Атомарний і молекулярний Водень. Ізотопи

Атомарний і молекулярний водень.

Особливості будови Гідрогену:                  

В атомах елементів першої головної групи валентний електрон екранований, а в атома гідрогену відсутній ефект екранування, тому це і пояснює унікальність його властивостей;

В атома водню 1S¹-s атомна орбіталь є кайносиметрична, а отже і валентний електрон, який на ній знаходиться, міцно зв’язаний з ядром атома.

    За рахунок високого значення потенціалу іонізації і малого значення спорідненості до електрона, водень малоактивна речовина в хімічних реакціях. Водень виявляє свої активні властивості якщо його використовують в момент виділення.  В такому випадку реагують не молекули водню, а його

атоми, тоді його реакційна здатність підвищується.

    Атом гідрогену при кімнатній t°С відновлює KMnO₄, з О₂, Ме, неметаллом:

H^. + KMnO₄ + H₂SO₄ + Zn → ZnSO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Zn + HCL → ZnCL₂ + H₂↑

KMnO₄ + H₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

    Такий водень можна також отримати за рахунок дії електричного розряду або ультрафіолетового випромінювання на звичайний Н₂. Атом гідрогену може зберігатись необмежений час в умовах малої вірогідності зіткнень атомів із стінками посудини, та при відсутності домішок. При зіткненні двох атомів гідрогену виникають нестійкі частинки, які мають надлишкову енергію, що виділяється при утворенні хімічного зв'язку. Ці нестійкі частинки знову розкладаються з утворенням атомарних гідрогенів. Молекула Н₂ утворюється тільки при потрійних зіткненнях, коли ця третя частинка забирає із собою надлишкову енергію. Такою третьою частинкою стають молекули Н₂, домішки, стінки посудини. При утворенні молекул Н₂ з атомів виділяється стільки енергії, скільки поглинається при дисоціації.

    В молекулі Н₂ присутня суміш двох видів молекул, вони відрізняються один від одного направленням власного моменту руху протонів. Спіни ядер атомів у молекулі водню можуть бути напрямлені в один бік  або в протилежні боки . Запас енергії в молекулах, що мають різні взаємні орієнтації спінів, різний, тому хімічні і фізичні властивості молекул цих двох типів також відрізняються. Водень, молекули якого мають паралельні ядерні спіни, називають ортоводнем (о–Н₂); водень, який характеризується антипаралельними спінами, називають параводнем (n–Н₂) (мал.1).

Мал. 1 Схема утворення молекул орто- та параводню

 

    Н₂ містить три форми орто- і одну параводню. Обидві модифікації Н₂ пов’язані один з одним взаємними переходами, які протікають повільно, але прискорюється за допомогою каталізаторів (О₂, NO, V₂O₅, NO₂).                       

+  n–Н₂ → о–Н₂  +

    За кімнатної температури в рівноважній суміші знаходяться 75% ортоводню. За температури близько до абсолютного 0 °С, суміш містить тільки параводень. В хімічному відношенні поведінка обох модифікацій практично однакова. Таке існування орто- і параводню – приклад нової алотропії.

    Ізотопи водню . Природний Н₂ складається з трьох нуклідів: протію, дейтерію і тритію. З погляду хімічної кінетики протій і дейтерій нерівноцінні. Дейтерій реагує повільніше від протію, хоча відомі реакції (утворення NH₃ з H₂ та N₂ за наявності пари  Hg), швидкість яких зростає в разі заміни протію на дейтерій. Вміст D становить ≈ 0,02% порівняно з протієм, він мало впливає на фізичні властивості водню. Тритій є радіоактивним нуклідом і в природному Н₂ відсутній.

Ізотопи – це різновиди атомів одного і того самого електроліту, які різняться між собою відносною атомною масою.

    Легкі радіоактивні ізотопи на Землі існують за рахунок неперервного утворення під дією космічного випромінювання:

¹⁴₇ N+ ₀n¹ → ¹⁴₆ С + ¹₁Н

Тритій – радіоактивний ізотоп водню. В атмосфері утворюється під дією космічного випромінювання:    

                                        ¹⁴₇ N + ₀n¹ → ⁴₂He + ³₁H

Тритій використовують як термоядерне паливо. Штучним шляхом тритій отримують у великих кількостях із ізотопу літію в ядерних реакторах:

⁶₃ Li + ₀n¹ → ⁴₂ He + ³₁H

Серед ізотопів усіх хімічних елементів фізичні і хімічні властивості ізотопів водню відрізняються один від одного найсильніше. Це пов’язано з найбільшою відносною зміною мас атомів.

 

 

Добування Водню

 

    Н. Лемері встановив, що безбарвний газ, який утворюється під час взаємодії залізних ошурків з розбавленим розчином сірчаної кислоти, дуже добре горить і назвав його "горючим повітрям".

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑

    Г. Кавендіш визнав водень за газ відмінний від повітря, який виділив його дією розчинів соляної і сірчаної кислот на цинк, залізо та олово.

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

Sn + H₂SO₄ → SnSO₄  + H₂↑

    Дж. Прістлі досліджував продукти вибуху сумішей водню з повітрям у замкнутій посудині за допомогою електричної іскри. Після кожного вибуху стінки попередньо сухої посудини ставали вологими, було визнано, що це вода(Н₂О) .

    Методи добування водню (промислові ) :

1) Залізопаровий спосіб був розроблений у 1783 р. французьким хіміком А. Лавуазьє й історично є першим способом добування водню. Він полягає у відновленні водню з водяної пари залізом за високої температури:

4Н₂О_(п) + 3Fe Fe₃O₄ + 4H₂↑         ∆ G°₂₉₈ = - 99,8 кДж

    Хоча величина ∆ G процесу має від’ємне значення і, здавалося б, він може відбуватися і за звичайних умов, однак з достатньою швидкістю він відбувається лише за високої температури. А. Лавуазьє вперше реалізував цей спосіб, пропустивши водяну пару крізь розжарене, до червоного кольору, дуло рушниці.

2) Відновлення води вуглецем.

За температури понад 1000 °С водяна пара взаємодіє з розжареним коксом з утворенням водяного газу, який є сумішшю водню з оксидом вуглецю(ІІ): 

Н₂О_(п.) + С_(кокс) →  СО↑+ Н₂↑.

                               водяний газ

Водень відокремлюють від домішок (СО₂, N₂, СО) охолодженням одержаної газової суміші скрапленим повітрям за температури - 200 °С.

При цьому водень залишається у газоподібному стані,  оскільки має значно нижчу температуру скраплення, а інші складові газової суміші переходять у рідкий стан. За цим способом добувають дуже чистий водень, який використовують у харчовій промисловості для гідрогенізації жирів.

3) Взаємодія метану з водяною парою.

 Для синтезу аміаку і гідрування вугілля водень добувають також за реакцією високотемпературної (≈ 1100 °С) взаємодії метану з водяною парою за сталого тиску:

СН₄ + Н₂О_(п.) → СО↑ + 3Н₂↑               ∆ H =206,2 кДж

Ця реакція ендотермічна і потребує затрат теплоти. Водень одержують, застосовуючи "внутрішнє згорaння", для чого до суміші газів додають кисень, щоб частина метану згоріла до СО₂:

СН₄ + O₂ → CO₂ ↑ + H₂O_(п.)                  ∆ Н₂₉₈ = - 802,2 кДж

Врешті-решт співвідношення між компонентами реакційної суміші добирають таким, щоб процес був слабко екзотермічним:

СН₄ + Н₂О_(п.) + CO₂ → H₂↑ + CO↑ + CO₂↑        ∆ Н₂₉₈ = - 67,2 кДж

4) Електрохімічний розклад води.

Вода має дуже низьку електропровідність, тому з метою зменшення енерговитрат у промисловості для проведення електролізу використовують лужні розчини. При цьому на електродах, які виготовляють із заліза або нікелю, відбуваються такі процеси:

Катод: 2H₂O + 2е^- → H₂↑ + 2OH^-,               E⁰ = - 0,83 B;

  Анод: 4OH^- → O₂↑ + 2H₂O + 4е^-,               E⁰ = 0,401 B

Вода – дуже слабкий електроліт і малою мірою дисоціює на іони

(К_Д = 1,8·10^-16), що зумовлює дуже низьку її електропровідність. З цієї причини у промисловості для електролізу води використовують тільки лужні розчини.

Лабораторні методи:

1) Взаємодія лужних і лужноземельних металів із водою:

2Na + 2Н₂O → 2NaOH + H₂↑

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

Оскільки натрій надзвичайно енергійно взаємодіє з водою, то його вводять у реакцію у вигляді амальгами натрію, яка реагує значно спокійніше.

2) Взаємодія деяких металів з розчинами кислот. Ці реакції найпростіші для лабораторного добування водню, їх використовував ще Г. Кавендіш. Прикладом є взаємодія цинку з розчином соляної кислоти: 

Zn + 2HCl_(р.) → ZnCl₂ + H₂↑

Водень за цим способом добувають в апараті Кіппа, у середню кулю якого завантажують гранульований цинк. Для очищення водень пропускають крізь підкислений розчин KMnO₄ або K₂Cr₂O₇, а для висушування – крізь концентровану H₂SO₄.

3) Взаємодія алюмінію або силіцію з їдкими лугами:

Al + 2NaOH_(р.) + 3H₂O → Na[Al(OH)₄] + H₂↑

Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑

Для добування 1м³ водню за цими способами потрібно 0,81 кг алюмінію або 0,63 кг силіцію, тому останній спосіб економічніший.

Взаємодія гідриду кальцію з водою належить до окисно-відновних реакцій диспропорціонування, оскільки відновником катіона водню виступає негативно заряджений гідрид-іон Н^-:

СаH₂ + H₂O → Са(OH)₂ + H₂↑

Для добування 1м³ водню за цією реакцією потрібно всього 0,94 кг гідриду кальцію СаН₂.

 

⇐ Предыдущая1234Следующая ⇒

Поделиться: