкий (с точки зрения атомной массы) и самый простой, имеющий только один протон и один электрон (и не имеет нейтронов в его наиболее распространенном изотопе). Это все вокруг нас. Это компонент воды (H 2 O), жиры, нефть, столовый сахар (C 6 H 12 O 6 ), аммиак (NH 3 ) и перекись водорода (H 2 O 2). ) — вещи необходимы для жизни, как мы ее знаем.

    Факты о водороде

    • Атомный номер: 1
    • Атомный символ: H
    • Атомный вес: 1,0079
    • Электронная конфигурация: 1 с 1
    • Степени окисления: 1, -1
    • Атомный радиус: 78 пм
    • Температура плавления: -259,34°C
    • Точка кипения: -252,87°С
    • Элементарная классификация: неметалл
    • При комнатной температуре: двухатомный газ без цвета и запаха

    История водорода

    Водород в переводе с греческого означает «производитель воды» («гидро» = вода и «gennao» = делать). Впервые выделенный и идентифицированный как элемент Кавендишем в 1766 году, водород считался множеством различных веществ. Сам Кавендиш думал, что это «горючий воздух из металлов» из-за его образования при действии кислот на металлы. До этого Роберт Бойль и Парацельс оба использовали реакции железа и кислот для получения газообразного водорода, а Антуан Лавуазье дал водороду свое название, потому что он производил воду при воспламенении в воздухе. Другие думали, что это чистый флогистон из-за его воспламеняемости. Водород входит в десятку самых распространенных элементов на планете, но его очень мало в элементарной форме из-за его низкой плотности и реакционной способности. Большая часть земного водорода заключена в молекулах воды и органических соединениях, таких как углеводороды.

    Свойства водорода

    Водород является неметаллом и находится выше группы в периодической таблице, поскольку имеет электронную конфигурацию ns 1 , как и щелочные металлы. Однако он сильно отличается от щелочных металлов, поскольку образует катионы (H + ) более неохотно, чем другие щелочные металлы. Энергия ионизации водорода составляет 1312 кДж/моль, тогда как литий (щелочной металл с самой высокой энергией ионизации) имеет энергию ионизации 520 кДж/моль.

    Поскольку водород является неметаллом и образует H — (гидрид-анионы), его иногда помещают выше галогенов в периодической таблице. Водород также образует H 2 диводородоподобные галогены. Однако водород сильно отличается от галогенов. Водород имеет гораздо меньшее сродство к электрону, чем галогены.

    H 2 диводород или молекулярный водород неполярен с двумя электронами. Между молекулами H 2 действуют слабые силы притяжения, что приводит к низким температурам кипения и плавления. Однако Н 2 обладает очень сильными внутримолекулярными силами; Реакции H 2 обычно медленны при комнатной температуре из-за сильной связи H—H. H 2 легко активируется нагреванием, облучением или катализом. Газообразный активированный водород очень быстро и экзотермически реагирует со многими веществами.

    Водород также обладает способностью образовывать ковалентные связи с большим количеством веществ. Поскольку он образует прочные связи O—H, он является хорошим восстановителем для оксидов металлов. Пример: CuO(s) + H 9-_{(g)}\]

    Реакции водорода с активными металлами

    Водород принимает e- от активного металла с образованием ионных гидридов, таких как LiH. Образуя ион с зарядом -1, водород ведет себя как галоген.

