Получение, свойства и применение водорода (видео)

Водород - самый распространенный химический элемент во Вселенной. В нашей Солнечной системе количество водорода (и по числу атомов, и по массе) намного превосходит количество всех других элементов вместе взятых. Водород прародитель всех других химических элементов. В недрах звезд в результате ядерных реакций водород превращается в гелий, гелий - в литий, бериллий, бор. В конечном итоге именно в звездных ядерных котлах синтезируются ядра атомов всех химических элементов и их изотопов. Когда ядерные реакции слишком ускоряются происходит взрывной процесс. Часть массы звезды выбрасывается в околозвездное и межзвездное пространство. Из этой массы формируются планеты, на которых при определенных условиях могут возникнуть разумные существа. И все это как бы заложено в свойствах водорода.

На планете Земля  по распространенности водород занимает девятое место. На его долю приходится примерно 1 % от массы земной коры. Химический элемент водород представляет собой смесь изотопов: 1H (протий) - 99.985 %, 2D (дейтерий) - 0.015 %, 3T (тритий) - радиоактивный изотоп с периодом полураспада 12.3 года (испуская b-лучи он превращается в легкий изотоп гелия 3He). Сейчас научились разделять изотопы протия и дейтерия и поэтому можно говорить достаточно надежно о различиях в свойствах протия и его соединений и дейтерия и его соединений. Для дейтерия широко используют свой символ D, хотя, строго говоря, природа химического элемента определяется зарядом его ядра, а он у всех изотопов водорода одинаков и равен 1.

При нормальных условиях водород - газ состава H2. Это самый легкий бесцветный газ без запаха и вкуса. В твердом состоянии водород существует при температуре ниже 14 K, в жидком состоянии - в интервале температур 14 - 20.5 K. Водород плохо растворяется в воде, и в органических растворителях, но он хорошо растворяется во многих металлах: так, один объем палладия растворяет до 900 объемов водорода. Растворимость водорода в таких металлах как Cr, Fe, Co, Ni, Cu, Pt, Ag с ростом температуры увеличивается. Водород практически нерастворим в Au, Zn, Cd, Hg.

Молекулярный водород может существовать в виде двух аллотропных форм: орто-водорода и пара-водорода Протоны, ядра атомов водорода, обладают спином. В молекулу H2 входят два ядра и их спины могут быть направлены либо в одну сторону ­­ (орто-H2), либо в разные стороны ­Ї (пара-H2). Суммарный ядерный спин у молекулы пара-H2 равен 0, а у молекулы орто-H2 - 1 и, следовательно, он тремя независимыми способами может ориентироваться в пространстве, давая проекции +1, 0 и -1, т.е. множество состояний у молекул орто-H2 в три раза больше, чем у молекул пара-Н2. Этот энтропийный (или статистический) фактор приводит к тому, что при температурах выше 100 K отношение орто-водорода к пара-водороду равно 3:1 и не изменяется с ростом температуры.

Молекула H2 достаточно прочная, и поэтому, молекулярный водород химически малоактивен. Для реакции водорода с активными металлами (натрием, кальцием), неметаллами (азотом, серой, йодом) требуется повышенная температура (300 - 500o C), а иногда и катализатор:

H2 + Ca = CaH2,

H2 + S = H2S,

3H2 + N2 2NH3,

H2 + I2 = 2HI.

 

Водород при горении в кислороде образует молекулы воды. При этом выделяется очень большое количество теплоты. Смесь водорода и кислорода, также называемая "гремучим газом" очень взрывоопасна (см. видео)

 

Напомним, что практическая химия - крайне опасное занятие. Выполнение химических опытов допускается только в присутствии опытных химиков, например, учителя химии!

 

При взаимодействии с металлами водород ведет себя как окислитель, а при взаимодействии с неметаллами - как восстановитель.

Н2 способен восстанавливать металлы из оксидов:

CuO + H2 = Cu + H2O.

При комнатной температуре H2 реагирует непосредственно только со фтором, при интенсивном освещении - с хлором, при наличии катализатора, например Pt, - с кислородом.

H2 - ковалентная неполярная молекула с расстоянием между ядрами 0.74142 A у протия и 0.7416 A у дейтерия. Энергия диссоциации молекулы H2 равна 432 кДж/моль, D2 - 439.6 кДж/моль. Для сравнения приведем энергии диссоциации ряда молекул на атомы:

Пусть Э -  символ химического элемента. Чтобы оценить реакционную способность водорода, необходимо знать энергию связи Э-H в гидридах. Сначала выпишем энтальпии образования некоторых веществ при 0 K.

И, наконец, рассчитаем сами энергии связи Э-H.

