Парциальный заряд на атоме водорода в бинарных гидридах

Водород (стр. 3 из 3)

Парциальный заряд на атоме водорода в бинарных гидридах

Относительная масса легкого изотопа водорода определена прямо-таки с фантастической точностью: 1,007276470 (если принять массу изотопа углерода 12С равной 12,0000000). Если бы с такой точностью была измерена, к примеру, длина экватора, то ошибка не превысила бы 4 см!

Но зачем нужна такая точность? Ведь каждая новая цифра требует от экспериментаторов все больших и больших усилий… Секрет раскрывается просто: ядра протия, протоны, принимают участие во многих ядерных реакциях.

А если известны массы реагирующих ядер и массы продуктов реакции, то, пользуясь формулой Е = mc2, можно рассчитать ее энергетический эффект.

А так как энергетические эффекты даже ядерных реакций сопровождаются лишь незначительным изменением массы, то и приходится эти массы измерять как можно точнее.

Первая или седьмая?

Какое место должен занимать водород в периодической системе? Казалось бы, нелепый вопрос: конечно, первое! Да, но в какую группу его поместить? Долгое время водород располагали над литием, поскольку у него один валентный электрон, как и у всех одновалентных металлов. (Кстати, и теплопроводность водорода для газа необычайно велика – молекулы водорода движутся значительно быстрее молекул других газов и поэтому интенсивнее переносят тепло.)

В современной таблице элементов водород помещают в VII группу, над фтором.

Дело в том, что логика закона периодичности требует, чтобы заряд ядер элементов-аналогов первых трех периодов различался на восемь единиц; поэтому водород (порядковый номер 1) нужно рассматривать как аналог фтора (порядковый номер 9), а не как аналог лития (порядковый номер 3).

И все же нужно помнить, что аналогия тут не полная: хотя водород, как и фтор, способен давать соединения с металлами (гидриды), ион водорода – это протон, голая элементарная частица, и его вообще нельзя сравнивать ни с какими другими ионами.

Щелочь или кислота?

Вещества, отщепляющие в растворах ион водорода, протон, называются кислотами, а присоединяющие этот ион – щелочами.

Концентрация протонов характеризует реакцию среды: в 1 л нейтрального водного раствора, как и в 1 л чистой воды, содержится 10–7 грамм-ионов водорода; если концентрация протонов выше, среда приобретает кислую реакцию, а если ниже – щелочную. (Логарифм этой концентрации, взятый с противоположным знаком, – «водородный показатель», или рН.)

Однако следует помнить, что свободных протонов в водных растворах нет и не может быть: ядро атома водорода настолько мало, что оно как бы внедряется в электронную оболочку воды и образует особое соединение – ион оксония:

Н+ + Н2О → Н3О+.

Впрочем, дело тут обстоит скорее наоборот – не ион оксония образуется потому, что протон отщепляется от кислоты, а кислота диссоциирует потому, что образуется ион оксония. Поэтому схему диссоциации, скажем, хлористого водорода, следует записать так:

HСl + H2О → H3О+ + Сl–.

Это значит, что вода при растворении в ней хлористого водорода ведет себя как щелочь (она присоединяет протон); если же в ней растворяется, например, аммиак, то вода выступает уже в роли кислоты:

NH3 + Н2О → NH4+ + ОН–.

Одним словом – все в мире относительно…

Чудеса окклюзии

Представьте себе такой опыт. В приборе для электролиза воды катод изготовлен в виде пластинки.

Вы включаете ток, и… пластинка сама собой начинает изгибаться! Секрет этого фокуса заключается в том, что пластинка изготовлена из палладия и с одной стороны покрыта слоем лака.

При электролизе на не лакированной стороне пластинки выделяется водород и тотчас же растворяется в металле; а так как при этом объем палладия увеличивается, то возникает усилие, изгибающее пластинку.

Но подождите, – скажете вы, – разве газы растворяются в металлах? Вообще говоря, в этом явлении, называемом окклюзией, нет ничего удивительного.

Удивительно другое: в одном объеме палладия растворяется до 850 объемов водорода! Это немногим меньше того количества аммиака, какое может раствориться в одном объеме воды, – а уж какой газ растворяется в воде лучше! Водород же растворяется в воде очень слабо – около 0,02 объема на объем воды.

In statu nascendi

При сгорании водорода в чистом кислороде развивается температура до 2800 °C – такое пламя легко плавит кварц и большинство металлов. Но с помощью водорода можно достичь и еще более высокой температуры, если использовать его не как источник, а как переносчик и концентратор энергии.

Вот как это делается. Струю водорода пропускают через пламя вольтовой дуги. Под действием высокой температуры его молекулы распадаются, диссоциируют на атомы, поглощая большое количество энергии. Образовавшийся атомарный водород соединяется в молекулы не мгновенно: ведь атомы должны прежде отдать запасенную энергию.

И если струя атомарного водорода направлена на какую-нибудь твердую поверхность, то именно на ней и происходит соединение атомов в молекулы: выделяется энергия диссоциации, и температура поверхности повышается до 3500…4000 °C. С помощью такой атомарно-водородной горелки можно обрабатывать даже самые тугоплавкие металлы.

Атомарный водород рождается не только в пламени дуги: он образуется даже при реакции кислот с металлами. В момент своего о выделения (по латыни – in statu nascendi) водород обладает повышенной активностью, и химики используют его для восстановления органических веществ.

Сколько всего водородов?

Мы уже говорили о четырех разновидностях водорода – его изотопах. И все же в природе существует гораздо больше разных «водородов», если говорить не только об атомах этого элемента, но и о его молекулах.

Дело в том, что при нормальных условиях молекулярный водород представляет собой смесь двух необычных изомеров – так называемых орто- и пароводорода, которые отличаются ориентацией магнитных моментов ядер составляющих их атомов.

У ортоводорода эти моменты имеют одинаковую ориентацию, а у пара водорода – противоположную; орто- и параизомеры отличаются и своими физическими свойствами.

А так как подобные же изомеры есть и у дейтерия, и у трития и так как могут существовать молекулы HD, НТ и DT, каждая из которых тоже, по-видимому, может существовать в виде орто- и параизомеров, то это значит, что существует двенадцать разновидностей молекулярного водорода.

Но и это еще не все. Не так давно ученым удалось получить антиводород – атом, построенный из антипротона и позитрона, а вслед за ним в ускорителях высоких энергий были получены ядра антидейтерия и антитрития. А еще есть мезоатомы, в которых протон или электрон заменены тем или иным мезоном. Их тоже можно рассматривать как своеобразные изотопы водорода…

Первый металлический водород

С водородом, как мы знаем, сегодня связаны, по меньшей мере три надежды: на термоядерную энергию, на передачу энергии почти без потерь (в сверхпроводящих устройствах при температуре жидкого водорода, а не жидкого гелия) и – как на горючее, безвредное для окружающей среды. И все эти надежды связывают прежде всего с металлическим водородом, т.е.

таким водородом, который представляет собой твердое тело, обладающее высокой электропроводностью и другими свойствами металла. Компактный металлический водород должен быть наиболее удобным водородом-топливом.

Кроме того, есть теоретические предпосылки, согласно которым металлический водород может существовать и при обычной температуре, оставаясь при этом сверхпроводником.

Металлический водород пытались (и продолжают пытаться) получить разными способами, подвергая обыкновенный твердый водород статическим или динамическим нагрузкам. Первое сообщение о возможном успехе при решении этой важной и сложной проблемы было опубликовано в феврале 1975 г.

группой ученых Института физики высоких давлений АН СССР (во главе с академиком Л.Ф. Верещагиным). Осадив на охлажденные до 4,2°К алмазные наковальни тонкий слой водорода и воздействовав на него очень высоким давлением, наблюдали необычное явление.

Электрическое сопротивление водорода уменьшилось в миллионы раз – он перешел в металлическое состояние. Это произошло под статическим давлением порядка 3 млн. атм. Когда же давление начали снижать, то уже примерно при троекратном уменьшении давления (1 млн. атм.

) происходил обратный переход водорода из металлического состояния в обычное, диэлектрическое. Впрочем, этот факт исследователи не воспринимали как фатальную неудачу, означающую невозможность существования металлического водорода при нормальном давлении.

Они надеются, что металлический водород как-то удастся «закалить» и со временем сделать доступным для ученых разных специальностей. И для техники, видимо, тоже.

