Химические свойства водорода

В лаборатории водород получают по реакции:

Zn + 2HCl → Zn + H₂

Или

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

В промышленности водород получают из природного газа, состоящего в основном из метана СН₄, при высокой температуре или каталитическом пиролизе:

CH₄ + H₂O → CO + 3H₂.

Водород высокой степени чистоты получают электролизом воды (или водного раствора KОН), на катоде выделяется водород, на аноде — кислород.[12]

Свойства водорода и его соединений.

Атомарный водород, получаемый при воздействии на молекулярный водород электрического разряда, обладает высокой химической активностью и соединяется с азотом, фосфором, серой, кислородом и другими неметаллами, восстанавливает оксиды металлов.

Молекулярный водород может проявлять как восстановительные (отдавая электроны), так и окислительные (принимая электроны) свойства.

Восстановительные свойства у водорода преобладают.

Молекулярный водород при обычных условиях взаимодействует с фтором и щелочными металлами, при нагревании или в присутствии катализатора водород реагирует со всеми галогенами (Hal):

F₂, Cl₂, Br₂, I₂:

H₂ + Hal₂ → 2HHal,

образуя соответствующие галогениды HHal.

Галогениды при растворении в воде образуют сильные кислоты (за исключением HF, которая является слабой кислотой, так называемая плавиковая кислота).

Сила кислот в ряду HCl — HBr — HI возрастает.

В молекуле HF проявляется водородная связь, в результате чего образуются ассоциаты (HF)n, в которых n = 2–6, простейший димер H₂F₂ в водном растворе диссоциирует ступенчато:

H₂F₂ ⇄ H+ + HF₂‒ ⇄ 2H+ + 2F‒,

образуя по первой ступени диссоциации дифторогидрогенат-ион HF₂‒, который может вступать в дальнейшие реакции, образуя соли:

KF + HF → K[HF₂].

При более высокой температуре водород соединяется с серой, селеном, теллуром, образуя соответствующие халькогениды — H₂S, H₂Se, H₂Te.

При высоком давлении (p ≈ 30 МПа) и повышенной температуре (T ≈ 450⁰C) водород соединяется с азотом, образуя аммиак NH₃.[13]

Реакция водорода с кислородом в присутствии катализатора протекает практически необратимо с выделением большого количества теплоты:

2H₂ + O2 → 2H₂O.

Газовая смесь, состоящая из двух объемов водорода и одного объема кислорода, называемая гремучим газом, взрывается при поджигании.

В этих реакциях водород является восстановителем и в образующихся соединениях проявляет степень окисления +1.

Молекулы воды легко координируются с катионами металлов и H+ с образованием комплексных соединений:

CuSO₄ + 4H₂O → [Cu (H₂O)4]SO₄, H₂O + H₂O ⇄ H₃O+ + OH‒.

H₂O — слабый амфотерный электролит, способный как отдавать, так и присоединять катионы H+.

Чаще используют упрощенное уравнение равновесия диссоциации воды:

H₂O ⇄ H+ + OH‒.

В окислительно-восстановительных реакциях вода может выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя:

2H₂O + 2e ⇄ H₂ + 2OH‒,

2H₂O ‒ 4e ⇄ O₂ + 4H+.

Кроме оксида H₂O водород образует пероксид H₂O₂, молекула которого имеет большой электрический момент μ = 7,54·10‒30 Кл·м благодаря тому, что связи O–H расположены в разных плоскостях.

Чистый пероксид H₂O₂ представляет собой бесцветную вязкую жидкость с температурами кипения и плавления, близкими к таковым для воды.

Пероксид водорода разлагается при нагревании, освещении или в присутствии катализатора, иногда — со взрывом:

2H₂O₂ → O₂ + 2H₂O.

В водных растворах H₂O₂ диссоциирует как очень слабая кислота с образованием гидропероксид-иона HO₂‒:

H₂O₂ ⇄ H+ + HO₂‒.

Кислород в молекуле H₂O₂ имеет промежуточную степень окисления –1, поэтому в химических реакциях может проявлять и окислительные (а), и восстановительные (б) свойства:

(а) H₂O₂ — окислитель:

H₂O₂ + 2KI + H₂SO4 → I2 + _2H2O + K₂SO4,

(б) H₂O₂ — восстановитель:

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂ + 2MnSO₄ + K2SO₄ + 2H₂O.

Окислительные свойства H₂O₂ проявляются в большей степени.

Водные растворы H₂O₂ используются для обеззараживания сточных вод, отбеливания бумаги и тканей, как дезинфицирующее средство в медицине, 30%-ный раствор H₂O2 с добавками стабилизаторов известен под техническим названием пергидроль.

Реагируя со щелочным или щелочноземельным металлом, водород выступает в роли окислителя:

2Na + H₂ → 2NaH,

образуя гидриды, в которых степень окисления водорода –1.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов — твердые солеобразные вещества с ионной связью, сильные восстановители:

NaH + H₂O → NaOH + H₂.

Гидрид-ион, имея неподеленную электронную пару, легко вступает в реакции коплексообразования:

AlH₃ + H‒ → [AlH₄]‒,

в которых H‒ является донором, Al₃+ — акцептором.

Водород и его соединения находят широкое применение в различных производствах:

− в органическом синтезе для получения спиртов, альдегидов, кетонов;

− для получения аммиака;

− в пирометаллургии;

− для очистки продуктов переработки нефти;

− для гидрогенизации твердого и жидкого топлива;

− сварке и резке металлов;

− изотопы водорода — дейтерий и тритий используются в ядерной энергетике;

− в микробиологии: тяжелая вода — как теплоноситель и замедлитель нейтронов.

Расчет материального и энергетического балансов процесса получения водорода

Материальный баланс

По закону Фарадея в результате прохождения через электролит двух фарадеев электричества на катоде выделяется 2 г-экв водорода (1 моль занимающий при нормальном давлении и температуре 0,0224) и 1 г-экв кислорода (0,5 моля - объем 0,0112) и израсходован 1 моль воды.

Фактически водорода и кислорода выделяется меньше, так как выход по току в этом процессе ниже 100 % и составит 95-98%, а воды израсходуется больше из-за уноса ее паров с газами. [2]

Паров уносится тем больше, чем выше температура, при которой идет электролиз.

Материальный баланс ¾ это количество загружаемых реагентов и получаемых продуктов на каждой стадии технологического процесса с учетом промежуточных и побочных продуктов.

Материальный баланс составляется на основании закона сохранения массы вещества - количество веществ, вступивших в реакцию, равно количеству веществ, полученных в результате реакции.

Приходные статьи баланса

Расход воды на электролиз

= ,

где , - электрохимический эквивалент воды, г/А ч;

= 0,336∙1∙192∙1000∙0,95 = 61386,4 г/ч

или = 61,38 кг/ч

Расходные статьи баланса

На катоде выделяется газообразного водорода за 1 час:

K:2 = ,

где I ¾ cила тока, проходящего через электролизер, а n ¾количество ячеек в электролизере, шт;

¾ электрохимический эквивалент водорода, г/А∙ ч;

= 2/2∙ 26,8 = 0,037 г/А ∙ч

Или = 22,4/2∙ 26,9 = 0,418 л/А ∙ ч

¾ выход по току, доли; ф ¾продолжительность электролиза, час.

= 1000∙1∙0,037∙0,95∙192 = 6748,8 г/ч

или = 6,7 кг/ч

На аноде выделится газообразный кислород за 1 час:

A: 2О+1/2

= I∙ф ∙Bm∙ n

где ¾ электрохимический эквивалент кислорода, г/А∙ч;

= 16/2∙26,8 = 0,298 г/А∙ч

или = 11,2/2∙26,8 = 0,209 л/А∙ч

=1000∙1∙192∙0,298∙0,95 = 55355,2 г/ч

Или = 55,3 кг/ч

Расход воды на испарение.

Для расчета требуется найти объем газов в реальных условиях, то есть в условиях температуры и влажности атмосферы промышленного предприятия.

Объем выделившихся за 1 час газов - водорода и кислорода

= ∙ Bm∙ I∙n∙ф = 0,418∙0,98∙1000∙192∙1 = 78650,88

= ∙ Bm∙ I ∙ n ∙ ф = 0,209 ∙ 0,98 ∙ 1000 ∙ 192 ∙ 1 = 39325,44

Объем влажного газа при реальной температуре:

где p - давление насыщенного водяного пара при температуре воздуха, Па;

B- барометрическое давление, Па;

t - реальная температура в аппарате.

= 78650,88 ∙760∙ (273+80) / 273 ∙ (7502 - 17,5) ∙0,995 = 10378,8 л

= 39325,44 ∙760 ∙ (273+80) / 273 ∙ (7502 - 17,5) ∙0,995 = 5189,3

Суммарный объем влажных газов:

= + = 10378,8 + 5198,3 = 15568,1 л

= 15,6 м3

= 15,6 * 20 *10-3 = 0,31 м/час

Приход		Расход
Вещество	Масса (кг/ч%)	Вещество	Масса (кг/ч%)
Обессоленная вода	61,4	Водород (газ)	5,99
		Кислород (газ)	55,3
		Вода	0
		На унос газами:	0,31

Итого	61,4		61,6