Водород — характеристика, физические и химические свойства

Водород был открыт во второй половине 18 столетия английским ученым в области физики и химии Г. Кавендишем. Он сумел выделить вещество в чистом состоянии, занялся его изучением и описал свойства.

Такова история открытия водорода. В ходе экспериментов исследователь определил, что это горючий газ, сгорание которого в воздухе дает воду. Это привело к определению качественного состава воды.

Что такое водород

О водороде, как о простом веществе, впервые заявил французский химик А. Лавуазье в 1784 году, поскольку определил, что в состав его молекулы входят атомы одного вида.

Название химического элемента по-латыни звучит как hydrogenium (читается «гидрогениум»), что означает «воду рождающий». Название отсылает к реакции горения, в результате которой образуется вода.

Характеристика водорода

Обозначение водорода Н. Менделеев присвоил этому химическому элементу первый порядковый номер, разместив его в главной подгруппе первой группы и первом периоде и условно в главной подгруппе седьмой  группы.

Атомарный вес (атомная масса) водорода составляет 1,00797. Молекулярная масса H₂ равна 2 а. е. Молярная масса численно равна ей.

Представлен тремя изотопами, имеющими специальное название: самый распространенный протий (H), тяжелый дейтерий (D), радиоактивный тритий (Т).

Это первый элемент, который может быть полностью разделен на изотопы простым способом. Основывается он на высокой разнице масс изотопов. Впервые процесс был осуществлен в 1933 году. Объясняется это тем, что лишь в 1932 году был выявлен изотоп с массой 2.

Физические свойства

В нормальных условиях простое вещество водород в виде двухатомных молекул является газом, без цвета, у которого отсутствует вкус и запах. Мало растворим в воде и других растворителях.

Температура  кристаллизации — 259,2^оC, температура кипения  — 252,8^оC.  Диаметр молекул водорода настолько мал, что они обладают способностью к медленной диффузии через ряд материалов (резина, стекло, металлы). Это свойство находит применение, когда требуется очистить водород от газообразных примесей. При н. у. водород имеет плотность, равную 0,09 кг/м3.

Возможно ли превращение водорода в металл по аналогии с элементами, расположенными в первой группе? Учеными установлено, что водород  в условиях, когда давление приближается к 2 млн. атмосфер, начинает поглощать инфракрасные лучи, что свидетельствует о поляризации молекул вещества. Возможно, при еще более высоких давлениях, водород станет металлом.

Это интересно: есть предположение, что на планетах-гигантах, Юпитере и Сатурне, водород находится в виде металла. Предполагается, что в составе земного ядра тоже присутствует металлический твердый водород, благодаря сверхвысокому давлению, создаваемому земной мантией.

Химические свойства

В химическое взаимодействие с водородом вступают как простые, так и сложные вещества. Но малую активность водорода требуется увеличить созданием соответствующих условий – повышением температуры, применением катализаторов и др.

При нагревании в реакцию с водородом вступают такие простые вещества, как кислород (O₂), хлор(Cl₂), азот (N₂), сера(S).

Если поджечь чистый водород на конце газоотводной трубки в воздухе, он будет гореть ровно, но еле заметно. Если же поместить газоотводную трубку в атмосферу чистого кислорода, то горение продолжится с образованием на стенках сосуда капель воды, как результат реакции:

Горение воды сопровождается выделением большого количества теплоты. Это экзотермическая реакция соединения, в процессе которой водород окисляется кислородом с образованием оксида H₂O. Это также и окислительно-восстановительная реакция, в которой водород окисляется, а кислород восстанавливается.

Аналогично происходит реакция с Cl₂ с образованием хлороводорода.

Для осуществления взаимодействия азота с водородом требуется высокая температура и повышенное давление, а также присутствие катализатора. Результатом является аммиак.

В результате реакции с серой образуется сероводород, распознавание которого облегчает характерный запах тухлых яиц.

Степень окисления водорода в этих реакциях +1, а в гидридах, описываемых ниже, – 1.

При реакции с некоторыми металлами образуются гидриды, например, гидрид натрия – NaH. Некоторые из этих сложных соединений используются в качестве горючего для ракет, а также в термоядерной энергетике.

Водород реагирует и с веществами из категории сложных. Например, с оксидом меди (II), формула CuO. Для осуществления реакции, водород меди пропускается над нагретым порошкообразным оксидом меди (II). В ходе взаимодействия реагент меняет свой цвет и становится красно-коричневым, а на холодных стенках пробирки оседают капельки воды.