Атом водорода

Парциальный заряд на атоме водорода в бинарных гидридах
Эта статья посвящена энергетическому спектру атома водорода.Если вас интересуют другие свойства химического элемента, смотрите статьюводород. Протон окружен электронной облаком

Атом водорода – простейший из атомов химических элементов.

Он состоит из положительно заряженного ядра, которое для основного изотопа просто протоном, и одного электрона.

Квантовомеханическая задача о разрешенных энергетические состояния атома водорода решается точно. Учитывая это обстоятельство, волновые функции, полученные как собственные функции этой задачи, являются базовыми для рассмотрения остальных элементов периодической таблицы. Именно поэтому атом водорода имеет большое значение для физики и химии.

1. Гамильтониан

В состав атома водорода входит ядро ​​с массой M и зарядом + e и электрон с зарядом-e. Взаимодействие между ними – кулоновское притяжение.

Гамильтониан атома водорода имеет вид [1]

,

где – радиус-вектор ядра, а – Радиус-вектор электрона.

При переходе к системе координат, связанной с центром масс, гамильтониан разбивается на два независимых слагаемых.

,

где – Суммарная масса электрона и ядра, – Приведенная масса электрона, – Радиус-вектор центра масс, – Вектор, соединяющий ядро ​​с электроном.

Первый член в гамильтониан описывает поступательное движение атома водорода, как целого. В дальнейшем его рассматривать.

В сферической системе координат гамильтониан относительного движения электрона вокруг ядра записывается в виде:
,

где – оператор квадрата углового момента.

Гамильтониан коммутирует с оператором квадрата углового момента, а потому имеет общие с ним собственные функции.

2. Собственные функции и разрешены значения энергии

Трехмерная визуализация атомных орбиталей

Собственные функции гамильтониана имеют вид:

,

где , – радиус Бора, – полиномы Лагерра, – сферические гармоники.

Функции характеризуются тремя целыми квантовыми числами

  • n = 1,2,3 … – основное квантовое число.
  • l = 0 .. n-1 – орбитальное квантовое число.
  • m =-l .. l – магнитное квантовое число.

Кроме того, электронные волновые функции характеризуются еще одним квантовым числом – спином, который появляется при учете релятивистских эффектов. Спиновое квантовое число принимает значение .

Собственные значения гамильтониана равны

,

где эВ – константа (α – постоянная тонкой структуры).

Собственные значения гамильтониана соответствуют возможным значения энергии атома водорода. Они зависят только от основного квантового числа n. Каждый из энергетических уровней атома водорода, кроме первого, вырожденный. Одному значений энергии соответствует n 2 возможных функций, с учетом спина 2n 2. [2]

3. Волновая функция основного состояния

В основном состоянии волновая функция атома водорода имеет вид:

,

где Z = 1 – зарядовое число для ядра атома водорода.

4. Непрерывный спектр

Кроме дискретных уровней с отрицательной энергией атом воню имеет бесконечное число состояний с добавить энергии, в которых волновые функции нелокализованных. Эти состояния соответствуют йонизованому атома.

5. Оптические переходы

Спектральные линии атома водорода

Согласно положениям квантовой механики (см. Золотое правило Ферми) при излучении или поглощении света квантовомеханической системой должен выполняться закон сохранения энергии.

Например, при излучении кванта света, энергия атома водорода изменяется на величину , Где ω – циклическая частота света. Но энергия атома водорода может иметь только конкретные значения, определенные выше.

Таким образом, атом водорода в низком основном состоянии не может излучать свет, потому что не может уменьшить своей энергии. Если атом водорода находится на первом возбужденном состоянии, то при излучении он может перейти только в основное состояние.

При этом энергия излученного фотона равна разности . И так далее, атом во втором возбужденном состоянии может перейти только в основновний состояние и первый возбужденный и т.д..

При поглощении света атомом водорода происходят похожие процессы. Атом в основном состоянии имеет энергию и может перейти в состояния с энергией . При этом поглощаются исключительно только те фононы, которые имеют энергии .

Таким образом спектр поглощения и спектр излучения атома водорода состоит из серии тонких линий, сгущаются до определенной частоты, а на высоких частотах переходит в непрерывный, поскольку высокоэнергетические возбуждения соответствуют ионизации атома, при которой электрон отрывается от ядра, может иметь произвольную энергию.

