Водород: Часть 1

Видео

Конспект

Лекция 6: "Водород"

Здравствуйте, уважаемые слушатели. Сегодня мы с вами подробно рассмотрим элемент водород, уникальные свойства простого вещества и характеристики его соединений. Начнём с определения положения водорода в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

Как вы, вероятно, помните, водород занимает первое место в таблице Менделеева, что обусловлено его наименьшей атомной массой. Вследствие своих исключительных свойств, водород рассматривается отдельно от других элементов. Различные варианты представления периодической системы демонстрируют двойственное положение водорода: в одних таблицах он располагается в первой группе, отражая сходство с щелочными металлами, в других — в VIIA или 17 группе, указывая на его сходство с галогенами. Нередко можно встретить водород одновременно в обеих группах, с указанием одной из них в скобках. Такое неоднозначное положение связано с особенностью первого периода, содержащего всего два элемента. Водород, являясь первым элементом, открывает этот период и, следовательно, всю таблицу. С другой стороны, он предшествует гелию, завершающему первый период.

Атом водорода имеет один электрон, его электронная конфигурация — 1s^1 . Это позволяет ему как отдавать этот электрон, образуя катион H^{+} (<<протон>>), так и принимать один электрон, приобретая электронную конфигурацию гелия ( 1s^2 ). Эта особенность существенно отличает водород от других элементов. Водород достаточно легко отдаёт электрон, образуя положительно заряженный ион, но также способен и принимать электрон, формируя отрицательно заряженный гидрид-ион.

Отличительной чертой водорода является наличие изотопов, имеющих собственные символы. Помимо протия ( ^1H ), ядро которого содержит только один протон, существуют дейтерий D ( ^2H ) (в ядре один протон и один нейтрон) и тритий T ( ^3H ) (в ядре два нейтрона и один протон). Содержание дейтерия в природе крайне мало, порядка сотых долей процента, поэтому в основном мы рассматриваем вещества, состоящие из протия. Тритий является радиоактивным изотопом.

Возможные степени окисления водорода, обусловленные его электронным строением: +1, –1. Степень окисления +1 более характерна и чаще встречается в соединениях, однако соединения, где водород проявляет степень окисления –1, также существуют, и мы рассмотрим их подробнее.

Простое вещество водород имеет формулу H_2 . Молекула водорода, несмотря на то, что сам водород является горючим газом, характеризуется высокой прочностью, поэтому многие реакции с его участием требуют либо высокой температуры, либо применения катализатора, а иногда и того, и другого. В связи с этим, в уравнениях реакций часто указывается температура над стрелкой. Водород реагирует, например, с серой при нагревании, образуя сероводород. Он также может вступать в реакцию с активными металлами, такими как литий, образуя гидрид лития ( LiH ) при нагревании.

Помимо простых веществ, водород может взаимодействовать и со сложными веществами, например, с оксидами малоактивных металлов, проявляя восстановительные свойства и восстанавливая оксиды до металлов. В уравнениях таких реакций также требуется указание температуры: FeO + H_2 \xrightarrow{t} Fe + H_2O.

В органической химии взаимодействие с водородом называется гидрированием. Примером может служить взаимодействие водорода с пропиленом ( C_3H_6 ) в присутствии платинового катализатора, в результате чего образуется пропан: C_3H_6 + H_2 \xrightarrow{Pt,\ t} C_3H_8. Эта реакция широко применяется в органическом синтезе. При использовании водорода для проведения реакций, как правило, необходимы повышенная температура и наличие катализатора, что создает более жесткие условия для проведения процесса.

В лабораторной практике также применяется так называемый <<водород в момент выделения>>. Под этим подразумевается атомарный водород, образующийся непосредственно в ходе химической реакции. <<Водород в момент выделения>> может быть получен, например, при взаимодействии цинка с соляной кислотой ( Zn + 2HCl = ZnCl_2 + H_2 ) или алюминия (или цинка) с гидроксидом калия ( 2Al + 2KOH + 6H_2O = 2K[Al(OH)_4] + 3H_2 ). В этих реакциях происходит выделение водорода, и если данная реакция протекает параллельно с другой реакцией, то образующийся <<водород в момент выделения>> проявляет свойства сильного восстановителя.