Водород в ходе реакции окисляется, образуя воду, а медь восстанавливается из оксида до простого вещества (Cu).

Области применения

Водород имеет большое значение для человека и находит применение в самых разных сферах:

1. В химическом производстве – это сырье, в других отраслях – топливо. Не обходятся без водорода и предприятия нефтехимии и нефтепереработки.
2. В электроэнергетике это простое вещество выполняет функцию охлаждающего агента.
3. В черной и цветной металлургии водороду отводится роль восстановителя.
4. Сего помощью создают инертную среду при упаковке продуктов.
5. Фармацевтическая промышленность — пользуется водородом как реагентом в производстве перекиси водорода.
6. Этим легким газом наполняют метеорологические зонды.
7. Известен этот элемент и в качестве восстановителя топлива для ракетных двигателей.

Ученые единодушно пророчат водородному топливу пальму первенства в энергетике.

Получение в промышленности

В промышленности водород получают методом электролиза, которому подвергают хлориды либо гидроксиды щелочных металлов, растворенные в воде. Также можно получать водород этим способом непосредственно из воды.

Используется в этих целях конверсия кокса или метана с водяным паром. Разложение метана при повышенной температуре также дает водород. Сжижение коксового газа фракционным методом тоже применяется для промышленного получения водорода.

Получение в лаборатории

В лаборатории для получения водорода используют аппарат Киппа.

В качестве реагентов выступают соляная или серная кислота и цинк. В результате реакции образуется водород.

Нахождение водорода в природе

Водород чаще других элементов встречается во Вселенной.

Основную массу звезд, в том числе Солнца, и иных космических тел составляет водород.

В земной коре его всего 0,15%. Он присутствует во многих минералах, во всех органических веществах, а также в воде, покрывающей на 3/4 поверхность нашей планеты.

В верхних слоях атмосферы можно обнаружить следы водорода в чистом виде. Находят его и в ряде горючих природных газов.

Интересные факты о водороде

Газообразный водород является самым неплотным, а жидкий – самым плотным веществом на нашей планете. С помощью водорода можно изменить тембр голоса, если вдохнуть его, а на выдохе заговорить.

В основе действия самой мощной водородной бомбы лежит расщепление самого легкого атома.

Ацетилен — Википедия

Ацетилен
({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}})
({{{изображение}}})
Систематическое наименование	Этин
Традиционные названия	Ацетилен
Хим. формула	C2H2
Рац. формула	HCCH
Молярная масса	26,038[1] г/моль
Плотность	1,0896 г/л
Энергия ионизации	11,4 ± 0,1 эВ[2]
Температура
• плавления	-80,8 1277 мм Hg °C
• сублимации	−119 ± 1 °F[2]
• кипения	−83,6 °C
• самовоспламенения	335 °C
Пределы взрываемости	2,5 ± 0,1 об.%[2]
Тройная точка	−80,55
Критическая точка	35,2°С; 6,4 МПа
Мол. теплоёмк.	44,036 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	+226,88 кДж/моль
• сгорания	–1302 кДж/моль
Давление пара	44,2 ± 0,1 атм[2]
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}}	25
Растворимость
• в воде	10018 мл/100 мл
• в этаноле	60018 мл/100 мл
Гибридизация	sp
Рег. номер CAS	74-86-2
PubChem	6326
Рег. номер EINECS	200-816-9
SMILES
InChI
RTECS	AO9600000
ChEBI	27518
Номер ООН	1001
ChemSpider	6086
Пиктограммы ECB
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Ацетиле́н (по ИЮПАК — этин) — органическое соединение, непредельный углеводород C₂H₂. Имеет тройную связь между атомами углерода, принадлежит к классу алкинов. При нормальных условиях — бесцветный, очень горючий газ.

В лаборатории[править | править код]

В лаборатории, а также в газосварочном оборудовании, ацетилен получают действием воды на карбид кальция^[3] (Ф. Вёлер, 1862 год)^[4]:

CaC2+2h3O→Ca(OH)2+C2h3↑{\displaystyle {\mathsf {CaC_{2}+2H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}+C_{2}H_{2}\uparrow }}}

а также при дегидрировании двух молекул метана при температуре свыше 1400 °C:

2Ch5→C2h3+3h3{\displaystyle {\mathsf {2CH_{4}\rightarrow C_{2}H_{2}+3H_{2}}}}

В промышленности[править | править код]

В промышленности ацетилен получают гидролизом карбида кальция и пиролизом углеводородного сырья — метана или пропана с бутаном. В последнем случае ацетилен получают совместно с этиленом и примесями других углеводородов. Карбидный метод позволяет получать очень чистый ацетилен, но требует высокого расхода электроэнергии. Пиролиз существенно менее энергозатратен, т.к. для нагрева реактора используется сгорание того же рабочего газа во внешнем контуре, но в газовом потоке продуктов концентрация самого ацетилена низка. Выделение и концентрирование индивидуального ацетилена в таком случае представляет сложную задачу. Экономические оценки обоих методов многочисленны, но противоречивы^{[5][:стр. 274]}.

Получение пиролизом[править | править код]

Электрокрекинг[править | править код]

Метан превращают в ацетилен и водород в электродуговых печах (температура 2000—3000 °С, напряжение между электродами 1000 В). Метан при этом разогревается до 1600 °С. Расход электроэнергии составляет около 13000 кВт•ч на 1 тонну ацетилена, что относительно много (примерно равно затрачиваемой энергии по карбидному методу) и потому является недостатком процесса. Выход ацетилена составляет 50 %.

Регенеративный пиролиз[править | править код]

Иное название — Вульф-процесс. Сначала разогревают насадку печи путём сжигания метана при 1350—1400 °С. Далее через разогретую насадку пропускают метан. Время пребывания метана в зоне реакции очень мало и составляет доли секунды. Процесс реализован в промышленности, но экономически оказался не таким перспективным, как считалось на стадии проектирования.

Окислительный пиролиз[править | править код]

Метан смешивают с кислородом. Часть сырья сжигают, а образующееся тепло расходуют на нагрев остатка сырья до 1600 °С. Выход ацетилена составляет 30—32 %. Метод имеет преимущества — непрерывный характер процесса и низкие энергозатраты. Кроме того, с ацетиленом образуется еще и синтез-газ. Этот процесс (Заксе-процесс или BASF-процесс) получил наиболее широкое внедрение.

Гомогенный пиролиз[править | править код]

Является разновидностью окислительного пиролиза. Часть сырья сжигают с кислородом в топке печи, газ нагревается до 2000 °С. Затем в среднюю часть печи вводят остаток сырья, предварительно нагретый до 600 °С. Образуется ацетилен. Метод характеризуется большей безопасностью и надёжностью работы печи.

Пиролиз в струе низкотемпературной плазмы[править | править код]

Процесс разрабатывается с 1970-х годов, но, несмотря на перспективность, пока не внедрён в промышленности. Сущность процесса состоит в нагреве метана ионизированным газом. Преимущество метода заключается в относительно низких энергозатратах (5000—7000 кВт•ч) и высоких выходах ацетилена (87 % в аргоновой плазме и 73 % в водородной).

Карбидный метод[править | править код]

Этот способ известен с XIX века, но не потерял своего значения до настоящего времени. Сначала получают карбид кальция, сплавляя оксид кальция (негашёную известь) и кокс в электропечах при 2500—3000 °С:

CaO+3C→CaC2+CO↑{\displaystyle {\mathsf {CaO+3C\rightarrow CaC_{2}+CO\uparrow }}}

Негашёную известь получают из карбоната кальция:

CaCO3→CaO+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}\rightarrow CaO+CO_{2}\uparrow }}}

Далее карбид кальция обрабатывают водой:

CaC2+2h3O→C2h3+Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {CaC_{2}+2H_{2}O\rightarrow C_{2}H_{2}+Ca(OH)_{2}}}}

Получаемый ацетилен имеет высокую степень чистоты 99,9 %. Основным недостатком процесса является высокий расход электроэнергии: 10000—11000 кВт•ч на 1 тонну ацетилена.

Рис.1. Пи-связи в молекуле ацетилена

При нормальных условиях — бесцветный газ, легче воздуха. Чистый 100 % ацетилен не обладает запахом. Технический ацетилен хранится в баллонах с пористым наполнителем, пропитанным ацетоном (т.к. чистый ацетилен при сжатии взрывается), и может содержать другие примеси, которые придают ему резкий запах^[6]. Малорастворим в воде, хорошо растворяется в ацетоне. Температура кипения −83,6 °C^[7]. Тройная точка −80,55 °C при давлении 961,5 мм рт. ст., критическая точка 35,18 °C при давлении 61,1 атм^[8].

Ацетилен требует большой осторожности при обращении. Может взрываться от удара, при нагреве до 500 °C или при сжатии выше 0,2 МПа^[4] при комнатной температуре. Струя ацетилена, выпущенная на открытый воздух, может загореться от малейшей искры, в том числе от разряда статического электричества с пальца руки. Для хранения ацетилена используются специальные баллоны, заполненные пористым материалом, пропитанным ацетоном^[9].

Ацетилен обнаружен на Уране и Нептуне.

Ацетилено-кислородное пламя (температура «ядра» 2621 °C)

• Для ацетилена (этина) характерны реакции присоединения:

HC≡CH+Cl2⟶ClCH=CHCl{\displaystyle {\ce {HC#CH + Cl_2 -> ClCH=CHCl}}}

Ацетилен с водой, в присутствии солей ртути и других катализаторов, образует уксусный альдегид (реакция Кучерова). В силу наличия тройной связи, молекула высокоэнергетична и обладает большой удельной теплотой сгорания — 14000 ккал/м³ (50,4 МДж/кг). При сгорании в кислороде температура пламени достигает 3150 °C. Ацетилен может полимеризироваться в бензол и другие органические соединения (полиацетилен, винилацетилен). Для полимеризации в бензол необходим графит и температура в ~500 °C. В присутствии катализаторов, например, трикарбонил(трифенилфосфин)никеля, температуру реакции циклизации можно снизить до 60—70 °C.

Кроме того, атомы водорода ацетилена относительно легко отщепляются в виде протонов, то есть он проявляет кислотные свойства. Так, ацетилен вытесняет метан из эфирного раствора метилмагнийбромида (образуется содержащий ацетиленид-ион раствор), образует нерастворимые взрывчатые осадки с солями серебра и одновалентной меди.

Основные химические реакции ацетилена (реакции присоединения, сводная таблица 1.):

Основные химические реакции ацетилена (реакции присоединения, димеризации, полимеризации, цикломеризации, сводная таблица 2.):

Ацетилен обесцвечивает бромную воду и раствор перманганата калия.

Реагирует с аммиачными растворами солей Cu(I) и Ag(I) с образованием малорастворимых, взрывчатых ацетиленидов — эта реакция используется для качественного определения ацетилена и его отличия от алкенов (которые тоже обесцвечивают бромную воду и раствор перманганата калия).

Открыт в 1836 году Э. Дэви, синтезирован из угля и водорода (дуговой разряд между двумя угольными электродами в атмосфере водорода) М. Бертло (1862 год).

Ацетиленовая лампа

Ацетилен используют:

• для газовой сварки и резки металлов,
• как источник очень яркого, белого света в автономных светильниках, где он получается реакцией карбида кальция и воды (см. карбидная лампа),
• в производстве взрывчатых веществ (см. ацетилениды),
• для получения уксусной кислоты, этилового спирта, растворителей, пластических масс, каучука, ароматических углеводородов.
• для получения технического углерода
• в атомно-абсорбционной спектрофотометрии при пламенной атомизации
• в ракетных двигателях (вместе с аммиаком)^[10]

Поскольку ацетилен нерастворим в воде, и его смеси с кислородом могут взрываться в очень широком диапазоне концентраций, его нельзя собирать в газометры.

Ацетилен взрывается при температуре около 500 °C или давлении выше 0,2 МПа; КПВ 2,3—80,7 %, температура самовоспламенения 335 °C. Взрывоопасность уменьшается при разбавлении ацетилена другими газами, например азотом, метаном или пропаном.

При длительном соприкосновении ацетилена с медью и серебром образуются ацетилениды меди и серебра, которые взрываются при ударе или повышении температуры. Поэтому при хранении ацетилена не используются материалы, содержащие медь (например, вентили баллонов).

Ацетилен обладает незначительным токсическим действием. Для ацетилена нормирован ПДКм.р. = ПДК с.с. = 1,5 мг/м³ согласно гигиеническим нормативам ГН 2.1.6.1338-03 «Предельно допустимые концентрации (ПДК) загрязняющих веществ в атмосферном воздухе населённых мест».

ПДКр.з. (рабочей зоны) не установлен (по ГОСТ 5457-75 и ГН 2.2.5.1314-03), так как концентрационные пределы распределения пламени в смеси с воздухом составляет 2,5—100 %.

Хранят и перевозят его в заполненных инертной пористой массой (например, древесным углём) стальных баллонах белого цвета (с красной надписью «А») в виде раствора в ацетоне под давлением 1,5—2,5 МПа.

1. ↑ ГОСТ 5457-75. Ацетилен растворённый и газообразный технический. Технические условия
2. ↑ ^{1 2 3 4} http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0008.html
3. ↑ Видео данного процесса
4. ↑ ^{1 2} Хвостов, 1988.
5. ↑ Лапидус А. Л., Голубева И. А., Жагфаров Ф. Г. Газохимия. Учебное пособие. — М.: ЦентрЛитНефтеГаз, 2008. — 450 с. — ISBN 978-5-902665-31-1.
6. ↑ Большая энциклопедия нефти и газа. Неприятный запах — ацетилен (неопр.). Дата обращения 10 октября 2013.
7. ↑ Корольченко. Пожаровзрывоопасность веществ, 2004, с. 198.
8. ↑ Миллер. Ацетилен, его свойства, получение и применение, 1969, с. 72.
9. ↑ Ацетилен (неопр.) (недоступная ссылка). Дата обращения 10 октября 2013. Архивировано 1 октября 2013 года.
10. ↑ В России разработали ракетный двигатель на аммиаке — Известия

• Миллер С. А. Ацетилен, его свойства, получение и применение. — Л.: Химия, 1969. — Т. 1. — 680 с.
• Корольченко А. Я., Корольченко Д. А. Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения. Справочник: в 2-х частях. Часть 1. — М.: Ассоциация «Пожнаука», 2004. — 713 с. — ISBN 5-901283-02-3.
• Хвостов И. В. Ацетилен // Химическая энциклопедия: в 5 т. / И. Л. Кнунянц (гл. ред.). — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: А—Дарзана. — С. 226—228. — 623 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-008-8.

Теллуроводород — Википедия

Теллуроводород
({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}})
Традиционные названия	гидрид теллура, теллурид водорода, дигидрид теллура, дигидротеллурид
Хим. формула	H2Te
Состояние	газ
Молярная масса	129,6159 г/моль
Плотность	3,310 г/см³
Температура
• плавления	−49 °C
• кипения	−2,2 °C
Энтальпия
• образования	99,60 кДж/моль
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}}	2,6
Растворимость
• в воде	0,7 г/100 мл
• в этаноле	растворим
Рег. номер CAS	7783-09-7
PubChem	21765
Рег. номер EINECS	231-981-5
SMILES
InChI
ChEBI	49907
ChemSpider	20455
Пиктограммы ECB
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Теллуроводоро́д (теллуран) — бинарное неорганическое соединение водорода и теллура с формулой H₂Te. Представляет собой при нормальных условиях бесцветный, горючий, легкоразлагающийся газ с весьма неприятным запахом (напоминает чесночный запах арсина). Очень ядовит.

Молекула H₂Те подобна молекуле сероводорода, имеет «изогнутую» структуру H-Те-H с углом между атомами водорода 89,5° и с расстоянием между атомами H и Te 0,169 нм.

Химические свойства теллуроводорода схожи со свойствами сероводорода, но в водных растворах H₂Te более диссоциирован.

H₂Те, как и селеноводород является очень сильным восстановителем, например, обесцвечивает раствор иода:

h3Te+I2→2HI↑+Te{\displaystyle {\mathsf {H_{2}Te+I_{2}\rightarrow 2HI\uparrow +Te}}}

H₂Те очень нестойкое соединение, уже при 0 °C в темноте медленно разлагается на элементы, при освещении скорость разложения нарастает (фотодиссоциация). Жидкий H₂Те на свету разлагается очень быстро, именно от этого он на свету весьма быстро приобретает зеленовато-жёлтый цвет из-за растворения в нём элементарного теллура:

h3Te→Te+h3↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}Te\rightarrow Te+H_{2}\uparrow }}}

Теллуроводород горит в воздухе или кислороде синим пламенем, с образованием диоксида теллура и воды:

2h3Te+3O2→2h3O+2TeO2{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}Te+3O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+2TeO_{2}}}}

Окисляется кислородом воздуха, особенно во влажном воздухе, до элементарного теллура даже при 0 °C:

2h3Te+O2→2Te+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}Te+O_{2}\rightarrow 2Te+2H_{2}O}}}

Для получения H₂Те практически непригодны реакции взаимодействия теллуридов с водой или кислотами, так как из-за разложения образующегося H₂Те его выход очень мал.

Al2Te3+6HCl→3h3Te↑+2AlCl3{\displaystyle {\mathsf {Al_{2}Te_{3}+6HCl\rightarrow 3H_{2}Te\uparrow +2AlCl_{3}}}}

Поэтому используется электролитический метод с применением теллурового катода, платинового анода и серной (или ортофосфорной) кислот в качестве электролита при плотности тока несколько А/дм² Процесс ведут при температуре около или немного ниже 0 °C.