Линейчатый спектр атома водорода состоит из линий поглощения с частотой, которая задается формулой

,

где m и n> m – целые числа, m-главное квантовое число. В спектре выделяют

6. Тонкая структура

Тонкая структура уровней с n = 2. Слева – нерасщепленный уровень, который возникает в нерелятивистской теории

Приведенный расчет энергетического спектра атома водорода основан на уравнении Шредингера, которое имеет тот недостаток, что оно не является Лоренц-инвариантным, а, следовательно, не согласуется с теорией относительности.

Релятивистским аналогом уравнения Шредингера является уравнения Дирака. Существенное отличие уравнения Дирака от уравнения Шредингера в том, что уравнение Дирака вводит понятие спина. Таким образом, кроме приведенных выше квантовых чисел n, l, m, атом водорода характеризуется еще и спином.

Количественные поправки, которые вносит в энергетический спектр атома водорода релятивистский рассмотрение, небольшие, так как средняя скорость электрона в атоме водорода мала по сравнению с скоростью света. Однако, есть существенное качественное отличие в оптических спектрах.

Тщательное изучение оптических спектров показало, что линии спектра расщепляются на небольшие серии. Это расщепление получило название тонкой структуры.

Как известно, при учете спина, собственные состояния квантовомеханических систем лучше характеризовать не орбитальным квантовым числом l, а квантовым числом полного момента j. Энергия собственных состояний атома водорода примерно равен

,

где – Универсальная постоянная, которая получила название постоянной тонкой структуры.

Постоянная тонкой структуры малая величина, а следовательно релятивистские поправки, которую пропорциональны постоянной тонкой структуры в квадрате, очень маленькие.

Однако, энергетические уровни с определенным n расщепляются на несколько уровней с различными j. Каждый такой уровень все еще 2 (2j +1) раз вырожденный.

Например, основное состояние имеет l = 0, j = s = 1/2. Это состояние обозначается 1S 1/2 [3]. Он двукратно вырожденный и два возможных состояния соответствуют различным проекциям спина .

Первый возбужденное состояние расщепляется на два:

  • Состояние 2P 3/2, для которого j = 3/2, l = 1. Это состояние четырехкратный вырожденный.
  • Состояния 2S 1/2 (j = 1/2, l = 0) и 2P 1/2 (j = 1/2, l = 1), каждый из которых тоже двукратно вырожденный.

7. Лэмб смещение

Приведенный выше описание оптических переходов в атоме водорода не учитывал квантовой природы света. При квантовомеханической рассмотрении фотоны описываются уравнениями, аналогичными уравнению квантового гармонического осциллятора.

Важным физическим следствием квантового рассмотрения света является существование нулевых колебаний даже в том случае, когда количество фотонов равно нулю.

Взаимодействие квантовомеханических систем с нулевыми колебаниями приводит к спонтанного излучения, в небольшой смещения положения энергетических уровней и является причиной того, что линии спектра не бесконечно тонкими.

Для атома водорода это имеет следующие последствия:

  • Атом не может существовать бесконечно долго в возбужденном состоянии. Рано или поздно происходит спонтанный переход к основному состоянию с излучением фотона.
  • Каждая спектральная линия естественно уширена.
  • Уровне атома водорода несколько смешиваются со своих положений. Этот сдвиг, получивший название Лембового, различен для разных сословий. Так, например, даже с учетом тонкого расщепления уровне 2S 1/2 и 2P 1/2 имеют одинаковую энергию. Однако, учет взаимодействия с нулевыми колебаниями электромагнитного поля приводит к очень малого расщепления. Величина расщепления равна 1057,77 (1) МГц. Таким образом, возбужденный в состояния с главным квантовым числом n = 2 атом водорода поглощает радиочастотное излучение благодаря переходам между 2S 1/2 и 2P 1/2 уровнями.

8. Атом водорода в магнитном поле

Во внешней магнитном поле вырожденные энергетические уровни с различными магнитными квантовыми числами m расщепляются. Это расщепление пропорционально приложенной полю. Соответственно расщепляются линии в спектрах излучения и поглощения.

Подробные сведения по этой теме можно найти в статьеэффект Зеемана.

