- Beteckning - H (väte);
- Latinskt namn - Hydrogenium;
- Period - I;
- Grupp - 1 (la);
- Atommassa - 1,00794;
- Atomnummer - 1;
- Atomradie = 53 pm;
- Kovalent radie = 32 pm;
- Fördelning av elektroner - 1s 1;
- smältpunkt = -259,14°C;
- kokpunkt = -252,87 ° C;
- Elektronegativitet (Pauling / Alpred och Rohov) = 2,02 / -;
- Oxidationstillstånd: +1; 0; -1;
- Densitet (n. At.) = 0,0000899 g/cm3;
- Molvolym = 14,1 cm 3 / mol.
Binära föreningar av väte med syre:
Väte ("föder vatten") upptäcktes av den engelske vetenskapsmannen G. Cavendish 1766. Det är det enklaste grundämnet i naturen - en väteatom har en kärna och en elektron, vilket förmodligen är anledningen till att väte är det vanligaste grundämnet i universum (det utgör mer än hälften av massan av de flesta stjärnor).
Om väte kan vi säga att "spolen är liten, men dyr." Trots sin "enkelhet" ger väte energi till alla levande varelser på jorden - det sker en kontinuerlig termonukleär reaktion på solen under vilken en heliumatom bildas av fyra väteatomer, denna process åtföljs av frigörandet av en kolossal mängd energi (för mer information, se Nuclear Fusion).
I jordskorpan är massandelen väte endast 0,15 %. Samtidigt innehåller den överväldigande majoriteten (95%) av alla kemikalier som är kända på jorden en eller flera väteatomer.
I föreningar med icke-metaller (HCl, H 2 O, CH 4 ...) ger väte upp sin enda elektron till mer elektronegativa element, uppvisar ett oxidationstillstånd på +1 (oftare) och bildar endast kovalenta bindningar (se Kovalenta bindningar) obligation).
I föreningar med metaller (NaH, CaH 2 ...) tar väte tvärtom en annan elektron in i sin enda s-orbital, och försöker på så sätt komplettera sitt elektroniska skikt, uppvisar ett oxidationstillstånd på -1 (mindre ofta), oftare bildar en jonbindning (se Jonbindning), eftersom skillnaden i elektronegativiteten för en väteatom och en metallatom kan vara ganska stor.
H 2
I det gasformiga tillståndet är väte i form av diatomiska molekyler som bildar en opolär kovalent bindning.
Vätemolekyler har:
- stor rörlighet;
- stor hållbarhet;
- låg polariserbarhet;
- liten storlek och vikt.
Vätgas egenskaper:
- den lättaste gasen i naturen, färglös och luktfri;
- dåligt löslig i vatten och organiska lösningsmedel;
- i små mängder löses det i flytande och fasta metaller (särskilt i platina och palladium);
- svår att göra flytande (på grund av dess låga polariserbarhet);
- har den högsta värmeledningsförmågan av alla kända gaser;
- vid upphettning reagerar den med många icke-metaller, vilket visar egenskaperna hos ett reduktionsmedel;
- vid rumstemperatur reagerar med fluor (explosion inträffar): H2 + F2 = 2HF;
- reagerar med metaller för att bilda hydrider, uppvisar oxiderande egenskaper: H 2 + Ca = CaH 2;
I föreningar visar väte sina reducerande egenskaper mycket starkare än oxiderande. Väte är det starkaste reduktionsmedlet efter kol, aluminium och kalcium. Vätets reducerande egenskaper används i stor utsträckning inom industrin för framställning av metaller och icke-metaller (enkla ämnen) från oxider och gallider.
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
Reaktioner av väte med enkla ämnen
Väte tar på sig en elektron och spelar en roll reduktionsmedel, i reaktioner:
- med syre(vid antändning eller i närvaro av en katalysator), i förhållandet 2:1 (väte: syre), bildas en explosiv syrevätegas: 2H 2 0 + O 2 = 2H 2 +1 O + 572 kJ
- med grå(vid uppvärmning till 150 °C-300 °C): H 2 0 + S ↔ H 2 +1 S
- med klor(vid antändning eller bestrålning med UV-strålar): H 2 0 + Cl 2 = 2H +1 Cl
- med fluor: H20 + F2 = 2H +1 F
- med kväve(vid upphettning i närvaro av katalysatorer eller vid högt tryck): 3H 2 0 + N 2 ↔ 2NH 3 +1
Väte donerar en elektron och spelar en roll oxidationsmedel, i reaktioner med alkalisk och jordalkali metaller med bildning av metallhydrider - saltliknande joniska föreningar som innehåller hydridjoner H - är instabila kristallina ämnen med vit färg.
Ca + H2 = CaH2-1 2Na + H20 = 2NaH-1
Det är ovanligt att väte uppvisar ett oxidationstillstånd på -1. Reagerar med vatten, hydrider sönderfaller, vilket reducerar vatten till väte. Reaktionen av kalciumhydrid med vatten är som följer:
CaH2-1 + 2H2+10 = 2H20 + Ca (OH)2
Reaktioner av väte med komplexa ämnen
- vid höga temperaturer reducerar väte många metalloxider: ZnO + H 2 = Zn + H 2 O
- metylalkohol erhålls som ett resultat av reaktionen mellan väte och kolmonoxid (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
- i hydrogeneringsreaktioner reagerar väte med många organiska ämnen.
Ekvationerna för kemiska reaktioner av väte och dess föreningar behandlas mer i detalj på sidan "Väte och dess föreningar - ekvationer av kemiska reaktioner som involverar väte".
Användning av väte
- inom kärnkraft används väteisotoper - deuterium och tritium;
- i den kemiska industrin används väte för syntes av många organiska ämnen, ammoniak, väteklorid;
- inom livsmedelsindustrin används väte vid framställning av fasta fetter genom hydrering av vegetabiliska oljor;
- hög förbränningstemperatur av väte i syre (2600 ° C) används för svetsning och skärning av metaller;
- vid framställning av vissa metaller används väte som reduktionsmedel (se ovan);
- eftersom väte är en lätt gas används det inom flygteknik som fyllmedel för ballonger, ballonger, luftskepp;
- som bränsle används väte i en blandning med CO.
Nyligen har forskare ägnat mycket uppmärksamhet åt att hitta alternativa källor till förnybar energi. Ett av de lovande områdena är "väte" kraftteknik, där väte används som bränsle, vars förbränningsprodukt är vanligt vatten.
Metoder för framställning av väte
Industriella metoder för framställning av väte:
- omvandling av metan (katalytisk reduktion av vattenånga) med vattenånga vid hög temperatur (800 °C) på en nickelkatalysator: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2;
- omvandling av kolmonoxid med ånga (t = 500°C) på katalysatorn Fe2O3: CO + H2O = CO2 + H2;
- termisk sönderdelning av metan: CH4 = C + 2H2;
- förgasning av fasta bränslen (t = 1000°C): C + H2O = CO + H2;
- elektrolys av vatten (en mycket dyr metod där mycket rent väte erhålls): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.
Laboratoriemetoder för framställning av väte:
- verkan på metaller (vanligtvis zink) med saltsyra eller utspädd svavelsyra: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
- interaktion av vattenånga med heta järnspån: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.
För att börja överväga de kemiska och fysikaliska egenskaperna hos väte, bör det noteras att detta kemiska element i sitt vanliga tillstånd är i gasform. Den färglösa vätgasen är luktfri och smaklös. För första gången kallades detta kemiska element väte efter att forskaren A. Lavoisier genomförde experiment med vatten, enligt resultaten av vilka världsvetenskapen lärde sig att vatten är en flerkomponentsvätska, som innehåller väte. Denna händelse inträffade 1787, men långt före detta datum var väte känt för forskare som "brännbar gas".
Väte i naturen
Enligt forskare finns väte i jordskorpan och i vatten (cirka 11,2 % av den totala vattenvolymen). Denna gas är en del av många mineraler som mänskligheten har utvunnit från jordens tarmar i århundraden. Vätets egenskaper är delvis karakteristiska för olja, naturgaser och lera, för organismer av djur och växter. Men i sin rena form, det vill säga inte kombinerad med andra kemiska element i det periodiska systemet, är denna gas extremt sällsynt i naturen. Denna gas kan släppas ut till jordens yta under vulkanutbrott. Fritt väte finns i spårmängder i atmosfären.
Kemiska egenskaper hos väte
Eftersom de kemiska egenskaperna hos väte inte är enhetliga, tillhör detta kemiska element både I-gruppen i Mendeleev-systemet och VII-gruppen i systemet. Eftersom väte är en representant för den första gruppen, är väte i själva verket en alkalimetall, som har ett oxidationstillstånd på +1 i de flesta föreningar som det tillhör. Samma valens är karakteristisk för natrium och andra alkalimetaller. På grund av dessa kemiska egenskaper anses väte vara ett grundämne som liknar dessa metaller.
