В молекуле ортоводорода (т. пл. ?259,20 °C, т. кип. ?252,76 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода (т. пл. ?259,32 °C, т. кип. ?252,89 °C) -- противоположно друг другу (антипараллельны).

Разделить аллотропные формы водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно, что даёт возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм. Молекула водорода двухатомна -- Н?. При обычных условиях -- это газ без цвета, запаха и вкуса. Водород -- самый легкий газ, его плотность во много раз меньше плотности воздуха. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые легкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха. [5]

Химические свойства. Электронная формула водорода 1s1. Молекулы водорода Н? довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н?=2Н - 432 кДж. Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н2 = СаН2 и с единственным неметаллом - фтором, образуя фтороводород: F2+H2=2HF. С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении. Он может "отнимать" кислород от некоторых оксидов, например: CuO + Н? = Cu + Н?0. Записанное уравнение отражает реакцию восстановления. Реакциями восстановления называются процессы, в результате которых от соединения отнимается кислород; вещества, отнимающие кислород, называются восстановителями (при этом они сами окисляются). Реакция восстановления противоположна реакции окисления. Обе эти реакции всегда протекают одновременно как один процесс: при окислении (восстановлении) одного вещества обязательно одновременно происходит восстановление (окисление) другого.

N2 + 3H2 > 2NH3

С галогенами образует галогеноводороды:

F2 + H2 > 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

Cl2 + H2 > 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H2 > CH2 [5]

Распространенность в природе и получение. Водород широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространённого вещества на Земле -- воды (11,19% водород по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (т. е. в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и др.). В свободном состоянии водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве водород в виде потока протонов образует внутренний («протонный») радиационный пояс Земли. В космосе водород является самым распространённым элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного H2, метана CH4, аммиака NH3, воды H2O, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т.д. В виде потока протонов водород входит в состав корпускулярного излучения солнца и космических лучей. Обыкновенный водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого водорода, или протия (1H), и тяжёлого водорода, или дейтерия (2H, или D). В природных соединениях водорода на 1 атом 2H приходится в среднем 6800 атомов 1H. Искусственно получен радиоактивный изотоп -- сверхтяжёлый водород, или тритий (3H, или Т), с мягким ?-излучением и периодом полураспада T1/2 = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4·10-15% от общего числа атомов водорода). Получен крайне неустойчивый изотоп 4H. Массовые числа изотопов 1H, 2H, 3H и 4H, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия -- 1 протон и 1 нейтрон, трития -- 1 протон и 2 нейтрона, 4H -- 1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов водорода обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов. Различают лабораторные и промышленные способы получения водорода. В лабораторных условиях в настоящее время применяется: взаимодействие активных металлов с кислотами -- неокислителями:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

взаимодействие алюминия (или цинка) с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

В промышленности: электролиз воды и водных растворов щелочей и солей:

2H2O = 2H2+ O2

2NaCl + 2H2O = H2+ Cl+ 2NaOH

пропускание паров воды над раскалённым углём при 1000 0C:

C + H2O = CO + H2

конверсия метана при 900 0C:

CH4 + H2O = CO + 3H2 [6]

Применение. Широкое применение водород нашел в химической промышленности -- при синтезе аммиака, изготовления соляной и метиловой кислот, получения метилового спирта. В пищевой промышленности его используют для превращения жидких жиров в твердые (их гидрогенизации). Учитывая «невесомость» водорода, им заполняли и заполняют оболочки летательных аппаратов легче воздуха. Сначала это были воздушные шары, позднее -- аэростаты и дирижабли, сегодня (вместе с гелием) -- метеорологические зонды. Высокая температура горения, а в сочетании с электрической дугой она достигает 4000 0С, обеспечивает расплав даже самых тугоплавких металлов. Поэтому кислородно-водородные горелки используют для сварки и резки металлов. В цветной металлургии восстановлением водородом получают особо чистые металлы из оксидов. В космической технике отечественная ракета-носитель «Энергия» с успехом использует водород в качестве топлива. Водород используют при синтезе хлороводорода HCl, метанола СН3ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием природных растительных масел получают твердый жир -- маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент.

Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды -- довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600°C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются, по меньшей мере, до середины 21-го века.

Особенности обращения: водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий). [6]

1.3 Расчёт константы равновесия реакции 2MgOконд+Сграф- 2Mgконд+СО2 в интервале температур 1400 - 2400K, двумя способами, с помощью энтропии и приведенной энергии Гиббса.

Используя справочные данные по температурной зависимости изменения энтальпии реагентов, их энтропии, приведённой энергии Гиббса рассчитываем логарифм константы равновесия lnKp реакции 2MgOконд+Сграф- 2Mgконд+СО2, в интервале температур 1400 - 2400K [1].

Расчёт производится двумя способами.

1) С использованием абсолютных значений энтропии:

(5)

где ni - соответствующие стехиометрические коэффициенты, S°i(T) - стандартная абсолютная энтропия индивидуального вещества при данной температуре, H0i(T) - H0i(0) - высокотемпературные составляющие энтальпии индивидуального вещества, ?fH0(0) - стандартная энтальпия образования индивидуального вещества при Т = 0 К [2].

Расчет при температуре 2000 К:

? ni Sio (T) = 2*S0Mg(2000)+ S0CO2(2000)- 2*S0MgO конд(2000)- S0C граф(2000)= 2*99,802+309,193-2*119,027-40,892=229,851 Дж/мольК

? ni [Hi0(T)- Hi0(0)+?f Hi0(0)]=2*[HMg0(2000)- HMg0(0)+ ?f HMg0(0)]+ [HCO20(2000)- HCO20(0)+ ?f HCO20(0)]- 2*[HMgO0(2000)- HMgO0(0)+ ?f HMgO0(0)]- [HC0(2000)- HC0(0)+ ?f HC0(0)]= 2*68,200+100,825-393,142-2*(91,426-597,319)-36,703=819,166 кДж/моль

lnKp==27.65-49.29=-21.63

2) С помощью приведенной энергии Гиббса:

, где (6)

- приведенная энергия Гиббса; - стандартная теплота образования индивидуального вещества при Т=0 К.

? ni Фi0 (T)= 2*ФMg0(2000)+ ФCO20(2000)- 2*ФMgO0(2000)- ФC0(2000)= 2*65.703+258.781-2*73.314-22.540=221.019 Дж/мольК

? ni?f Hi0(0)= 2*?f HMg0(0)+ ?f HCO20(0)- 2*?f HMgO0(0)- ?f HC0(0)=

0-393.142+2*597.319-0=801,496 кДж/моль

lnKp==26.6-48.3=-21.63

Аналогично рассчитывается константа равновесия химической реакции и для всех остальных температур из интервала 1400 -2400K; все необходимые данные находятся в таблицах приложений. Полученные результаты для всего интервала температур приведены в таблице 3.

Таблица 3.

Расчет ln Kp двумя способами в интервале температур 1400-2400K

Страницы: 1, 2, 3