9. Атом водорода в электрическом поле

Атом водорода – единственная квантовомеханическая система, в которой в слабых электрических полях наблюдается линейный эффект Штарка, то есть спектральные термы расщепляются на компоненты, и величина расщепления пропорциональна электрическому полю. Этот факт обусловлен вырождением линий с разным значением орбитального квантового числа l. Внешнее электрическое поле частично снимает такое вырождение.

Подробные сведения по этой теме можно найти в статьеэффект Штарка.

10. Воднеподибни серии уровней

Воднеподибни серии уровней возникают в других задачах квантовой механики. Среди них:

  • Изотопы водорода: дейтерий и тритий имеют энергетические спектры, которые отличаются от спектра водорода только значением сводной массы. Тщательное изучение оптических переходов позволяет проверить справедливость основных формул.
  • Йон гелия He + и ион лития Li 2 +. Эти ионы имеют один электрон, но больший заряд ядра. Изучая оптические спектры этих ионов можно проверить залаженисть положение энергетических уровней от величины заряда.
  • Связанные с протоном мюоны. Мюоны общем похожи на электроны, но имеют гораздо большую массу. Связавшись с протонами они образуют воднеподибни атомы.
  • Воднеподибни примесные уровни в полупроводниках. Доноры и акцепторы в полупроводниках имеют заряд, который отличается на одииницю от заряда соседних атомов. Однако благодаря большому значению диэлектрической проницаемости, электроны или дырки слабо привлекаются к этих атомов. Радиусы электронных орбит в полупроводниках целом простираются на десятки периодов кристаллической решетки.
  • Экситоны Ванье-Мотта – связаны состояния электрона и дырки в полупроводниках. Имеют воднеподибну серию энергетических состояний.

Примечания

  1. Формулы на этой странице записаны в системе СГС (СГСГ). Для превращения в систему СИ смотри Правила перевода формул системы СГС в систему СИ.
  2. Это вырождение является характерной особенностью атома водорода.

    Для других атомов уровни энергии зависят как от основного кватового числа n, так и от орбитального квантового числа l. Остается только вырождение относительно магнитного квантового числа m и спина. Это вырождение снимается внешним магнитным полем.

  3. О том, как отражаются состояния см.. статью Электронные термы атомов

Источники

  • Белый М. В., Охрименко Б. А. Атомная физика. – К. : Знание, 2009. – 559 с.
  • Юхновский И. Г. Основы квантовой механики. – К. : Лыбидь, 2002. – 392 с.
  • Ландау Л. Д.,Лифшиц Е. М. Квантовая механика. Нерелятивистская теория / / Теоретическая физика. – М. : Физматлит, 2008. – Т. 3. – 800 с.

См.. также

  • Молекула водорода
  • Атом
  • Водородоподобных атом

Водород. Физические и химические свойства, получение

Парциальный заряд на атоме водорода в бинарных гидридах

Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1).

Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других — неметаллические (принимает электрон).

В природе встречаются изотопы водорода:  1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).

Простое вещество водород

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных  между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы.

Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069;  незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема  H2).

  Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.

Получение водорода

В лаборатории:

1.Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2↑

2.Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H2O → Ca(OH)2 +H2↑

3.Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H2O → NaOH +H2↑
СаH2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2↑

4.Действие щелочей на цинк  или алюминий или кремний:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na[Al(OH)4] +3H2↑
Zn +2KOH +2H2O → K2[Zn(OH)4] +H2↑
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

5. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н2SO4 или Na2SO4. На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде — 1 объем кислорода.
2H2O → 2H2+О2

Промышленное получение водорода

1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH4 + H2O → CO + 3 H2   
CO + H2O → CO2 + H2

В сумме:
CH4 + 2 H2O → 4 H2 + CO2

2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000оС:
С + H2O → CO + H2
CO +H2O → CO2 + H2

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.

3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или нике­левого катализатора:
СH4 → С + 2Н2↑

4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н2О + 2NaCl→ Cl2↑ + H2↑ + 2NaOH

Химические свойства водорода

  • В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
  • Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов Н:Н или Н2
  • Благодаря этому обобщению электронов молекула Н2 более энергети­чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
  • Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
  • Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине­ния типа RН4, RН3, RН2, RН.

1) С галогенами  образует галогеноводороды:
Н2 + Cl2 → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

2) С кислородом:
2Н2 + О2 → 2Н2О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 называется гремучим газом.