    Металлы группы 1

    \[2M_{(s)}+H_{2(g)} \rightarrow 2MH_{(s)}\]

    где \(M\) представляет щелочные металлы группы 1

    Примеры:

    • \(2K_{(s)}+H_{2(g)} \rightarrow 2KH_{(s)}\)
    • \(2K_{(s)}+Cl_{2(g)} \rightarrow 2KCl_{(s)}\)
    Металлы группы 2

    \[M_{(s)}+H_{2(g)} \rightarrow MH_{2(s)}\]

    где \(M\) представляет щелочноземельные металлы группы 2

    Пример:

    • \(Ca_{(s)}+H_{2(g)} \rightarrow CaH_{2(s)}\)
    • \(Ca_{(s)}+Cl_{2(g)} \rightarrow CaCl_{2(s)}\)

    Реакции водорода с неметаллами

    В отличие от металлов, образующих ионные связи с неметаллами, водород образует полярные ковалентные связи. Несмотря на то, что он электроположителен, как активные металлы, образующие ионные связи с неметаллами, водород гораздо менее электроположителен, чем активные металлы, и образует ковалентные связи.

    Водород + галоген → галогенид водорода

    \[H_{2(г)}+ Cl_{2(г)} \rightarrow HCl_{(г)}\]

    Газообразный водород, реагирующий с кислородом с образованием воды и большого количество тепла: водород + кислород → вода

    \[(H_{2(г)}+O_{2(г)} \rightarrow H_2O_{(г)}\]

    Видео Взрыв Гинденбург . (Видео с Youtube)

    В последнее время из-за опасений, что ископаемое топливо иссякнет, проводятся обширные исследования водорода как источника энергии. Из-за их умеренно высокой плотности энергии жидкий водород и сжатый газообразный водород являются возможными видами топлива для Будущее. Огромным преимуществом их использования является то, что при их сгорании образуется только вода (она горит «чисто»). Однако это очень дорого и экономически нецелесообразно с современными технологиями.

    При сгорании топлива вырабатывается энергия, которая может быть преобразована в электрическую энергию, когда энергия пара приводит в действие турбину, приводящую в движение генератор. Однако это не очень эффективно, поскольку большое количество энергии теряется в виде тепла. Производство электроэнергии с использованием гальванического элемента может дать больше электроэнергии (форма полезной энергии). Гальванические элементы, которые преобразуют химическую энергию в топливо (например, H 2 и CH 4 ), называются топливными элементами. Они не являются автономными и поэтому не считаются батареями. Водородный элемент представляет собой тип топливного элемента, в котором используется реакция между H 2 (г) с O 2 (г) для образования жидкой воды; эта ячейка в два раза эффективнее лучшего двигателя внутреннего сгорания. В ячейке (в основных условиях) кислород восстанавливается на катоде, а водород окисляется на аноде.

    Восстановление: O 2 (г)+2H 2 O(ж)+4e — → 4OH — (водн.)

    Окисление: H 2 9002 5 (г) + 2ОН — ( водн.) → 2H 2 O(ж) + 2e-

    Всего: 2H 2 (г) + O 2 (г) → 2H 2 O(ж)

    E°ячейка= Восстановление- Окисление= E° O 2 /OH — — E° ч3О /ч3 = 0,401В – (-0,828В) = +1,23

    Однако эта технология далека от использования в быту из-за ее большой стоимости.

    Изображение водородного топливного элемента. (Изображение сделал Ридхи Сачдев)

    Природные и другие источники

    Природный водород

    Водород является топливом для реакций Солнца и других звезд (реакции синтеза). Водород — самый легкий и самый распространенный элемент во Вселенной. Около 70-75% Вселенной состоит из водорода по массе. Все звезды представляют собой большие массы газообразного водорода, которые производят огромное количество энергии за счет слияния атомов водорода в их плотных ядрах. В меньших звездах атомы водорода сталкивались и сливались, образуя гелий и другие легкие элементы, такие как азот и углерод (необходимые для жизни). В более крупных звездах в результате синтеза образуются более легкие и тяжелые элементы, такие как кальций, кислород и кремний.

    На Земле водород в основном встречается в ассоциации с кислородом; его наиболее распространенной формой является вода (H 2 O). Водорода на Земле всего 0,9% по массе и 15% по объему, несмотря на то, что вода покрывает около 70% планеты. Поскольку водород очень легкий, в атмосфере его содержится всего 0,5 ppm (частей на миллион), что хорошо, учитывая, что он ЧРЕЗВЫЧАЙНО легко воспламеняется.