Примером использования этого свойства является реакция восстановления нитрата калия цинком в щелочной среде: KNO_3 + 4Zn + 7KOH + 6H_2O = 4K_2[Zn(OH)_4] + NH_3. Логика этой химической реакции заключается в том, что цинк в щелочной среде выделяет водород, который, находясь в атомарном состоянии, является сильным восстановителем и восстанавливает нитрат-ионы до аммиака, то есть до самой низкой степени окисления азота.

Другой реакцией, демонстрирующей действие <<водорода в момент выделения>>, является взаимодействие раствора хлорида железа (III) ( FeCl_3 ) с металлическим железом в присутствии соляной кислоты. Формально HCl указывается над знаком равенства в уравнении реакции: Fe + 2FeCl_3 \xrightarrow{HCl} 3FeCl_2. На самом деле, железо взаимодействует с HCl c выделением водорода, который восстанавливает FeCl_3 до FeCl_2 . Эту реакцию можно представить в виде двух последовательных стадий: Fe + 2HCl = FeCl_2 + H_2 2FeCl_3 + H_2 = 2FeCl_2 + 2HCl

Суммируя эти два уравнения, мы получим общее уравнение реакции, в котором HCl и водород сокращаются: Fe + 2FeCl_3 \rightarrow 3FeCl_2

Таким образом, водород образуется в момент взаимодействия железа с соляной кислотой и тут же вступает в реакцию с окислителем – хлоридом железа (III), образуя продукт восстановления – хлорид железа (II).

Продолжим обсуждение свойств водородных соединений, а именно гидридов, в которых водород проявляет степень окисления –1. Гидриды образуются в результате прямого взаимодействия водорода с металлами, в частности, со щелочными и щелочноземельными металлами: 2Li + H_2 = 2LiH.

Эти соединения характеризуются высокой неустойчивостью и активно взаимодействуют с веществами, содержащими водород в степени окисления +1. Например, гидрид лития при контакте с водой образует гидроксид лития и газообразный водород: LiH + H_2O = LiOH + H_2 . В данном процессе происходит реакция сопропорционирования, в которой водород со степенями окисления –1 и +1 образует молекулярный водород со степенью окисления 0.

Гидриды часто используются в качестве восстановителей. В отличие от восстановления при помощи газообразного водорода, которое требует высоких температур и катализаторов, восстановление гидридами протекает в более мягких условиях, благодаря их высокой реакционной способности. Стоит отметить, что гидрид лития применяется реже, чем комплексные гидриды, такие как тетрагидридоалюминат лития ( LiAlH_4 ) и тетрагидридоборат натрия ( NaBH_4 ), более удобные в органической химии.

В соединениях, где водород имеет степень окисления +1, он проявляет окислительные свойства, и характер этих свойств зависит от природы второго реагента – восстановителя. В случае сильных восстановителей, таких как натрий, реакция с водой протекает очень бурно и экзотермически, часто сопровождаясь горением и взрывом: 2Na + 2H_2O = 2NaOH + H_2

Менее активные металлы, например, кальций, также реагируют с водой, но реакция протекает менее интенсивно, образуя гидроксид кальция и водород: Ca + 2H_2O = Ca(OH)_2 + H_2.

Металлы с низкой активностью, такие как железо, не взаимодействуют с водой без нагревания, но могут реагировать с кислотами-неокислителями.

В лаборатории водород получают реакциями вытеснения водорода из растворов кислот или щелочей, воды: 2Al + 6HCl = 2AlCl_3 + 3H_2, Ca + 2H_2O = Ca(OH)_2 + H_2, Zn + 2KOH + 2H_2O = K_2[Zn(OH)_4] + H_2.