3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром):
Н2 + S → H2S (сероводород),

4) С азотом  с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН2 + N2 → 2NН3

5) С углеродом при высоких температурах:
2Н2 + С → СН4 (метан)

6) С  щелочными и щелочноземельными металлами  образует гидриды (водород – окислитель):
Н2 + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na+H— построен подобно хлориду Na+Cl—

Со сложными веществами:

7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4Н2О

8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H2 → CH3OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН3ОН и другие.

9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
СnН2n + Н2 → СnН2n+2.

Вода

Парциальный заряд на атоме водорода в бинарных гидридах

Вода (оксид водорода) – бинарное неорганическое соединение с химической формулой Н2O. Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного – кислорода, которые соединены между собой ковалентной связью.

– Пероксид водорода.

Физические и химические свойства воды определяются химическим, электронным и пространственным строением молекул Н2O.

Атомы Н и О в молекуле Н20 находятся в своих устойчивых степенях окисления, соответственно +1 и -2; поэтому вода не проявляет ярко выраженных окислительных или восстановительных свойств. Обратите внимание: в гидридах металлов водород находится в степени окисления -1.

Молекула Н2O имеет угловое строение. Связи Н-O очень полярны. На атоме О существует избыточный отрицательный заряд, на атомах Н – избыточные положительные заряды. 8 целом молекула Н2O является полярной, т.е. диполем. Этим объясняется тот факт, что вода является хорошим растворителем для ионных и полярных веществ.

Наличие избыточных зарядов на атомах Н и О, а также неподеленных электронных пар у атомов О обусловливает образование между молекулами воды водородных связей, вследствие чего они объединяются в ассоциаты. Существованием этих ассоциатов объясняются аномально высокие значения т. пл. и т. кип. воды.

Наряду с образованием водородных связей, результатом взаимного влияния молекул Н2O друг на друга является их самоионизация:
в одной молекуле происходит гетеролитический разрыв полярной связи О-Н, и освободившийся протон присоединяется к атому кислорода другой молекулы. Образующийся ион гидроксония Н3О+ по существу является гидратированным ионом водорода Н+ • Н2O, поэтому упрощенно уравнение самоионизации воды записывается так:

Н2O ↔ H+ + OH-

Константа диссоциации воды чрезвычайно мала:

Это свидетельствует о том, что вода очень незначительно диссоциирует на ионы, и поэтому концентрация недиссоциированных молекул Н2O практически постоянна:

В чистой воде [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л. Это означает, что вода представляет собой очень слабый амфотерный электролит, не проявляющий в заметной степени ни кислотных, ни основных свойств.

Однако вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты.

Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные, ионы гидратируются, связи между ними ослабляются, в результате чего происходит электролитическая диссоциация. Например:

HCl + Н2O – Н3O+ + Сl-

(сильный электролит)

(или без учета гидратации: HCl → Н+ + Сl-)

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H+ (слабый электролит)

(или CH3COOH ↔ CH3COO- + H+)

Согласно теории кислот и оснований Брёнстеда-Лоури, в этих процессах вода проявляет свойства основания (акцептор протонов). По той же теории в роли кислоты (донора протонов) вода выступает в реакциях, например, с аммиаком и аминами:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

CH3NH2 + H2O ↔ CH3NH3+ + OH-

I. Реакции, в которых вода играет роль окислителя

Эти реакции возможны только с сильными восстановителями, которые способны восстановить ионы водорода, входящие в состав молекул воды, до свободного водорода.

1) Взаимодействие с металлами

а) При обычных условиях Н2О взаимодействует только со щел. и щел.-зем. металлами:

2Na + 2Н+2О = 2NaOH + H02↑

Ca + 2Н+2О = Ca(OH)2 + H02↑

б) При высокой температуре Н2О вступает в реакции и с некоторыми другими металлами, например:

Mg + 2Н+2О = Mg(OH)2 + H02↑

3Fe + 4Н+2О = Fe2O4 + 4H02↑

в) Al и Zn вытесняют Н2 из воды в присутствии щелочей:

2Al + 6Н+2О + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4] + 3H02↑

2) Взаимодействие с неметаллами, имеющими низкую ЭО (реакции происходят в жестких условиях)

C + Н+2О = CO + H02↑ («водяной газ»)

2P + 6Н+2О = 2HPO3 + 5H02↑

В присутствии щелочей кремний вытесняет водород из воды:

Si + Н+2О + 2NaOH = Na2SiO3 + 2H02↑

3) Взаимодействие с гидридами металлов

NaH + Н+2 O = NaOH + H02↑

CaH2 + 2Н+2О = Ca(OH)2 + 2H02↑

4) Взаимодействие с угарным газом и метаном

CO + Н+2O = CO2 + H02

2CH4 + O2 + 2Н+2 O = 2CO2 + 6H02

Реакции используются в промышленности для получения водорода.