    Другие источники водорода

    Газообразный водород можно получить путем взаимодействия разбавленной сильной кислоты, такой как соляная кислота, с активным металлом. Металл превращается в оксиды, а H 9{2+}_{(aq)} + H_{2(g)}\]

    Самая чистая форма H 2 (g) может быть получена в результате электролиза H 2 O(l), наиболее распространенного водородное соединение на этом заводе. Этот метод также не является коммерчески выгодным, поскольку требует значительного количества энергии (\(\Delta H = 572 \;kJ\)):

    \[2H_2O_{(l)} \rightarrow 2H_{2(g)} + O_{2(g)} \]

    \(H _2 O\) — самая распространенная форма водорода на планете, поэтому кажется логичным попытаться извлечь водород из воды без электролиза воды. Для этого мы должны восстановить водород со степенью окисления +1 до водорода со степенью окисления 0 (в газообразном водороде). Обычно используются три восстановителя: углерод (в коксе или угле), окись углерода и метан. Они реагируют с водяным паром в форме H 2 (г):

    \[C_{(s)} + 2H_2O_{(g)} \rightarrow CO(g) + H_{2(g)}\]

    \[CO_{(g)} + 2H_2O_{(г)} \rightarrow CO2 + H_{2(г)}\]

    Риформинг метана:

    \[CH_{4(г)} + H_2O_{(г)} \rightarrow CO(г) + 3H_{2(g)}\]

    Эти три метода являются наиболее промышленно осуществимыми (рентабельными) способами получения H 2 (g).

    Изотопы

    Есть два важных изотопа водорода. Дейтерий ( 2 H ) имеет содержание 0,015% земного водорода, а ядро ​​изотопа содержит один нейтрон.

    Рисунок: Три изотопа водорода (изображение, сделанное Ридхи Сачдевом)
    • Протий ( 1 H) — наиболее распространенный изотоп, состоящий на 99,98% из встречающегося в природе водорода. Это ядро, содержащее один протон.
    • Дейтерий ( 2 H ) — еще один изотоп, содержащий протон и нейтрон, состоящий только из 0,0156% встречающегося в природе водорода. Обычно обозначаемый символом D и иногда называемый тяжелым водородом, дейтерий выделяют фракционной перегонкой жидкого водорода, но его также можно получить длительным электролизом обычной воды. Приблизительно 100 000 галлонов воды производят один галлон D 9.0024 2 О, «тяжелая вода». Этот особый вид воды имеет более высокую плотность, температуру плавления и температуру кипения, чем обычная вода, и используется в качестве замедлителя в некоторых энергетических реакторах деления.
      Дейтериевое топливо используется в экспериментальных термоядерных реакторах. Замена протия дейтерием имеет важное значение для изучения механизмов реакции с помощью кинетического изотопного эффекта.
    • Тритий ( ​​ 3 H) содержит в своем ядре два нейтрона и является радиоактивным с периодом полураспада 12,3 года, который непрерывно образуется в верхних слоях атмосферы за счет космических лучей. Его также можно изготовить в лаборатории из лития-6 в ядерном реакторе. Тритий также используется в водородных бомбах. Он встречается очень редко (примерно 1 из каждых 1018 атомов) и образуется в окружающей среде в результате бомбардировки космическими лучами. Большая часть трития производится путем бомбардировки Li нейтронами. Тритий используется в термоядерном оружии и экспериментальных термоядерных реакторах.

    Список литературы

    1. Шульц М., Келли М., Парицкий Л., Вагнер Дж. Тематический курс: Водород как топливо будущего . Journal of Chemical Education 2009 86 (9), 105.
    2. Ригден, Джон. Водород: основной элемент . Президент и члены Гарвардского колледжа. 2003.
    3. Бэнкс, Олтон. Водород . Журнал химического образования 1989 66 (10), 801.
    4. Петруччи, Ральф Х. Общая химия . 9-е изд. Река Аппер-Сэдл: Прентис-холл, 2007 г. Печать
      5. .
    5. Садава, Хеллер, Орианс, Пурвес, Хиллис. Жизнь Биология . 8-е изд. Сандерленд, Массачусетс: WH Фримен, 2008.
    6. Dinga, G. Водород: лучший носитель топлива и энергии. Журнал химического образования 1988 65 (8), 688.

    Внешние ссылки

    • http://www.webelements.com/hydrogen/
    • http://periodic.lanl.gov/elements/1. html
    • http://education.jlab.org/itselemental/ele002.html

    Задачи

    1. Напишите реакцию Na(s) с H 2 (г).
    2. Как называется радиоактивный изотоп водорода?
    3. Какие свойства щелочных металлов проявляет водород?
    4. Какие характеристики галогенов проявляет водород?
    5. Чем отличается электроотрицательность водорода от галогенов?
    6. Какова электронная конфигурация нейтрального атома водорода.

    Ответы

    1. 2Na(s) + H 2 (g)→ 2NaH(s)
    2. Тритий
    3. Водород помещен выше группы в периодической таблице, потому что он имеет ns 1 Электронная конфигурация аналогична щелочным металлам. Однако он сильно отличается от щелочных металлов, поскольку образует катионы (H + ) более неохотно, чем другие щелочные металлы. Энергия ионизации водорода составляет 1312 кДж/моль, тогда как литий (щелочной металл с самой высокой энергией ионизации) имеет энергию ионизации 520 кДж/моль.
    4. Поскольку водород является неметаллом и образует H
      —       (гидридные анионы), его иногда помещают в периодической таблице выше галогенов. Водород также образует H 2 диводородоподобные галогены. Однако водород сильно отличается от галогенов. Водород имеет гораздо меньшее сродство к электрону, чем галогены.
    5. Водород менее электроотрицателен, чем галогены.
    6. 1с 1

    Авторы и ссылки

    • Ридхи Сачдев (Калифорнийский университет в Дэвисе)

    Стивен Р. Марсден

    Chemistry of Hydrogen (Z=1) распространяется под лицензией CC BY-NC-SA 4.0 и был создан, изменен и/или курирован LibreTexts.

    1. Наверх
    • Была ли эта статья полезной?
    1. Тип изделия
      Раздел или Страница
      Лицензия
      CC BY-NC-SA
      Версия лицензии
      4,0
      Показать страницу TOC
      № на стр.
    2. Теги
      1. Кавендиш
      2. сжигание
      3. элемент
      4. газ
      5. гидро
      6. Водород
      7. гидрирование
      8. Встречающийся в природе

    Химия водорода

    Химия Водород

    Гидриды Размещение водорода в периодической таблице
    Недвижимость и образование водорода

    Гидриды

    Водород сочетается с каждым элементом таблицы Менделеева кроме неметаллов группы VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn). Хотя часто утверждается, что большее количество соединений содержит углерод чем любой другой элемент, это не обязательно верно. Большинство углерода соединения также содержат водород, а водород образует соединения практически со всеми остальными элементами. Соединения водород часто называют

    гидриды , даже хотя название гидрид буквально описывает соединения, которые содержат ион H — . Существует закономерная тенденция в формула гидридов по строке периодической таблицы, как показано на рисунке ниже. Эта тенденция настолько закономерна, что комбинированная сила, или валентность , элемента когда-то определяется как число атомов водорода, связанных с элементом в его гидрид.

    Водород — единственный элемент, образующий соединения, в которых валентные электроны находятся на n = 1 оболочке. Как результат, водород может иметь три степени окисления, соответствующие H + ион, нейтральный атом Н и ион Н — .