Om vi pratar om metallhydrider, så har vätejonen en negativ valens - dess oxidationstillstånd är -1. Na + H- är uppbyggt på samma sätt som för klorid Na + Cl-. Detta faktum är anledningen till att tillskriva väte till VII-gruppen i Mendeleev-systemet. Väte, som är i tillståndet av en molekyl, förutsatt att det stannar i en vanlig miljö, är inaktivt och kan kombineras uteslutande med icke-metaller, som är mer aktiva för det. Dessa metaller inkluderar fluor, i närvaro av ljus, kombineras väte med klor. Om väte värms upp, blir det mer aktivt och går in i reaktioner med många element i Mendeleevs periodiska system.
Atomiskt väte uppvisar mer aktiva kemiska egenskaper än molekylärt väte. Syremolekyler bildar vatten - H2 + 1 / 2O2 = H2O. När väte interagerar med halogener bildas vätehalogenider H2 + Cl2 = 2HCl, och väte går in i denna reaktion i frånvaro av ljus och vid tillräckligt höga negativa temperaturer - upp till - 252 ° С. Vätets kemiska egenskaper gör det möjligt att använda det för reduktion av många metaller, eftersom väte, när det reagerar, absorberar syre från metalloxider, till exempel CuO + H2 = Cu + H2O. Väte deltar i bildningen av ammoniak, interagerar med kväve i reaktionen 3H2 + N2 = 2NH3, men förutsatt att en katalysator används, och temperaturen och trycket höjs.
En kraftig reaktion uppstår när väte interagerar med svavel i reaktionen H2 + S = H2S, vars resultat är vätesulfid. Interaktionen mellan väte och tellur och selen är något mindre aktiv. Om det inte finns någon katalysator, reagerar den med rent kol, väte endast under förutsättning att höga temperaturer skapas. 2H2 + C (amorf) = CH4 (metan). I processen för väteaktivitet med vissa alkalier och andra metaller erhålls hydrider, till exempel H2 + 2Li = 2LiH.
Fysikaliska egenskaper hos väte
Väte är en mycket lätt kemikalie. Åtminstone säger forskare att det för närvarande inte finns något lättare ämne än väte. Dess massa är 14,4 gånger lättare än luft, dess densitet är 0,0899 g / l vid 0 ° C. Vid temperaturer på -259,1 ° C kan väte smälta - detta är en mycket kritisk temperatur som inte är typisk för omvandlingen av de flesta kemiska föreningar från ett tillstånd till ett annat. Endast ett sådant element som helium överstiger de fysikaliska egenskaperna hos väte i detta avseende. Flytande av väte är svårt, eftersom dess kritiska temperatur är (-240 ° C). Väte är den mest värmealstrande gasen som mänskligheten känner till. Alla egenskaperna som beskrivs ovan är de viktigaste fysikaliska egenskaperna hos väte som används av människor för specifika ändamål. Dessa egenskaper är också de mest relevanta för modern vetenskap.
I det periodiska systemet har det sin bestämda position, vilket återspeglar egenskaperna som manifesteras av det och talar om dess elektroniska struktur. Men det finns en speciell atom bland alla, som upptar två celler samtidigt. Det är beläget i två grupper av element som är helt motsatta när det gäller manifesterade egenskaper. Detta är väte. Dessa funktioner gör den unik.
Väte är inte bara ett grundämne, utan också ett enkelt ämne, såväl som en komponent i många komplexa föreningar, ett biogent och organogent element. Därför kommer vi att överväga dess egenskaper och egenskaper mer i detalj.
Väte som ett kemiskt element
Väte är ett element i den första gruppen i huvudundergruppen, såväl som den sjunde gruppen i huvudundergruppen under den första lilla perioden. Denna period består av endast två atomer: helium och grundämnet vi överväger. Låt oss beskriva huvuddragen i vätepositionen i det periodiska systemet.
- Ordinaltalet för väte är 1, antalet elektroner är detsamma, respektive antalet protoner är detsamma. Atommassan är 1,00795. Det finns tre isotoper av detta element med massnummer 1, 2, 3. Egenskaperna för var och en av dem är dock mycket olika, eftersom en ökning av massan även med en för väte omedelbart är dubbelt så stor.
