курсовая. Курсовая по элементам. Сравнение структуры и свойств водородных соединений s и рэлементов i и iv групп

• Название: Сравнение структуры и свойств водородных соединений s и рэлементов i и iv групп
• Анкор: курсовая
• Дата: 06.04.2023
• Размер: 259.8 Kb.
• Имя файла: Курсовая по элементам.docx
• Тип: Курсовая; #1040945
• страница: 4 из 9

2.1. Водород. Химические свойства водорода.

Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.

Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S₁. Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра.

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах. Модификации незначительно различаются по физическим свойствам, оптическим спектрам, а также по характеристикам рассеяния нейтронов.

При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-H₂ (75%) и пара-H₂ (25%) форм. При очень низких температурах баланс между ортоводородом и параводородом почти полностью смещается в сторону параводорода, так как энергия парамолекулы несколько ниже энергии ортоводорода. При 80 К соотношение модификации составляет примерно 1:1.

В молекуле водорода о-Н₂ (температура плавления -259,10 °С, температура кипения -252,56 °С) спины ядер параллельны, а в парах водорода р-Н2 (температура плавления -259,32 °С, температура кипения - 252,89 °С) противоположны друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь о-Н2 и р-Н2 при данной температуре называется равновесным водородом е-Н2.

Две формы водорода можно разделить адсорбцией на активированном угле при температуре жидкого азота. В этом случае активированный уголь катализирует превращение водорода в водород. Сероводород, десорбированный из угля при комнатной температуре, превращается в водород или водород до образования равновесной смеси (75:25), но без катализатора это превращение протекает медленно, что позволяет изучать свойства отдельных аллотропных форм.[8]

У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.

Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н⁺.

Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н^-.

Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.

На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.

Содержание водорода на Земле 3,0 %. Он входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти, а также во все животные и растительные организации.

Водород имеет три изотопа; протий ¹Н, дейтерий ²Д и тритий ³Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.

Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 оС) и кипения (-252,8 оС). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 оС. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10-5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.

Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О₂,S, Se, N₂, C, I₂.

Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.

Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).



Сl+ H2 = HCl + H (развитие цепи)

H+ Сl 2 = HCl + Сl

Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий:

Н₂ → 2Н

Н₂ + О₂ = 2ОН

Н+ О₂ = ОН+О

О+ Н₂ = ОН+ Н

ОН+ Н₂ = Н₂О + Н

Взрывного процесса удается избежать, если работать с чистым водородом.

Поскольку для водорода характерна - положительная (+1) и отрицательная (-1) степень окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электронном разряде в условиях низкого давления.

Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения при взаимодействии металла с кислотой. Такой водород восстанавливает CrCl₃ в CrCl₂:

2CrCl₃ + 2HСl + 2Zn = 2CrCl₂+ 2ZnCl₂ +H₂↑

Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II):

2NO + 2H₂ = N₂ + H₂O

Используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.

При взаимодействии с неметаллами водород проявляет восстановительные свойства:

Н₂ (г) + Cl₂ (г) = 2НCl (г), ΔH⁰₂₉₈= - 184 кДж;

2Н₂ (г) + О₂ (г) = 2Н₂О (г), ΔH⁰₂₉₈= - 484 кДж.

Связи Н-Сl, Н-О прочные (имеют высокую энергию), поэтому реакции взаимодействия водорода с хлором и кислородо протекают с выделением большого количества тепла.

Поэтому водород проявляет восстановительные свойства по отношению ко многим оксидам, галогенидам, например:

,

На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения простых веществ из оксидов галогенидов.

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

;

В данном случае водород ведет себя как галоген, образуя аналогичные галогенидам гидриды.

Гидриды s-элементов I группы имеют ионную структуру типа NaCl. В химическом отношении ионные гидриды ведут себя как основные соединения.

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород неметаллических элементов, например, гидриды состава SiH₄, ВН₃, СН₄. По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода, реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму.

Основной гидрид:

Кислотный гидрид:

За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо (∆Н<0, ∆S>0). При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные кислоту.

Стандартный потенциал системы В. Следовательно, ион Н - сильный восстановитель.

В лаборатории водород получают взаимодействием цинка с 20% -й серной кислотой в аппарате Киппа.

Технический цинк часто содержит небольшие примеси мышьяка и сурьмы, которые восстанавливаются водородом в момент выделения до ядовитых газов: арсина SbH₃ и стабина SbH. Таким водородом можно отравиться. С химически чистым цинком реакция протекает медленно из-за перенапряжения и хорошего тока водорода получить не удается. Скорость этой реакции увеличивается путем добавления кристалликов медного купороса, реакция ускоряется за счет образования гальванической пары Cu-Zn.[9]