    Н + = 1 с 0
    Н = 1 с 1
    Н — = 1 с 2

    Водород Место в Периодической таблице

    Поскольку водород образует соединения со степенями окисления как +1, так и -1, многие таблицы Менделеева включают этот элемент как в Группа IA (с Li, Na, K, Rb, Cs и Fr) и Группа VIIA (с F, Cl, Br, I и At).

    Есть много причин для включения водорода в число элементы группы IA. Он образует соединения (такие как HCl и HNO 3 ) которые являются аналогами соединений щелочных металлов (таких как NaCl и KNO 3 ). В условиях очень высокого давления обладает свойствами металл. (Утверждалось, например, что любой водород присутствующий в центре планеты Юпитер, вероятно, твердое металлическое тело.) Наконец, водород соединяется с горсткой металлов, таких как скандий, титан, хром, никель или палладий, чтобы сформировать материалы, которые ведут себя так, как если бы они были сплавами из двух металлов.

    Существуют столь же веские аргументы в пользу помещения водорода в Группа VIIА. Он образует соединения (такие как NaH и CaH 2 ) которые являются аналогами соединений галогенов (таких как NaF и CaCl 2 ). Он также соединяется с другими неметаллами, образуя ковалентные соединения. (например, H 2 O, CH 4 и NH 3 ), так, как неметалл должен. Наконец, элемент представляет собой газ в комнате температура и атмосферное давление, как и другие неметаллы (например, как О 2 и N 2 ).

    Трудно решить, где водород принадлежит в Периодическая таблица из-за физических свойств элемента. Первая энергия ионизации водорода (1312 кДж/моль), для например, находится примерно посередине между элементами с наибольшим (2372 кДж/моль) и наименьшей (376 кДж/моль) энергии ионизации. Водород также имеет электроотрицательность ( EN = 2,20) на полпути между крайними точками наиболее электроотрицательного ( ЕН = 3,98) и наименее электроотрицательные ( EN = 0,7) элементы. На основании электроотрицательности возникает соблазн классифицировать водород как полуметалл, как показано на трехмерном графике показана электроотрицательность элементов главной группы ниже.

    Этот трехмерный график электроотрицательность элементов главной группы помогает нам понять, почему трудно классифицировать водород как металл или неметалл.

    Водород окисляется более электроотрицательными элементами с образованием соединений, в которых он имеет степень окисления +1.

    Водород восстанавливается менее электроотрицательными элементами с образованием соединений, в которых его степень окисления равна -1.

    Свойства и Образование водорода

    При комнатной температуре водород представляет собой бесцветный газ без запаха. с плотностью всего в одну четырнадцатую плотности воздуха. Маленький количества H 2 Газ можно приготовить несколькими способами.

    1. Реакцией активного металла с водой.

    2 На( с ) + 2 Н 2 О( л ) 2 Na + ( водный ) + 2 OH — ( водный ) + H 2 ( г )

    2. При взаимодействии менее активного металла с сильной кислотой.

    Цинк( с ) + 2 HCl( водный ) Zn 2+ ( водный ) + 2 Кл — ( водный ) + H 2 ( г )

    3. Реакцией гидрида ионного металла с водой.

    NaH( с ) + Н 2 О( л ) Na + ( водный ) + ОН — ( водный ) + H 2 ( г )

    4. Разлагая воду на элементы с электрическим током.

      электролиз        
    2 Н 2 О( л ) 2 H 2 ( г ) + O 2 ( г )  

     

    Практическая задача 2:

    Использование степени окисления, чтобы определить, что окисляется и что восстанавливается в следующих реакциях, которые используются для подготовить газ H 2 .

    (a) Mg( s ) + 2 HCl( водный ) Mg 2+ ( водный ) + 2 Cl — ( водный ) + Н 2 ( г )

    (b) Ca( s ) + 2 H 2 O( l ) Ca 2+ ( водный ) + 2 OH — ( водный ) + Н 2 ( г )

    Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на практическое задание 2

    Ковалентный радиус нейтрального атома водорода 0,0371 нм, меньше, чем у любого другого элемента.

    No related posts.