II. Реакции, в которых вода играет роль восстановителя

ти реакции возможны только с очень сильными окислителями, которые способны окислить кислород СО С. О. -2, входящий в состав воды, до свободного кислорода O2 или до пероксид-анионов [O2]2-. В исключительном случае (в реакции с F2) образуется кислород со c o. +2.

1) Взаимодействие с фтором

2F2 + 2Н2O-2 = O02 + 4HF

или:

2F2 + Н2O-2 = O+2F2 + 2HF

2) Взаимодействие с атомарным кислородом

Н2O-2 + O• = Н2O-2

3) Взаимодействие с хлором

При высокой Т происходит обратимая реакция

2Cl2 + 2Н2O-2 = O02 + 4HCl

III. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления воды

Под действием электрического тока или высокой температуры может происходить разложение воды на водород и кислород:

2Н+2O-2 = 2H02↑ + O02↑

Термическое разложение – процесс обратимый; степень термического разложения воды невелика.

Реакции гидратации

I. Гидратация ионов. Ионы, образующиеся при диссоциации электролитов в водных растворах, присоединяют определенное число молекул воды и существуют в виде гидратированных ионов.

Некоторые ионы образуют столь прочные связи с молекулами воды, что их гидраты могут существовать не только в растворе, но и в твердом состоянии. Этим объясняется образование кристаллогидратов типа CuSO4 • 5H2O, FeSO4• 7Н2O и др.

, а также аквакомплексов: [Cr(H2O)6]CI3, [Pt(H2O)4]Br4 и др.

II. Гидратация оксидов

I. Гидролиз солей

Обратимый гидролиз:

а) по катиону соли

Fe3+ + Н2O = FeOH2+ + Н+; (кислая среда. рН < 7)

б) по аниону соли

СО32- + Н2O = НСО3- + ОН-; (щелочная среда. рН > 7)

в) по катиону и по аниону соли

NH4+ + СН3СОО- + Н2O = NH4OH + СН3СООН(среда, близкая к нейтральной)

Необратимый гидролиз:

Al2S3 + 6Н2O = 2Аl(ОН)3↓ + 3H2S↑

II. Гидролиз карбидов металлов

Al4C3 + 12Н2O = 4Аl(ОН)3↓ + 3CH4↑нетан

СаС2 + 2Н2O = Са(ОН)2 + С2Н2↑ацетилен

III. Гидролиз силицидов, нитридов, фосфидов

Mg2Si + 4Н2O = 2Mg(OH)2↓ + SiH4↑силан

Ca3N2 + 6Н2O = ЗСа(ОН)2 + 2NH3↑ аммиак

Cu3P2 + 6Н2O = ЗСu(ОН)2 + 2РН3↑фосфин

IV. Гидролиз галогенов

Cl2 + Н2O = HCl + HClO

Вr2 + Н2O = НВr + НВrО

V. Гидролиз органических соединений

Классы органических веществ

Продукты гидролиза (органические)

Галогеналканы (алкилгалогениды)

Спирты

Арилгалогениды

Фенолы

Дигалогеналканы

Альдегиды или кетоны

Алкоголяты металлов

Спирты

Галогенангидриды карбоновых кислот

Карбоновые кислоты

Ангидриды карбоновых кислот

Карбоновые кислоты

Сложные зфиры карбоновых кислот

Карбоновые кислоты и спирты

Жиры

Глицерин и высшие карбоновые кислоты

Ди- и полисахариды

Моносахариды

Пептиды и белки

α-Аминокислоты

Нуклеиновые кислоты

Азотсодержащие гетероциклы, пентозы (рибоза или дезоксирибоза)

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.