В промышленности применяются другие способы получения водорода:

– взаимодействие металлов с водяным паром при высокой температуре: 3Fe + 4H_2O_{(г)} \overset{t}{=} Fe_3O_4 + 4H_2,

– взаимодействие угля с водяным паром при высокой температуре: C + H_2O_{(Г)} \overset{t}{=} CO + H_2,

(смесь CO и Н_2 , известная как синтез-газ, служит сырьем для дальнейшего синтеза различных органических веществ),

– паровая конверсия метана: CH_4 + Н_2О \overset{t}{=} CO + 3H_2 (в результате этой реакции образуется примесь CO_2 . Полученная смесь CO и H_2 используется далее, например, в процессе синтеза аммиака),

– электролиз водного раствора NaCl : 2NaCl + 2H_2O \overset{электролиз}{=} H_2(катод) + Cl_2(анод) + 2NaOH(около катода),

– электролиз воды: 2H_2O \overset{электролиз}{=}2H_2(катод) + O_2(анод)

Электролиз воды с добавлением электролитов, таких как гидроксид натрия ( NaOH ) или серная кислота ( H_2SO_4 ), также позволяет получить водород на катоде и кислород на аноде.

Таким образом, существуют различные способы получения водорода, применяемые как в промышленных, так и в лабораторных условиях.

Позвольте представить вашему вниманию устройство, представляющее значительный интерес, – топливный элемент.

Топливный элемент – это, в сущности, электрохимическая ячейка, в которой контролируемым образом осуществляется реакция окисления топлива. В отличие от камер сгорания в двигателях внутреннего сгорания, топливные элементы преобразуют химическую энергию непосредственно в электрическую, что обеспечивает более высокий коэффициент полезного действия.

В настоящее время активно разрабатываются различные типы топливных элементов, классифицируемые по типу протекающей в них химической реакции. Мы подробно рассмотрим водородный топливный элемент, в котором происходит суммарная реакция водорода с кислородом, приводящая к образованию воды. В данном топливном элементе осуществляется следующая реакция: 2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O.

Вне топливного элемента эта реакция протекает со взрывом, что делает её непрактичной для получения энергии. Взрывная реакция рассеивает энергию в виде тепла, света и звука. В топливном элементе реакция контролируется, и энергия преобразуется непосредственно в электрический ток, подобно обычной батарее.

Рассмотрим конструкцию топливного элемента. Будучи электрохимическим устройством, он состоит из катода, анода и электролита, расположенного в пространстве между ними. Поскольку реакция происходит между газообразными веществами, к катоду и аноду должен быть обеспечен подвод газообразных реагентов. К аноду подаётся водород, а к катоду – кислород (либо чистый кислород, либо воздух, в зависимости от конкретной конструкции).

На аноде всегда протекает окисление, а на катоде – восстановление. Запишем полуреакцию, протекающую на аноде: 2H_2 + 4OH^{-} \rightarrow 4H_2O + 4e^{-}. В этой реакции водород взаимодействует с гидроксид-анионами ( OH^{-} ), находящимися в электролите – водном растворе гидроксида калия ( KOH ). Гидроксид калия используется в дистиллированной форме. В результате реакции высвобождаются четыре электрона, которые направляются во внешнюю цепь.

На катоде протекает следующая реакция: O_2 + 2H_2O + 4e^{-} \rightarrow 4OH^{-}. Кислород взаимодействует с водой и электронами, поступающими из внешней цепи, образуя гидроксид-анионы.

Электрический ток возникает благодаря этим реакциям. Если просуммировать обе полуреакции, то гидроксид-анионы и молекулы воды сокращаются, а электроны взаимно уничтожаются. В результате получается искомая реакция: 2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O.

Таким образом, в топливном элементе происходит преобразование энергии экзотермической реакции водорода с кислородом в электрическую энергию. Эта энергия может быть использована для различных целей.

В процессе работы топливного элемента от анода отводится поток паров воды и, возможно, других побочных продуктов. От катода, если используется воздух, отводится азот и другие примеси, а также продукты реакции. Описанная схема представляет собой принцип работы водородного топливного элемента, основанного на реакции водорода с кислородом с образованием воды.