- Det faktum att den endast innehåller en elektron på utsidan gör att den framgångsrikt kan uppvisa både oxiderande och reducerande egenskaper. Dessutom, efter donationen av en elektron, har den en fri orbital, som deltar i bildandet av kemiska bindningar av donator-acceptor-mekanismen.
- Väte är ett kraftfullt reduktionsmedel. Därför anses dess huvudplats vara den första gruppen i huvudundergruppen, där den leds av de mest aktiva metallerna - alkali.
- Men när det interagerar med starka reduktionsmedel, såsom till exempel metaller, kan det också vara ett oxidationsmedel som tar emot en elektron. Dessa föreningar kallas hydrider. På grundval av detta leder han undergruppen av halogener som han liknar.
- På grund av sin mycket lilla atommassa anses väte vara det lättaste grundämnet. Dessutom är dess densitet också mycket låg, varför den också är riktmärket för lätthet.
Det är alltså uppenbart att väteatomen är helt unik, till skillnad från alla andra grundämnen. Följaktligen är dess egenskaper också speciella, och de enkla och komplexa ämnen som bildas är mycket viktiga. Låt oss överväga dem ytterligare.
Enkel substans
Om vi talar om detta element som en molekyl, så måste det sägas att det är diatomiskt. Det vill säga väte (ett enkelt ämne) är en gas. Dess empiriska formel kommer att skrivas som H 2, och dess grafiska formel - genom ett enda sigma-förhållande H-H. Mekanismen för bindningsbildning mellan atomer är kovalent icke-polär.
- Ångreformering av metan.
- Kolförgasning - processen involverar uppvärmning av kol till 1000 0 C, vilket resulterar i bildning av väte och kol med hög kolhalt.
- Elektrolys. Denna metod kan endast användas för vattenlösningar av olika salter, eftersom smältorna inte leder till utsläpp av vatten vid katoden.
Laboratoriemetoder för framställning av väte:
- Hydrolys av metallhydrider.
- Verkan av utspädda syror på aktiva metaller och medelhög aktivitet.
- Interaktion mellan alkali- och jordalkalimetaller med vatten.
För att samla upp det genererade vätet måste röret hållas upp och ner. Denna gas kan trots allt inte samlas upp på samma sätt som till exempel koldioxid. Detta är väte, det är mycket lättare än luft. Avdunstar snabbt och exploderar i stora mängder när det blandas med luft. Därför bör röret vändas upp och ned. Efter att ha fyllts måste den stängas med en gummipropp.
För att kontrollera renheten hos det uppsamlade vätet bör du ta med en tänd tändsticka på halsen. Om bomullen är matt och tyst är gasen ren, med minimala luftföroreningar. Om det är högt och visslande är det smutsigt, med en stor andel främmande komponenter.
Användningsområden
När väte brinner frigörs så mycket energi (värme) att denna gas anses vara det mest lönsamma bränslet. Dessutom är det miljövänligt. Men hittills är dess tillämpning på detta område begränsad. Detta beror på de ogenomtänkta och olösta problemen med syntesen av rent väte, som skulle vara lämpligt att använda som bränsle i reaktorer, motorer och bärbara enheter, såväl som värmepannor i bostadshus.
När allt kommer omkring är metoderna för att erhålla denna gas ganska dyra, därför är det först nödvändigt att utveckla en speciell syntesmetod. En som gör att du kan få en produkt i stora mängder och till minimal kostnad.
Det finns flera huvudområden där gasen vi överväger finner tillämpning.
- Kemiska synteser. Hydrogenering producerar tvål, margariner och plast. Med deltagande av väte syntetiseras metanol och ammoniak, såväl som andra föreningar.
- I livsmedelsindustrin - som tillsats E949.
- Flygindustri (raketer, flygplanskonstruktion).
- Elkraftindustrin.
- Meteorologi.
- Miljövänligt bränsle.
Naturligtvis är väte lika viktigt som det är i naturen. En ännu större roll spelar de olika föreningar som bildas av den.
Väteföreningar
Dessa är komplexa ämnen som innehåller väteatomer. Det finns flera huvudtyper av sådana ämnen.
- Vätehalogenider. Den allmänna formeln är HHal. Bland dem är väteklorid av särskild betydelse. Det är en gas som löses i vatten för att bilda en saltsyralösning. Denna syra används i stor utsträckning i nästan alla kemiska synteser. Dessutom både organiskt och oorganiskt. Klorväte är en förening med den empiriska formeln HCL och är en av de största sett till produktion i vårt land varje år. Vätehalogenider inkluderar även vätejodid, vätefluorid och vätebromid. De bildar alla motsvarande syror.