Очистка[править | править код]

Выходящий из электролизёра газ (смесь H₂Те, водорода, азота и водяного пара) предварительно глубоко осушают, пропуская последовательно через 2 колонки, наполненные плавленым хлоридом кальция и пентоксидом фосфора, затем, для отделения водорода и азота, газ пускают в приёмник, охлаждаемый жидким азотом или твердой углекислотой, где H₂Те кристаллизуется. Процесс ведут в темноте или при очень слабом освещении.

Хранение[править | править код]

В твердом состоянии, при температуре жидкого азота. При этом H₂Те разлагается очень медленно.

Предосторожности[править | править код]

Ввиду чрезвычайно высокой токсичности все работы с применением H₂Те ведут в вытяжных шкафах.

Раствор H₂Те в воде называют теллуроводородной кислотой. Её соли называют теллуридами. Как правило, эти соли — устойчивые соединения. Практически все теллуриды плохо растворимы в воде и окрашены в чёрный либо серый цвет. Исключение составляют теллуриды щелочных металлов и аммония, а также теллурид бериллия — бесцветные гигроскопические кристаллы, образующие кристаллогидраты. Растворы теллуридов в результате гидролиза имеют щелочную реакцию.

Пример реакции, не имеющей практического значения из-за трудности получения H₂Те:

CaO+h3Te→CaTe+h3O{\displaystyle {\mathsf {CaO+H_{2}Te\rightarrow CaTe+H_{2}O}}}

Поэтому теллуриды получают, как правило, прямым синтезом из элементов:

2K+Te→K2Te{\displaystyle {\mathsf {2K+Te\rightarrow K_{2}Te}}}

Так как H₂Те — двухосновная кислота, можно было бы ожидать существование наряду со средними кислых солей, например как у селенидов, однако гидротеллуриды неизвестны.

Многие теллуриды металлов, особенно II группы таблицы Менделеева, обладают полезными термоэлектрическими, полупроводниковыми и фотополупроводниковыми свойствами.

H₂Те применяется в электронной технологии для получения тончайших плёнок металлического теллура на различных подложках в процессах разложения или окисления: (1), (2). Также применяется для легирования из газовой фазы арсенида галлия, придавая ему электронный тип проводимости.

Теллуроводород очень токсичен, является гемолитическим ядом. Вдыхание теллуроводорода вызывает головную боль, тошноту и общую слабость; в дальнейшем присоединяются нарушения дыхания и кровообращения.

1-й класс опасности по ГОСТ 12.1.007-76.

• Гринвуд Н., Эрншо А. «Химия элементов». — Т.1. — М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008 стр. 56
• Гринвуд Н., Эрншо А. «Химия элементов». — Т.2. — М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008 стр. 117
• Некрасов Б. В. «Основы общей химии». — Т.1. — М.: Химия, 1973 стр. 352
• Рабинович В. А., Хавин З. Я. «Краткий химический справочник». — Л.: Химия, 1977 стр. 104
• Gal, J.-F.; Maria, P.-C.; Decouzon, M., The Gas-Phase Acidity and Bond Dissociation Energies of Hydrogen Telluride, Int. J. Mass Spectrom. Ion Proc., 1989, 93, 87.
• Новый справочник химика и технолога. Основные свойства неорганических, органических и элементорганических соединений / Редкол.: Скворцов Н. К. и др.. — СПб.: АНО НПО «Мир и семья», 2002. — 1280 с.

Бутан (вещество) — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 февраля 2016; проверки требуют 39 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 февраля 2016; проверки требуют 39 правок.

Бутан
({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}}) ({{{картинка малая}}})
Хим. формула	C4H10
Молярная масса	58,12 г/моль
Плотность	0,6010 (при 0 °C) г/см³
Энергия ионизации	10,63 ± 0,01 эВ[2]
Температура
• плавления	−138,4 °C
• кипения	−0,5 °C
• вспышки	−76 °F[1] и −60 °C[1]
• самовоспламенения	372 °C
Пределы взрываемости	1,6 ± 0,1 об.%[2]
Давление пара	2,05 ± 0,01 атм[2]
Растворимость
• в воде	6,1 мг в 100 мл
Рег. номер CAS	106-97-8
PubChem	7843
Рег. номер EINECS	203-448-7
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус	E943a
RTECS	EJ4200000
ChEBI	37808
Номер ООН	1011
ChemSpider	7555
Предельная концентрация	300 мг/м³
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Бута́н (C₄H₁₀) — органическое соединение, углеводород класса алканов. В химии название используется в основном для обозначения н-бутана. Такое же название имеет смесь н-бутана и его изомера изобутана CH(CH₃)₃. Название происходит от корня «бут-» (французское название масляной кислоты — acide butyrique, от др.-греч. βούτῡρον, масло^[3]) и суффикса «-ан» (принадлежность к алканам). Вдыхание бутана вызывает дисфункцию лёгочно-дыхательного аппарата. Содержится в природном газе, образуется при крекинге нефтепродуктов, при разделении попутного нефтяного газа, «жирного» природного газа. Как представитель углеводородных газов пожаро- и взрывоопасен, малотоксичен, имеет специфический характерный запах, обладает наркотическими свойствами. По степени воздействия на организм газ относится к веществам 4-го класса опасности (малоопасные) по ГОСТ 12.1.007-76^[4]. Вредно воздействует на нервную систему^[5].

Бутан имеет два изомера:

название	формула	структурная формула	температура плавления, °С	температура кипения, °С
н-бутан	CH3–CH2–CH2–CH3		−138,3	−0,5
изобутан	CH(CH3)3		−159,6	−11,7

• Бутан — бесцветный горючий газ, со специфическим запахом, при нормальном давлении легко сжижаем от −0,5 °C, замерзает при −138 °C; при повышенном давлении и обычной температуре — легколетучая жидкость. Критическая температура +152 °C, критическое давление 3,797 МПа.
• Растворимость в воде — 6,1 мг в 100 мл (для н-бутана, при 20 °C), значительно лучше растворяется в органических растворителях^[6]). Может образовывать азеотропную смесь с водой при температуре около 100 °C и давлении 10 атм.
• Плотность жидкой фазы — 580 кг/м³^[7]
• Плотность газовой фазы при нормальных условиях — 2,703 кг/м³.
• Теплота сгорания 45,8 МДж/кг (2657 МДж/моль (см.^[8]).

• Содержится в газовом конденсате и нефтяном газе (до 12 %). Является продуктом каталитического и гидрокаталитического крекинга нефтяных фракций. В лаборатории может быть получен по реакции Вюрца:

2C2H5Br+2Na→C4h20+2NaBr{\displaystyle {\mathsf {2C_{2}H_{5}Br+2Na\rightarrow C_{4}H_{10}+2NaBr}}}

Сероочистка (демеркаптанизация) бутановой фракции[править | править код]

Прямогонную бутановую фракцию необходимо очищать от сернистых соединений, которые в основном представлены метил- и этил- меркаптанами. Метод очистки бутановой фракции от меркаптанов заключается в щелочной экстракции меркаптанов из углеводородной фракции и последующей регенерации щелочи в присутствии гомогенных или гетерогенных катализаторов кислородом воздуха с выделением дисульфидного масла.

При свободнорадикальном хлорировании образует смесь 1-хлор- и 2-хлорбутана. Их соотношение хорошо объясняется разницей в прочности связей С—Н в позиции 1 и 2 (425 и 411 кДж/моль).

При полном сгорании на воздухе образует углекислый газ и воду. Бутан применяется в смеси с пропаном в зажигалках, в газовых баллонах в сжиженном состоянии. Температура кипения бутана −0,5 °C, значительно выше, чем у пропана (−42 °C), поэтому в чистом виде его можно использовать только в теплом климате. Иногда используются «зимние» и «летние» смеси с различным составом (в летних бутана до 50%, в зимних — не больше 15%). Теплота сгорания 1 кг — 45,7 МДж (12,72 кВт·ч).

2C4h20+13O2→8CO2+10h3O{\displaystyle {\mathsf {2C_{4}H_{10}+13O_{2}\rightarrow 8CO_{2}+10H_{2}O}}}

При недостатке кислорода образуется сажа, угарный газ или их смесь:

2C4h20+5O2→8C+10h3O{\displaystyle {\mathsf {2C_{4}H_{10}+5O_{2}\rightarrow 8C+10H_{2}O}}}

2C4h20+9O2→8CO+10h3O{\displaystyle {\mathsf {2C_{4}H_{10}+9O_{2}\rightarrow 8CO+10H_{2}O}}}

Фирмой DuPont разработан метод получения малеинового ангидрида из н-бутана при каталитическом окислении:

2C4h20+7O2→2C4h3O3+8h3O{\displaystyle {\mathsf {2C_{4}H_{10}+7O_{2}\rightarrow 2C_{4}H_{2}O_{3}+8H_{2}O}}}

н-Бутан — сырьё для получения бутилена, 1,3-бутадиена, компонент бензинов с высоким октановым числом. Бутан высокой чистоты и особенно изобутан может быть использован в качестве хладагента в холодильных установках. Производительность таких систем немного ниже, чем фреоновых, но бутан безопасен для окружающей среды, в отличие от фреоновых хладагентов.

В пищевой промышленности бутан зарегистрирован в качестве пищевой добавки E943a, а изобутан — E943b, как пропеллент.

Легковоспламеним. Пределы взрываемости 1,4—9,3 % в воздухе по объёму. ПДК в воздухе рабочей зоны — 300 мг/м³.

1. ↑ ^{1 2} https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/butane#section=Flash-Point
2. ↑ ^{1 2 3} http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0068.html
3. ↑ В свою очередь, др.-греч. βούτῡρον «масло» происходит от βοῦς «корова, вол» и τυρός «сыр».
4. ↑ ГОСТ 20448-90. Газы углеводородные сжиженные топливные для коммунально-бытового потребления
5. ↑ Газохроматографическое измерение массовых концентраций углеводородов: метана, этана, этилена, пропана, пропилена, н-бутана, альфа-бутилена, изопентана в воздухе рабочей зоны. Методические указания. МУК 4.1.1306-03 (УТВ. ГЛАВНЫМ ГОСУДАРСТВЕННЫМ САНИТАРНЫМ ВРАЧОМ РФ 30.03.2003)
6. ↑ Химическая энциклопедия Т1, М. 1988, стр. 331, Статья «Бутаны»
7. ↑ Физико-химические свойства пропан-бутановой смеси
8. ↑ бутан: физические и химические свойства (неопр.). www.chemport.ru. Дата обращения 9 сентября 2019.

Свойства водорода — урок. Химия, 8–9 класс.

Физические свойства

Водород имеет молекулярное строение. Его молекула h3 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной неполярной связью.

 

При обычных условиях водород — газ без цвета, запаха и вкуса. Это самое лёгкое вещество на Земле. Его плотность равна примерно \(0,9\) г/дм³. Водород в \(14,5\) раз легче воздуха.

 

В воде водород растворяется плохо (примерно \(2\) объёма на \(100\) объёмов воды), но может поглощаться некоторыми металлами. Например, \(1\) объём палладия может растворить до \(900\) объёмов водорода.

 

Температура кипения водорода низкая. Она равна \(–253\) °С. Ниже температура кипения только у гелия.

 

Молекулы водорода благодаря своей малой массе и размерам могут проникать сквозь стенки сосуда, в котором он содержится. Заполненный водородом шарик через некоторое время сдувается. При температуре \(300\)–\(600\) °С водород способен диффундировать сквозь стенки стеклянного или металлического сосуда.

Химические свойства

При комнатной температуре химическая активность водорода низкая. Она значительно повышается при нагревании.

 

1. Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами (кроме фосфора, кремния, инертных газов).

• Водород реагирует с кислородом. При этом образуется вода:

2h3+O2=t2h3O.

 

Смесь водорода с кислородом или с воздухом взрывоопасна.

• При освещении или нагревании идёт реакция с хлором, и образуется хлороводород:

h3+Cl2=hν2HCl.

 

Подобным образом водород реагирует и с другими галогенами: фтором, бромом, иодом.

• Если водород пропускать над нагретой серой, то образуется сероводород:

h3+S=th3S.

• В присутствии катализатора при повышенном давлении водород реагирует с азотом с образованием аммиака:

N2+3h3=t,p,k2Nh4.

 

Обрати внимание!

В реакциях с неметаллами водород является восстановителем.

 

2. Взаимодействие с простыми веществами-металлами.

При нагревании водород реагирует со щелочными и щелочноземельными металлами с образованием гидридов:

 

2Na+h3=t2NaH,

Ca+h3=tCah3.

 

Обрати внимание!

В реакциях с металлами водород является окислителем.

 

3. Взаимодействие со сложными веществами.

• Водород способен реагировать с оксидами металлов (кроме оксидов щелочных и щелочноземельных металлов, бериллия, магния, алюминия):

WO3+3h3=tW+3h3O,

CuO+h3=tCu+h3O.

• Водород реагирует с угарным газом с образованием метилового спирта:

CO+2h3→Ch4OH.

• Водород вступает в реакции со многими органическими веществами.

Источники:

Габриелян О. С. Химия. 9 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. М.: Дрофа, 2013. — 137 с.