Итак, суть химического превращения состоит в том, что в результате химической реакции вместо одних связей образуются новые. Чем менее прочно связаны атомы в исходных молекулах и чем более прочно атомы связаны в молекулах продуктов реакции, тем с большей скоростью и с большей полнотой протекает реакция. Итак H2 + F2 = 2HF. В молекуле F2 связь F-F очень слабая, поэтому неудивительно, что уже при комнатной температуре молекулярный фтор в ничтожно малой степени, но все-таки диссоциирует на атомы фтора (10-11 молей на 1 моль F2 или 6·10+12 атомов F). Далее идет процесс F + H2 = HF + H с выделением большого количества тепла. И, наконец, H + F2 = HF + F с еще большим выделением энергии.

При взаимодействии водорода и хлора при комнатной температуре реакция сама по себе не идет. Молекула Cl2 более прочная, чем F2. В этом случае на один моль Cl2 в равновесии приходится 5·10-19 молей атомов Cl, что явно недостаточно для инициирования реакции. При интенсивном освещении диссоциация молекулярного хлора резко возрастает и реакция идет.

Читателю предлагается самостоятельно объяснить, как будут взаимодействовать водород и пары йода.

Неожиданными могут показаться данные о энергии связи N-H в молекуле NH3. Она меньше энергии связи H-H и в три раза меньше энергии связи N-N. Почему же возможен синтез аммиака из азота и водорода? Запишем уравнение реакции синтеза аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3. В левой части уравнения разрываются четыре связи и при этом затрачивается энергия 2238 кДж/моль. В энергия двух молекулах аммиака образуются 6 связей N-H и выделяется 2316 кДж/моль.

Таким образом, современный уровень изучения строения молекул, точное определение их энергий диссоциации, тщательный анализ условий протекания химических реакций позволяют во многих случаях не просто констатировать экспериментальные  факты, но и давать им объяснение на основе термодинамики.

При изучении кислорода специально подчеркивают, что он существует в виде двух аллотропических модификаций: молекулярного кислорода O2 и озона - O3. Мы будем считать как самостоятельную аллотропическую модификацию и атомарный кислород. Свойства озона в химии оговариваются специально. При изучении химических свойств водорода следует помнить, что он реально может существовать не только в виде молекул H2, но и в атомарном виде. При этом свойства атомарного водорода в отличаются от свойств молекулярного водорода. Но сначала о его получении. При температуре выше 3000 K практически весь водород существует как атомарный. Если такой газ быстро охладить, то мы получим атомарный водород. При его рекомбинации в газовых горелках реакция 2H = H2 идет с выделением большого количества тепла. Она используется при проведении специальных видов сварки, когда необходима восстановительная среда. В лабораторной практике атомарный водород получают по реакции Zn + 2HCl = ZnCl2 + 2H в том же сосуде, где проводят реакцию гидрирования. Обычно его не называют атомарным водородом, а называют "водородом в момент выделения". Реакционная способность такого водорода чрезвычайно высока.

Получение и применение водорода

В лаборатории водород обычно получают в аппарате Киппа по реакции:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Если для реакции берут серную кислоту, то водород может содержать следы сероводорода.

Можно привести еще ряд реакций, которые приводят к получению водорода:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2,

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2 .

Чтобы рассказать о промышленных способах получения водорода, необходимо сначала вспомнить те вещества (доступные и дешевые) в состав которых он входит. Это, прежде всего, вода и метан (природный газ). Наиболее чистый водород обычно получают электролизом раствора щелочи. Щелочь добавляют для повышения электропроводности воды. На катоде при этом выделяется водород, а на аноде кислород. Как правило, получаемый водород на этом же химическом комбинате используется для получения других веществ, например метилового спирта, аммиака, других веществ методами органического синтеза и т.д. Поэтому мы рассмотрим сначала получение смеси водорода и окиси углерода, называемой "синтез-газ".

Газификация угля. В специальных печах при температуре 900-1000o C через раскаленный уголь продувают водяной пар:

C(гр) + H2O = CO + H2 -125 кДж

Поскольку эта реакция эндотермическая, то постепенно температура в печи снижается с 1000 до 900o C. После этого перекрывают подачу водяного пара в печь и начинают продувать воздух:

C(гр) + 1/2O2 = CO + 114 кДж.

Эта реакция идет с выделением тепла и температура в печи повышается. Синтез-газ содержит CO, H2 и N2. Если он далее будет использоваться для синтеза аммиака, то его нужно освободить от окиси углерода:

CO + H2O CO2 + H2

Углекислый газ хорошо растворяется в воде и может быть легко удален из газовой смеси.

 

Конверсия метана. При температурах 800-900o C смесь метана и паров воды пропускают над никелевым катализатором:

CH4 + H2O = CO + 3H2 .

 

Окисление метана. При температуре порядка 1300o C проводят неполное термическое окисление метана кислородом воздуха:

2CH4 + O2 = 2CO + 4H2 .

В химической промышленности водород в больших количествах используется для синтеза аммиака, метилового спирта, хлористого водорода, для каталитической гидрогенизации твердых топлив (каменного угля и сланцев), мазута и каменноугольной смолы. При гидрировании жиров получают маргарин. Водород используют для получения металлов из их оксидов и галогенидов. Водород - это самое эффективное ракетное топливо.