- Flyktiga Nästan alla av dem är ganska giftiga gaser. Till exempel vätesulfid, metan, silan, fosfin och andra. Dessutom är det mycket brandfarligt.
- Hydrider är föreningar med metaller. De tillhör klassen salter.
- Hydroxider: baser, syror och amfotera föreningar. De inkluderar nödvändigtvis väteatomer, en eller flera. Exempel: NaOH, K 2, H 2 SO 4 och andra.
- Vätehydroxid. Denna förening är mer känd som vatten. Ett annat namn för väteoxid. Den empiriska formeln ser ut så här - H 2 O.
- Väteperoxid. Det är det starkaste oxidationsmedlet, vars formel är Н 2 О 2.
- Många organiska föreningar: kolväten, proteiner, fetter, lipider, vitaminer, hormoner, eteriska oljor och andra.
Det är uppenbart att variationen av föreningar av grundämnet vi överväger är mycket stor. Detta bekräftar än en gång dess höga betydelse för naturen och människan, såväl som för alla levande varelser.
är det bästa lösningsmedlet
Som nämnts ovan är det vanliga namnet för detta ämne vatten. Består av två väteatomer och ett syre, sammankopplade med kovalenta polära bindningar. Vattenmolekylen är en dipol, vilket förklarar många av dess egenskaper. I synnerhet är det ett universellt lösningsmedel.
Det är i vattenmiljön som nästan alla kemiska processer äger rum. Inre reaktioner av plast- och energiomsättning i levande organismer utförs också med hjälp av väteoxid.
Vatten anses vara det viktigaste ämnet på planeten. Det är känt att ingen levande organism kan leva utan den. På jorden kan den existera i tre aggregationstillstånd:
- flytande;
- gas (ånga);
- fast (is).
Det finns tre typer av vatten beroende på vilken väteisotop som är en del av molekylen.
- Lätt eller protium. En isotop med massa nummer 1. Formel - H 2 O. Detta är en vanlig form som alla organismer använder.
- Deuterium eller tung, dess formel är D 2 O. Innehåller isotopen 2 H.
- Supertung eller tritium. Formeln ser ut som T 3 O, isotopen är 3 N.
Reserverna av färskt protiumvatten på planeten är mycket viktiga. Redan nu i många länder saknas det. Metoder utvecklas för behandling av saltvatten för att få dricksvatten.
Väteperoxid är ett mångsidigt botemedel
Denna förening, som nämnts ovan, är ett utmärkt oxidationsmedel. Men med starka representanter kan den också fungera som en återställare. Dessutom har den en uttalad bakteriedödande effekt.
Ett annat namn för denna förening är peroxid. Det är i denna form som det används inom medicin. En 3% lösning av kristallint hydrat av föreningen i fråga är ett medicinskt läkemedel som används för att behandla små sår för att desinficera dem. Det har dock bevisats att i detta fall ökar sårläkningen med tiden.
Väteperoxid används också i raketbränsle, inom industrin för desinfektion och blekning, som ett skummedel för att få fram lämpliga material (t.ex. skum). Dessutom hjälper peroxid att rengöra akvarier, missfärga håret och bleka tänderna. Men samtidigt skadar det vävnaderna, därför rekommenderas det inte av specialister för dessa ändamål.
Väte är en gas, det är han som är i första hand i det periodiska systemet. Namnet på detta element, utbrett i naturen, översätts från latin som "genererar vatten". Så vilka är de fysikaliska och kemiska egenskaperna hos väte vi känner till?
Väte: allmän information
Under normala förhållanden är väte smaklöst, luktfritt och färglöst.
Ris. 1. Formel för väte.
Eftersom en atom har en elektronisk energinivå, på vilken maximalt två elektroner kan lokaliseras, kan en atom för ett stationärt tillstånd både acceptera en elektron (oxidationstillstånd -1) och donera en elektron (oxidationstillstånd +1), vilket uppvisar konstant valens I Det är därför som symbolen för grundämnet väte placeras inte bara i IA-gruppen (huvudundergruppen av I-gruppen) tillsammans med alkalimetaller, utan också i VIIA-gruppen (huvudundergruppen i VII-gruppen) tillsammans med halogenerna. Halogenatomer saknar också en elektron för att fylla den yttre nivån, och liksom väte är de icke-metaller. Väte uppvisar ett positivt oxidationstillstånd i föreningar, där det är associerat med mer elektronegativa icke-metalliska element, och ett negativt oxidationstillstånd i föreningar med metaller.
