Водород. Химические свойства и способы получения.
Водород, являющийся s-элементом, в различных вариантах периодической системы помещают то вместе со щелочными металлами, то с галогенами, а иногда рассматривают отдельно. Кроме того, водород имеет ряд индивидуальных особенностей, связанных с тем, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. Например, протон не образует соединений с ионной связью. Особенностями строения атома водорода обусловлено также существование водородной связи. Водород — один из наиболее распространенных элементов. Встречается как в свободном, так и в связанном виде.
Он хорошо растворяется в некоторых металлах (никеле, платине, палладии) и хорошо диффундирует в них.
С повышением температуры связь между атомами в двухатомной молекуле водорода ослабевает, химическая активность растет. При этом у водорода проявляется двойственная химическая природа, способность проявлять как восстановительную, так и окислительную активность.
При комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (со взрывом) только с газообразным фтором: H2 + F2 = 2HF + Q
Реакция водорода с кислородом происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор — металлический палладий (или платину). При поджигании смесь водорода и кислорода (так называемый гремучий газ) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов.
Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде спокойно горит с выделением большого количества теплоты:
H2 + 1/2O2 = Н2О + 285,75 кДж/моль
С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400 °C в присутствии катализатора — железа:
3H2 + N2 = 2NH3 + Q.
Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо, никель, свинец, вольфрам, медь и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450 °C и выше происходит восстановление железа водородом из его любого оксида, например:
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.
Взаимодействием оксида углерода(II) и водорода в промышленности получают метанол:
2Н2 + СО = СН3ОН.
Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение. Пероксид водорода.
Вода — важнейший оксид водорода. Она покрывает около 3/4 поверхности нашей планеты. Вода не только образует гидросферу, но содержится также в литосфере, атмосфере, биологической сфере Земли. Ее распространенные виды: вода морей и океанов, речная, дождевая (и снеговая) вода, подземные (почвенные, грунтовые, минеральные) воды. Водяные пары всегда присутствуют в воздухе. Организмы животных и растений содержат от 50 до 90% (мае.) воды.
Химически чистая вода — бесцветная, прозрачная жидкость, лишенная запаха и вкуса. Плотность воды при охлаждении изменяется не линейно, максимальная плотность наблюдается при 4 °С. Благодаря этой аномалии воды природные водоемы не промерзают зимой и в них сохраняется жизнь.
Другая аномалия воды состоит в том, что из всех твердых и жидких веществ она имеет наибольшую теплоемкость. Поэтому, медленно поглощая теплоту летом, вода также медленно отдает ее зимой, и, таким образом регулирует температуры обширных пространств Земли.
Поскольку каждая молекула воды имеет две полярные связи О—Н и две направленные несвязывающие электронные пары, она может образовать четыре водородные связи
Молекулы воды устойчивы к нагреванию, но при температуре выше 1000 °С водяной пар начинает диссоциировать на водород и кислород
Вода образует соединения даже с некоторыми веществами, не отРис. 80. Диаграмма состояния воды 282 личающимися высокой химической активностью.
(3) Пероксид водорода
В настоящее время пероксид водорода получают в промышленности электролизом растворов серной кислоты.
В молекуле пероксида водорода существует ковалентная связь между атомами кислорода. Поэтому структурная формула пероксида водорода имеет вид: Н—О—О—Н. Это бесцветная сиропообразная жидкость (пл. 1,46г/см3), при —1,7 °С она превращается в игольчатые кристаллы, с водой и спиртом смешивается в любых отношениях. Под действием концентрированного пероксида водорода воспламеняются такие горючие материалы. Водные растворы Н20 2 более устойчивы. Поэтому пероксид водорода поступает в продажу в виде 30%-ного (пергидроль) и 3% (мае.) растворов, которые в прохладном месте можно хранить длительное время.
Применение пероксида водорода основано главным образом на его сильном окислительном действии. В медицине он используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство.