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氫的製備－實驗室製法

氫的製備－實驗室製法. 金屬與水反應 Ⅰ Ａ及 Ⅱ Ａ之 Ca 、 Sr 、 Ba 可 與冷水反應，產生氫氣。 2Na (s) + 2H 2 O (l) → 2NaOH (aq) + H 2(g) 鎂可與熱水反應產生氫氣。 Mg (s) + 2H 2 O Mg(OH) 2(S) + H 2(g) 鐵與高溫的水蒸氣作用，產生氫氣。 3Fe (s) + 4H 2 O (g) Fe 3 O 4(s) + 4H 2(g) 金屬與酸反應 Zn (s) + 2HCl (aq) → H 2(g) + ZnCl 2(aq)

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氫的製備－實驗室製法

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  1. 氫的製備－實驗室製法 • 金屬與水反應 • ⅠＡ及ⅡＡ之Ca、Sr、Ba可與冷水反應，產生氫氣。 • 2Na(s) + 2H2O(l)→ 2NaOH(aq) + H2(g) • 鎂可與熱水反應產生氫氣。 • Mg(s)+ 2H2O Mg(OH)2(S) + H2(g) • 鐵與高溫的水蒸氣作用，產生氫氣。 • 3Fe(s) + 4H2O(g)Fe3O4(s) + 4H2(g) • 金屬與酸反應 • Zn(s) + 2HCl(aq)→ H2(g) + ZnCl2(aq) • 兩性金屬與強鹼反應 • 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl(OH)4 + 3 H2

  2. 氫的製備－工業製法 • 電解水法：須加NaOH或H2SO4當電解質，幫助導電。 • 反應：2 H2O(l) 2H2(g) + O2(g) ∆H=571.6KJ • 每電解1莫耳水須提供電能285.8KJ，相當耗費電能。 • 水煤氣法 • 將水蒸氣通過灼熱(1000℃)的煤焦，產生水煤氣。 • C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) • 藉催化劑(Fe2O3、Cr2O3)使水煤氣再與水蒸氣反應，其中CO會氧化成CO2。 • CO(g) + H2(g) +H2O(g) CO2(g) + 2H2(g) • 將混合物加壓通過水，CO2會溶於水中，因而得到氫。 • 甲烷與水蒸氣用鎳催化分解法 • CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g)

  3. 氫的化學性質 • 具有可燃性，但不助燃。 • 與空氣混合，遇火焰會發生爆炸燃燒的危險。 • 高溫或燃燒時，可與鹼金屬、鹼土金屬等活潑金屬反應，生成金屬氫化物。 • 例：2Na + H2  2 NaH(s) Ca + H2→CaH2 • 金屬氫化物可與水反應，生成氫。 • 例：CaH2(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g) • 氫在高溫時，可用做還原劑，可還原活性小的金屬氧化物成為金屬。 • 例：CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(l)

  4. 氫的物理性質及用途 • 氫的物理性質： • 氫是無色、無味、難溶於水，最輕的物質。 • 氣體中最難液化者為氦，其次為氫。 • 氫的用途： • 氫氧焰：火焰溫度約2800℃，可熔接金屬。 • 做還原劑：H2 + CuO → Cu + H2O • 燃料：氫在燃燒之後，產生無污染的水，為最乾淨燃料。 • 合成氨的原料：3 H2 + N2→ NH3

  5. 液態空氣 • 液化方法：利用低溫、高壓的方法，即可將空氣液化成液態，液態空氣一般儲存於“杜而瓶” 。 • 杜而瓶：為雙層玻璃，中間抽成真空，以避免熱的傳導和對流，兩壁內層鍍銀以防輻射。 • 性質： • 外觀像水，呈淡藍色，密度比水小。 • 為混合物，沒固定沸點，主要成分為氮及氧。 • 用途： • 可分餾出氮(Bp –195.8℃)、氧(Bp -182.96℃)，是工業上氮及氧的主要來源。 • 可分餾出溶於液態空氣中的氦、氖等惰性氣體。 • 可做為冷劑。

  6. 惰性氣體(鈍氣)性質 • 該族位於週期表的ⅧA(18)族，最外層電子組態除氦為1s2外，其餘均為ns2np6。 • 皆為單原子分子，化學性質不活潑，稱為"鈍氣"或"惰性氣體"。 • 熔點、沸點及密度皆隨原子序增加而增大。 • 目前已有氪及氙的化合物被成功合成。

  7. 惰性氣體(鈍氣)性質 • 該族位於週期表的ⅧA(18)族，最外層電子組態除氦為1s2外，其餘均為ns2np6。 • 皆為單原子分子，化學性質不活潑，稱為"鈍氣"或"惰性氣體"。 • 熔點、沸點及密度皆隨原子序增加而增大。 • 目前已有氪及氙的化合物被成功合成。

  8. 氖(Ne)及氬(Ar) • 氖(Ne) • 製法：可由液態空氣分餾而得。 • 氖的性質及用途： • 氖在真空放電管中，可發生紅色光，用以製造廣告牌的霓虹燈。 • 氖的紅色光折射率甚小，能透過濃霧，用做飛機著陸及輪船進港領航之用。 • 氬(Ar) • 佔空氣體積0.93%，為空氣中含量最多之惰性氣體。 • 活性小，可灌充燈泡，保護鎢絲。

  9. 氪(Kr)、氙(Xe)、氡(Rn) • 氪、氙的沸點比氦、氖、氬及氮、氧高，在液態空氣分餾時，最後殘留。 • 氪、氙在真空放電管中，可發出藍色的光輝。 • 1962年，加拿大的巴勒特首先發現氙的黃色固體化合物(XePtF6)，第一個合成之惰性氣體化合物為XeF4，此後，數百個氪和氙的化合物相繼被合成。 • Xe + 2F2XeF4 • 氦、氖、氬目前仍無化合物被合成。 • 氡為放射性氣體，自然界幾乎不存在。

  10. 鹵素及其化合物 • 顏色狀態：F2:淡黃色氣體，Cl2:黃綠色氣體，Br2:暗紅色氣體，I2:紫黑色固體，At:放射性元素。 • 來源：F存在於氟石(CaF2)或冰晶石(Na3AlF6)礦石中，氯、溴、碘存在於海水苦滷中。 • 隨原子序遞增的性質：熔點、沸點、熔化熱、汽化熱、凡得瓦力，原子半徑。 • 隨原子序遞減的性質：活性、毒性、游離能、電負度、氧化力、解離能。 • X2(鍵能) ：Cl2 > Br2 > F2 > I2 • 氧化力：F2 > Cl2 > Br2 > I2 • 還原力：F-< Cl-< Br- <I- • 鹵化氫沸點：HF > HI > HBr > HCl

  11. 鹵素的反應 • 與水反應： • 2 F2 + 2 H2O  4HF + O2 • Cl2 + H2O HCl + HClO • Br2 + H2O  HBr + HBrO • 鹵素之間相互取代反應： • Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2 Br2 + 2 I- 2 Br- + I2 • 鹼液可分解鹵素： • Cl2 + 2OH-→ Cl- + OCl- + H2O [ 3ClO-→ClO3- + 2Cl- ] • Br2+ 2OH-  Br- + OBr- + H2O • 3I2 + 6OH-→ 5I- + IO3- + 3H2O • 氫鹵酸的酸性強弱：HI >HBr >HCl >HF

  12. 鹵素的檢驗 • 加入AgNO3可檢驗鹵離子X- • F- + Ag+不沈澱 • Cl- + Ag+ AgCl(白色，可溶於氨水) • Br- + Ag+  AgBr(淡黃色) • I- + Ag+  AgI(黃色) • 鹵化銀遇到陽光會變黑。照相軟片上塗有溴化銀，軟片遇光時，銀離子會沉積在軟片上，未感光的溴化銀可用定影液(Na2S2O3)溶解。 • AgBr(s) + S2Ｏ32-(aq) → Ag(S2O3)23-(aq) + Br-(aq)

  13. 氟(F2) • 製造：F是最強的氧化劑，無法用置換法(氧化)製造。只能經由電解KF熔鹽中的氟化氫(HF)而得。 • 2HF(KF熔鹽) H2(陰) + F2(陽) • HF溶於熔融的KF中形成K+與HF2-離子。 • 性質及用途： • HF分子間有氫鍵，故為弱酸。酸性：HF<HCl<HBr<HI • HF會溶蝕玻璃，不可用玻璃容器貯存。 • 4HF+SiO2SiF4 + 2H2O (Si-F鍵能>Si-O ) • 曾用於氟利昂(CF2Cl2或CFCl3)作為冷媒，CF2Cl2會破壞臭氧層，現改用CH2FCF3氫氟碳化物。 • 特氟綸(C2F4)的聚合物，抗熱抗蝕容器。 • 六氟化鈾(UF6)可分離鈾的同位素。 • 水中加入1ppm 的NaF，Na2SiF6、H2SiF6或Na2PO3F可預防齲齒。

  14. 溴(Br2) • 製備 • 實驗室製造：溴化物、MnO2及硫酸混合反應。 2Br- + MnO2 + 4H+  Br2 + Mn2+ + 2H2O • 工業上製法：從海水苦滷或鹽井水，以氯氧化製造。 Cl2 + 2Br-→Br2 + 2Cl- • 性質與用途： • 暗紅褐色，發煙重質液體。 • 汽油添加劑二溴乙烷(C2H4Br2)。 • 可作各種農藥。 • 底片感光劑(AgBr)。

  15. 碘( I2 ) • 實驗室製法：將碘化物、二氧化錳、硫酸混合加熱。 Cl2 + 2I- 2Cl- + I2 • 工業製法：智利硝石中含有少量NaIO3，以亞硫酸鹽還原成I2。 2IO3- + 5HSO3-  I2 + 5SO42- + 3H+ + H2O • 將海藻燃燒成灰(含0.5~1.5%的I-)，再以Cl2氧化。 • 性質及用途： • 製造昂貴，用途受限，主要為醫藥或攝影感光片。 • 食鹽中添加微量NaI，預防甲狀腺腫大。 • 碘滴定： • 氧化劑：I2 + 2S2O32-  2I- + S4O62- • 還原劑：2I- + H2O2 + 2H+  I2 + H2O

  16. O O O Cl O Cl O O Cl O O Cl O H H H H O 鹵素的含氧酸 • 氯的含氧酸：次氯酸(HClO ) 、亞氯酸(HClO2 ) 、氯酸(HClO3 ) 、過氯酸( HClO4 ) • 含氧酸內鹵原子氧化數愈大，酸性愈強。 • 酸性強度：HClO4> HClO3> HClO2> HClO • 氯的含氧酸結構 sp3(直線) sp3(角形) sp3(角錐形) sp3(四面體) • 氟無正氧化數，無含氧酸。 • 酸性強度：HClO3 > HBrO3 > HIO3 • 氧化力：HClO3>HBrO3>HIO3；HClO>HClO2>HClO3>HClO4

  17. 次氯酸及亞氯酸 • 次氯酸(HClO)的製造 • 通入Cl2於冷水中可得HClO。 Cl2 + H2OHCl + HClO • 將Cl2通入鹼液中可得ClO-。 Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaOCl + H2O • 次氯酸及次氯酸鹽的性質及用途 • 次氯酸是弱酸，但為極強氧化劑，具漂白作用。 • 次氯酸鈉可為游泳池的消毒劑及脫臭劑，在家庭可用為漂白劑。 • 亞氯酸的製備： • 通二氧化氯於鹼性溶液中可得亞氯酸鹽。 2ClO2 + 2OH-→ ClO2- + ClO3- + H2O • HClO2不安定，但亞氯酸鹽較安定。

  18. 氯酸(HClO3) • 製備 • 可將ClO-加熱製得ClO3-。 3ClO-2Cl-+ClO3- • 通氯於熱的氫氧化鈉溶液，或電解NaCl水溶液並加以攪拌、加熱，即可得ClO3-。。 3Cl2 + 6NaOH → NaClO3 + 5NaCl + 3H2O • 性質 • 濃度高於40%不安定，會分解。 • HClO3或其鹽類均為強氧化劑，KClO3可作炸藥。 • KClO3強熱可分解出O2。 反應：2KClO3→ 2KCl + 3O2

  19. 過氯酸( HClO4 ) • 製備 • 氯酸鉀( KClO3 )加熱使分解產生過氯酸鉀( KClO4 )。 4KClO3 3KClO4 + KCl • 再低壓蒸餾過氯酸鉀與硫酸的混合液可得過氯酸。 KClO4 + H2SO4→ HClO4 + KHSO4 • 性質 • 過氯酸( HClO4 )是氯的含氧酸中最安定的酸。 • 過氯酸鉀( KClO4 )在高溫或敲擊時，容易爆炸。 • 過氯酸鎂[ Mg(ClO4)2 ]可做乾燥劑。

  20. 硫及其化合物 • 存在：常以元素態存在。部份以化合物形式存在，如黃鐵礦(FeS2) 、石膏(CaSO4·2H2O) 、瀉藥(MgSO4·7H2O) 等。 • 同素異形體—有斜方硫、單斜硫、彈性硫 • 斜方硫與單斜硫均為S8之環形晶體結構，無臭味，難溶於水的黃色固體，可溶於CS2中，溶於CS2後蒸乾即可得斜方硫(最安定)。 • 彈性硫：為具有彈性的非晶體，常溫不安定，室溫久置會變為斜方硫。

  21. 硫加熱時的變化 • 常溫下最安定是斜方硫，加熱至95.6℃，緩慢轉變成針狀單斜硫。 • 熱至160℃，黏度突增而變成褐色，由於S8 斷裂成互相交錯的長鏈。 • 熱至200℃以上，黏度降低，因長鏈之硫斷裂成更的小分子。 • 隨溫度上升，氣態硫中含有S8、S6、S4、S2分子。 • 彈性硫在常溫下會逐漸變回斜方硫。

  22. 工業上硫酸的製備 • 接觸法： • 在400~450℃時，將SO2與O2混合物以V2O5當催化劑，反應生成SO3。 • 所得SO3通入90%的硫酸中，形成焦硫酸(H2S2O7)。 • 焦硫酸俗稱發煙硫酸，氧化力強於H2SO4。繼而加水調成所需要的濃度。 • 焦硫酸(H2S2O7)可視為由兩的H2SO4失去一分子的水而得者。 • SO3 + H2SO4(90%) → H2S2O7 (焦硫酸) • 鉛室法： • 1746年發現，在鉛製反應器中製造，其法為SO2在空氣、水汽、NO、NO2共存下反應，以NO當催化劑，可得70%硫酸。 • 2NO + O2 2NO2 • SO2 + NO2 NO + SO3 • SO3 + H2O  H2SO4 (可得70%的濃度)

  23. 硫酸的結構及性質 H2SO4分子模型

  24. 硫酸的反應 • 焦硫酸(H2S2O7)：兩分子硫酸縮合一分子水而形成。 • 與活性小的金屬(Cu、Ag)反應，生成SO2。 Cu + 2H2SO4→ CuSO4 + SO2 + 2H2O • 與活性大的金屬(Zn)反應，生成S。 3Zn + 4H2SO4(濃) → 3ZnSO4 + S + 4H2O • 濃硫酸與碳、硫反應，生成SO2。 • C + H2SO4 CO2 + SO2 + 2H2O • 濃硫酸具有強脫水性 • C12H22O11 12C + 11 H2O • CuSO4·5H2O CuSO4 + 5H2O • 硫酸的氧化力比磷酸強，但比硝酸弱。 • 稀硫酸，無吸水性，無脫水作用，無氧化力，可用硫酸根加以檢驗之。 • Ba2+ + SO42-  BaSO4(白色沉澱)

  25. 亞硫酸(H2SO3)與硫代硫酸鈉(Na2S2O3） • 亞硫酸的游離式： • Ｈ２SO2  HSO3- + H+K1=1.3×10-2 • HSO3-SO3- + H+ K2=5.6×10-8 • SO2之酸性溶液為溫和還原劑，亞硫鹽的鹼性溶液為一強還原劑。 SO2 + 2H2O  SO42- + 4H+ + 2e- E=-0.17V SO32- + 2OH-  SO42- + H2O + 2e- E=+0.93V • 硫代硫酸鈉(Na2S2O3)：俗名海波或大蘇打。可由亞硫酸鈉與S共煮而得。SO32- + S  S2O32-( 或Na2SO3 + S  Na2S2O3) • 硫代硫酸根為強還原劑，與強氧化劑(Cl2)反應生成硫酸根(SO42-)，但與弱氧化劑(I2)反應生成四硫磺酸根(S4O62-) S2O32- + 4Cl2 + 5H2O → 2SO42- + 8Cl- + 10H+ 2 S2O32- + I2→ S4O62- + 2I- • 在照相術中當定影劑，將溴化銀溶解。 2 S2O32- + AgBr → Ag(S2O3)23- + Br-

  26. SO2與SO3性質比較表 分子共振

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