Ris. 2. Vätets placering i det periodiska systemet.
Väte har tre isotoper, som var och en har sitt eget namn: protium, deuterium, tritium. Antalet av de senare på jorden är försumbart.
Kemiska egenskaper hos väte
I ett enkelt ämne H 2 är bindningen mellan atomer stark (bindningsenergi 436 kJ / mol), så aktiviteten hos molekylärt väte är låg. Under normala förhållanden interagerar den endast med mycket aktiva metaller, och den enda icke-metall som väte reagerar med är fluor:
F 2 + H 2 = 2HF (vätefluorid)
Väte reagerar med andra enkla (metaller och icke-metaller) och komplexa (oxider, odefinierade organiska föreningar) ämnen antingen vid bestrålning och ökande temperatur, eller i närvaro av en katalysator.
Väte brinner i syre med frigörande av en betydande mängd värme:
2H2 + O2 = 2H2O
En blandning av väte med syre (2 volymer väte och 1 volym syre) exploderar vid antändning kraftigt och kallas därför detonerande gas. Vid arbete med vätgas ska säkerhetsföreskrifterna följas.
Ris. 3. Syrevätegas.
I närvaro av katalysatorer kan gasen reagera med kväve:
3H2 + N2 = 2NH3
- enligt denna reaktion vid förhöjda temperaturer och tryck erhålls ammoniak inom industrin.
Under höga temperaturer kan väte reagera med svavel, selen, tellur. och vid växelverkan med alkali- och jordalkalimetaller bildas hydrider: 4.3. Totalt antal mottagna betyg: 152.
Industriella metoder för att erhålla enkla ämnen beror på den form i vilken motsvarande element finns i naturen, det vill säga vad som kan vara råvarorna för dess produktion. Så syre, som är tillgängligt i ett fritt tillstånd, erhålls genom en fysisk metod - genom separation från flytande luft. Nästan allt väte är i form av föreningar, därför används kemiska metoder för att erhålla det. I synnerhet kan nedbrytningsreaktioner användas. En av metoderna för att producera väte är reaktionen av vattennedbrytning med elektrisk ström.
Den huvudsakliga industriella metoden för att producera väte är reaktionen av metan med vatten, som är en del av naturgas. Det utförs vid hög temperatur (det är lätt att se till att ingen reaktion inträffar när metan passerar även genom kokande vatten):
CH4 + 2H20 = CO2 + 4H2 - 165 kJ
I laboratoriet, för att få enkla ämnen, använder de inte nödvändigtvis naturliga råvaror, utan väljer de utgångsmaterial från vilka det är lättare att isolera den nödvändiga substansen. Till exempel i ett laboratorium får man inte syre från luften. Detsamma gäller produktionen av väte. En av laboratoriemetoderna för att framställa väte, som ibland används inom industrin, är nedbrytning av vatten med elektrisk ström.
Vanligtvis i laboratoriet produceras väte genom interaktion av zink med saltsyra.
I industrin
1.Elektrolys av vattenlösningar av salter:
2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2
2.För vattenånga över varm koks vid en temperatur av cirka 1000 ° C:
H 2 O + C ⇄ H 2 + CO
3.Naturgas.
Ångomvandling: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C) Katalytisk oxidation med syre: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2
4. Krackning och reformering av kolväten i processen för oljeraffinering.
I laboratoriet
1.Verkan av utspädda syror på metaller. För att utföra en sådan reaktion används zink och saltsyra oftast:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
2.Interaktion mellan kalcium och vatten:
Ca + 2H2O → Ca (OH)2 + H2
3.Hydrolys av hydrider:
NaH + H2O → NaOH + H2
4.Effekten av alkalier på zink eller aluminium:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2
5.Genom elektrolys. Under elektrolysen av vattenhaltiga lösningar av alkalier eller syror utvecklas väte vid katoden, till exempel:
2H3O++2e-→ H2+2H2O
- Bioreaktor för väteproduktion
Fysikaliska egenskaper
Gasformigt väte kan existera i två former (modifieringar) - i form av orto - och para-väte.
I en molekyl av ortoväte (smp -259,10 ° C, bp b. -252,89 ° C) - mitt emot varandra (antiparallell).
Allotropa former av väte kan separeras genom adsorption på aktivt kol vid temperaturen av flytande kväve. Vid mycket låga temperaturer förskjuts jämvikten mellan ortoväte och paraväte nästan helt mot det senare. Vid 80 K är förhållandet mellan former ungefär 1:1. Desorberat paraväte vid upphettning omvandlas till ortoväte tills en blandningsjämvikt vid rumstemperatur bildas (orto-par: 75:25). Utan en katalysator är omvandlingen långsam, vilket gör det möjligt att studera egenskaperna hos individuella allotropa former. Vätemolekylen är diatomisk - Н₂. Under normala förhållanden är det en färglös, luktfri och smaklös gas. Väte är den lättaste gasen, dess densitet är många gånger mindre än luftens. Uppenbarligen, ju mindre massa molekylerna har, desto högre hastighet vid samma temperatur. Som den lättaste rör sig vätemolekyler snabbare än molekyler från någon annan gas och kan därför överföra värme snabbare från en kropp till en annan. Det följer att väte har den högsta värmeledningsförmågan bland gasformiga ämnen. Dess värmeledningsförmåga är cirka sju gånger högre än luftens värmeledningsförmåga.
Kemiska egenskaper
Vätemolekylerna H₂ är ganska starka, och för att väte ska reagera måste mycket energi förbrukas: H 2 = 2H - 432 kJ Därför, vid vanliga temperaturer, reagerar väte endast med mycket aktiva metaller, till exempel med kalcium, bildar kalciumhydrid: Ca + H 2 = CaH 2 och med den enda icke-metallen - fluor, bildar vätefluorid: F 2 + H 2 = 2HF Med de flesta metaller och icke-metaller reagerar väte vid förhöjda temperaturer eller under annan verkan, till exempel under belysning. Det kan "ta bort" syre från vissa oxider, till exempel: CuO + Í 2 = Cu + Í 2 0 Den skrivna ekvationen speglar reduktionsreaktionen. Reduktionsreaktioner kallas processer som ett resultat av vilka syre tas bort från föreningen; ämnen som tar bort syre kallas reduktionsmedel (medan de själva oxideras). Vidare kommer en annan definition av begreppen "oxidation" och "reduktion" att ges. Och denna definition, historiskt sett den första, behåller sin betydelse för närvarande, särskilt inom organisk kemi. Reduktionsreaktionen är motsatsen till oxidationsreaktionen. Båda dessa reaktioner fortgår alltid samtidigt som en process: under oxidationen (reduktionen) av en substans måste reduktionen (oxidationen) av den andra nödvändigtvis ske samtidigt.
N2 + 3H2 → 2 NH3
Formar med halogener vätehalogenider:
F 2 + H 2 → 2 HF, reaktionen fortskrider med en explosion i mörker och vid vilken temperatur som helst, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, fortskrider reaktionen med en explosion, endast i ljus.
Reagerar med sot under stark uppvärmning:
C + 2H2 → CH4
Interaktion med alkali- och jordalkalimetaller
Väte bildas med aktiva metaller hydrider:
Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2
Hydrider- salta, fasta ämnen, lätt hydrolyserade:
CaH2 + 2H2O → Ca (OH)2 + 2H2
Interaktion med metalloxider (vanligtvis d-element)
Oxider reduceras till metaller:
CuO + H2 → Cu + H2O Fe2O3 + 3H2 → 2 Fe + 3H2O WO3 + 3H2 → W + 3H2O
Hydrering av organiska föreningar
När väte verkar på omättade kolväten i närvaro av en nickelkatalysator och en förhöjd temperatur sker en reaktion hydrering:
CH2 = CH2 + H2 → CH3-CH3
Väte reducerar aldehyder till alkoholer:
CH3CHO + H2 → C2H5OH.
Vätgas geokemi
Väte är universums grundläggande byggsten. Det är det vanligaste grundämnet, och alla grundämnen bildas av det som ett resultat av termonukleära och kärnreaktioner.
Fritt väte H 2 är relativt sällsynt i markbundna gaser, men i form av vatten spelar det en oerhört viktig roll i geokemiska processer.
Väte kan ingå i mineraler i form av ammoniumjon, hydroxyljon och kristallvatten.
I atmosfären produceras kontinuerligt väte genom nedbrytning av vatten genom solstrålning. Den migrerar till den övre atmosfären och flyr ut i rymden.
Ansökan
- Vätgasenergi
Atomiskt väte används för atomärt vätesvetsning.
Inom livsmedelsindustrin är väte registrerat som en livsmedelstillsats E949 som att packa gas.
Funktioner av behandling
När det blandas med luft bildar väte en explosiv blandning - den så kallade explosiva gasen. Denna gas är mest explosiv när det volymetriska förhållandet mellan väte och syre är 2:1, eller väte och luft är ungefär 2:5, eftersom luften innehåller cirka 21 % syre. Väte är också brandfarligt. Flytande väte kan orsaka allvarliga köldskador om det kommer i kontakt med huden.
Explosiva koncentrationer av väte med syre stiger från 4 till 96 volymprocent. Vid blandning med luft från 4 till 75 (74) volymprocent.
Användning av väte
Inom den kemiska industrin används väte vid tillverkning av ammoniak, tvål och plast. Inom livsmedelsindustrin tillverkas margarin av flytande vegetabiliska oljor med hjälp av väte. Väte är väldigt lätt och stiger alltid upp i luften. En gång fylldes luftskepp och ballonger med väte. Men på 30-talet. XX-talet det har inträffat flera fruktansvärda katastrofer när luftskeppen exploderat och brann. Numera är luftskepp fyllda med heliumgas. Väte används också som raketbränsle. Vätgas kan en dag komma att användas i stor utsträckning som bränsle för bilar och lastbilar. Vätgasmotorer förorenar inte miljön och avger bara vattenånga (framställningen av väte i sig leder dock till viss miljöförorening). Vår sol består till största delen av väte. Solvärme och ljus är resultatet av frigörandet av kärnenergi från fusionen av vätekärnor.
Använda väte som bränsle (ekonomisk effektivitet)
Den viktigaste egenskapen hos ämnen som används som bränsle är deras värmevärde. Det är känt från loppet av allmän kemi att reaktionen av interaktion av väte med syre sker med frigöring av värme. Om vi tar 1 mol H 2 (2 g) och 0,5 mol O 2 (16 g) under standardförhållanden och initierar en reaktion, då enligt ekvationen
H2 + 0,5 O2 = H2O
efter slutförandet av reaktionen bildas 1 mol H 2 O (18 g) med en energifrisättning på 285,8 kJ / mol (som jämförelse: förbränningsvärmen för acetylen är 1300 kJ / mol, propan - 2200 kJ / mol ). 1 m³ väte väger 89,8 g (44,9 mol). För att erhålla 1 m³ väte kommer därför 12832,4 kJ energi att förbrukas. Med hänsyn till att 1 kWh = 3600 kJ får vi 3,56 kWh el. Genom att känna till tariffen för 1 kWh el och kostnaden för 1 m³ gas kan man dra slutsatsen att det är tillrådligt att byta till vätebränsle.
Till exempel färdas en experimentell modell Honda FCX av 3:e generationen med en 156 liters vätgastank (innehåller 3,12 kg väte under ett tryck på 25 MPa) 355 km. Följaktligen erhålls från 3,12 kg H2 123,8 kWh. Energiförbrukningen per 100 km blir 36,97 kWh. Genom att känna till kostnaden för el, kostnaden för gas eller bensin, deras förbrukning för en bil per 100 km, är det lätt att beräkna den negativa ekonomiska effekten av att byta bilar till vätebränsle. Låt oss säga (Ryssland 2008), 10 cent per kWh el leder till det faktum att 1 m³ väte leder till ett pris på 35,6 cent, och med hänsyn till effektiviteten för vattennedbrytning på 40-45 cent, samma mängd kWh från att förbränna bensin kostar 12832,4kJ / 42000kJ / 0,7kg / l * 80 cent / l = 34 cent i detaljhandelspriser, medan vi för väte beräknade det ideala alternativet, exklusive transporter, utrustningsavskrivningar etc. För metan med en förbränningsenergi på ca. 39 MJ per m³ blir resultatet två till fyra gånger lägre på grund av skillnaden i pris (1 m³ för Ukraina kostar 179 $ och för Europa 350 $). Det vill säga att motsvarande mängd metan kommer att kosta 10-20 cent.
Vi bör dock inte glömma att när väte förbränns får vi rent vatten, från vilket det extraherades. Det vill säga vi har en förnybar magasin energi utan att skada miljön, till skillnad från gas eller bensin, som är de primära energikällorna.
Php på linje 377 Varning: kräver (http: //www..php): misslyckades med att öppna ström: inget lämpligt omslag kunde hittas i /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php på linje 377 Fatal fel: kräver (): Misslyckad öppning krävs "http: //www..php" (inkludera_sökväg = ".. php på rad 377
